Игровой автомат Sharky (игра Рыбак) играть онлайн бесплатно без регистрации. Значения рн растворов гидролизующихся солей Определить ph 0.02 н раствора соды na2co3

Рассмотрим методику расчёта pH в растворах гидролизующихся солей. Равновесные концентрации участников процесса гидролиза по каждой ступени (вода не учитывается) связаны друг с другом через соответствующую константу гидролиза К г, которую рассчитывают по следующему правилу:

константа гидролиза К г равна частному от деления ионного произведения воды К w = 10 –14 на константу диссоциации К а слабой кислоты (К b слабого основания), которые образовались в результате гидролиза.

Пример. Слабая фосфорная кислота диссоциирует по трем ступеням:

H 3 PO 4 → H 2 PO 4 – → HPO 4 2– → PO 4 3–

константы диссоциации Kа 1 Kа 2 Kа 3

при этом образуются три типа анионов, способных к гидролизу.

Ион PO 4 3– гидролизуется по трем ступеням и каждая из них имеет свою константу гидролиза: PO 4 3- → HPO 4 2- → H 2 PO 4 - → H 3 PO 4. Константа гидролиза: K г1 = К w / Ка 3 ; K г2 = К w / Ка 2 ; K г3 = К w / Ка 1 .

В качестве примера рассмотрим простейший случай расчета pH в растворе средней соли, например, фосфата натрия с молярной концентрацией с 0 моль/л.

Na 3 PO 4 → 3Na + + PO 4 3–

Обозначим степень гидролиза иона PO 4 3– по первой ступени через h 1 (h 1 <<1), тогда к моменту установления равновесия подверглось гидролизу с гидр. (PO 4 3–) = h 1 ·с 0 и

PO 4 3– + H 2 O ↔ HPO 4 2– + OH –

до гидролиза с 0 моль/л ½ ê - ½ -

равновесие = с 0 – с гидр. =½ ê = h 1 с 0 ½ = h 1 с 0

С 0 (1 – h 1)

Гидролизующийся ион PO 4 3– образовался по третьей ступени диссоциации фосфорной кислоты, поэтому К г1 = ,

откуда h 1 = , = h 1 С 0 = и pOH = - lg = =(), а pH = 14 – pOH .

Заметим, что использование упрощенной формулы (1 << h 1) возможно, если константа гидролиза К г < 10 –3 , концентрация иона с 0 > 0,001 моль/л; в противном случае следует проводить вычисления по общей формуле.

Расчет рН в растворах кислых солей более сложен, поскольку анион может участвовать в двух конкурирующих процессах – гидролиза и диссоциации. Тем не менее, можно легко определить характер раствора, сравнивая константы равновесия этих процессов, и преобладает тот из них, у которого константа больше.

Пример – в растворе гидрофосфата натрия Na 2 HPO 4 → 2 Na + + HPO 4 2– , причем ион HPO 4 2– может далее

а) диссоциировать по III ступени HPO 4 2– ↔ PO 4 3– + Н + ; К 3 (Н 3 РО 4) = 1,26·10 –12

б) гидролизоваться HPO 4 2– + H 2 O ↔ H 2 PO 4 – + OH – К г = К w / К 2 (Н 3 РО 4) =

10 –14 / 6,34·10 –8 = 1,57·10 –7 .

Видно, что преобладает процесс гидролиза HPO 4 2– и раствор данной соли слабощелочной.

ОБУЧАЮЩИЕ ЗАДАЧИ

1. Вычислить константу гидролиза К г, степень гидролиза h и рН раствора хлорида аммония с концентрацией соли с(NH 4 Cl)=0,01 моль/дм 3 .

1) соль NH 4 Cl образована сильной кислотой HCl и слабым основанием NH 4 OH – гидролиз по катиону; гидролиз соли – процесс обратимый.

NH 4 Cl + H 2 O = NH 4 OH + HCl

NH 4 + + H 2 O Û NH 4 OH + H + - в результате гидролиза образуются ионы Н + , т.е. среда в растворе кислая.

2) константу гидролиза К г рассчитывают по формуле:

где К w – ионное произведение воды, К w =10 -14 (25 0 С); К b (NH 4 OH) – константа ионизации основания (справочная величина), К b (NH 4 OH)=1,74·10 -5 .

3) степень гидролиза h соли рассчитывают по формуле:

где c о – молярная концентрация соли в растворе.

