Reines Wasser ist ein sehr schwacher Elektrolyt. Der Prozess der Wasserdissoziation kann durch die Gleichung ausgedrückt werden: HOH ⇆ H + + OH - . Aufgrund der Dissoziation von Wasser enthält jede wässrige Lösung sowohl H + -Ionen als auch OH – -Ionen. Die Konzentrationen dieser Ionen können mit berechnet werden Ionenproduktgleichungen für Wasser
C (H +) × C (OH -) \u003d K w,
wo Kw ist Ionenproduktkonstante von Wasser ; bei 25°C K w = 10 –14 .
Lösungen, in denen die Konzentrationen an H + - und OH-Ionen gleich sind, nennt man neutrale Lösungen. In einer neutralen Lösung C (H +) \u003d C (OH -) \u003d 10 -7 mol / l.
In einer sauren Lösung ist C(H +) > C(OH -) und, wie aus der Gleichung des Ionenprodukts von Wasser folgt, C(H +) > 10 -7 mol / l und C (OH -)< 10 –7 моль/л.
In einer alkalischen Lösung C (OH -) > C (H +); während in C(OH –) > 10 –7 mol/l und C(H +)< 10 –7 моль/л.
Der pH-Wert ist ein Wert, der die Acidität oder Alkalität wässriger Lösungen charakterisiert; dieser Wert wird aufgerufen pH-Indikator und errechnet sich nach der Formel:
pH \u003d -lg C (H +)
In einer sauren pH-Lösung<7; в нейтральном растворе pH=7; в щелочном растворе pH>7.
Analog zum Konzept des „Wasserstoffindex“ (pH) wird das Konzept des „Hydroxyl“-Index (pOH) eingeführt:
pOH = –lg C(OH –)
Wasserstoff- und Hydroxylindikatoren sind durch das Verhältnis miteinander verbunden
Der Hydroxylindex wird verwendet, um den pH-Wert in alkalischen Lösungen zu berechnen.
Schwefelsäure ist ein starker Elektrolyt, der in verdünnten Lösungen irreversibel und vollständig nach dem Schema: H 2 SO 4 ® 2 H + + SO 4 2– dissoziiert. Aus der Dissoziationsprozessgleichung ist ersichtlich, dass C (H +) \u003d 2 C (H 2 SO 4) \u003d 2 × 0,005 mol / l \u003d 0,01 mol / l.
pH \u003d -lg C (H +) \u003d -lg 0,01 \u003d 2.
Natriumhydroxid ist ein starker Elektrolyt, der nach dem Schema: NaOH ® Na + +OH - irreversibel und vollständig dissoziiert. Aus der Gleichung des Dissoziationsprozesses ist ersichtlich, dass C (OH -) \u003d C (NaOH) \u003d 0,1 mol / l.
pOH \u003d -lg C (H +) \u003d -lg 0,1 \u003d 1; pH = 14 - pH = 14 - 1 = 13.
Die Dissoziation eines schwachen Elektrolyten ist ein Gleichgewichtsprozess. Die für den Dissoziationsprozess eines schwachen Elektrolyten geschriebene Gleichgewichtskonstante wird genannt Dissoziationskonstante . Zum Beispiel für den Prozess der Dissoziation von Essigsäure
CH 3 COOH ⇆ CH 3 COO – + H +.
Jede Stufe der Dissoziation einer mehrbasigen Säure ist durch ihre Dissoziationskonstante gekennzeichnet. Dissoziationskonstante - Referenzwert; cm. .
Die Berechnung von Ionenkonzentrationen (und pH-Werten) in Lösungen schwacher Elektrolyte reduziert sich auf die Lösung des Problems des chemischen Gleichgewichts für den Fall, dass die Gleichgewichtskonstante bekannt ist und es notwendig ist, die Gleichgewichtskonzentrationen der an der Reaktion beteiligten Substanzen zu finden (vgl Beispiel 6.2 - Typ 2 Problem).
In einer 0,35%igen Lösung von NH 4 OH beträgt die molare Konzentration von Ammoniumhydroxid 0,1 mol / l (ein Beispiel für die Umrechnung einer prozentualen Konzentration in eine molare - siehe Beispiel 5.1). Dieser Wert wird oft als C 0 bezeichnet. C 0 ist die Gesamtelektrolytkonzentration in der Lösung (Elektrolytkonzentration vor der Dissoziation).
NH 4 OH gilt als schwacher Elektrolyt, der in wässriger Lösung reversibel dissoziiert: NH 4 OH ⇆ NH 4 + + OH – (siehe auch Anmerkung 2 auf Seite 5). Dissoziationskonstante K = 1,8 · 10 -5 (Referenzwert). Da ein schwacher Elektrolyt unvollständig dissoziiert, nehmen wir an, dass x mol / l NH 4 OH dissoziiert ist, dann ist die Gleichgewichtskonzentration von Ammoniumionen und Hydroxidionen ebenfalls gleich x mol / l: C (NH 4 +) \u003d C (OH -) \u003d x mol/l. Die Gleichgewichtskonzentration von undissoziiertem NH 4 OH beträgt: C (NH 4 OH) \u003d (C 0 -x) \u003d (0,1-x) mol / l.
Wir setzen die Gleichgewichtskonzentrationen aller Teilchen, ausgedrückt in Form von x, in die Dissoziationskonstantengleichung ein:
.
Sehr schwache Elektrolyte dissoziieren leicht (x ® 0) und das x im Nenner als Term kann vernachlässigt werden:
.
Normalerweise wird bei Problemen der allgemeinen Chemie das x im Nenner vernachlässigt, wenn (in diesem Fall x - die Konzentration des dissoziierten Elektrolyten - sich um das 10-fache oder weniger von C 0 unterscheidet - die Gesamtkonzentration des Elektrolyten in der Lösung) .
C (OH -) \u003d x \u003d 1,34 ∙ 10 -3 mol / l; pOH \u003d -lg C (OH -) \u003d -lg 1,34 ∙ 10 -3 \u003d 2,87.
pH = 14 – pOH = 14 – 2,87 = 11,13.
Grad der Dissoziation Elektrolyt kann als Verhältnis der Konzentration des dissoziierten Elektrolyten (x) zur Gesamtelektrolytkonzentration (C 0) berechnet werden:
(1,34%).
Zuerst sollten Sie die prozentuale Konzentration in Mol umrechnen (siehe Beispiel 5.1). Dabei ist C 0 (H 3 PO 4 ) = 3,6 mol/l.
Die Berechnung der Konzentration von Wasserstoffionen in Lösungen mehrbasiger schwacher Säuren wird nur für die erste Dissoziationsstufe durchgeführt. Genau genommen ist die Gesamtkonzentration an Wasserstoffionen in einer Lösung einer schwachen mehrbasigen Säure gleich der Summe der Konzentrationen an H + -Ionen, die in jedem Dissoziationsstadium gebildet werden. Zum Beispiel für Phosphorsäure C(H +) gesamt = C(H +) je 1 Stufe + C(H +) je 2 Stufen + C(H +) je 3 Stufen. Die Dissoziation schwacher Elektrolyte tritt jedoch hauptsächlich in der ersten Stufe und in der zweiten und den nachfolgenden Stufen auf - daher in geringem Maße
C(H +) in 2 Stufen ≈ 0, C(H +) in 3 Stufen ≈ 0 und C(H +) gesamt ≈ C(H +) in 1 Stufe.
Lassen Sie Phosphorsäure in der ersten Stufe x mol / l dissoziieren, dann folgt aus der Dissoziationsgleichung H 3 PO 4 ⇆ H + + H 2 PO 4 -, dass die Gleichgewichtskonzentrationen von H + - und H 2 PO 4 - -Ionen ebenfalls sein werden gleich x mol / l , und die Gleichgewichtskonzentration von undissoziiertem H 3 PO 4 wird gleich (3,6–x) mol/l sein. Wir ersetzen die durch x ausgedrückten Konzentrationen von H + - und H 2 PO 4 - -Ionen und H 3 PO 4 -Molekülen in den Ausdruck für die Dissoziationskonstante für die erste Stufe (K 1 \u003d 7,5 · 10 -3 - Referenzwert):
K 1 / C 0 \u003d 7,5 · 10 -3 / 3,6 \u003d 2,1 · 10 -3< 10 –2 ; следовательно, иксом как слагаемым в знаменателе можно пренебречь (см. также пример 7.3) и упростить полученное выражение.
