Puhdas vesi on erittäin heikko elektrolyytti. Veden dissosiaatioprosessi voidaan ilmaista yhtälöllä: HOH ⇆ H + + OH - . Veden dissosiaatiosta johtuen mikä tahansa vesiliuos sisältää sekä H+- että OH-ioneja. Näiden ionien pitoisuudet voidaan laskea käyttämällä ionituotteen yhtälöt vedelle
C (H +) × C (OH -) \u003d K w,
missä Kw on veden ionituotteen vakio ; 25 °C:ssa K w = 10-14 °C.
Liuoksia, joissa H+- ja OH-ionien pitoisuudet ovat samat, kutsutaan neutraaleiksi liuoksiksi. Neutraalissa liuoksessa C (H +) \u003d C (OH -) \u003d 10 -7 mol / l.
Happamassa liuoksessa C(H +) > C(OH -) ja, kuten veden ionituotteen yhtälöstä seuraa, C(H +) > 10 -7 mol / l ja C (OH -)< 10 –7 моль/л.
Alkalisessa liuoksessa C (OH -) > C (H +); kun taas C(OH –) > 10 –7 mol/l ja C(H +)< 10 –7 моль/л.
pH on arvo, joka kuvaa vesiliuosten happamuutta tai emäksisyyttä; tätä arvoa kutsutaan pH-indikaattori ja se lasketaan kaavalla:
pH \u003d -lg C (H +)
Happamassa pH-liuoksessa<7; в нейтральном растворе pH=7; в щелочном растворе pH>7.
Analogisesti "vetyindeksin" (pH) käsitteen kanssa otetaan käyttöön "hydroksyyli"-indeksin (pOH) käsite:
pOH = –lg C(OH –)
Vety- ja hydroksyyliindikaattorit liittyvät suhteeseen
Hydroksyyliindeksiä käytetään pH:n laskemiseen alkalisissa liuoksissa.
Rikkihappo on vahva elektrolyytti, joka hajoaa laimeissa liuoksissa palautumattomasti ja täydellisesti kaavion mukaan: H 2 SO 4 ® 2 H + + SO 4 2–. Dissosiaatioprosessin yhtälöstä voidaan nähdä, että 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.
Natriumhydroksidi on vahva elektrolyytti, joka hajoaa palautumattomasti ja täydellisesti kaavion mukaisesti: NaOH ® Na + +OH -. Dissosiaatioprosessin yhtälöstä voidaan nähdä, että C (OH -) \u003d C (NaOH) \u003d 0,1 mol / l.
pOH \u003d -lg C (H+) = -lg 0,1 \u003d 1; pH = 14 - pOH = 14 - 1 = 13.
Heikon elektrolyytin hajoaminen on tasapainoprosessi. Heikon elektrolyytin dissosiaatioprosessille kirjoitettua tasapainovakiota kutsutaan dissosiaatiovakio . Esimerkiksi etikkahapon dissosiaatioprosessiin
CH 3 COOH ⇆ CH 3 COO - + H +.
Jokaiselle moniemäksisen hapon dissosiaatiovaiheelle on tunnusomaista sen dissosiaatiovakio. Dissosiaatiovakio - viitearvo; cm. .
Ionipitoisuuksien (ja pH:n) laskeminen heikkojen elektrolyyttien liuoksissa rajoittuu kemiallisen tasapainon ongelman ratkaisemiseen siinä tapauksessa, että tasapainovakio tiedetään ja on tarpeen löytää reaktioon osallistuvien aineiden tasapainopitoisuudet (ks. esimerkki 6.2 - tyypin 2 ongelma).
0,35-prosenttisessa NH 4OH -liuoksessa ammoniumhydroksidin moolipitoisuus on 0,1 mol / l (esimerkki prosentuaalisen pitoisuuden muuntamisesta molaariseksi - katso esimerkki 5.1). Tätä arvoa kutsutaan usein C 0:ksi. C 0 on liuoksen kokonaiselektrolyyttipitoisuus (elektrolyyttipitoisuus ennen dissosiaatiota).
NH 4 OH:ta pidetään heikkona elektrolyytinä, joka hajoaa reversiibelisti vesiliuoksessa: NH 4 OH ⇆ NH 4 + + OH – (katso myös huomautus 2 sivulla 5). Dissosiaatiovakio K = 1,8 10 -5 (viitearvo). Koska heikko elektrolyytti dissosioituu epätäydellisesti, oletetaan, että x mol / l NH 4 OH on dissosioitunut, niin ammoniumionien ja hydroksidi-ionien tasapainopitoisuus on myös x mol / l: C (NH 4 +) \u003d C (OH -) \u003d x mol/l. Dissosioitumattoman NH 4 OH:n tasapainopitoisuus on: C (NH 4 OH) \u003d (C 0 -x) \u003d (0,1-x) mol / l.
Korvaamme dissosiaatiovakioyhtälöön kaikkien hiukkasten tasapainopitoisuudet, jotka ilmaistaan x:llä:
.
Erittäin heikot elektrolyytit dissosioituvat hieman (x ® 0) ja nimittäjässä oleva x terminä voidaan jättää huomiotta:
.
Yleensä yleisen kemian ongelmissa nimittäjässä oleva x jätetään huomiotta, jos (tässä tapauksessa x - dissosioituneen elektrolyytin pitoisuus - eroaa 10 kertaa tai vähemmän arvosta C 0 - liuoksen elektrolyytin kokonaispitoisuus) .
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.
Dissosiaatioaste elektrolyytti voidaan laskea dissosioituneen elektrolyytin pitoisuuden (x) suhteena elektrolyytin kokonaispitoisuuteen (C 0):
(1,34%).
Ensin sinun tulee muuntaa prosentuaalinen pitoisuus molaariseksi (katso esimerkki 5.1). Tässä tapauksessa C0 (H3PO4) = 3,6 mol/l.
Vety-ionien pitoisuuden laskeminen moniemäksisten heikkojen happojen liuoksissa suoritetaan vain dissosioitumisen ensimmäiselle vaiheelle. Tarkkaan ottaen vetyionien kokonaispitoisuus heikon moniemäksisen hapon liuoksessa on yhtä suuri kuin kussakin dissosiaatiovaiheessa muodostuneiden H + -ionien pitoisuuksien summa. Esimerkiksi fosforihapolle C(H +) yhteensä = C(H +) 1 vaihe kukin + C(H +) 2 vaihetta kukin + C(H +) 3 vaihetta kukin. Heikkojen elektrolyyttien dissosiaatio tapahtuu kuitenkin pääasiassa ensimmäisessä vaiheessa ja toisessa ja sitä seuraavissa vaiheissa - pienessä määrin, siksi
C(H +) kahdessa vaiheessa ≈ 0, C(H +) 3 vaiheessa ≈ 0 ja C(H +) yhteensä ≈ C(H +) 1 vaiheessa.