4) концентрация Н + ионов равна концентрации гидролизованной части соли и ее определяют по формуле:

Ответ: константа гидролиза соли NH 4 Cl равна 5,75·10 -10 ; степень гидролиза составила 2,4·10 -4 ; рН раствора равен 5,62.

2. Определить константу гидролиза, степень гидролиза и рН раствора ацетата калия, если концентрация с (СН 3 СООК)=0,1моль/дм 3 , а К а (СН 3 СООН)=1,8·10 -5 .

1) соль CH 3 COOK образована слабой кислотой CH 3 COOH и сильным основанием KOH – гидролиз по аниону, среда в результате гидролиза щелочная:

CH 3 COOK + H 2 O = CH 3 COOH + KOH;

СH 3 COO - + H 2 O Û CH 3 COOH + OH - – накапливаются ионы ОН - , среда щелочная.

2) константу гидролиза К г рассчитывают по формуле:

где К а – константа ионизации кислоты.

2) степень гидролиза h соли рассчитывают по уравнению:

где с 0 – концентрация соли в растворе.

3) концентрация ОН - - ионов равна концентрации гидролизованной части соли.

Федеральное агентство по образованию РФ

Новгородский Государственный Университет им. Ярослава Мудрого

Кафедра химии и экологии

Водородный показатель

Гидролиз солей

Великий Новгород

Водородный показатель: Метод указ. / Сост. ; ; /

НовГУ им. Ярослава Мудрого, - Великий Новгород, 2012

Рассмотрены теоретические методы расчета и экспериментальные способы определения концентрации водородных ионов в растворах электролитов (рН растворов).

Методические указания предназначены для студентов всех специальностей, изучающих курс химии.

Утверждено на заседании кафедры химии и экологии НовГУ им. Ярослава Мудрого ……………….

Зав. кафедрой ХиЭ

ВВЕДЕНИЕ

Протекание различных химических процессов сильно зависит от реакции среды в растворе. Поэтому величина рН раствора является важнейшим показателем, который необходимо контролировать как при проведении реакций в научно-исследовательских лабораториях, так и в ходе разнообразных технологических процессов.

Настоящая лабораторная работа даёт возможность освоить способы измерения и методы расчёта рН в водных растворах электролитов. Перед её выполнением необходимо усвоить понятия: ионное произведение воды, характер среды, индикатор, гидролиз солей, водородный показатель.

I. ЦЕЛЬ РАБОТЫ

Изучить методы расчета рН растворов электролитов.

Освоить методы определения рН растворов.

2. ОСНОВНЫЕ ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ПОЛОЖЕНИЯ

2.1. Водородный показатель. Ионное произведение воды

Водородный показатель (рН) величина, характеризующая активность или концентрацию ионов водорода в растворах. Водородный показатель обозначается рН.

Водородный показатель численно равен отрицательному десятичному логарифму активности или концентрации ионов водорода, выраженной в молях на литр:

https://pandia.ru/text/80/203/images/image002_74.gif" width="134" height="31 src=">

Константа диссоциации при 22° С составляет

https://pandia.ru/text/80/203/images/image004_50.gif" width="370" height="33">

Для воды и ее растворов произведение концентраций ионов Н+ и ОН- величина постоянная при данной температуре. Она называется ионным произведением воды и при 25° С составляет .

Постоянство ионного произведения воды дает возможность вычислить концентрацию ионов если известна концентрация ионов ОН
и наоборот: https://pandia.ru/text/80/203/images/image010_29.gif" width="72" height="21">,эти концентрации (каждая из них) равны моль/л, т..gif" width="93" height="21 src="> и

рОН=-lg[ OH-]

Если >10https://pandia.ru/text/80/203/images/image015_26.gif" width="15" height="19 src=">моль/л -среда кислая; рН<7.

Если <10https://pandia.ru/text/80/203/images/image015_26.gif" width="15" height="19 src=">моль/л -среда щелочная; рН>7.

В любом водном растворе рН + рОН =14, где Биологическая хиимя" href="/text/category/biologicheskaya_hiimya/" rel="bookmark">биохимических процессов, для различных производственных процессов, при изучении свойств природных вод и возможности их применения и т.д.

2.2 Вычисление рН растворов кислот и оснований.