;
mol/l;
C (H +) \u003d x \u003d 0,217 mol / l; pH \u003d -lg C (H +) \u003d -lg 0,217 \u003d 0,66.
(3,44%)
Aufgabe Nummer 8
Berechnen Sie a) den pH-Wert von Lösungen starker Säuren und Basen; b) eine schwache Elektrolytlösung und der Grad der Elektrolytdissoziation in dieser Lösung (Tabelle 8). Nehmen Sie die Dichte der Lösungen gleich 1 g/ml.
Tabelle 8 – Bedingungen der Aufgabe Nr. 8
| Option Nr. | a | b | Option Nr. | a | b |
| 0,01 MH2SO4; 1 % NaOH | 0,35 % NH4OH | ||||
| 0,01 MCa(OH) 2 ; 2 % HNO3 | 1% CH3COOH | 0,04 MH2SO4; 4 % NaOH | 1 % NH4OH | ||
| 0,5 M HClO 4 ; 1 % Ba(OH)2 | 0,98 % H3PO4 | 0,7 M HClO 4 ; 4 % Ba(OH)2 | 3 % H3PO4 | ||
| 0,02 M LiOH; 0,3 % HNO3 | 0,34 % H2S | 0,06 M LiOH; 0,1 % HNO3 | 1,36 % H2S | ||
| 0,1 M HMnO 4 ; 0,1 % KOH | 0,031 % H2CO3 | 0,2 M HMnO 4 ; 0,2 % KOH | 0,124 % H2CO3 | ||
| 0,4 M HCl; 0,08 % Ca(OH)2 | 0,47 % HNO2 | 0,8 MHCl; 0,03 % Ca(OH)2 | 1,4 % HNO2 | ||
| 0,05 M NaOH; 0,81 % HBr | 0,4 % H2SO3 | 0,07 M NaOH; 3,24 % HBr | 1,23 % H2SO3 | ||
| 0,02 M Ba(OH) 2 ; 0,13 % HI | 0,2 % HF | 0,05 M Ba(OH) 2 ; 2,5 % HALLO | 2% HF | ||
| 0,02 MH2SO4; 2 % NaOH | 0,7 % NH4OH | 0,06 MH 2 SO 4 ; 0,8 % NaOH | 5% CH3COOH | ||
| 0,7 M HClO 4 ; 2 % Ba(OH)2 | 1,96 % H3PO4 | 0,08 MH2SO4; 3 % NaOH | 4 % H3PO4 | ||
| 0,04 MLiOH; 0,63 % HNO3 | 0,68 % H2S | 0,008 MHI; 1,7 % Ba(OH)2 | 3,4 % H2S | ||
| 0,3 MHMnO 4 ; 0,56 % KOH | 0,062 % H2CO3 | 0,08 M LiOH; 1,3 % HNO3 | 0,2 % H2CO3 | ||
| 0,6 M HCl; 0,05 % Ca(OH)2 | 0,94 % HNO2 | 0,01 M HMnO 4 ; 1% KOH | 2,35 % HNO2 | ||
| 0,03 M NaOH; 1,62 % HBr | 0,82 % H2SO3 | 0,9 MHCl; 0,01 % Ca(OH)2 | 2 % H2SO3 | ||
| 0,03 M Ba(OH) 2 ; 1,26 % HI | 0,5 % HF | 0,09 M NaOH; 6,5 % HBr | 5% HF | ||
| 0,03 MH2SO4; 0,4 % NaOH | 3% CH3COOH | 0,1 M Ba(OH) 2 ; 6,4 % HALLO | 6 % CH3COOH | ||
| 0,002 MHI; 3 % Ba(OH)2 | 1% HF | 0,04 MH 2 SO 4 ; 1,6 % NaOH | 3,5 % NH4OH | ||
| 0,005 MHBr; 0,24 % LiOH | 1,64 % H2SO3 | 0,001 MHI; 0,4 % Ba(OH)2 | 5 % H3PO4 |
Beispiel 7.5 200 ml 0,2 M H 2 SO 4 -Lösung und 300 ml 0,1 M NaOH-Lösung wurden gemischt. Berechnen Sie den pH-Wert der resultierenden Lösung und die Konzentrationen an Na + - und SO 4 2– -Ionen in dieser Lösung.
Bringen wir die Reaktionsgleichung H 2 SO 4 + 2 NaOH → Na 2 SO 4 + 2 H 2 O auf eine abgekürzte ionenmolekulare Form: H + + OH - → H 2 O
Aus der Ionen-Molekül-Reaktionsgleichung folgt, dass nur H + - und OH – -Ionen in die Reaktion eintreten und ein Wassermolekül bilden. Die Ionen Na + und SO 4 2– nehmen nicht an der Reaktion teil, daher ist ihre Menge nach der Reaktion dieselbe wie vor der Reaktion.
Berechnung der Stoffmengen vor der Reaktion:
n (H 2 SO 4) \u003d 0,2 mol / l × 0,1 l \u003d 0,02 mol \u003d n (SO 4 2-);
n (H +) \u003d 2 × n (H 2 SO 4) \u003d 2 × 0,02 mol \u003d 0,04 mol;
n (NaOH) \u003d 0,1 mol / l 0,3 l \u003d 0,03 mol \u003d n (Na +) \u003d n (OH -).
OH-Ionen - - Mangelware; Sie reagieren vollständig. Zusammen mit ihnen reagiert die gleiche Menge (d. h. 0,03 mol) H + -Ionen.
Berechnung der Ionenzahl nach der Reaktion:
n (H +) \u003d n (H +) vor der Reaktion - n (H +) reagierte \u003d 0,04 mol - 0,03 mol \u003d 0,01 mol;
n(Na+) = 0,03 mol; n(SO 4 2–) = 0,02 mol.
weil verdünnte Lösungen werden gemischt
V gemeinsam. "VLösung von H 2 SO 4 + V Lösung von NaOH" 200 ml + 300 ml \u003d 500 ml \u003d 0,5 l.
C(Na +) = n(Na +) / Vtot. \u003d 0,03 mol: 0,5 l \u003d 0,06 mol / l;
C(SO 4 2-) = n(SO 4 2-) / Vtot. \u003d 0,02 mol: 0,5 l \u003d 0,04 mol / l;
C(H +) = n(H +) / Vges. \u003d 0,01 mol: 0,5 l \u003d 0,02 mol / l;
pH \u003d -lg C (H +) \u003d -lg 2 10 -2 \u003d 1,699.
Aufgabe Nummer 9
Berechnen Sie den pH-Wert und die molaren Konzentrationen von Metallkationen und -anionen des Säurerests in der Lösung, die durch Mischen der starken Säurelösung mit der Alkalilösung gebildet wird (Tabelle 9).