Anna fosforihapon dissosioitua ensimmäisessä vaiheessa x mol / l, sitten dissosiaatioyhtälöstä H 3 PO 4 ⇆ H + + H 2 PO 4 - tästä seuraa, että myös H + ja H 2 PO 4 - ionien tasapainopitoisuudet ovat yhtä suuri kuin x mol / l, ja dissosioitumattoman H 3 PO 4:n tasapainopitoisuus on (3,6–x) mol/l. Korvaamme H + ja H 2 PO 4 - ionien ja H 3 PO 4 -molekyylien pitoisuudet x:n kautta ilmaistuna ensimmäisen vaiheen dissosiaatiovakion lausekkeelle (K 1 \u003d 7,5 10 -3 - viitearvo):
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 = 0,66.
(3,44%)
Tehtävä numero 8
Laske a) vahvojen happojen ja emästen liuosten pH; b) heikko elektrolyyttiliuos ja elektrolyytin dissosiaatioaste tässä liuoksessa (taulukko 8). Otetaan liuosten tiheydeksi 1 g/ml.
Taulukko 8 - Tehtävän nro 8 ehdot
| vaihtoehto nro | a | b | vaihtoehto nro | a | b |
| 0,01 M H2S04; 1 % NaOH | 0,35 % NH4OH:ta | ||||
| 0,01 MCa(OH)2; 2 % HNO3 | 1 % CH3COOH | 0,04 M H2S04; 4 % NaOH | 1 % NH4OH:ta | ||
| 0,5 M HC104; 1 % Ba(OH)2 | 0,98 % H3PO4 | 0,7 M HC104; 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 HMn04; 0,1 % KOH | 0,031 % H2CO3 | 0,2 M HMn04; 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 % H2S03 | 0,07 M NaOH; 3,24 % HBr | 1,23 % H2S03 | ||
| 0,02 M Ba(OH)2; 0,13 % HI | 0,2 % HF | 0,05 M Ba(OH)2; 2,5 % HI | 2 % HF | ||
| 0,02 M H2S04; 2 % NaOH | 0,7 % NH4OH:ta | 0,06MH2S04; 0,8 % NaOH | 5 % CH3COOH | ||
| 0,7 M HC104; 2 % Ba(OH)2 | 1,96 % H3PO4 | 0,08 M H2S04; 3 % NaOH | 4 % H3PO4 | ||
| 0,04 mliOH; 0,63 % HNO3 | 0,68 % H2S | 0,008MHI; 1,7 % Ba(OH)2 | 3,4 % H2S | ||
| 0,3MHMn04; 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 HMn04; 1 % KOH | 2,35 % HNO2 | ||
| 0,03 M NaOH; 1,62 % HBr | 0,82 % H2S03 | 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 M H2S04; 0,4 % NaOH | 3 % CH3COOH | 0,1 M Ba(OH)2; 6,4 % HI | 6 % CH3COOH | ||
| 0,002MHI; 3 % Ba(OH)2 | 1 % HF | 0,04MH2S04; 1,6 % NaOH | 3,5 % NH4OH:ta | ||
| 0,005 MHBr; 0,24 % LiOH | 1,64 % H2S03 | 0,001 M HI; 0,4 % Ba(OH)2 | 5 % H3PO4 |
Esimerkki 7.5 200 ml 0,2 M H2S04-liuosta ja 300 ml 0,1 M NaOH-liuosta sekoitettiin. Laske syntyneen liuoksen pH ja Na + ja SO 4 2– -ionien pitoisuudet tässä liuoksessa.
Tehdään reaktioyhtälö H 2 SO 4 + 2 NaOH → Na 2 SO 4 + 2 H 2 O lyhennettyyn ionimolekyylimuotoon: H + + OH - → H 2 O
Ioni-molekyylireaktioyhtälöstä seuraa, että vain H + ja OH - -ionit tulevat reaktioon ja muodostavat vesimolekyylin. Ionit Na + ja SO 4 2– eivät osallistu reaktioon, joten niiden määrä reaktion jälkeen on sama kuin ennen reaktiota.
Ainemäärien laskeminen ennen reaktiota:
n (H 2SO 4) = 0,2 mol / l × 0,1 l = 0,02 mol = n (SO 4 2-);
n (H+) \u003d 2 × n (H2SO4) = 2 × 0,02 mol = 0,04 mol;
n (NaOH) \u003d 0,1 mol / l 0,3 l \u003d 0,03 mol \u003d n (Na +) \u003d n (OH -).
OH-ionit - - pulaa; he reagoivat täysin. Yhdessä niiden kanssa sama määrä (eli 0,03 mol) H+-ioneja reagoi.
Ionien lukumäärän laskeminen reaktion jälkeen:
n (H +) \u003d n (H +) ennen reaktiota - n (H +) reagoi = 0,04 mol - 0,03 mol \u003d 0,01 mol;
n(Na+) = 0,03 mol; n(SO 4 2–) = 0,02 mol.
Koska laimeat liuokset sekoitetaan
V yleinen. "V-liuos H 2 SO 4 + V NaOH-liuos" 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+)/Vtot. \u003d 0,01 mol: 0,5 l \u003d 0,02 mol / l;
pH \u003d -lg C (H+) \u003d -lg 2 10 -2 = 1,699.
Tehtävä numero 9
Laske happojäännöksen metallikationien ja anionien pH ja moolipitoisuudet liuoksessa, joka muodostuu sekoittamalla vahva happoliuos alkaliliuokseen (taulukko 9).