Для вычисления рН растворов кислот и оснований следует предварительно вычислить молярную концентрацию свободных ионов водорода () или свободных гидроксил ионов (https://pandia.ru/text/80/203/images/image018_20.gif" width="75" height="21 src=">; рОН-=-lg[ OH-]; рН + рОН =14

Концентрация любого иона в моль/л в растворе электролита можно вычислить по уравнению

https://pandia.ru/text/80/203/images/image020_18.gif" width="13" height="13 src=">-степень диссоциации электролита;

n -количество ионов данного вида, которое получается при распаде одной молекулы электролита.

Если электролит слабый, то значение степени диссоциации может быть определено на основании закона разбавления Оствальда:

https://pandia.ru/text/80/203/images/image019_20.gif" width="120" height="24 src=">= √ СмКдис

Пример 1. Вычислить рН 0,001H раствора гидроксида натрия.

Решение: гидроксид натрия является сильным электролитом, диссоциация в водном растворе происходит по схеме:

https://pandia.ru/text/80/203/images/image008_33.gif" width="11" height="19">(моль/л) в растворе равна:

Пример 2. Вычислить рН 1%-ного раствора муравьиной кислоты, считая, что плотность раствора равна 1г/мл; Кдисс =

Решение: 1л раствора содержит 10г НСООН, что составляет 10/46= =0,22моль, где 4б г/моль - молярная масса муравьиной кислоты. Следовательно, молярная концентрация раствора равна 0,22моль/л. Муравьиная кислота – слабый электролит, поэтому

https://pandia.ru/text/80/203/images/image026_17.gif" width="135" height="20 src=">,

https://pandia.ru/text/80/203/images/image014_29.gif" width="28" height="21"> и

[Н+] = 10-рН =10-4,3 = 5∙10-5моль/л; моль/л.

2.3. Реакция в растворах солей. Гидролиз.

Реакция водного раствора зависит не только от наличия в нем кислот или оснований, но также и от присутствия некоторых солей. Многие соли, растворяясь в воде, способны смещать реакцию среды в ту или иную сторону. При этом происходит

химическое взаимодействие между ионами соли и молекулами воды, сопровождающееся образованием слабых кислот или слабых оснований или малодиссоциируемых ионов. Эта реакция получила название гидролиза солей.

Гидролиз соли - это обратимый, обменный процесс взаимодействия ионов соли с водой, приводящий к образованию слабых электролитов. В результате гидролиза изменяется кислотность среды.

Рассмотрим наиболее типичные случаи гидролиза солей.

1. Соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой (гидролиз по катиону).

В растворе накапливаются ионы, в результате чего реакция смещается в кислую сторону, рН в растворах солей подобного типа меньше7.

2. Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой (гидролиз по аниону).

https://pandia.ru/text/80/203/images/image032_16.gif" width="28" height="20"> в растворе, среда щелочная, рН>7.

3. Соль, образованная слабой кислотой и слабым основанием (гидролиз по катиону и по аниону).

Аммоний" href="/text/category/ammonij/" rel="bookmark">аммония происходит образование двух слабых электролитов, раствор оказывается близким к нейтральному, рН~7.

4. Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой.

Соли подобного типа гидролизу не подвергаются..gif" width="28" height="20"> воды слабодиссоциируюших или труднорастворимых соединений, равновесие между ионами и молекулами воды не нарушается и раствор остается нейтральным, рН равен 7.

Особенности гидролиза солей, образованных слабыми многоосновными кислотами, а также солей, образованных слабыми многокислотными основаниями.

Гидролиз солей, образованных слабыми многоосновными кислотами, а также солей, образованных слабыми многоосновными основаниями, протекает ступенчато. В результате гидролиза по первой ступени образуются соответственно кислая или основная соль:

https://pandia.ru/text/80/203/images/image032_16.gif" width="28" height="20"> и препятствует дальнейшему протеканию гидролиза, и по второй ступени гидролиз практически не протекает.

2.4 Вычисление p H растворов солей

В качестве примера возьмем гидролиз ацетата натрия:

https://pandia.ru/text/80/203/images/image036_15.gif" width="207" height="23 src=">

Константа равновесия этой реакции

Так как концентрация воды практически остается постоянной, ее можно объединить с константой равновесия:

https://pandia.ru/text/80/203/images/image032_16.gif" width="28" height="20"> через ионное произведение воды [ и

подставив эту величину в уравнение Кг получаем

https://pandia.ru/text/80/203/images/image041_13.gif" width="32" height="19"> - константа диссоциации слабой кислоты.