Tabelle 9 – Bedingungen der Aufgabe Nr. 9
| Option Nr. | Option Nr. | Volumen und Zusammensetzung von Säure- und Laugenlösungen | |
| 300 ml 0,1 M NaOH und 200 ml 0,2 M H 2 SO 4 | |||
| 2 l 0,05 M Ca(OH) 2 und 300 ml 0,2 M HNO 3 | 0,5 l 0,1 M KOH und 200 ml 0,25 M H 2 SO 4 | ||
| 700 ml 0,1 M KOH und 300 ml 0,1 M H 2 SO 4 | 1 l 0,05 M Ba(OH) 2 und 200 ml 0,8 M HCl | ||
| 80 ml 0,15 M KOH und 20 ml 0,2 M H 2 SO 4 | 400 ml 0,05 M NaOH und 600 ml 0,02 M H 2 SO 4 | ||
| 100 ml 0,1 M Ba(OH) 2 und 20 ml 0,5 M HCl | 250 ml 0,4 M KOH und 250 ml 0,1 M H 2 SO 4 | ||
| 700 ml 0,05 M NaOH und 300 ml 0,1 M H 2 SO 4 | 200 ml 0,05 M Ca(OH) 2 und 200 ml 0,04 M HCl | ||
| 50 ml 0,2 M Ba(OH) 2 und 150 ml 0,1 M HCl | 150 ml 0,08 M NaOH und 350 ml 0,02 M H 2 SO 4 | ||
| 900 ml 0,01 M KOH und 100 ml 0,05 M H 2 SO 4 | 600 ml 0,01 M Ca(OH) 2 und 150 ml 0,12 M HCl | ||
| 250 ml 0,1 M NaOH und 150 ml 0,1 M H 2 SO 4 | 100 ml 0,2 M Ba(OH) 2 und 50 ml 1 M HCl | ||
| 1 l 0,05 M Ca(OH) 2 und 500 ml 0,1 M HNO 3 | 100 ml 0,5 M NaOH und 100 ml 0,4 M H 2 SO 4 | ||
| 100 ml 1 M NaOH und 1900 ml 0,1 M H 2 SO 4 | 25 ml 0,1 M KOH und 75 ml 0,01 M H 2 SO 4 | ||
| 300 ml 0,1 M Ba(OH) 2 und 200 ml 0,2 M HCl | 100 ml 0,02 M Ba(OH) 2 und 150 ml 0,04 M HI | ||
| 200 ml 0,05 M KOH und 50 ml 0,2 M H 2 SO 4 | 1 l 0,01 M Ca(OH) 2 und 500 ml 0,05 M HNO 3 | ||
| 500 ml 0,05 M Ba(OH) 2 und 500 ml 0,15 M HI | 250 ml 0,04 M Ba(OH) 2 und 500 ml 0,1 M HCl | ||
| 1 l 0,1 M KOH und 2 l 0,05 M H 2 SO 4 | 500 ml 1 M NaOH und 1500 ml 0,1 M H 2 SO 4 | ||
| 250 ml 0,4 M Ba(OH) 2 und 250 ml 0,4 M HNO 3 | 200 ml 0,1 M Ba(OH) 2 und 300 ml 0,2 M HCl | ||
| 80 ml 0,05 M KOH und 20 ml 0,2 M H 2 SO 4 | 50 ml 0,2 M KOH und 200 ml 0,05 M H 2 SO 4 | ||
| 300 ml 0,25 M Ba(OH) 2 und 200 ml 0,3 M HCl | 1 l 0,03 M Ca(OH) 2 und 500 ml 0,1 M HNO 3 |
Hydrolyse von Salz
Wenn Salz in Wasser gelöst wird, dissoziiert dieses Salz in Kationen und Anionen. Wenn das Salz aus einem starken Basenkation und einem schwachen Säureanion (z. B. Kaliumnitrit KNO 2) gebildet wird, binden Nitritionen an H + -Ionen und spalten sie von Wassermolekülen ab, was zur Bildung schwacher salpetriger Säure führt . Als Ergebnis dieser Wechselwirkung stellt sich in der Lösung ein Gleichgewicht ein:
NO 2 - + HOH ⇆ HNO 2 + OH -
KNO 2 + HOH ⇆ HNO 2 + KOH.
So erscheint ein Überschuss an OH-Ionen in einer Lösung eines durch das Anion hydrolysierten Salzes (die Reaktion des Mediums ist alkalisch; pH > 7).
Wenn das Salz durch ein Kation einer schwachen Base und ein Anion einer starken Säure (z. B. Ammoniumchlorid NH 4 Cl) gebildet wird, spalten die NH 4 + -Kationen einer schwachen Base OH-Ionen - von Wassermolekülen ab und bilden ein schwach dissoziierendes Elektrolyt - Ammoniumhydroxid 1.
NH 4 + + HOH ⇆ NH 4 OH + H + .
NH 4 Cl + HOH ⇆ NH 4 OH + HCl.
Ein Überschuss an H + -Ionen erscheint in einer Lösung eines durch das Kation hydrolysierten Salzes (die Reaktion des Mediums ist ein saurer pH-Wert< 7).
Bei der Hydrolyse eines aus einem schwach basischen Kation und einem schwach sauren Anion gebildeten Salzes (z. B. Ammoniumfluorid NH 4 F) binden die schwach basischen Kationen NH 4 + an OH – -Ionen und spalten diese von Wassermolekülen ab schwache Säureanionen F - binden an H + -Ionen, was zur Bildung einer schwachen Base NH 4 OH und einer schwachen Säure HF führt: 2
NH 4 + + F – + HOH ⇆ NH 4 OH + HF
NH 4 F + HOH ⇆ NH 4 OH + HF.
Die Reaktion eines Mediums in einer Salzlösung, die sowohl vom Kation als auch vom Anion hydrolysiert wird, wird dadurch bestimmt, welcher der durch Hydrolyse gebildeten schwach dissoziierenden Elektrolyte stärker ist (dies kann durch Vergleich der Dissoziationskonstanten ermittelt werden). Im Fall der Hydrolyse von NH 4 F ist die Umgebung sauer (pH<7), поскольку HF – более сильный электролит, чем NH 4 OH: KNH 4 OH = 1,8·10 –5 < K H F = 6,6·10 –4 .
Somit werden bei der Hydrolyse (d. h. der Zersetzung durch Wasser) Salze gebildet:
- ein Kation einer starken Base und ein Anion einer schwachen Säure (KNO 2, Na 2 CO 3, K 3 PO 4);
- ein Kation einer schwachen Base und ein Anion einer starken Säure (NH 4 NO 3, AlCl 3, ZnSO 4);
- ein Kation einer schwachen Base und ein Anion einer schwachen Säure (Mg (CH 3 COO) 2, NH 4 F).
Kationen schwacher Basen und/oder Anionen schwacher Säuren interagieren mit Wassermolekülen; Salze, die durch Kationen starker Basen und Anionen starker Säuren gebildet werden, unterliegen keiner Hydrolyse.
Die Hydrolyse von Salzen aus mehrfach geladenen Kationen und Anionen verläuft schrittweise; Nachfolgend zeigen spezifische Beispiele die empfohlene Folge von Überlegungen, wenn die Gleichungen für die Hydrolyse solcher Salze erstellt werden.
Anmerkungen
1. Wie bereits erwähnt (siehe Anmerkung 2 auf Seite 5) gibt es eine alternative Ansicht, dass Ammoniumhydroxid eine starke Base ist. Die Säurereaktion des Mediums in Lösungen von Ammoniumsalzen, gebildet durch starke Säuren, zB NH 4 Cl, NH 4 NO 3 , (NH 4 ) 2 SO 4 , wird mit diesem Ansatz durch den reversiblen Prozess der Dissoziation des Ammoniums erklärt Ion NH 4 + ⇄ NH 3 + H + oder genauer NH 4 + + H 2 O ⇄ NH 3 + H 3 O + .
2. Wenn Ammoniumhydroxid als starke Base angesehen wird, sollte in Lösungen von Ammoniumsalzen, die von schwachen Säuren gebildet werden, beispielsweise NH 4 F, das Gleichgewicht NH 4 + + F - ⇆ NH 3 + HF berücksichtigt werden, in dem es vorhanden ist Konkurrenz um das H + -Ion zwischen Ammoniakmolekülen und schwachen Säureanionen.
Beispiel 8.1 Schreiben Sie in molekularer und ionenmolekularer Form die Reaktionsgleichungen der Hydrolyse von Natriumcarbonat auf. Geben Sie den pH-Wert der Lösung an (pH>7, pH<7 или pH=7).
1. Salzdissoziationsgleichung: Na 2 CO 3 ® 2Na + + CO 3 2–
2. Salz wird durch Kationen (Na +) der starken Base NaOH und gebildet Anion (CO 3 2–) einer schwachen Säure H2CO3. Daher wird das Salz am Anion hydrolysiert:
CO 3 2– + HOH ⇆ ... .
Die Hydrolyse verläuft in den meisten Fällen reversibel (Zeichen ⇄); für 1 Ion, das am Hydrolyseprozess teilnimmt, wird 1 HOH-Molekül aufgezeichnet .
3. Negativ geladene Carbonat-CO 3 2– -Ionen binden an positiv geladene H + -Ionen, spalten diese von HOH-Molekülen ab und bilden Hydrogencarbonat-HCO 3 – -Ionen; die Lösung wird mit OH-Ionen angereichert - (alkalisches Medium; pH > 7):
CO 3 2– + HOH ⇆ HCO 3 – + OH – .
