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SichtDating, Liebe, Beziehungen Soweit ich weiß, gibt es einen jungen Johnny Depp (nun, oder wen auch immer Sie dort am meisten mögen), gutaussehend, galant, mit einem samtigen Bariton. Ein Mann in einem Bett, von dem Frauen selbst träumen. Dann verstehe ich meine Zuversicht. Und dann wird so ein Mann nichts direkt anbieten, er wird Leidenschaft entfachen und alles wird reibungslos und natürlich passieren. Und wie viele Fälle gibt es, in denen Vasek sitzt und fragt: Warum bist du zu mir gekommen?))) Hält er sich für so unwiderstehlich? Dass jede Frau, die ihn zum ersten Mal sieht, schon davon träumt, das Bankett fortzusetzen?
Für Elektrolyte, deren Dissoziationsgrad bei einer Konzentration von mehr als 10 mol/dm3 oder Kd kleiner als 1 * 10 -4 weniger als 5 % beträgt, wird das Ostwaldsche Verdünnungsgesetz ausgedrückt:
Für eine schwache Basis:
Beispiele für die Lösung von Problemen zur Berechnung des pH-Werts von Lösungen schwacher Säuren und Basen.
Beispiel 8 Berechnen Sie den pH-Wert von 0,001 N Essigsäure, wenn = 0,13
Entscheidung:
Beispiel 9 Definieren:
A) pH 0,01n CH 3 COOH, wenn 
C) pH 0,01n NH 4 OH, ggf 
Entscheidung: Darstellung der Gleichung 
in logarithmischer Form erhalten wir 
,
also für eine einbasige Säure 
Somit 
, für eine schwache Base 
;
, somit
Beispiel 10 Die Konzentration von H + -Ionen in der Lösung beträgt 2. 10 -4 mol/dm. Berechnen Sie die Konzentration von OH - , pH und pOH in dieser Lösung.
Entscheidung:
;
Beispiel 11. Berechnen Sie den pH-Wert der Lösung, in der 500 ml 2 g NaOH gelöst sind.
Entscheidung:
PH = 14-pC-Basen;
; pH = 14 - 1 = 13
Entscheidung.
In einer wässrigen Lösung von Ammoniak herrscht ein Gleichgewicht
NH 3 + H 2 O → NH 4 + + OH -
Da Ammoniaklösung eine schwache Base ist und K B< 1*10 -4 , то расчёт ведут следующим образом:
ROZ = - lg [OH -] \u003d - lg 4,2 · 10-3 \u003d 3-0,623 = 2,38
pH \u003d 14- pOH \u003d 14 - 2,38 = 11,62
Beispiel 13 Der Dissoziationsgrad von CH 3 COOH in 0,1 mol/dm 3 Lösung beträgt 1,32 * 10 -3 . Berechnen Sie die Konzentrationen von H + - und CH3COO – -Ionen, den pH-Wert der Lösung und K d der Säure.
Entscheidung.
Schreiben Sie die Gleichung für die Dissoziation von Essigsäure auf
CH 3 COOH + H 2 O Û H 3 O + + CH 3 COO -
CH 3 COOH ist daher eine schwache Säure
A * CH 3 COOH \u003d 1,32 * 10 -2 * 0,1 \u003d 1,32 * 10 -3 mol / dm 3
pH-Wert = - lg = - lg 1,32 10 -3 \u003d 3 - 0,12 \u003d 2,88 [H +] \u003d [CH 3 COO -] \u003d 1,32 * 10 -3 mol / dm 3
Aus dem Ostwaldschen Verdünnungsgesetz ergibt sich K CH3COOH zu:
K CH3COOH \u003d a 2 * C CH3COOH \u003d (1,32 * 10 -2) 2 0,1 \u003d 1,74 * 10 -5
Aufgaben:
Berechnung der Ionenkonzentration und Ionenstärke in Lösungen starker Elektrolyte
1. Berechnen Sie die Ionenkonzentrationen unter der Annahme einer vollständigen Dissoziation:
A) K + in einer 0,5 M Lösung von K 2 SO 4, K 3 PO 4;
B) Al 3+ in einer 2 M Lösung von Al 2 (SO 4) 3, AlCl 3.
2. Berechnen Sie die Ionenstärke in Lösungen:
0,3 M Bariumchlorid, 0,06 M Kaliumorthophosphat, 0,02 M Aluminiumsulfat.
Antwort: (0,82; 2,45 · 10 mol / dm 3)
5. Berechnen Sie die Aktivität von Na +, H +, SO 4 2- Ionen in einer Lösung mit einer Konzentration von 2 · 10 mol / dm 3 Natriumsulfat und 5 · 10 mol / dm 3 Schwefelsäure.