В общем случае, если исходную концентрацию аниона слабой кислоты Аобозначить через С моль/л, то Ch моль/л – это концентрация той части аниона А, которая подверглась гидролизу и образовала Ch моль/л слабой кислоты HA и Ch моль/л гидроксильных ионов:

где: h – степень гидролиза, т.е доля молекул соли, подвергающихся гидролизу.

Константа гидролиза соли:

https://pandia.ru/text/80/203/images/image046_12.gif" width="52" height="23 src=">откуда .

Так как , то

Аналогично соотношение можно получить и при рассмотрении гидролиза соли слабого основания и сильной кислоты:

https://pandia.ru/text/80/203/images/image052_9.gif" width="172" height="41 src=">

Константа гидролиза определяется уравнением:

https://pandia.ru/text/80/203/images/image054_9.gif" width="33" height="20">- константа диссоциации слабого основания по 2-ой ступени.

Пример 4. Определить pH 0.02Н раствора соды Na2C03, учитывая только первую ступень гидролиза.

Решение: Гидролиз соли протекает по уравнению

https://pandia.ru/text/80/203/images/image056_8.gif" width="121" height="21">

Выполнение работ" href="/text/category/vipolnenie_rabot/" rel="bookmark">выполнении работ следует выполнять общие правила техники безопасности для химических лабораторий. При попадании реактивов на кожу или одежду пораженный участок необходимо быстро обильно промыть водой.

4. ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ

Опыт №1. Определение рН при помощи индикаторов.

Для проведения опыта на рабочем столе находятся 5 банок с растворами электролитов. Внесите в первую колонку таблицы1формулы этих пяти электролитов и во вторую колонку (данная) значения их концентрации. На одной банке не указана концентрация (во второй колонке поставить прочерк) – раствор этого электролита будет использоваться и в первом, и во втором опытах.

Определите окраску индикаторов в растворах указанных пяти электролитов .

а) Для этого налейте в пробирки по 1мл растворов и добавьте в каждую пробирку 1-2 капли фенолфталеина . Результаты наблюдений запишите в табл.1,используя данные Приложения (таблица 1). Пробирки хорошо помыть для продолжения опыта.

б) Опыт повторите с использованием индикатора метилового оранжевого . Результаты наблюдений также запишите в табл. 1.

в) Для приближенного определения рН раствора пользуются универсальной индикаторной бумагой , или универсальными индикаторами, представляющими собой смесь нескольких индикаторов с различными областями перехода. По прилагаемой к универсальной индикаторной бумаге цветной шкале устанавливают, при каких значениях рН индикаторная бумага окрашивается в тот или иной цвет.

Стеклянной палочкой (или пробкой) нанесите 2-3 капли исследуемого раствора на универсальную индикаторную бумагу, сравните окраску еще сырого пятна с цветной шкалой. Результаты наблюдений внесите в табл. 1

Таблица 1

Фор-мула элект-ролита	Концентрация электролита	Фенолфталеин	Метиловый оранжевый	Универсаль-ный индикатор	рН по показа-нию рН-метра	Кдис слабого электро-лита	Расчет-ное значение

Опыт 2. Потенциометрическое определение рН.

Опыт выполняется под руководством лаборанта.

В кювету налить раствор электролита с неизвестной концентрацией и погрузить в нее электроды. Перед погружением в контрольный раствор электроды надо тщательно промыть дистиллированной водой и удалить с поверхности избыток воды фильтровальной бумагой.

Отсчет величины рH по шкале прибора следует производить после того, как показания примут установившееся значение.

Результат измерения внести в табл. 1 (рН по показанию рН-метра) на других строках колонки поставить прочерки.

Сущность потенциометрического метода :

При погружении электрода в раствор между поверхностью шарика стеклянного (литиевого) электрода и раствором происходит обмен ионами, в результате которого ионы лития в поверхностных слоях замещаются ионами и стеклянный электрод приобретает свойства водородного электрода. Между поверхностью стекла и контрольным раствором возникает разность потенциалов ,величина которой определяется концентрацией ионов в растворе и температурой раствора:

https://pandia.ru/text/80/203/images/image060_8.gif" width="275" height="148">

1-полый шарик из электродного (литиевого) стекла;

2-стеклянный электрод;

3-внутренний контактный электрод;

4-вспомогательный электрод;

5-электролитический ключ;

6-пористая перегородка;

7-рН-метр рН-673.