Dies ist die Ionen-Molekülgleichung der ersten Stufe der Na 2 CO 3 -Hydrolyse.
4. Die Gleichung der ersten Hydrolysestufe in molekularer Form erhält man, indem man alle in der Gleichung vorhandenen Anionen CO 3 2– + HOH ⇆ HCO 3 – + OH – (CO 3 2–, HCO 3 – und OH –) zusammenfasst mit Na + -Kationen bilden Salze Na 2 CO 3 , NaHCO 3 und Base NaOH:
Na 2 CO 3 + HOH ⇆ NaHCO 3 + NaOH.
5. Als Ergebnis der Hydrolyse in der ersten Stufe wurden Kohlenwasserstoffionen gebildet, die an der zweiten Hydrolysestufe teilnehmen:
HCO 3 – + HOH ⇆ H 2 CO 3 + OH –
(Negativ geladene Bicarbonat-Ionen HCO 3 - binden an positiv geladene H + -Ionen und spalten sie von HOH-Molekülen ab).
6. Die Gleichung der zweiten Hydrolysestufe in molekularer Form erhält man durch Verknüpfung der in der Gleichung enthaltenen Anionen HCO 3 - + HOH ⇆ H 2 CO 3 + OH - (HCO 3 - und OH -) mit Na + -Kationen, Bildung eines NaHCO 3 -Salzes und einer Base NaOH:
NaHCO 3 + HOH ⇆ H 2 CO 3 + NaOH
CO 3 2– + HOH ⇆ HCO 3 – + OH – Na 2 CO 3 + HOH ⇆ NaHCO 3 + NaOH
HCO 3 – + HOH ⇆ H 2 CO 3 + OH – NaHCO 3 + HOH ⇆ H 2 CO 3 + NaOH.
Beispiel 8.2 Schreiben Sie in molekularer und ionenmolekularer Form die Gleichungen für die Reaktionen der Hydrolyse von Aluminiumsulfat auf. Geben Sie den pH-Wert der Lösung an (pH>7, pH<7 или pH=7).
1. Salzdissoziationsgleichung: Al 2 (SO 4) 3 ® 2Al 3+ + 3SO 4 2–
2. Es bildet sich Salz Kationen (Al 3+) einer schwachen Base Al (OH) 3 und Anionen (SO 4 2–) einer starken Säure H 2 SO 4. Daher wird das Salz am Kation hydrolysiert; Pro 1 Al 3+ -Ion wird 1 HOH-Molekül registriert: Al 3+ + HOH ⇆ … .
3. Positiv geladene Al 3+ -Ionen binden an negativ geladene OH - -Ionen, spalten diese von HOH-Molekülen ab und bilden Hydroxoaluminium-Ionen AlOH 2+; die Lösung ist mit H + -Ionen angereichert (sauer; pH<7):
Al 3+ + HOH ⇆ AlOH 2+ + H + .
Dies ist die Ionen-Molekül-Gleichung der ersten Stufe der Hydrolyse von Al 2 (SO 4 ) 3 .
4. Die Gleichung der ersten Hydrolysestufe in molekularer Form erhält man durch Verknüpfung aller in der Gleichung enthaltenen Al 3+ + HOH ⇆ AlOH 2+ + H + Kationen (Al 3+ , AlOH 2+ und H + ) mit SO 4 2– Anionen, bilden Salze von Al 2 (SO 4) 3, AlOHSO 4 und Säure H 2 SO 4:
Al 2 (SO 4) 3 + 2HOH ⇆ 2AlOHSO 4 + H 2 SO 4.
5. Als Ergebnis der Hydrolyse in der ersten Stufe wurden Hydroxoaluminiumkationen AlOH 2+ gebildet, die an der zweiten Hydrolysestufe teilnehmen:
AlOH 2+ + HOH ⇆ Al(OH) 2 + + H +
(Positiv geladene AlOH 2+ -Ionen binden an negativ geladene OH - -Ionen und spalten diese von HOH-Molekülen ab).
6. Die Gleichung der zweiten Hydrolysestufe in molekularer Form erhält man durch Verknüpfung aller AlOH 2+ + HOH ⇆ Al(OH) 2 + + H + Kationen (AlOH 2+ , Al(OH) 2 + und H + ) in der Gleichung mit Anionen SO 4 2– vorhanden, bilden Salze AlOHSO 4, (Al (OH) 2) 2 SO 4 und Säure H 2 SO 4:
2AlOHSO 4 + 2HOH ⇆ (Al(OH) 2) 2 SO 4 + H 2 SO 4.
7. Als Ergebnis der zweiten Hydrolysestufe wurden Dihydroxoaluminiumkationen Al (OH) 2 + gebildet, die an der dritten Hydrolysestufe teilnehmen:
Al(OH) 2 + + HOH ⇆ Al(OH) 3 + H +
(Positiv geladene Al(OH) 2 + -Ionen binden an negativ geladene OH - -Ionen und spalten diese von HOH-Molekülen ab).
8. Die Gleichung der dritten Hydrolysestufe in molekularer Form erhält man durch Verknüpfung der in vorhandenen Kationen Al(OH) 2 + + HOH ⇆ Al(OH) 3 + H + (Al(OH) 2 + und H +). die Gleichung mit SO 4 -Anionen 2–, die ein Salz bilden (Al (OH) 2) 2 SO 4 und Säure H 2 SO 4:
(Al(OH) 2) 2 SO 4 + 2HOH ⇆ 2Al(OH) 3 + H 2 SO 4
Als Ergebnis dieser Überlegungen erhalten wir die folgenden Hydrolysegleichungen:
Al 3+ + HOH ⇆ AlOH 2+ + H + Al 2 (SO 4) 3 + 2HOH ⇆ 2AlOHSO 4 + H 2 SO 4
AlOH 2+ + HOH ⇆ Al(OH) 2 + + H + 2AlOHSO 4 + 2HOH ⇆ (Al(OH) 2) 2 SO 4 + H 2 SO 4
Al(OH) 2 + + HOH ⇆ Al(OH) 3 + H + (Al(OH) 2) 2 SO 4 + 2HOH ⇆ 2Al(OH) 3 + H 2 SO 4.
Beispiel 8.3 Schreiben Sie in molekularer und ionenmolekularer Form die Reaktionsgleichungen der Hydrolyse von Ammoniumorthophosphat auf. Geben Sie den pH-Wert der Lösung an (pH>7, pH<7 или pH=7).
1. Salzdissoziationsgleichung: (NH 4) 3 PO 4 ® 3NH 4 + + PO 4 3–
2. Es bildet sich Salz Kationen (NH 4 +) einer schwachen Base NH4OH und Anionen
(PO 4 3–) schwache Säure H3PO4. Somit, Salz hydrolysiert sowohl Kation als auch Anion : NH 4 + + PO 4 3– +HOH ⇆ … ; ( pro Paar NH 4 + - und PO 4 3– -Ionen in diesem Fall 1 HOH-Molekül wird aufgezeichnet ). Positiv geladene NH 4 + -Ionen binden an negativ geladene OH - -Ionen, spalten sie von HOH-Molekülen ab und bilden eine schwache Base NH 4 OH, und negativ geladene PO 4 3– -Ionen binden an H + -Ionen und bilden Hydrogenphosphat-Ionen HPO 4 2 –:
NH 4 + + PO 4 3– + HOH ⇆ NH 4 OH + HPO 4 2– .
Dies ist die Ionen-Molekülgleichung der ersten Stufe der Hydrolyse (NH 4 ) 3 PO 4 .
4. Die Gleichung der ersten Stufe der Hydrolyse in molekularer Form kann durch Verknüpfung der in der Gleichung vorhandenen Anionen (PO 4 3–, HPO 4 2–) mit den Kationen NH 4 + unter Bildung von Salzen (NH 4 ) 3 PO 4 erhalten werden , (NH 4 ) 2 HPO 4 :
(NH 4) 3 PO 4 + HOH ⇆ NH 4 OH + (NH 4) 2 HPO 4.