Antwort: (3,16 * 10 mol / dm 3; 7,9 x 10 mol / dm 3; 8,2 * 10 mol / dm 3)
6. Nach dem Auflösen von Kaliumchlorid, Magnesiumsulfat und Eisen(III)sulfat in Wasser beträgt die molare Konzentration dieser Salze jeweils: 0,05; 0,02 und 0,01 Mol / dm 3. Berechnen Sie die Ionenstärke der Lösung.
Berechnung von Ionenkonzentration, pH und ROZ in Lösungen schwacher Elektrolyte:
7. Berechnen Sie den pH-Wert einer 0,01 N Ammoniumhydroxidlösung, deren Dissoziationsgrad 0,1 beträgt.
8. Die aktive Säure von Magensaft beträgt 0,047. Finden Sie den pH-Wert von Magensaft.
9. Ermitteln Sie den pH-Wert von Milchsäure, deren Dissoziationskonstante 1,44 beträgt. 10 –4 , C = 0,01.
10. Berechnen Sie den pH-Wert einer Salpetersäurelösung, wenn der Massenanteil der Säure in der Lösung 4 % beträgt ( 
).
11. Berechnen Sie die Konzentration und Anzahl der Wasserstoffionen im Blut mit einem Volumen von 100 ml, wenn der pH-Wert des Blutes = 7,36 ist.
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 saure Reaktion 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 Kationen Al 3+ + HOH ⇆ AlOH 2+ + H + (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 enthaltenen 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
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"Mogilev State University of Food"
1. Berechnung des pH-Wertes in Lösungen starker Säuren und Basen.
Die Berechnung des pH-Werts in Lösungen starker einbasiger Säuren und Basen erfolgt nach den Formeln:
pH \u003d - lg C bis und pH \u003d 14 + lg C o
Dabei ist C to , C o die molare Konzentration einer Säure oder Base, mol/l
2. Berechnung des pH-Wertes in Lösungen schwacher Säuren und Basen
Die Berechnung des pH-Werts in Lösungen schwacher einbasiger Säuren und Basen erfolgt nach den Formeln: pH \u003d 1/2 (pK bis - lgC bis) und pH \u003d 14 - 1/2 (pK O - lg CO)
3. Berechnung des pH-Werts in Lösungen hydrolysierbarer Salze
Es gibt 3 Fälle der Hydrolyse von Salzen:
a) Hydrolyse des Salzes durch das Anion (das Salz wird durch eine schwache Säure und eine starke Base gebildet, beispielsweise CH 3 COO Na). Der pH-Wert errechnet sich nach der Formel: pH = 7 + 1/2 pK bis + 1/2 lg C s
b) Salzhydrolyse durch Kation (Salz wird durch eine schwache Base und eine starke Säure gebildet, beispielsweise NH 4 Cl) Die Berechnung des pH-Werts in einer solchen Lösung erfolgt nach der Formel: pH = 7 - 1/2 pK o - 1/2 lg C s
c) Salzhydrolyse durch Kation und Anion (das Salz wird durch eine schwache Säure und eine schwache Base gebildet, beispielsweise CH 3 COO NH 4). In diesem Fall erfolgt die Berechnung des pH-Werts nach der Formel:
pH \u003d 7 + 1/2 pK bis - 1/2 pK o
Wenn das Salz von einer schwachen mehrbasigen Säure oder einer schwachen multiprotonischen Base gebildet wird, werden in den oben aufgeführten Formeln (7-9) zur Berechnung des pH-Werts die Werte von pK k und pK o gemäß der letzten Dissoziationsstufe eingesetzt
4. Berechnung des pH-Wertes in Lösungen verschiedener Mischungen von Säuren und Basen
Wenn Säure und Base gegossen werden, hängt der pH-Wert der resultierenden Mischung von den aufgenommenen Mengen an Säure und Base und ihrer Stärke ab.
4. Puffersysteme
Puffersysteme umfassen Mischungen aus:
a) eine schwache Säure und ihr Salz, beispielsweise CH 3 COO H + CH 3 COO Na
b) eine schwache Base und ihr Salz, beispielsweise NH 4 OH + NH 4 Cl
c) ein Gemisch aus Säuresalzen unterschiedlicher Acidität, beispielsweise NaH 2 PO 4 + Na 2 HPO 4
d) eine Mischung aus Säure und mittleren Salzen, zum Beispiel NaНCO 3 + Na 2 CO 3
e) ein Gemisch aus basischen Salzen unterschiedlicher Basizität, beispielsweise Al(OH) 2 Cl + Al(OH) Cl 2 usw.
Die Berechnung des pH-Werts in Puffersystemen erfolgt nach den Formeln: pH = pK to - lg C to / C s und pH = 14 - pK o + lg C o / C s
Säure-Base-Pufferlösungen, Henderson-Hasselbach-Gleichung. Allgemeine Charakteristiken. Funktionsprinzip. Berechnung des pH-Wertes der Pufferlösung. Pufferkapazität.