Задание № 3.Теоретическое:

а) для раствора кислоты или основания с неизвестной концентрацией:

Написать уравнение электролитической диссоциации с учетом силы электролита;Для слабых электролитов в таблицу1 внести значения константы диссоциации(к1),

используя Приложение, таблица2;

- в растворе кислоты, используя значение рН по рН-метру, рассчитать концентрацию ионов водорода по формуле [Н+] = 10-рН;

-в растворе основания, используя значение рН по рН-метру, найти рОН=14-рН и сделать расчет концентрации гидроксид - ионов по формуле [ОН-] = 10-рОН;

Выразить из соответствующей формулы для расчета иона сильного или слабого электролита значение концентрации и сделать расчет.

б) для растворов кислот или оснований с известной концентрацией:

Написать уравнение электролитической диссоциации электролита. Указать обратим ли процесс для данного электролита;Для слабых электролитов в таблицу1 внести значения константы диссоциации(к1), используя Приложение, таблица2;

в) для раствора соли:

сделать перерасчет данной концентрации в молярную концентрацию. Плотность раствора принять равной 1г/мл;

Написать уравнение электролитической диссоциации электролита. Указать обратим ли процесс для данного электролита;

Написать молекулярные и ионно-молекулярные уравнения гидролиза по 1 ступени, указать по какому иону протекает гидролиз, кислотность среды и рН (< 7, > 7 или = 7);

Для слабых электролитов, ионы которых подвергаются гидролизу, в таблицу1 внести значения константы диссоциации по последней ступени(к, к2 или к3), используя Приложение, таблица2;

Сравнить расчетное значение с показаниями опыта1, сделать вывод.

г) основываясь на результатах наблюдения, сделайте вывод :

Можно ли с помощью фенолфталеина отличить: 1)кислую среду от нейтральной; 2)нейтральную от слабощелочной рН=8; 3) слабощелочную от умеренно щелочной рН=11?

Гидро́лиз (от др.-греч. ὕδωρ - вода и λύσις - разложение) - один из видов химических реакций сольволиза, где при взаимодействии веществ с водой происходит разложение исходного вещества с образованием новых соединений. Механизм гидролиза соединений различных классов: соли, углеводы, белки, сложные эфиры, жиры и др. имеет существенные различия.

Гидролиз солей - разновидность реакций гидролиза, обусловленного протеканием реакций ионного обмена в растворах (преимущественно, водных) растворимых солей-электролитов. Движущей силой процесса является взаимодействие ионов с водой, приводящее к образованию слабого электролита в ионном или (реже) молекулярном виде («связывание ионов »).

Различают обратимый и необратимый гидролиз солей

· 1. Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания (гидролиз по аниону):

(раствор имеет слабощелочную среду, реакция протекает обратимо

· 2. Гидролиз соли сильной кислоты и слабого основания (гидролиз по катиону):

(раствор имеет слабокислую среду, реакция протекает обратимо , гидролиз по второй ступени протекает в ничтожной степени)

· 3. Гидролиз соли слабой кислоты и слабого основания:

(равновесие смещено в сторону продуктов, гидролиз протекает практически полностью , так как оба продукта реакции уходят из зоны реакции в виде осадка или газа).

Соль сильной кислоты и сильного основания не подвергается гидролизу, и раствор нейтрален. См. также Электролитическая диссоциация.

Степень гидролиза

Под степенью гидролиза подразумевается отношение части соли, подвергающейся гидролизу, к общей концентрации её ионов в растворе. Обозначается α (или h гидр );
α = (c гидр /c общ)·100 %
где c гидр - число молей гидролизованной соли, c общ - общее число молей растворённой соли.
Степень гидролиза соли тем выше, чем слабее кислота или основание, её образующие.

Является количественной характеристикой гидролиза.

Константа гидролиза - константа равновесия гидролитической реакции. Так константа гидролиза соли равна отношению произведения равновесных концентраций продуктов реакции гидролиза к равновесной концентрации соли с учетом стехиометрических коэффициентов.