5. Als Ergebnis der Hydrolyse in der ersten Stufe wurden Hydrophosphatanionen HPO 4 2– gebildet, die zusammen mit NH 4 + -Kationen an der zweiten Hydrolysestufe teilnehmen:
NH 4 + + HPO 4 2– + HOH ⇆ NH 4 OH + H 2 PO 4 –
(NH 4 + -Ionen binden an OH - -Ionen, HPO 4 2– -Ionen - an H + -Ionen, spalten sie von HOH-Molekülen ab und bilden eine schwache Base NH 4 OH und Dihydrogenphosphat-Ionen H 2 PO 4 -).
6. Die Gleichung der zweiten Hydrolysestufe in molekularer Form erhält man durch Verknüpfung der in der Gleichung vorhandenen Anionen NH 4 + + HPO 4 2– + HOH ⇆ NH 4 OH + H 2 PO 4 – (HPO 4 2– und H 2 PO 4 –) mit NH 4 + Kationen unter Bildung von Salzen (NH 4) 2 HPO 4 und NH 4 H 2 PO 4:
(NH 4 ) 2 HPO 4 + HOH ⇆ NH 4 OH + NH 4 H 2 PO 4.
7. Als Ergebnis der zweiten Hydrolysestufe wurden Dihydrophosphatanionen H 2 PO 4 - gebildet, die zusammen mit NH 4 + -Kationen an der dritten Hydrolysestufe teilnehmen:
NH 4 + + H 2 PO 4 - + HOH ⇆ NH 4 OH + H 3 PO 4
(NH 4 + -Ionen binden an OH - -Ionen, H 2 PO 4 - -Ionen an H + -Ionen, spalten sie von HOH-Molekülen ab und bilden schwache Elektrolyte NH 4 OH und H 3 PO 4).
8. Die Gleichung der dritten Hydrolysestufe in molekularer Form kann durch Verknüpfung der in der Gleichung H 2 PO 4 - und enthaltenen Anionen NH 4 + + H 2 PO 4 - + HOH ⇆ NH 4 OH + H 3 PO 4 erhalten werden NH 4 + Kationen und Salzbildung NH 4 H 2 PO 4:
NH 4 H 2 PO 4 + HOH ⇆ NH 4 OH + H 3 PO 4.
Als Ergebnis dieser Überlegungen erhalten wir die folgenden Hydrolysegleichungen:
NH 4 + +PO 4 3– +HOH ⇆ NH 4 OH+HPO 4 2– (NH 4) 3 PO 4 +HOH ⇆ NH 4 OH+(NH 4) 2 HPO 4
NH 4 + +HPO 4 2– +HOH ⇆ NH 4 OH+H 2 PO 4 – (NH 4) 2 HPO 4 +HOH ⇆ NH 4 OH+NH 4 H 2 PO 4
NH 4 + + H 2 PO 4 - + HOH ⇆ NH 4 OH + H 3 PO 4 NH 4 H 2 PO 4 + HOH ⇆ NH 4 OH + H 3 PO 4.
Der Hydrolyseprozess verläuft überwiegend in der ersten Stufe, sodass die Reaktion des Mediums in der Salzlösung, die sowohl vom Kation als auch vom Anion hydrolysiert wird, davon bestimmt wird, welcher der schwach dissoziierenden Elektrolyte, der in der ersten Hydrolysestufe gebildet wird, stärker ist . Im vorliegenden Fall
NH 4 + + PO 4 3– + HOH ⇆ NH 4 OH + HPO 4 2–
die Reaktion des Mediums ist alkalisch (pH > 7), da das HPO 4 2– -Ion ein schwächerer Elektrolyt als NH 4 OH ist: KNH 4 OH = 1,8 10 –5 > KHPO 4 2– = K III H 3 PO 4 = 1,3 × 10 -12 (die Dissoziation des HPO 4 2– -Ions ist die Dissoziation von H 3 PO 4 in der dritten Stufe, daher KHPO 4 2– \u003d K III H 3 PO 4).
Aufgabe Nummer 10
Schreiben Sie in molekularer und ionenmolekularer Form die Gleichungen für die Reaktionen der Hydrolyse von Salzen auf (Tabelle 10). Geben Sie den pH-Wert der Lösung an (pH>7, pH<7 или pH=7).
Tabelle 10 – Bedingungen der Aufgabe Nr. 10
| Optionsnummer | Liste der Salze | Optionsnummer | Liste der Salze |
| a) Na 2 CO 3, b) Al 2 (SO 4) 3, c) (NH 4) 3 PO 4 | a) Al(NO 3) 3, b) Na 2 SeO 3, c) (NH 4 ) 2 Te | ||
| a) Na 3 PO 4, b) CuCl 2, c) Al(CH 3 COO) 3 | a) MgSO 4, b) Na 3 PO 4, c) (NH 4) 2 CO 3 | ||
| a) ZnSO 4, b) K 2 CO 3, c) (NH 4 ) 2 S | a) CrCl 3, b) Na 2 SiO 3, c) Ni(CH 3 COO) 2 | ||
| a) Cr(NO 3 ) 3, b) Na 2 S, c) (NH 4 ) 2 Se | a) Fe 2 (SO 4) 3, b) K 2 S, c) (NH 4) 2 SO 3 |
Tabelle 10 fortgesetzt
| Optionsnummer | Liste der Salze | Optionsnummer | Liste der Salze |
| a) Fe (NO 3) 3, b) Na 2 SO 3, c) Mg (NO 2) 2 | |||
| a) K 2 CO 3, b) Cr 2 (SO 4) 3, c) Be(NO 2) 2 | a) MgSO 4, b) K 3 PO 4, c) Cr(CH 3 COO) 3 | ||
| a) K 3 PO 4, b) MgCl 2, c) Fe(CH 3 COO) 3 | a) CrCl 3, b) Na 2 SO 3, c) Fe(CH 3 COO) 3 | ||
| a) ZnCl 2, b) K 2 SiO 3, c) Cr(CH 3 COO) 3 | a) Fe 2 (SO 4 ) 3, b) K 2 S, c) Mg (CH 3 COO) 2 | ||
| a) AlCl 3, b) Na 2 Se, c) Mg(CH 3 COO) 2 | a) Fe (NO 3) 3, b) Na 2 SiO 3, (NH 4) 2 CO 3 | ||
| a) FeCl 3, b) K 2 SO 3, c) Zn(NO 2) 2 | a) K 2 CO 3, b) Al(NO 3) 3, c) Ni(NO 2) 2 | ||
| a) CuSO 4, b) Na 3 AsO 4, c) (NH 4) 2 SeO 3 | a) K 3 PO 4, b) Mg (NO 3) 2, c) (NH 4) 2 SeO 3 | ||
| a) BeSO 4, b) K 3 PO 4, c) Ni(NO 2) 2 | a) ZnCl 2, Na 3 PO 4, c) Ni(CH 3 COO) 2 | ||
| a) Bi(NO 3) 3, b) K 2 CO 3 c) (NH 4 ) 2 S | a) AlCl 3, b) K 2 CO 3, c) (NH 4) 2 SO 3 | ||
| a) Na 2 CO 3, b) AlCl 3, c) (NH 4) 3 PO 4 | a) FeCl 3, b) Na 2 S, c) (NH 4 ) 2 Te | ||
| a) K 3 PO 4, b) MgCl 2, c) Al(CH 3 COO) 3 | a) CuSO 4, b) Na 3 PO 4, c) (NH 4) 2 Se | ||
| a) ZnSO 4, b) Na 3 AsO 4, c) Mg(NO 2) 2 | a) BeSO 4, b) b) Na 2 SeO 3, c) (NH 4) 3 PO 4 | ||
| a) Cr(NO 3) 3, b) K 2 SO 3, c) (NH 4) 2 SO 3 | a) BiCl 3, b) K 2 SO 3, c) Al(CH 3 COO) 3 | ||
| a) Al(NO 3) 3, b) Na 2 Se, c) (NH 4) 2 CO 3 | a) Fe(NO 3) 2, b) Na 3 AsO 4, c) (NH 4) 2 S |
Referenzliste
1. Lurie, Yu.Yu. Handbuch der analytischen Chemie / Yu.Yu. Luri. - M.: Chemie, 1989. - 448 S.
2. Rabinovich, V.A. Kurzes chemisches Nachschlagewerk / V.A. Rabinovich, Z. Ya. Khavin - L.: Chemie, 1991. - 432 p.
3. Glinka, N.L. Allgemeine Chemie / N.L. Glinka; ed. V.A. Rabinowitsch. – 26. Aufl. - L.: Chemie, 1987. - 704 p.
4. Glinka, N.L. Aufgaben und Übungen zur Allgemeinen Chemie: Ein Lehrbuch für Universitäten / N.L. Glinka; ed. V.A. Rabinovich und H.M. Rubina - 22. Aufl. - L.: Chemie, 1984. - 264 p.