Pufferlösungen - Systeme, die einen bestimmten Wert eines Parameters (pH, Systempotential usw.) beibehalten, wenn sich die Zusammensetzung des Systems ändert.
Säure-Base genannt Pufferlösung , das bei Zugabe nicht zu großer Mengen einer starken Säure oder starken Base sowie beim Verdünnen und Konzentrieren einen annähernd konstanten pH-Wert beibehält. Säure-Base-Pufferlösungen enthalten schwache Säuren und ihre konjugierten Basen. Eine starke Säure "verwandelt" sich in eine schwache Säure, wenn sie einer Pufferlösung zugesetzt wird, und eine starke Base in eine schwache Base. Formel zur Berechnung des pH-Wertes einer Pufferlösung: pH = pK Über + lg C Über /MIT mit Diese Gleichung Henderson Hasselbach . Aus dieser Gleichung folgt, dass der pH-Wert einer Pufferlösung vom Verhältnis der Konzentrationen einer schwachen Säure und ihrer konjugierten Base abhängt. Da sich dieses Verhältnis beim Verdünnen nicht ändert, bleibt der pH-Wert der Lösung konstant. Die Verdünnung kann nicht unbegrenzt sein. Bei einer sehr starken Verdünnung ändert sich der pH-Wert der Lösung, da erstens die Konzentrationen der Komponenten so gering werden, dass die Autoprotolyse von Wasser nicht mehr vernachlässigt werden kann, und zweitens die Aktivitätskoeffizienten von ungeladenen und geladene Teilchen hängen unterschiedlich von der Ionenstärke der Lösung ab.
Die Pufferlösung behält einen konstanten pH-Wert bei, wenn nur kleine Mengen einer starken Säure oder starken Base hinzugefügt werden. Die Fähigkeit einer Pufferlösung, einer pH-Änderung "zu widerstehen", hängt vom Verhältnis der Konzentrationen einer schwachen Säure und ihrer konjugierten Base sowie von ihrer Gesamtkonzentration ab und ist durch eine Pufferkapazität gekennzeichnet.
Pufferkapazität - das Verhältnis eines infinitesimalen Anstiegs der Konzentration einer starken Säure oder starken Base in einer Lösung (ohne Volumenänderung) zu der durch diesen Anstieg verursachten pH-Änderung (S. 239, 7.79)
In einem stark sauren und stark alkalischen Milieu steigt die Pufferkapazität deutlich an. Lösungen, in denen eine ausreichend hohe Konzentration einer starken Säure oder starken Base auch puffernde Eigenschaften haben.
Die Pufferkapazität ist bei pH=pKa maximal. Um einen bestimmten pH-Wert aufrechtzuerhalten, sollte eine Pufferlösung verwendet werden, in der der pKa-Wert der in ihrer Zusammensetzung enthaltenen schwachen Säure diesem pH-Wert möglichst nahe kommt. Es ist sinnvoll, eine Pufferlösung zu verwenden, um den pH-Wert im pKa + _ 1-Bereich zu halten. Dieses Intervall wird als Arbeitskraft des Puffers bezeichnet.
19. Grundlegende Konzepte in Bezug auf komplexe Verbindungen. Klassifizierung komplexer Verbindungen. Zur Charakterisierung komplexer Verbindungen verwendete Gleichgewichtskonstanten: Bildungskonstanten, Dissoziationskonstanten (allgemeine, Stufen-, thermodynamische, reale und bedingte Konzentration)
Am häufigsten ist ein Komplex ein Teilchen, das als Ergebnis der Donor-Akzeptor-Wechselwirkung eines Zentralatoms (Ions), Komplexbildner genannt, und geladener oder neutraler Teilchen, Liganden genannt, gebildet wird. Der Komplexbildner und die Liganden müssen unabhängig voneinander in der Umgebung existieren, in der der Komplexierungsprozess stattfindet.
Eine komplexe Verbindung besteht aus inneren und äußeren Sphären. K3(Fe(CN)6)- K3-Außenkugel, Fe-Komplexbildner, CN-Ligand, Komplexbildner + Ligand=Innenkugel.
Dentalität ist die Anzahl von Liganden-Donor-Zentren, die an der Donor-Akzeptor-Wechselwirkung während der Bildung eines komplexen Partikels teilnehmen. Liganden sind einzähnig (Cl-, H2O, NH3), zweizähnig (C2O4(2-), 1,10-Phenanthrolin) und mehrzähnig.