В общем случае для соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием:

, где - константа диссоциации слабой кислоты, образующейся при гидролизе

для соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием:

, где - константа диссоциации слабого основания, образующегося при гидролизе

для соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием:

Расчет pH:

Водоро́дный показа́тель , pH (произносится «пэ аш», английское произношение англ. pH - piː"eɪtʃ «Пи эйч») - мера активности (в очень разбавленных растворах она эквивалентна концентрации)ионов водорода в растворе, и количественно выражающая его кислотность, вычисляется как отрицательный (взятый с обратным знаком) десятичный логарифм активности водородных ионов, выраженной в молях на литр:

Вывод значения pH

В чистой воде при 25 °C концентрации ионов водорода () и гидроксид-ионов () одинаковы и составляют 10 −7 моль/л, это напрямую следует из определения ионного произведения воды, которое равно · и составляет 10 −14 моль²/л² (при 25 °C).

Когда концентрации обоих видов ионов в растворе одинаковы, говорят, что раствор имеет нейтральную реакцию. При добавлении к воде кислоты концентрация ионов водорода увеличивается, а концентрация гидроксид-ионов соответственно уменьшается, при добавлении основания - наоборот, повышается содержание гидроксид-ионов, а концентрация ионов водорода падает. Когда > говорят, что раствор является кислым , а при > - щелочным .

Для удобства представления, чтобы избавиться от отрицательного показателя степени, вместо концентраций ионов водорода пользуются их десятичным логарифмом, взятым с обратным знаком, который собственно и является водородным показателем - pH.

Несколько меньшее распространение получила обратная pH величина - показатель основности раствора, pOH, равная отрицательному десятичному логарифму концентрации в растворе ионов OH − :

как в любом водном растворе при 22 °C , очевидно, что при этой температуре.

Расчет активности ионов водорода по уравнениям закона действующих масс значительно упрощается, если брать отрицательные логарифмы входящих в эти уравнения величин. Введем следующие обозначения: а - активность, f - коэффициент активности, С - концентрация, К1 - первая и К2 - вторая константа диссоциации, Кш - константа диссоциации воды. Отрицательный десятичный логарифм активности ионов водорода обозначим рН.
Значения рС, рf, рК для различных концентраций, разной ионной силы и величины констант (рК) некоторых кислот и оснований приведены в табл. 1-3. Величина константы диссоциации воды и значения рКш ее при различных температурах приведены в табл. 4.

Пользуясь табл. 1-4, можно легко рассчитать значения рН некоторых растворов по следующим уравнениям (формулы 6-16):

Примеры расчетов по этим уравнениям приводим ниже. Для упрощения расчетов можно избежать вычислений ионной силы растворов для нахождения рf, приняв для одновалентных электролитов рf - 0,1, для двухвалентных рf - 0,2, для трехвалентных рf - 0,4; эти значения близки к показанным в табл. 3 при концентрациях, обычно применяемых в лабораторной практике (0,025-0,2 м.). В остальных случаях следует пользоваться данными табл. 3. При более приближенных расчетах можно совсем не учитывать поправку на рf.

При пользовании уравнениями (8)-(16) поправку на рf следует учитывать только в том случае, если при расчете используется значение концентрационной константы диссоциации (в табл. 2 эти константы не подчеркнуты).
Вывод уравнений (6)-(16) здесь не приводится; его можно найти в учебниках физической химии.
Сильные кислоты и основан и я - НСl, НNO3, НСlO4, H2SO4, КОН и др. Сильные кислоты и основания диссоциируют почти полностью. Поэтому активность ионов водорода растворов сильных кислот согласно (6) будет a = Cf, или в логарифмическом виде:

Для сильных оснований активность ионов водорода в растворах их может быть рассчитана из уравнения:

вывод которого легко может быть сделан с учетом равенств:

Слабые кислоты и основания - уксусная кислота, водные растворы аммиака, анилина и пр. Отрицательные логарифмы констант некоторых из них, или значения рК их, приведены в табл. 2.
По закону действующих масс для слабых кислот имеем:

Следует заметить, что при выводе уравнений (8) и (9) было принято, что концентрация недиссоциированной кислоты равна общей концентрации ее, или [НА]=С. Это приближенное равенство справедливо с точностью до 1 % только для кислот, константа диссоциации которых К равна или меньше 10в-3 или pК = 3. Таким образом, уравнениями (8) и (9) следует пользоваться для расчета рН кислот и оснований, для которых рК > 3. При рК меньше 3 следует пользоваться более сложными расчетами, которые здесь не приводятся.
Многоосновные слабые кислоты, имеющие две и более констант диссоциации - К1, К2, К3, и пр., например угольная, фосфорная, щавелевая и др. При расчете значения рН их растворов следует иметь в виду два случая: 1) между величинами первой и второй констант имеется существенная разница, так что рК2-рК1 > 3, и 2) величины первой и второй констант близки между собой, так что рК2-рK1 Во втором случае, т. е. когда рК2-рK1

Растворы солей. В зависимости от состава соли растворы их могут иметь щелочную, нейтральную или кислую реакцию. Поэтому при определении рН раствора их следует различать четыре случая: 1) соли, анион и катион которых принадлежат к сильному основанию и сильной кислоте; 2) соли, составленные слабой кислотой и сильным основанием; 3) соли, составленные сильной кислотой и слабым основанием; 4) соли, составленные слабой кислотой и слабым основанием.
Различная реакция водных растворов солей связана с разной степенью диссоциации сильных и слабых кислот и оснований. Выше было указано, что сильные электролиты диссоциируют в водных растворах полностью, а слабые - частично. Так как соли диссоциируют в водных растворах полностью, а слабые кислоты и основания частично, то при наличии в растворе анионов или катионов слабых кислот и оснований последние частично гидролизуются, переходят в сравнительно мало диссоциированные соединения, и в растворе появляется свободная сильная кислота или щелочь. Например, при растворении в воде соли NH4Cl (NH4 - катион слабого основания, Cl - анион сильной кислоты) происходит частичный гидролиз иона NH4 и переход его в сравнительно мало диссоциированное соединение NH4OH, а в растворе появляется свободная HCl:

Раствор такой соли будет кислым. Наоборот, при растворении в воде соли слабой кислоты и сильного основания по тем же причинам происходит подщелачивание раствора:

Очевидно, при расчете значения рН растворов солей следует учитывать степень диссоциации составляющих соль слабых кислот пли оснований или же величину констант диссоциации их.
1. Соли сильного основания и сильной кислоты: КСl, NaCl, KNO3 и др. Растворы этих солей должны иметь реакцию, близкую к нейтральной, так как ни анион, ни катион их не дают с водой малодиссоциированных соединений. Практически же в связи с ничтожной буферностью, присутствием загрязнений, а также растворенного углекислого газа растворы этих солей имеют значения рН, отличающиеся от 7 на величину до единицы и иногда даже более. Тщательная очистка солей перекристаллизацией и удаление из их растворов СO2 приближают реакцию растворов их к нейтральной.
2. Соли сильного основания и слабой кислоты - CH3COONa и др. В этом случае следует учитывать величину константы слабой кислоты, и величина рН растворов может быть вычислена по уравнению (11):

3. Соли слабого основания и сильной кислоты NH4Cl, NH4NO3, (NH4)2SO4 и др. Найти значение рН растворов этих солей можно по уравнению (12):

4. Соли слабого основания и слабой кислоты - CH3COONH4, NH4NO2 и др. Значение рН таких солей не зависит от концентрации их и может быть найдено по уравнению (13):

Кислые соли. Реакция кислых солей типа NaHCO3, КНСO3, кислый виннокислый калий [К(С4Н6О6)] и других в тех случаях, когда концентрация их в растворе превышает по меньшей степени в 100 раз величину первой константы диссоциации (т. е. при рK1-рK2), не зависит от концентрации и может быть вычислена по уравнению (14):

В тех случаях, когда концентрация кислой соли превышает величину первой константы (или второй константы для двузамещенных солей) меньше чем в 100 раз (или при pK1-рС
Расчет по этому уравнению осложняется тем, что до проведения его необходимо подсчитать величину суммы К1+С, а потом найти по табл. 1 значение р(K1+С). Величины констант диссоциации приведены в табл. 2. Например, для фосфорной кислоты K1=7,5 10в_3, или 0,0075. Тогда для 0,01 н. раствора получим: K1+С = 0,0075+0,01 =0,0175, a p(K1+C) = = 1,8.