5. Allgemeine und anorganische Chemie: Vorlesungsunterlagen für Studenten technischer Fachrichtungen: in 2 Stunden / Mogilev State University of Food; Auth.-Stat. V.A. Ogorodnikow. - Mogilev, 2002. - Teil 1: Allgemeine Fragen der Chemie. – 96 S.
Pädagogische Ausgabe
ALLGEMEINE CHEMIE
Methodische Anweisungen und Kontrollaufgaben
für Studierende technischer Fachrichtungen des Fernstudiums
Zusammengestellt von: Ogorodnikov Valery Anatolyevich
Herausgeber T. L. Mateusz
Technischer Redakteur A.A. Scherbakowa
Zum Druck signiert. Format 60´84 1/16
Offsetdruck. Headset-Zeiten. Siebdruck
Konv. Ofen Strahl. ed. l. 3.
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Gedruckt auf dem Risograph der Redaktion und Verlag
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"Mogilev State University of Food"
Wasser ist ein sehr schwacher Elektrolyt, dissoziiert in geringem Maße und bildet Wasserstoffionen (H +) und Hydroxidionen (OH -).
Dieser Vorgang entspricht der Dissoziationskonstante:
.
Da der Dissoziationsgrad von Wasser sehr gering ist, ist die Gleichgewichtskonzentration nicht dissoziierter Wassermoleküle mit ausreichender Genauigkeit gleich der Gesamtkonzentration von Wasser, d. H. 1000/18 = 5,5 mol / dm 3.
In verdünnten wässrigen Lösungen ändert sich die Wasserkonzentration kaum und kann als konstanter Wert angesehen werden. Dann wird der Ausdruck für die Dissoziationskonstante von Wasser wie folgt umgeformt:
.
Die Konstante gleich dem Produkt der Konzentration von H + und OH - Ionen ist ein konstanter Wert und wird genannt Ionenprodukt von Wasser. In reinem Wasser bei 25 ° C sind die Konzentrationen von Wasserstoffionen und Hydroxidionen gleich und sind gleich
Lösungen, in denen die Konzentrationen von Wasserstoffionen und Hydroxidionen gleich sind, werden neutrale Lösungen genannt.
Also bei 25 ºС
– neutrale Lösung;
> - saure Lösung;
< – щелочной раствор.
Anstelle der Konzentrationen von H + und OH-Ionen es ist bequemer, ihre dezimalen Logarithmen zu verwenden, die mit dem entgegengesetzten Vorzeichen genommen werden; bezeichnet durch die Symbole pH und pOH:
;
.
Der Dezimallogarithmus der Konzentration von Wasserstoffionen, genommen mit dem entgegengesetzten Vorzeichen, wird genannt pH-Indikator(pH) .
Wasserionen können in einigen Fällen mit den Ionen der gelösten Substanz interagieren, was zu einer signifikanten Änderung der Zusammensetzung der Lösung und ihres pH-Werts führt.
Tabelle 2
Formeln zur Berechnung des pH-Wertes (pH)
* Werte der Dissoziationskonstanten ( K) sind in Anlage 3 aufgeführt.
p K= -lg K;
HAN, Säure; KtOH, Base; KtAn - Salz.
Bei der Berechnung des pH-Werts wässriger Lösungen ist Folgendes erforderlich:
1. Bestimmen Sie die Art der Substanzen, aus denen die Lösungen bestehen, und wählen Sie eine Formel zur Berechnung des pH-Werts (Tabelle 2).
2. Wenn eine schwache Säure oder Base in der Lösung vorhanden ist, schlagen Sie im Nachschlagewerk oder in Anhang 3, S. 1 nach K diese Verbindung.
3. Bestimmen Sie die Zusammensetzung und Konzentration der Lösung ( Mit).
4. Ersetzen Sie die Zahlenwerte der molaren Konzentration ( Mit) und P K
in die Berechnungsformel ein und berechnen Sie den pH-Wert der Lösung.
Tabelle 2 zeigt die Formeln zur Berechnung des pH-Werts in Lösungen starker und schwacher Säuren und Basen, Pufferlösungen und Lösungen hydrolysierender Salze.
Wenn nur eine starke Säure (HAn) in der Lösung vorhanden ist, ist diese ein starker Elektrolyt und zerfällt fast vollständig in Ionen 
, dann der pH (pH)
hängt von der Konzentration an Wasserstoffionen (H + ) in einer gegebenen Säure ab und wird durch Formel (1) bestimmt.
Wenn in der Lösung nur eine starke Base vorhanden ist, die ein starker Elektrolyt ist und fast vollständig in Ionen dissoziiert, hängt der pH-Wert (pH) von der Konzentration der Hydroxidionen (OH -) in der Lösung ab und wird durch die Formel bestimmt ( 2).
Wenn in der Lösung nur eine schwache Säure oder nur eine schwache Base vorhanden ist, dann wird der pH-Wert solcher Lösungen durch die Formeln (3), (4) bestimmt.
Ist in der Lösung ein Gemisch aus starken und schwachen Säuren vorhanden, so wird die Ionisation der schwachen Säure durch die starke Säure praktisch unterdrückt, also bei der pH-Berechnung in solchen Lösungen wird das Vorhandensein schwacher Säuren vernachlässigt und die für starke Säuren verwendete Berechnungsformel (1) verwendet. Die gleiche Überlegung gilt auch für den Fall, wenn eine Mischung aus starken und schwachen Basen in der Lösung vorhanden ist. pH-Berechnungen Blei nach Formel (2).
Wenn in der Lösung ein Gemisch starker Säuren oder starker Basen vorhanden ist, werden pH-Berechnungen gemäß den Formeln zur Berechnung des pH-Werts für starke Säuren (1) oder Basen (2) durchgeführt, nachdem zuvor die Konzentrationen der Komponenten summiert wurden .
Wenn die Lösung eine starke Säure und ihr Salz oder eine starke Base und ihr Salz enthält, dann Der pH-Wert hängt nur von der Konzentration einer starken Säure oder starken Base ab und wird durch die Formeln (1) oder (2) bestimmt.
Wenn eine schwache Säure und ihr Salz (z. B. CH 3 COOH und CH 3 COONa; HCN und KCN) oder eine schwache Base und ihr Salz (z. B. NH 4 OH und NH 4 Cl) in der Lösung vorhanden sind, dann diese Mischung ist Pufferlösung und der pH wird durch die Formeln (5), (6) bestimmt.
Wenn sich in der Lösung ein Salz befindet, das aus einer starken Säure und einer schwachen Base (hydrolysiert durch ein Kation) oder einer schwachen Säure und einer starken Base (hydrolysiert durch ein Anion), einer schwachen Säure und einer schwachen Base (hydrolysiert durch ein Kation) besteht und Anion), dann ändern diese Salze bei der Hydrolyse den pH-Wert und die Berechnung erfolgt nach den Formeln (7), (8), (9).
Beispiel 1 Berechnen Sie den pH-Wert einer wässrigen Lösung von NH 4 Br-Salz mit der Konzentration .
Entscheidung. 1. In einer wässrigen Lösung wird ein Salz, das aus einer schwachen Base und einer starken Säure gebildet wird, durch das Kation gemäß den Gleichungen hydrolysiert:
In einer wässrigen Lösung bleiben Wasserstoffionen (H +) im Überschuss.
2. Um den pH-Wert zu berechnen, verwenden wir die Formel zur Berechnung des pH-Werts für ein Salz, das einer Kationenhydrolyse unterzogen wird:
.