Taulukko 9 - Tehtävän nro 9 ehdot
| vaihtoehto nro | vaihtoehto nro | Happo- ja alkaliliuosten määrät ja koostumus | |
| 300 ml 0,1 M NaOH ja 200 ml 0,2 M H 2 SO 4 | |||
| 2 l 0,05 M Ca(OH) 2 ja 300 ml 0,2 M HNO 3 | 0,5 l 0,1 M KOH ja 200 ml 0,25 M H 2 SO 4 | ||
| 700 ml 0,1 M KOH ja 300 ml 0,1 M H 2 SO 4 | 1 l 0,05 M Ba(OH)2 ja 200 ml 0,8 M HCl | ||
| 80 ml 0,15 M KOH ja 20 ml 0,2 M H 2 SO 4 | 400 ml 0,05 M NaOH ja 600 ml 0,02 M H 2 SO 4 | ||
| 100 ml 0,1 M Ba(OH) 2 ja 20 ml 0,5 M HCl | 250 ml 0,4 M KOH ja 250 ml 0,1 M H 2 SO 4 | ||
| 700 ml 0,05 M NaOH ja 300 ml 0,1 M H 2 SO 4 | 200 ml 0,05 M Ca(OH) 2 ja 200 ml 0,04 M HCl | ||
| 50 ml 0,2 M Ba(OH) 2 ja 150 ml 0,1 M HCl | 150 ml 0,08 M NaOH ja 350 ml 0,02 M H 2 SO 4 | ||
| 900 ml 0,01 M KOH ja 100 ml 0,05 M H 2 SO 4 | 600 ml 0,01 M Ca(OH) 2 ja 150 ml 0,12 M HCl | ||
| 250 ml 0,1 M NaOH ja 150 ml 0,1 M H 2 SO 4 | 100 ml 0,2 M Ba(OH)2 ja 50 ml 1 M HCl | ||
| 1 l 0,05 M Ca (OH) 2 ja 500 ml 0,1 M HNO 3 | 100 ml 0,5 M NaOH ja 100 ml 0,4 M H 2 SO 4 | ||
| 100 ml 1 M NaOH ja 1 900 ml 0,1 M H 2 SO 4 | 25 ml 0,1 M KOH ja 75 ml 0,01 M H 2 SO 4 | ||
| 300 ml 0,1 M Ba(OH) 2 ja 200 ml 0,2 M HCl | 100 ml 0,02 M Ba(OH) 2 ja 150 ml 0,04 M HI | ||
| 200 ml 0,05 M KOH ja 50 ml 0,2 M H 2 SO 4 | 1 l 0,01 M Ca (OH) 2 ja 500 ml 0,05 M HNO 3 | ||
| 500 ml 0,05 M Ba(OH) 2 ja 500 ml 0,15 M HI | 250 ml 0,04 M Ba(OH)2 ja 500 ml 0,1 M HCl | ||
| 1 l 0,1 M KOH ja 2 l 0,05 M H 2 SO 4 | 500 ml 1 M NaOH ja 1500 ml 0,1 M H 2 SO 4 | ||
| 250 ml 0,4 M Ba(OH) 2 ja 250 ml 0,4 M HNO 3 | 200 ml 0,1 M Ba(OH) 2 ja 300 ml 0,2 M HCl | ||
| 80 ml 0,05 M KOH ja 20 ml 0,2 M H 2 SO 4 | 50 ml 0,2 M KOH ja 200 ml 0,05 M H 2 SO 4 | ||
| 300 ml 0,25 M Ba(OH) 2 ja 200 ml 0,3 M HCl | 1 l 0,03 M Ca (OH) 2 ja 500 ml 0,1 M HNO 3 |
SUOLAN HYDROLYSI
Kun mikä tahansa suola liukenee veteen, tämä suola dissosioituu kationeiksi ja anioneiksi. Jos suola muodostuu vahvasta emäksestä kationista ja heikosta happoanionista (esim. kaliumnitriitti KNO 2), nitriitti-ionit sitoutuvat H+-ioneihin ja irrottavat ne vesimolekyyleistä, jolloin muodostuu heikkoa typpihappoa. . Tämän vuorovaikutuksen seurauksena liuokseen muodostuu tasapaino:
NO 2 - + HOH ⇆ HNO 2 + OH -
KNO 2 + HOH ⇆ HNO 2 + KOH.
Siten anionin hydrolysoiman suolan liuoksessa ilmaantuu ylimäärä OH-ioneja (väliaineen reaktio on emäksinen; pH > 7).
Jos suola muodostuu heikosta emäskationista ja vahvasta happoanionista (esim. ammoniumkloridi NH 4 Cl), niin heikon emäksen NH 4 + -kationit irrottavat OH-ioneja - vesimolekyyleistä ja muodostavat heikosti dissosioituvan elektrolyytti - ammoniumhydroksidi 1.
NH 4 + + HOH ⇆ NH 4 OH + H + .
NH 4 Cl + HOH ⇆ NH 4 OH + HCl.
Kationin hydrolysoiman suolan liuoksessa ilmaantuu ylimäärä H + -ioneja (väliaineen reaktio on hapan pH< 7).
Heikon emäksisen kationin ja heikon happoanionin (esim. ammoniumfluoridi NH 4 F) muodostaman suolan hydrolyysin aikana heikot emäskationit NH 4 + sitoutuvat OH - ioneihin ja irrottavat ne vesimolekyyleistä ja heikot happamat anionit F - sitoutuvat H + -ioneihin, jolloin muodostuu heikko emäs NH 4 OH ja heikko happo HF: 2
NH 4 + + F - + HOH ⇆ NH 4 OH + HF
NH 4 F + HOH ⇆ NH 4 OH + HF.
Sekä kationilla että anionilla hydrolysoituvassa suolaliuoksessa väliaineen reaktio määräytyy sen mukaan, kumpi hydrolyysin tuloksena muodostuneista heikosti dissosioituvista elektrolyyteistä on vahvempi (tämä selviää vertaamalla dissosiaatiovakioita). NH4F:n hydrolyysin tapauksessa ympäristö on hapan (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 .
Siten hydrolyysissä (eli hajoamisessa veden vaikutuksesta) muodostuu suoloja:
- vahvan emäksen kationi ja heikon hapon anioni (KNO 2, Na 2CO 3, K 3 PO 4);
- heikon emäksen kationi ja vahvan hapon anioni (NH4NO3, AlCl3, ZnS04);
- heikon emäksen kationi ja heikon hapon anioni (Mg (CH 3 COO) 2, NH 4 F).
Heikkojen emästen kationit ja/tai heikkojen happojen anionit ovat vuorovaikutuksessa vesimolekyylien kanssa; vahvojen emästen kationien ja vahvojen happojen anionien muodostamat suolat eivät hydrolysoi.
Moninkertaisesti varautuneiden kationien ja anionien muodostamien suolojen hydrolyysi etenee vaiheittain; Alla erityiset esimerkit osoittavat päättelyjärjestyksen, jota suositellaan noudattamaan laadittaessa yhtälöitä tällaisten suolojen hydrolyysille.
Huomautuksia
1. Kuten aiemmin todettiin (katso huomautus 2 sivulla 5), on olemassa vaihtoehtoinen näkemys, jonka mukaan ammoniumhydroksidi on vahva emäs. Väliaineen hapan reaktio vahvojen happojen, esimerkiksi NH 4 Cl:n, NH 4 NO 3:n, (NH 4) 2 SO 4:n, muodostamissa liuoksissa ammoniumsuoloissa, selittyy tällä lähestymistavalla ammoniumin palautuvalla dissosiaatioprosessilla. ioni NH 4 + ⇄ NH 3 + H + tai tarkemmin NH 4 + + H 2 O ⇄ NH 3 + H 3 O + .
2. Jos ammoniumhydroksidia pidetään vahvana emäksenä, niin heikkojen happojen muodostamissa ammoniumsuoloissa, esimerkiksi NH 4 F, tulee ottaa huomioon tasapaino NH 4 + + F - ⇆ NH 3 + HF, jossa on kilpailu H + -ionista ammoniakkimolekyylien ja heikkojen happojen anionien välillä.
Esimerkki 8.1 Kirjoita muistiin molekyyli- ja ionimolekyylimuodossa natriumkarbonaatin hydrolyysireaktioiden yhtälöt. Määritä liuoksen pH (pH>7, pH<7 или pH=7).
1. Suolan dissosiaatioyhtälö: Na 2 CO 3 ® 2Na + + CO 3 2–
2. Suolaa muodostavat vahvan emäksen NaOH kationit (Na +) ja heikon hapon anioni (CO 3 2–). H2CO3. Siksi suola hydrolysoituu anionissa:
CO 3 2– + HOH ⇆ ... .