Die Koordinationszahl ist die Anzahl der Liganden-Donorzentren, mit denen ein bestimmtes Zentralatom wechselwirkt. Im obigen Beispiel: 6-Koordinierungsnummer. (Ag (NH3) 2) + - Koordinationszahl 2, da Ammoniak ein einzähniger Ligand ist, und in (Ag (S2O3) 2) 3- - Koordinationszahl 4, da das Thiosulfation ein zweizähniger Ligand ist.
Einstufung.
1) Abhängig von ihrer Ladung: anionische ((Fe(CN)6)3-), kationische ((Zn(NH3)4)2 +) und ungeladene oder nichtelektrolytische Komplexe (HgCl2).
2) Je nach Anzahl der Metallatome: ein- und mehrkernige Komplexe. Ein einkerniger Komplex enthält ein Metallatom, während ein mehrkerniger Komplex zwei oder mehr enthält. Mehrkernige komplexe Teilchen, die identische Metallatome enthalten, werden homonuklear (Fe2(OH)2)4+ oder Be3(OH)3)3+ genannt, und solche, die Atome verschiedener Metalle enthalten, werden heteronuklear (Zr2Al(OH)5)6+) genannt. .
3) Abhängig von der Art der Liganden: homogener Ligand und gemischte Liganden (gemischte Liganden)-Komplexe.
Chelate sind zyklische Komplexverbindungen von Metallionen mit mehrzähnigen (meist organischen) Liganden, bei denen das Zentralatom Teil eines oder mehrerer Zyklen ist.
Konstanten. Die Stärke eines komplexen Ions wird durch seine Dissoziationskonstante, genannt Instabilitätskonstante, charakterisiert.
Wenn Referenzdaten zu schrittweisen Instabilitätskonstanten nicht verfügbar sind, wird die allgemeine Instabilitätskonstante des komplexen Ions verwendet:
Die allgemeine Instabilitätskonstante ist gleich dem Produkt der schrittweisen Instabilitätskonstanten.
In der analytischen Chemie werden neuerdings anstelle der Instabilitätskonstanten die Stabilitätskonstanten des Komplexions verwendet: 
Die Stabilitätskonstante bezieht sich auf den Prozess der Bildung eines Komplexions und ist gleich dem Kehrwert der Instabilitätskonstante: Kst = 1/Knest.
Die Stabilitätskonstante charakterisiert das Gleichgewicht der Komplexbildung.
Siehe Seite 313 für thermodynamische und Konzentrationskonstanten.
20. Einfluss verschiedener Faktoren auf den Prozess der Komplexbildung und Stabilität von Komplexverbindungen. Einfluß der Konzentration reagierender Substanzen auf die Komplexierung. Berechnung der molaren Anteile freier Metallionen und Komplexe in einem Gleichgewichtsgemisch.
1) Die Stabilität von Komplexverbindungen hängt von der Art des Komplexbildners und der Liganden ab. Das Muster der Änderungen in der Stabilität vieler Metallkomplexe mit verschiedenen Liganden kann mit Hilfe erklärt werden. Theorien der harten und weichen Säuren und Basen (HMCA): Weiche Säuren bilden stabilere Verbindungen mit weichen Basen und harte Säuren mit harten (z. B. Al3 +, B3 + (l. to you) bilden Komplexe mit O- und N-so-Liganden (l. Basen) und Ag + oder Hg2 + (m. to-you) mit S-sod.-Liganden (m. basisch) Komplexe von Metallkationen mit mehrzähnigen Liganden sind stabiler als Komplexe mit ähnlichen einzähnigen Liganden.
2) Ionenstärke. Mit einer Zunahme der Ionenstärke und einer Abnahme der Aktivitätskoeffizienten von Ionen nimmt die Stabilität des Komplexes ab.
3) Temperatur. Ist während der Komplexbildung ΔH größer 0, so nimmt mit steigender Temperatur die Stabilität des Komplexes zu, ist ΔH kleiner 0, so nimmt sie ab.
4) Nebenbezirke. Die Wirkung des pH-Werts auf die Stabilität von Komplexen hängt von der Art des Liganden und des Zentralatoms ab. Enthält der Komplex eine mehr oder weniger starke Base als Ligand, so kommt es bei einer pH-Abnahme zu einer Protonierung solcher Liganden und zu einer Abnahme des molaren Anteils der an der Komplexbildung beteiligten Ligandenform. Die Wirkung des pH-Werts ist umso stärker, je größer die Stärke der gegebenen Base und je geringer die Stabilität des Komplexes ist.
5) Konzentration. Mit steigender Ligandenkonzentration nimmt der Gehalt an Komplexen mit hoher Koordinationszahl zu und die Konzentration an freien Metallionen ab. Bei einem Überschuss an Metallionen in der Lösung dominiert der Monoligandenkomplex.
Molarer Anteil nicht komplexgebundener Metallionen
Molenbruch komplexer Teilchen