Dissoziationskonstante einer schwachen Base 
(R K = 4,74).
3. Setzen Sie die Zahlenwerte in die Formel ein und berechnen Sie den pH-Wert:
.
Beispiel 2 Berechnen Sie den pH-Wert einer wässrigen Lösung, die aus einer Mischung von Natriumhydroxid besteht, 
mol / dm 3 und Kaliumhydroxid, 
Mol / dm 3.
Entscheidung. 1. Natriumhydroxid (NaOH) und Kaliumhydroxid (KOH) sind starke Basen, die in wässrigen Lösungen fast vollständig in Metallkationen und Hydroxidionen dissoziieren:
2. Der pH-Wert wird durch die Menge an Hydroxidionen bestimmt. Dazu fassen wir die Konzentrationen der Alkalien zusammen:
3. Wir setzen die berechnete Konzentration in Formel (2) ein, um den pH-Wert starker Basen zu berechnen:
Beispiel 3 Berechnen Sie den pH-Wert einer Pufferlösung aus 0,10 M Ameisensäure und 0,10 M Natriumformiat, 10-fach verdünnt.
Entscheidung. 1. Ameisensäure HCOOH ist eine schwache Säure, in wässriger Lösung dissoziiert sie nur teilweise in Ionen, im Anhang 3 finden wir Ameisensäure 
:
2. Natriumformiat HCOONa ist ein Salz, das aus einer schwachen Säure und einer starken Base gebildet wird; durch das Anion hydrolysiert, erscheint ein Überschuss an Hydroxidionen in der Lösung:
3. Zur Berechnung des pH-Werts verwenden wir die Formel zur Berechnung der pH-Werte von Pufferlösungen, die aus einer schwachen Säure und ihrem Salz gemäß Formel (5) gebildet werden.
Setzen Sie die Zahlenwerte in die Formel ein und erhalten Sie
4. Der pH-Wert von Pufferlösungen ändert sich beim Verdünnen nicht. Wenn die Lösung zehnmal verdünnt wird, bleibt ihr pH-Wert bei 3,76.
Beispiel 4 Berechnen Sie den pH-Wert einer Essigsäurelösung mit einer Konzentration von 0,01 M, deren Dissoziationsgrad 4,2 % beträgt.
Entscheidung. Essigsäure ist ein schwacher Elektrolyt.
In einer Lösung einer schwachen Säure ist die Ionenkonzentration geringer als die Konzentration der Säure selbst und wird definiert als a∙C.
Um den pH-Wert zu berechnen, verwenden wir Formel (3):
Beispiel 5 Zu 80 cm 3 0,1 n Lösung von CH 3 COOH wurden 20 cm 3 0,2 zugegeben
n CH 3 COONa-Lösung. Berechnen Sie den pH-Wert der resultierenden Lösung, wenn K(CH 3 COOH) \u003d 1,75 ∙ 10 -5.
Entscheidung. 1. Wenn die Lösung eine schwache Säure (CH 3 COOH) und ihr Salz (CH 3 COONa) enthält, handelt es sich um eine Pufferlösung. Wir berechnen den pH-Wert der Pufferlösung dieser Zusammensetzung gemäß der Formel (5):
2. Das Volumen der nach dem Ablassen der Anfangslösungen erhaltenen Lösung beträgt 80 + 20 = 100 cm 3, daher sind die Konzentrationen von Säure und Salz gleich:
3. Wir ersetzen die erhaltenen Werte der Säure- und Salzkonzentrationen
in die Formel
.
Beispiel 6 Zu 200 cm 3 0,1 N Salzsäurelösung wurden 200 cm 3 0,2 N Kaliumhydroxidlösung gegeben, der pH-Wert der resultierenden Lösung bestimmt.
Entscheidung. 1. Zwischen Salzsäure (HCl) und Kaliumhydroxid (KOH) findet eine Neutralisationsreaktion statt, die zur Bildung von Kaliumchlorid (KCl) und Wasser führt:
HCl + KOH → KCl + H 2 O.
2. Bestimmen Sie die Konzentration von Säure und Base:
Entsprechend der Reaktion reagieren HCl und KOH als 1: 1, daher bleibt KOH in einer solchen Lösung mit einer Konzentration von 0,10 - 0,05 = 0,05 mol / dm 3 im Überschuss. Da das KCl-Salz nicht hydrolysiert und den pH-Wert des Wassers nicht verändert, beeinflusst das in dieser Lösung im Überschuss vorhandene Kaliumhydroxid den pH-Wert. KOH ist ein starker Elektrolyt, wir verwenden Formel (2), um den pH-Wert zu berechnen:
135. Wie viel Gramm Kaliumhydroxid sind in 10 dm 3 einer Lösung mit einem pH-Wert von 11 enthalten?
136. Der Wasserstoffindex (pH) der einen Lösung beträgt 2 und der der anderen 6. In 1 dm 3 welcher Lösung ist die Konzentration an Wasserstoffionen höher und wie oft?
137. Geben Sie die Reaktion des Mediums an und finden Sie die Konzentration und Ionen in Lösungen, für die der pH-Wert: a) 1,6; b) 10.5.
138. Berechnen Sie den pH-Wert von Lösungen, in denen die Konzentration (mol / dm 3) beträgt: a) 2,0 ∙ 10 -7; b) 8,1·10 –3; c) 2,7∙10 -10.
139. Berechnen Sie den pH-Wert von Lösungen, in denen die Ionenkonzentration (mol / dm 3) beträgt: a) 4,6 ∙ 10 -4; b) 8,1 · 10 -6; c) 9,3∙10 -9.
140. Berechnen Sie die molare Konzentration einer einbasigen Säure (NAn) in einer Lösung, wenn: a) pH = 4, α = 0,01; b) pH = 3, α = 1 %; c) pH = 6,
α = 0,001.
141. Berechnen Sie den pH-Wert einer 0,01 N Essigsäurelösung, in der der Dissoziationsgrad der Säure 0,042 beträgt.
142. Berechnen Sie den pH-Wert der folgenden Lösungen schwacher Elektrolyte:
a) 0,02 M NH4OH; b) 0,1 M HCN; c) 0,05 N HCOOH; d) 0,01 M CH 3 COOH.
143. Wie hoch ist die Konzentration einer Essigsäurelösung, deren pH-Wert 5,2 beträgt?
144. Bestimmen Sie die molare Konzentration einer Lösung von Ameisensäure (HCOOH), deren pH-Wert 3,2 beträgt ( K HCOOH = 1,76 · 10 -4).
145. Finden Sie den Dissoziationsgrad (%) und 0,1 M Lösung von CH 3 COOH, wenn die Dissoziationskonstante von Essigsäure 1,75∙10 -5 beträgt.
146. Berechnen Sie den pH-Wert von 0,01 M und 0,05 N Lösungen von H 2 SO 4 .
147. Berechnen Sie den pH-Wert einer Lösung von H 2 SO 4 mit einem Massenanteil an Säure von 0,5 % ( ρ = 1,00 g/cm3).
148. Berechnen Sie den pH-Wert einer Kalilauge, wenn 2 dm 3 der Lösung 1,12 g KOH enthalten.
149. Berechnen Sie den pH-Wert von 0,5 M Ammoniumhydroxidlösung. \u003d 1,76 · 10 -5.
150. Berechnen Sie den pH-Wert der Lösung, die durch Mischen von 500 cm 3 0,02 M CH 3 COOH mit einem gleichen Volumen von 0,2 M CH 3 COOK erhalten wird.
151. Bestimmen Sie den pH-Wert der Puffermischung, die gleiche Volumina von NH 4 OH- und NH 4 Cl-Lösungen mit Massenanteilen von 5,0 % enthält.
152. Berechnen Sie das Verhältnis, in dem Natriumacetat und Essigsäure gemischt werden müssen, um eine Pufferlösung mit pH = 5 zu erhalten.