Hydrolyysi etenee useimmissa tapauksissa reversiibelisti (merkki ⇄); 1 hydrolyysiprosessiin osallistuvalle ionille kirjataan 1 HOH-molekyyli .
3. Negatiivisesti varautuneet karbonaatti-CO 3 2– -ionit sitoutuvat positiivisesti varautuneisiin H + -ioneihin ja erottavat ne HOH-molekyyleistä ja muodostavat hiilikarbonaatti-HCO 3 – -ioneja; liuos on rikastettu OH-ioneilla - (emäksinen väliaine; pH> 7):
CO 3 2– + HOH ⇆ HCO 3 – + OH – .
Tämä on Na 2CO 3 -hydrolyysin ensimmäisen vaiheen ioni-molekyyliyhtälö.
4. Hydrolyysin ensimmäisen vaiheen yhtälö molekyylimuodossa saadaan yhdistämällä kaikki yhtälössä olevat CO 3 2– + HOH ⇆ HCO 3 – + OH – anionit (CO 3 2–, HCO 3 – ja OH –). Na + -kationien kanssa muodostaen suoloja Na 2CO 3, NaHC03 ja emäksistä NaOH:ta:
Na 2 CO 3 + HOH ⇆ NaHCO 3 + NaOH.
5. Ensimmäisen vaiheen hydrolyysin seurauksena muodostui hiilikarbonaatti-ioneja, jotka osallistuvat hydrolyysin toiseen vaiheeseen:
HCO 3 - + HOH ⇆ H 2 CO 3 + OH -
(negatiivisesti varautuneet bikarbonaatti-HCO 3 -ionit sitoutuvat positiivisesti varautuneisiin H+-ioneihin ja erottavat ne HOH-molekyyleistä).
6. Molekyylimuodossa olevan hydrolyysin toisen vaiheen yhtälö voidaan saada yhdistämällä yhtälössä olevat HCO 3 - + HOH ⇆ H 2 CO 3 + OH - anionit (HCO 3 - ja OH -) Na + -kationeihin, muodostaen NaHC03-suolan ja emäksisen NaOH:n:
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.
Esimerkki 8.2 Kirjoita muistiin molekyyli- ja ionimolekyylimuodossa alumiinisulfaatin hydrolyysireaktioiden yhtälöt. Määritä liuoksen pH (pH>7, pH<7 или pH=7).
1. Suolan dissosiaatioyhtälö: Al 2 (SO 4) 3 ® 2Al 3+ + 3SO 4 2–
2. Muodostuu suolaa heikon emäksen kationeja (Al 3+). Al (OH) 3 ja vahvan hapon H 2 SO 4 anionit (SO 4 2–). Siksi suola hydrolysoituu kationissa; 1 HOH-molekyyli kirjataan yhtä Al 3+ -ionia kohti: Al 3+ + HOH ⇆ … .
3. Positiivisesti varautuneet Al 3+ -ionit sitoutuvat negatiivisesti varautuneisiin OH - ioneihin ja erottavat ne HOH-molekyyleistä ja muodostavat hydroksoalumiini-ioneja AlOH 2+; liuos on rikastettu H+-ioneilla (hapan; pH<7):
Al 3+ + HOH ⇆ AlOH 2+ + H + .
Tämä on Al 2 (SO 4) 3:n hydrolyysin ensimmäisen vaiheen ioni-molekyyliyhtälö.
4. Hydrolyysin ensimmäisen vaiheen yhtälö molekyylimuodossa voidaan saada yhdistämällä kaikki yhtälössä olevat Al 3+ + HOH ⇆ AlOH 2+ + H + -kationit (Al 3+ , AlOH 2+ ja H +) SO:n kanssa. 4 2 – anionit, jotka muodostavat Al 2 (SO 4) 3:n, AlOHSO 4:n ja hapon H 2 SO 4 suoloja:
Al 2 (SO 4) 3 + 2HOH ⇆ 2AlOHSO 4 + H 2 SO 4.
5. Ensimmäisen vaiheen hydrolyysin seurauksena muodostui hydroksoalumiinikationeja AlOH 2+, jotka osallistuvat hydrolyysin toiseen vaiheeseen:
AlOH 2+ + HOH ⇆ Al(OH) 2 + + H +
(positiivisesti varautuneet AlOH 2+ -ionit sitoutuvat negatiivisesti varautuneisiin OH - ioneihin ja erottavat ne HOH-molekyyleistä).
6. Hydrolyysin toisen vaiheen yhtälö molekyylimuodossa voidaan saada yhdistämällä kaikki AlOH 2+ + HOH ⇆ Al(OH) 2 + + H + -kationit (AlOH 2+ , Al(OH) 2 + ja H + ) esiintyy yhtälössä anionien SO 4 2– kanssa muodostaen suoloja AlOHSO 4, (Al (OH) 2) 2 SO 4 ja happoa H 2 SO 4:
2AlOHSO 4 + 2HOH ⇆ (Al(OH) 2) 2 SO 4 + H 2 SO 4.
7. Hydrolyysin toisen vaiheen seurauksena muodostui dihydroksoalumiinikationeja Al (OH) 2 +, jotka osallistuvat hydrolyysin kolmanteen vaiheeseen:
Al(OH) 2 + + HOH ⇆ Al(OH) 3 + H +
(positiivisesti varautuneet Al(OH) 2 + -ionit sitoutuvat negatiivisesti varautuneisiin OH - ioneihin ja erottavat ne HOH-molekyyleistä).
8. Molekyylimuodossa olevan hydrolyysin kolmannen vaiheen yhtälö voidaan saada yhdistämällä Al(OH) 2 + + HOH ⇆ Al(OH) 3 + H + -kationit (Al(OH) 2 + ja H +) yhtälö SO 4 -anionien 2- kanssa muodostaen suolan (Al (OH) 2) 2 SO 4 ja happo H 2 SO 4:
(Al(OH) 2) 2 SO 4 + 2HOH ⇆ 2Al(OH) 3 + H 2 SO 4
Näiden huomioiden tuloksena saamme seuraavat hydrolyysiyhtälöt:
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.
Esimerkki 8.3 Kirjoita muistiin ammoniumortofosfaatin hydrolyysireaktioiden yhtälöt molekyyli- ja ionimolekyylimuodossa. Määritä liuoksen pH (pH>7, pH<7 или pH=7).
1. Suolan dissosiaatioyhtälö: (NH 4) 3 PO 4 ® 3NH 4 + + PO 4 3–
2. Muodostuu suolaa heikon emäksen kationeja (NH4+). NH4OH ja anionit
(PO 4 3–) heikko happo H3PO4. Siten, suola hydrolysoi sekä kationeja että anioneja : NH 4 + + PO 4 3– +HOH ⇆ … ; ( NH 4 + ja PO 4 3– -ioniparia kohti tässä tapauksessa 1 HOH-molekyyli kirjataan ). Positiivisesti varautuneet NH 4 + -ionit sitoutuvat negatiivisesti varautuneisiin OH - ioneihin ja erottavat ne HOH-molekyyleistä muodostaen heikon emäksen NH 4 OH, ja negatiivisesti varautuneet PO 4 3– -ionit sitoutuvat H + -ioneihin muodostaen vetyfosfaatti-ioneja HPO 4 2 –:
NH 4 + + PO 4 3– + HOH ⇆ NH 4 OH + HPO 4 2– .