1)NaCl pH = 7

2)NH 4 Cl pH <7

3)CH 3 COONa pH > 7

1	2	3	4	5	6	7	8	9	10	11	12	13	14
4	4	5	1	2	3	1	3	4	4	2	2	1	2
15	16	17	18	19	20	21	22	23	24	25	26	27	28
4	2	4	4	1	2	3	2	4	4	1	2	4	3
29	30	31	32	33	34	35	36	37	38	39	40	41	42
2	1	2	2	3	4	1	1	1	1	1	-	4	4
43	44	45	46	47	48	49	50	51	52	53	54	55	56
1	4	1	3	4	3	4	4	3	4	3	4	2	2
57	58	59	60
1	2	2	-

БУФЕРНЫЕ РАСТВОРЫ, БУФЕРНЫЕ СИСТЕМЫ ОРГАНИЗМА

1.Значение pH буферных растворов при добавлении небольших количеств кислот и оснований:

1) сохраняются постоянными, т.к. добавляемые катионы водорода и анионы гидроксида связываются соответственно акцепторами и донорами протонов буферной системы;

2)Сохраняются примерно постоянными до тех пор, пока концентрации компонентов буферных систем будут превышать концентрации добавляемых ионов;

3)Изменяются, т.к. изменяются концентрации кислот и оснований в системе;

2. Значения pH буферных растворов при разбавлении…

1)сохранятся постоянными, т. к. соотношение концентраций компонентов буферных систем не изменяется;

2)сохраняются примерно постоянными до определенных значений концентраций;

Изменяются, т.к. концентрация компонентов системы уменьшается.

3. Какие из перечисленных сопряженных кислотно-основных пар обладаются буферными свойствами: а) HCOO - /HCOOH; б)CH 3 COO - /CH 3 COOH; в)Cl - /HCl; г)HCO - 3 /CO 2 ; д)H 2 PO - 4 ;

1)все;

2)а,б,г,д;

3)б,г,д;

4.Из перечисленных сопряенных кислотно-основых пар выберите системы, обладающие буферными свойствами:а)H 3 PO 4 /H 2 PO - 4 ; б) H 2 PO 4 /H 2 PO 2- 4 ; в)HPO 2- 4 /PO 3- 4 ; г) HNO 3 /NO - 3 ; д)HCOOH/HCOO - .

1)все;

2)б,д;

3)а,б,в,д;

Б,в,д.

5.Какие из кислотно-основных пар обладают буферными свойствами; а)Hb-/HHb; б)HbO 2 /HhbO 2 ;; в)HSO - 4 /H 2 SO 4 ; г)NH + 4 /NH 4 OH; д)NO - 3 /HNO 3 ?

1)все;

2)а,б,в,г;

3)а,б,в;

6.Какие из кислотно-основых пар обладают буферными свойствами: а)Cl - /HCl; б)NO - 3 /HNO 3 ; в)HSO - 4 /H 2 SO 4 ; г)CH 3 COO - /CH 3 COOH; д)NH + 4 /NH 4 OH?

1)все;

2)а,б,в;

3)г,д;

В,г,д.

7. Какие из сопряженных кислотно-основных пар облажают буферными свойствами: а) HCOO - /HCOOH;б) HPO 2- 4 /H 2 PO 4 ;в)H 3 PO - 4 ;г) HCO - 4 /CO 2 ?

1)все;

2)а,б;

3)б,в,г;

8.Какие из буферных систем содержат в своем составе только соли: а)CO 2- 3 /HCO - 3 ; б)HCO - 3 /CO 2 ; в)HPO 2- 4 /H 2 PO - 4 ; г)H 2 PO - 4 /H 3 PO 4 ; д)HCOO - /HCOOH; е)PO 3- 4 /HPO 2- 4 .

1)а,в,г;

2)а,в,е;

3)а,б,в,г,е;

А,б,в.е.

9.К Буферным растворам относятся смеси: а)NaH 2 PO 2 +Na 2 HPO 4 ; б)H 3 PO 4 +NaH 2 PO 4 ; в)Ns 2 CO 3 +NaHCO 3 ; г)Na 2 HPO 4 +Na 3 PO 4 .

1)Все;

2)а,б;

3)в,г;

А,б,в.

10.При добавлении HCl в буферной системе HPO 2- 4 /H 2 PO - 4:

11.При добавлении NaOH к буферноц системе HPO 2- 4 / H 2 PO - 4:

1)активная концентрация(HPO 2- 4) увеличивается, (H 2 PO - 4) – уменьшается.

2) активная концентрация(HPO 2- 4) уменьшается, (H 2 PO - 4)) увеличивается.