153. In welcher wässrigen Lösung ist der Dissoziationsgrad am größten: a) 0,1 M CH 3 COOH; b) 0,1 M HCOOH; c) 0,1 M HCN?
154. Leiten Sie eine Formel zur Berechnung des pH-Werts her: a) Acetatpuffermischung; b) Ammoniak-Puffermischung.
155. Berechnen Sie die molare Konzentration einer HCOOH-Lösung mit pH = 3.
156. Wie ändert sich der pH-Wert, wenn er zweimal mit Wasser verdünnt wird: a) 0,2 M HCl-Lösung; b) 0,2 M Lösung von CH 3 COOH; c) eine Lösung, die 0,1 M CH 3 COOH und 0,1 M CH 3 COOHa enthält?
157*. Eine 0,1 N Essigsäurelösung wurde mit einer 0,1 N Natriumhydroxidlösung auf 30 % ihrer ursprünglichen Konzentration neutralisiert. Bestimmen Sie den pH-Wert der resultierenden Lösung. 
158*. Auf 300 cm 3 0,2 M Ameisensäurelösung ( K\u003d 1,8 · 10 -4) 50 cm 3 0,4 M NaOH-Lösung hinzugefügt. Der pH-Wert wurde gemessen und dann wurde die Lösung 10-fach verdünnt. Berechnen Sie den pH-Wert der verdünnten Lösung.
159*. Auf 500 cm 3 0,2 M Lösung von Essigsäure ( K\u003d 1,8 ∙ 10 -5) 100 cm 3 0,4 M NaOH-Lösung hinzugefügt. Der pH-Wert wurde gemessen und dann wurde die Lösung 10-fach verdünnt. Berechnen Sie den pH-Wert der verdünnten Lösung, schreiben Sie die chemischen Reaktionsgleichungen auf.
160*. Um den erforderlichen pH-Wert aufrechtzuerhalten, stellte der Chemiker eine Lösung her: Zu 200 cm 3 einer 0,4 M Ameisensäurelösung fügte er 10 cm 3 einer 0,2 %igen KOH-Lösung ( p\u003d 1 g / cm 3) und das resultierende Volumen wurde 10-mal verdünnt. Welchen pH-Wert hat die Lösung? ( K HCOOH = 1,8∙10 -4).
Starke Säuren und Basen(Tabelle 2.1) Halb-
daher ist die Konzentration von Wasserstoffionen und Hydroxylionen gleich
Gesamtkonzentration eines starken Elektrolyten.
Für die Starken Gründen : [ OH - ] = C m; für die Starken Säuren: [ H + ] = Cm.
Tabelle 2.1
Starke Elektrolyte
Schwacher Elektrolyt Es ist üblich, chemische Verbindungen zu betrachten, deren Moleküle selbst in stark verdünnten Lösungen nicht vollständig in Ionen zerfallen. Der Dissoziationsgrad schwacher Elektrolyte für dezimolare Lösungen (0,1 M) beträgt weniger als 3 %. Beispiele für schwache Elektrolyte: alle organischen Säuren, einige anorganische Säuren (z. B. H 2 S, HCN), die meisten Hydroxide (z. B. Zn(OH) 2 , Cu(OH) 2).
Für Lösungen schwache Säuren Die Konzentration von Wasserstoffionen in Lösung wird nach folgender Formel berechnet:
wo: Kc ist die Dissoziationskonstante einer schwachen Säure; Ck ist die Säurekonzentration, mol/dm 3 .
Für Lösungen schwache Basen Die Konzentration von Hydroxylionen wird nach folgender Formel berechnet:
wo: Ko ist die Dissoziationskonstante einer schwachen Base; Kiefer ist die Basiskonzentration, mol/dm 3 .
Tabelle 2.2
Dissoziationskonstanten schwacher Säuren und Basen bei 25 °C
|
Dissoziationskonstante, CD |
|
2.2. Beispiele zur Lösung einer individuellen Aufgabe
Beispiel 1.
Arbeitsbedingung:Definieren Konzentration von Wasserstoff- und Hydroxidionen in Lösung, wenn pH = 5,5.
Entscheidung
Die Konzentration von Wasserstoffionen wird nach folgender Formel berechnet:
[H +] \u003d 10 -pH
[H +] \u003d 10 -5,5 \u003d 3,16 · 10 -6 mol / dm 3
Die Konzentration von Hydroxidionen wird nach folgender Formel berechnet:
10 -rOH
pOH \u003d 14 - pH \u003d 14 - 5,5 \u003d 8,5
10 -8,5 \u003d 3 · 10 -9 Mol / dm 3
Beispiel #2.
Arbeitsbedingung: Berechnen Sie den pH-Wert einer 0,001 M HCl-Lösung.
Entscheidung
Säure HC1 ist ein starker Elektrolyt (Tab. 2.1) und zerfällt in verdünnten Lösungen fast vollständig in Ionen:
HC1⇄ H + + C1 -
Daher ist die Ionenkonzentration [Н + ] gleich der Gesamtkonzentration der Säure: [Н + ] \u003d Cm \u003d 0,001 M.
[H +] \u003d 0,001 \u003d 1 · 10 -3 mol / dm 3
pH \u003d - lg \u003d - lg 1 · 10 -3 \u003d 3
Beispiel #3
Arbeitsbedingung: Berechnen Sie den pH-Wert einer 0,002 M NaOH-Lösung.
Entscheidung
Die NaOH-Base ist ein starker Elektrolyt (Tab. 2.1) und zerfällt in verdünnten Lösungen fast vollständig in Ionen:
NaOH ⇄Na + +OH -
Daher ist die Konzentration an Hydroxidionen gleich der Gesamtkonzentration der Base: [OH - ]= cm = 0,002 Mio.
pOH \u003d - lg [OH -] \u003d - lgSm \u003d - lg 2 10 -3 \u003d 2,7
pH = 14 - 2,7 = 11,3
Beispiel Nummer 4.
Arbeitsbedingung:Berechnen Sie den pH-Wert einer 0,04 M NH-Lösung 4 Oh, wenn die Dissoziationskonstante Kd( NH 4 Oh) = 1,79 10 -5 (Tabelle 2.2).
Entscheidung
NH gründen 4 Oh ist ein schwacher Elektrolyt und dissoziiert in verdünnten Lösungen sehr leicht in Ionen.
Die Konzentration von Hydroxylionen [OH - ] in einer Lösung einer schwachen Base wird nach folgender Formel berechnet:
pOH \u003d - lg [OH - ] \u003d - lg 8,5 · 10 -2 \u003d 1,1
Basierend auf der Formel: pH + pOH = 14 finden wir den pH-Wert der Lösung:
pH = 14 – pOH = 14 – 1,1 = 12,9
Beispiel Nummer 5.
Arbeitsbedingung:Berechnen Sie den pH-Wert 0,17 M Lösung von Essigsäure (CH 3 COOH), wenn die Dissoziationskonstante Kd (CH 3 COOH) = 1,86 · 10 -5 (Tabelle 2.2).
Entscheidung
Säure CH 3 COOH ist ein schwacher Elektrolyt und dissoziiert in verdünnten Lösungen sehr leicht in Ionen.
Die Konzentration von Wasserstoffionen in einer schwach sauren Lösung wird nach folgender Formel berechnet:
pH berechnen Lösung nach der Formel: pH = - lg
pH \u003d - lg 1,78 10 -3 \u003d 2,75
2.3. Individuelle Aufgaben
Arbeitsbedingungen (Tabelle 2.3):
Aufgabe Nummer 1. Berechnen Sie die Konzentration von Wasserstoff- und Hydroxidionen in Lösung bei einem bestimmten pH-Wert (siehe Beispiel Nr. 1);
Aufgabe Nummer 2. Berechnen Sie den pH-Wert einer starken Elektrolytlösung (Säure, Base) bei einer bestimmten Konzentration (siehe Beispiel Nr. 2, 3);
Aufgabe Nummer 3. Berechnen Sie den pH-Wert einer schwachen Elektrolytlösung (Säure, Base) bei einer bestimmten Konzentration (siehe Beispiel Nr. 4, 5).
Tabelle 2.3
Die Zusammensetzung des untersuchten Wassers
|
Aufgaben |
Arbeitsbedingungen: |
||||
|
Aufgabe Nummer 1 |
Aufgabe Nummer 2 |
Aufgabe Nummer 3 |
|||
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Starker Elektrolyt |
Konzentration, cm |
Elektrolyt |
Konzentration, cm |
||
Fortsetzung der Tabelle. 2.3