Tämä on hydrolyysin (NH 4) 3 PO 4 ensimmäisen vaiheen ioni-molekyyliyhtälö.
4. Hydrolyysin ensimmäisen vaiheen yhtälö molekyylimuodossa voidaan saada yhdistämällä yhtälössä olevat anionit (PO 4 3–, HPO 4 2–) kationeihin NH 4 +, jolloin muodostuu suoloja (NH 4) 3 PO 4 , (NH 4) 2 HPO 4:
(NH 4) 3 PO 4 + HOH ⇆ NH 4 OH + ( NH 4 ) 2 HPO 4.
5. Ensimmäisessä vaiheessa tapahtuneen hydrolyysin seurauksena muodostui hydrofosfaattianioneja HPO 4 2–, jotka yhdessä NH 4 + -kationien kanssa osallistuvat hydrolyysin toiseen vaiheeseen:
NH 4 + + HPO 4 2– + HOH ⇆ NH 4 OH + H 2 PO 4 –
(NH 4 + ionit sitoutuvat OH - ioneihin, HPO 4 2– ionit - H + ioneihin ja erottavat ne HOH-molekyyleistä muodostaen heikon emäksen NH 4 OH ja divetyfosfaatti-ionit H 2 PO 4 -).
6. Hydrolyysin toisen vaiheen yhtälö molekyylimuodossa voidaan saada yhdistämällä yhtälössä olevat NH 4 + + HPO 4 2– + HOH ⇆ NH 4 OH + H 2 PO 4 – anionit (HPO 4 2– ja H 2 PO 4 –) NH 4 + -kationien kanssa muodostaen suoloja (NH 4) 2 HPO 4 ja NH 4 H 2 PO 4:
(NH 4) 2 HPO 4 + HOH ⇆ NH 4 OH + NH 4 H 2 PO 4.
7. Hydrolyysin toisen vaiheen seurauksena muodostui dihydrofosfaattianioneja H 2 PO 4 -, jotka yhdessä NH 4 + -kationien kanssa osallistuvat hydrolyysin kolmanteen vaiheeseen:
NH 4 + + H 2 PO 4 - + HOH ⇆ NH 4 OH + H 3 PO 4
(NH 4 + -ionit sitoutuvat OH - ioneihin, H 2 PO 4 - ionit H + -ioneihin, jakaen ne pois HOH-molekyyleistä ja muodostavat heikkoja elektrolyyttejä NH 4 OH ja H 3 PO 4).
8. Molekyylimuodossa olevan hydrolyysin kolmannen vaiheen yhtälö voidaan saada yhdistämällä yhtälössä H 2 PO 4 - ja H 2 PO 4 - ja HOH ⇆ NH 4 OH + H 3 PO 4 -anionit. NH 4 + kationit ja muodostavat suolaa NH 4 H 2 PO 4:
NH 4 H 2 PO 4 + HOH ⇆ NH 4 OH + H 3 PO 4.
Näiden huomioiden tuloksena saamme seuraavat hydrolyysiyhtälöt:
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.
Hydrolyysiprosessi etenee pääasiassa ensimmäisessä vaiheessa, joten sekä kationin että anionin vaikutuksesta hydrolysoituvan suolaliuoksen väliaineen reaktio määräytyy sen mukaan, kumpi ensimmäisessä hydrolyysivaiheessa muodostuneista heikosti dissosioituvista elektrolyyteistä on vahvempi. . Käsiteltävänä olevassa tapauksessa
NH 4 + + PO 4 3– + HOH ⇆ NH 4 OH + HPO 4 2–
väliaineen reaktio on alkalinen (pH> 7), koska HPO 4 2– -ioni on heikompi elektrolyytti kuin NH 4 OH: KNH 4 OH = 1,8 10 –5 > KHPO 4 2– = K III H 3 PO 4 = 1,3 × 10 -12 (HPO 4 2– -ionin dissosiaatio on H 3 PO 4:n dissosiaatio kolmannessa vaiheessa, joten KHPO 4 2– \u003d K III H 3 PO 4).
Tehtävä numero 10
Kirjoita muistiin molekyyli- ja ionimolekyylimuodossa suolojen hydrolyysireaktioiden yhtälöt (taulukko 10). Määritä liuoksen pH (pH>7, pH<7 или pH=7).
Taulukko 10 - Tehtävän nro 10 ehdot
| vaihtoehdon numero | Luettelo suoloista | vaihtoehdon numero | Luettelo suoloista |
| a) Na 2CO 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) MgS04, b) Na3PO4, c) (NH4)2CO3 | ||
| a) ZnSO 4, b) K 2CO 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 |
Taulukko 10 jatkui
| vaihtoehdon numero | Luettelo suoloista | vaihtoehdon numero | Luettelo suoloista |
| 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 3PO 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 2SO 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 2CO 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 3PO 4, c) Ni(NO 2) 2 | a) ZnCl2, Na3PO4, c) Ni(CH3COO)2 | ||
| a) Bi(NO 3) 3, b) K 2CO 3 c) (NH 4) 2 S | a) AlCl 3, b) K 2CO 3, c) (NH 4) 2 SO 3 | ||
| a) Na 2CO 3, b) AlCl 3, c) (NH 4) 3 PO 4 | a) FeCl3, b) Na2S, c) (NH4)2Te | ||
| a) K 3 PO 4, b) MgCl 2, c) Al(CH 3 COO) 3 | a) CuS04, b) Na3PO4, c) (NH4)2Se | ||
| 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 |
Bibliografia
1. Lurie, Yu.Yu. Analyyttisen kemian käsikirja / Yu.Yu. Lurie. - M.: Chemistry, 1989. - 448 s.
2. Rabinovich, V.A. Lyhyt kemian hakuteos / V.A. Rabinovich, Z.Ya. Khavin - L.: Chemistry, 1991. - 432 s.
3. Glinka, N.L. Yleinen kemia / N.L. Glinka; toim. V.A. Rabinovich. – 26. painos - L.: Kemia, 1987. - 704 s.
4. Glinka, N.L. Yleisen kemian tehtävät ja harjoitukset: oppikirja yliopistoille / N.L. Glinka; toim. V.A. Rabinovich ja H.M. Rubina - 22. painos - L .: Kemia, 1984. - 264 s.
5. Yleinen ja epäorgaaninen kemia: luentomuistiinpanot teknisten erikoisalojen opiskelijoille: 2 tunnissa / Mogilevin osavaltion elintarvikeyliopisto; auth.-stat. V.A. Ogorodnikov. - Mogilev, 2002. - Osa 1: Yleisiä kemian kysymyksiä. – 96 s.
Koulutuspainos
YLEINEN KEMIIA
Menetelmäohjeet ja ohjaustehtävät
etäopiskelun teknisten erikoisalojen opiskelijoille
Kokoonpano: Ogorodnikov Valeri Anatoljevitš
Toimittaja T.L. Mateusz
Tekninen toimittaja A.A. Shcherbakova
Allekirjoitettu tulostusta varten. Muoto 60´84 1/16
Offsetpainatus. Kuulokkeiden ajat. Silkkipainatus
Tulos uuni Säde. toim. l. 3.
Levikkikopiot. Tilaus.
Painettu toimitus- ja julkaisuosaston risografiaan
koulutusinstituutiot
"Mogilevin osavaltion elintarvikeyliopisto"
Vesi on erittäin heikko elektrolyytti, hajoaa vähäisessä määrin muodostaen vetyioneja (H +) ja hydroksidi-ioneja (OH -),
Tämä prosessi vastaa dissosiaatiovakiota:
.
Koska veden dissosiaatioaste on hyvin pieni, dissosioitumattomien vesimolekyylien tasapainopitoisuus on riittävällä tarkkuudella yhtä suuri kuin veden kokonaispitoisuus, eli 1000/18 = 5,5 mol / dm 3.
Laimeissa vesiliuoksissa veden pitoisuus muuttuu vähän ja sitä voidaan pitää vakioarvona. Sitten veden dissosiaatiovakion lauseke muutetaan seuraavasti:
.
Vakio, joka on yhtä suuri kuin H + ja OH - ionien pitoisuuden tulo, on vakioarvo ja sitä kutsutaan veden ionituote. Puhtaassa vedessä 25 ºC:ssa vety-ionien ja hydroksidi-ionien pitoisuudet ovat yhtä suuret ja ne ovat
Liuoksia, joissa vetyionien ja hydroksidi-ionien pitoisuudet ovat samat, kutsutaan neutraaleiksi liuoksiksi.
Eli 25 ºC:ssa
- neutraali ratkaisu;
> - hapan liuos;
< – щелочной раствор.
H +- ja OH-ionien pitoisuuksien sijaan on kätevämpää käyttää niiden desimaalilogaritmeja, jotka on otettu vastakkaisella merkillä; merkitty symboleilla pH ja pOH:
;
.
Kutsutaan vetyionien konsentraation desimaalilogaritmia päinvastaisella etumerkillä otettuna pH-indikaattori(pH) .
Vesi-ionit voivat joissakin tapauksissa olla vuorovaikutuksessa liuenneen aineen ionien kanssa, mikä johtaa merkittävään muutokseen liuoksen koostumuksessa ja sen pH:ssa.
taulukko 2
Kaavat pH-arvon (pH) laskemiseen
* Dissosiaatiovakioiden arvot ( K) on lueteltu liitteessä 3.
p K= -lg K;
HAN, happo; KtOH, emäs; KtAn - suola.
Laskettaessa vesiliuosten pH:ta on tarpeen:
1. Selvitä liuokset muodostavien aineiden luonne ja valitse pH:n laskentakaava (taulukko 2).
2. Jos liuoksessa on heikkoa happoa tai emästä, katso hakuteos tai liite 3 p K tämä yhteys.
3. Määritä liuoksen koostumus ja pitoisuus ( Kanssa).
4. Korvaa moolipitoisuuden numeeriset arvot ( Kanssa) ja s K
laskentakaavaan ja laske liuoksen pH.
Taulukossa 2 on esitetty pH:n laskentakaavat vahvojen ja heikkojen happojen ja emästen liuoksissa, puskuriliuoksissa ja hydrolyysissä olevien suolojen liuoksissa.
Jos liuoksessa on vain vahvaa happoa (HAn), joka on vahva elektrolyytti ja hajoaa lähes kokonaan ioneiksi 
, sitten pH (pH)
riippuu vetyionien (H +) pitoisuudesta tietyssä hapossa ja se määritetään kaavalla (1).
Jos liuoksessa on vain vahva emäs, joka on vahva elektrolyytti ja dissosioituu lähes täysin ioneiksi, niin pH (pH) riippuu liuoksessa olevien hydroksidi-ionien (OH -) pitoisuudesta ja määräytyy kaavalla ( 2).
Jos liuoksessa on vain heikko happo tai vain heikko emäs, tällaisten liuosten pH määritetään kaavoilla (3), (4).
Jos liuoksessa on vahvojen ja heikkojen happojen seos, niin vahva happo käytännössä vaimentaa heikon hapon ionisaatiota, joten pH:ta laskettaessa tällaisissa liuoksissa heikkojen happojen läsnäolo jätetään huomiotta ja käytetään vahvojen happojen laskentakaavaa (1). Sama päättely pätee myös tapaukseen, jossa liuoksessa on vahvojen ja heikkojen emästen seos. pH-laskelmat lyijyä kaavan (2) mukaisesti.
Jos liuoksessa on vahvojen happojen tai vahvojen emästen seosta, pH-laskelmat suoritetaan vahvojen happojen (1) tai emästen (2) pH:n laskentakaavojen mukaisesti laskemalla etukäteen yhteen komponenttien pitoisuudet. .
Jos liuos sisältää vahvaa happoa ja sen suolaa tai vahvaa emästä ja sen suolaa, niin pH riippuu vain vahvan hapon tai vahvan emäksen pitoisuudesta ja se määritetään kaavoilla (1) tai (2).
Jos liuoksessa on heikko happo ja sen suola (esim. CH 3 COOH ja CH 3 COONa; HCN ja KCN) tai heikko emäs ja sen suola (esimerkiksi NH 4 OH ja NH 4 Cl), niin tämä seos on puskuriliuos ja pH määritetään kaavoilla (5), (6).
Jos liuoksessa on suolaa, jonka muodostavat vahva happo ja heikko emäs (hydrolysoitu kationilla) tai heikko happo ja vahva emäs (hydrolysoitu anionilla), heikko happo ja heikko emäs (hydrolysoitu kationilla) ja anioni), sitten nämä hydrolyysin läpikäyvät suolat muuttavat pH-arvoa ja laskenta suoritetaan kaavojen (7), (8), (9) mukaisesti.
Esimerkki 1 Laske NH 4 Br -suolan vesiliuoksen pH konsentraatiolla.
Päätös. 1. Vesiliuoksessa heikon emäksen ja vahvan hapon muodostama suola hydrolysoituu kationilla seuraavien yhtälöiden mukaisesti:
Vesiliuoksessa vetyioneja (H+) jää ylimäärin.
2. pH:n laskemiseksi käytämme kaavaa pH-arvon laskemiseksi kationihydrolyysissä olevalle suolalle:
.
Heikon emäksen dissosiaatiovakio 
(R K = 4,74).
3. Korvaa numeroarvot kaavaan ja laske pH:
.
Esimerkki 2 Laske natriumhydroksidin seoksesta koostuvan vesiliuoksen pH, 
mol / dm 3 ja kaliumhydroksidi, 
mol / dm 3.
Päätös. 1. Natriumhydroksidi (NaOH) ja kaliumhydroksidi (KOH) ovat vahvoja emäksiä, jotka hajoavat vesiliuoksissa lähes täysin metallikationeiksi ja hydroksidi-ioneiksi:
2. pH määräytyy hydroksidi-ionien määrän perusteella. Tätä varten teemme yhteenvedon alkalien pitoisuuksista:
3. Korvaamme lasketun pitoisuuden kaavaan (2) vahvojen emästen pH:n laskemiseksi:
Esimerkki 3 Laske pH puskuriliuokselle, joka koostuu 0,10 M muurahaishaposta ja 0,10 M natriumformiaatista laimennettuna 10 kertaa.
Päätös. 1. Muurahaishappo HCOOH on heikko happo, vesiliuoksessa se dissosioituu vain osittain ioneiksi, liitteestä 3 löytyy muurahaishappo 
:
2. Natriumformiaatti HCOONa on suola, joka muodostuu heikosta haposta ja vahvasta emäksestä; hydrolysoituu anionin vaikutuksesta, liuokseen ilmestyy ylimäärä hydroksidi-ioneja:
3. pH:n laskemiseen käytetään kaavaa heikon hapon ja sen suolan muodostamien puskuriliuosten pH-arvojen laskemiseen kaavan (5) mukaisesti.
Korvaa numeeriset arvot kaavaan ja hanki
4. Puskuriliuosten pH ei muutu laimennettuna. Jos liuosta laimennetaan 10 kertaa, sen pH pysyy arvossa 3,76.
Esimerkki 4 Laske pH-arvo etikkahappoliuokselle, jonka pitoisuus on 0,01 M ja jonka dissosiaatioaste on 4,2 %.
Päätös. Etikkahappo on heikko elektrolyytti.
Heikon hapon liuoksessa ionien pitoisuus on pienempi kuin itse hapon pitoisuus ja se määritellään seuraavasti a∙C.
pH:n laskemiseen käytämme kaavaa (3):
Esimerkki 5 80 cm 3 0,1 n CH 3COOH -liuokseen lisättiin 20 cm 3 0,2
n CH 3 COONa -liuos. Laske saadun liuoksen pH, jos K(CH3COOH) \u003d 1,75 ∙ 10 -5.
Päätös. 1. Jos liuos sisältää heikkoa happoa (CH 3 COOH) ja sen suolaa (CH 3 COONa), tämä on puskuriliuos. Laskemme tämän koostumuksen puskuriliuoksen pH:n kaavan (5) mukaisesti:
2. Alkuliuosten tyhjennyksen jälkeen saadun liuoksen tilavuus on 80 + 20 = 100 cm 3, joten hapon ja suolan pitoisuudet ovat yhtä suuret:
3. Korvaamme saadut happo- ja suolapitoisuudet
kaavaan
.
Esimerkki 6 200 cm 3 0,1 N suolahappoliuokseen lisättiin 200 cm 3 0,2 N kaliumhydroksidiliuosta, määritä saadun liuoksen pH.
Päätös. 1. Suolahapon (HCl) ja kaliumhydroksidin (KOH) välillä tapahtuu neutralointireaktio, jolloin muodostuu kaliumkloridia (KCl) ja vettä:
HCl + KOH → KCl + H 2 O.
2. Määritä hapon ja emäksen pitoisuus:
Reaktion mukaan HCl ja KOH reagoivat suhteessa 1:1, joten sellaisessa liuoksessa KOH pysyy ylimääränä pitoisuudella 0,10 - 0,05 = 0,05 mol / dm 3. Koska KCl-suola ei hydrolyysi eikä muuta veden pH:ta, tässä liuoksessa ylimääräinen kaliumhydroksidi vaikuttaa pH-arvoon. KOH on vahva elektrolyytti, käytämme kaavaa (2) pH:n laskemiseen:
135. Kuinka monta grammaa kaliumhydroksidia sisältää 10 dm 3 liuosta, jonka pH on 11?
136. Yhden liuoksen vetyindeksi (pH) on 2 ja toisen 6. Missä liuoksessa 1 dm 3 on vetyionien pitoisuus suurempi ja kuinka monta kertaa?
137. Merkitse väliaineen reaktio ja selvitä konsentraatio ja ionit liuoksissa, joiden pH on: a) 1,6; b) 10.5.
138. Laske pH-arvo liuoksille, joissa pitoisuus on (mol / dm 3): a) 2,0 ∙ 10 -7; b) 8,1-10-3; c) 2,7∙10 -10.
139. Laske pH-arvo liuoksille, joissa ionien pitoisuus on (mol / dm 3): a) 4,6 ∙ 10 -4; b) 8,1-10-6; c) 9,3∙10 -9.
140. Laske yksiemäksisen hapon (NAn) moolipitoisuus liuoksessa, jos: a) pH = 4, α = 0,01; b) pH = 3, a = 1 %; c) pH = 6,
a = 0,001.
141. Laske pH 0,01 N etikkahappoliuokselle, jossa hapon dissosiaatioaste on 0,042.
142. Laske seuraavien heikkojen elektrolyyttiliuosten pH:
a) 0,02 M NH40H; b) 0,1 M HCN; c) 0,05 N HCOOH; d) 0,01 M CH3COOH.
143. Mikä on etikkahappoliuoksen, jonka pH on 5,2, pitoisuus?
144. Määritä muurahaishappoliuoksen (HCOOH) moolipitoisuus, jonka pH on 3,2 ( K HCOOH = 1,76∙10-4).
145. Laske dissosiaatioaste (%) ja 0,1 M CH 3 COOH -liuos, jos etikkahapon dissosiaatiovakio on 1,75∙10 -5.
146. Laske 0,01 M ja 0,05 N H 2 SO 4 -liuosten pH.
147. Laske pH H 2 SO 4 -liuokselle, jonka massaosuus on 0,5 % ( ρ = 1,00 g/cm3).
148. Laske kaliumhydroksidiliuoksen pH, jos 2 dm 3 liuosta sisältää 1,12 g KOH:ta.
149. Laske 0,5 M ammoniumhydroksidiliuoksen pH. \u003d 1,76 10 -5.
150. Laske pH-arvo liuokselle, joka on saatu sekoittamalla 500 cm 3 0,02 M CH 3COOH yhtä suureen tilavuuteen 0,2 M CH 3 COOK.
151. Määritä puskuriseoksen pH, joka sisältää yhtä suuret määrät NH 4 OH- ja NH 4 Cl -liuoksia, joiden massaosuudet ovat 5,0 %.
152. Laske suhde, jossa natriumasetaattia ja etikkahappoa tulee sekoittaa, jotta saadaan puskuriliuos, jonka pH = 5.
153. Missä vesiliuoksessa dissosiaatioaste on suurin: a) 0,1 M CH 3 COOH; b) 0,1 M HCOOH; c) 0,1 M HCN?
154. Johda kaava pH:n laskemiseksi: a) asetaattipuskuriseos; b) ammoniakkipuskuriseos.
155. Laske HCOOH-liuoksen moolipitoisuus, jonka pH = 3.
156. Miten pH muuttuu, jos se laimennetaan kahdesti vedellä: a) 0,2 M HCl-liuos; b) 0,2 M CH3COOH-liuos; c) liuos, joka sisältää 0,1 M CH 3COOH:a ja 0,1 M CH 3COOHa?
157*. 0,1 N etikkahappoliuos neutraloitiin 0,1 N natriumhydroksidiliuoksella 30 %:iin sen alkuperäisestä pitoisuudesta. Määritä saadun liuoksen pH. 
158*. 300 cm 3 0,2 M muurahaishappoliuokseen ( K\u003d 1,8 10 -4) lisättiin 50 cm3 0,4 M NaOH-liuosta. pH mitattiin ja sitten liuos laimennettiin 10 kertaa. Laske laimean liuoksen pH.
159*. 500 cm 3 0,2 M etikkahappoliuokseen ( K\u003d 1,8 ∙ 10 -5) lisättiin 100 cm 3 0,4 M NaOH-liuosta. pH mitattiin ja sitten liuos laimennettiin 10 kertaa. Laske laimean liuoksen pH, kirjoita kemialliset reaktioyhtälöt.
160*. Vaaditun pH-arvon ylläpitämiseksi kemisti valmisti liuoksen: 200 cm 3:een 0,4 M muurahaishappoliuosta hän lisäsi 10 cm 3 0,2-prosenttista KOH-liuosta ( p\u003d 1 g / cm 3) ja saatu tilavuus laimennettiin 10 kertaa. Mikä on liuoksen pH-arvo? ( K HCOOH = 1,8∙10-4).
Vahvat hapot ja emäkset(Taulukko 2.1) puoli-
siksi vetyionien ja hydroksyyli-ionien pitoisuus on yhtä suuri
vahvan elektrolyytin kokonaispitoisuus.
Vahville perusteita : [ OH - ] = C m;vahville hapot: [ H + ] = cm.
Taulukko 2.1
Vahvat elektrolyytit
Heikko elektrolyytti On tapana harkita kemiallisia yhdisteitä, joiden molekyylit eivät edes erittäin laimeissa liuoksissa hajoa täysin ioneiksi. Desimolaaristen liuosten (0,1 M) heikkojen elektrolyyttien dissosiaatioaste on alle 3 %. Esimerkkejä heikoista elektrolyyteistä: kaikki orgaaniset hapot, jotkut epäorgaaniset hapot (esim. H 2 S, HCN), useimmat hydroksidit (esim. Zn(OH) 2, Cu(OH) 2).
Ratkaisuja varten heikkoja happoja vetyionien pitoisuus liuoksessa lasketaan kaavalla:
missä: Kc on heikon hapon dissosiaatiovakio; Ck on happopitoisuus, mol/dm 3 .
Ratkaisuja varten heikot pohjat hydroksyyli-ionien pitoisuus lasketaan kaavalla:
missä: Co on heikon emäksen dissosiaatiovakio; Mänty on emäspitoisuus, mol/dm 3 .
Taulukko 2.2
Heikkojen happojen ja emästen dissosiaatiovakiot 25 °C:ssa
|
dissosiaatiovakio, CD |
|
2.2. Esimerkkejä yksittäisen tehtävän ratkaisemisesta
Esimerkki #1.
Työehto:Määritellä vety- ja hydroksidi-ionien pitoisuus liuoksessa, jos pH = 5,5.
Päätös
Vetyionien pitoisuus lasketaan kaavalla:
[H+] \u003d 10 -pH
[H +] \u003d 10 -5,5 \u003d 3,16 10 -6 mol / dm 3
Hydroksidi-ionien pitoisuus lasketaan kaavalla:
10-rOH
pOH \u003d 14 - pH \u003d 14 - 5,5 \u003d 8,5
10 -8,5 \u003d 3 10 -9 mol / dm 3
Esimerkki #2.
Työehto: Laske 0,001 M HCl-liuoksen pH.
Päätös
Happo HC1 on vahva elektrolyytti (taulukko 2.1) ja hajoaa laimeissa liuoksissa lähes täysin ioneiksi:
HC1⇄ H + + C1 -
Siksi ionien pitoisuus [Н + ] on yhtä suuri kuin hapon kokonaispitoisuus: [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
Esimerkki #3
Työehto: Laske 0,002 M NaOH-liuoksen pH.
Päätös
NaOH-emäs on vahva elektrolyytti (taulukko 2.1) ja hajoaa laimeissa liuoksissa lähes kokonaan ioneiksi:
NaOH ⇄Na + +OH -
Siksi hydroksidi-ionien pitoisuus on yhtä suuri kuin emäksen kokonaispitoisuus: [OH - ]= cm = 0,002 milj.
pOH \u003d - lg [OH -] \u003d - lgSm \u003d - lg 2 10 -3 \u003d 2,7
pH = 14 - 2,7 = 11,3
Esimerkki numero 4.
Työehto:Laske 0,04 M NH-liuoksen pH 4 Vai niin, jos dissosiaatiovakio Kd( NH 4 vai niin) = 1,79 10 -5 (taulukko 2.2).
Päätös
NH:n perustaminen 4 vai niin on heikko elektrolyytti ja dissosioituu laimeissa liuoksissa hyvin vähän ioneiksi.
Hydroksyyli-ionien [OH-] pitoisuus heikon emäksen liuoksessa lasketaan kaavalla:
pOH \u003d - lg [OH - ] \u003d - lg 8,5 10 -2 \u003d 1,1
Kaavan: pH + pOH = 14 perusteella löydämme liuoksen pH:n:
pH = 14 - pOH = 14 - 1,1 = 12,9
Esimerkki numero 5.
Työehto:Laske pH 0,17 M etikkahappoliuos (CH 3 COOH), jos dissosiaatiovakio Kd (CH 3 COOH) = 1,86 10 -5 (taulukko 2.2).
Päätös
Happo CH 3 COOH on heikko elektrolyytti ja dissosioituu laimeissa liuoksissa hyvin vähän ioneiksi.
Vetyionien pitoisuus heikon happoliuoksessa lasketaan kaavalla:
pH:n laskeminen liuos kaavan mukaan: pH = - lg
pH \u003d - lg 1,78 10 -3 \u003d 2,75
2.3. Yksilölliset tehtävät
Työehdot (Taulukko 2.3):
Tehtävä numero 1. Laske vety- ja hydroksidi-ionien pitoisuus liuoksessa tietyssä pH-arvossa (katso esimerkki nro 1);
Tehtävä numero 2. Laske vahvan elektrolyyttiliuoksen (happo, emäs) pH tietyssä pitoisuudessa (katso esimerkki nro 2, 3);
Tehtävä numero 3. Laske heikon elektrolyyttiliuoksen (happo, emäs) pH tietyssä pitoisuudessa (katso esimerkki 4, 5).
Taulukko 2.3
Tutkitun veden koostumus
|
tehtäviä |
Työehdot: |
||||
|
Tehtävä numero 1 |
Tehtävä numero 2 |
Tehtävä numero 3 |
|||
|
Vahva elektrolyytti |
Pitoisuus, cm |
elektrolyyttiä |
Pitoisuus, cm |
||
Taulukon jatko. 2.3
