Hodnoty pH roztoků hydrolyzujících solí. Hrací automat Sharky (hra Fisherman) hrajte online zdarma bez registrace Stanovení ph solného roztoku
Přednáška č. 12. Elektrolytická disociace vody.
Přestože je voda považována za neelektrolyt, částečně disociuje za vzniku hydroniového kationtu a hydroxidového aniontu:
H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH -
Často se používá zjednodušená forma záznamu tohoto procesu:
H 2 O H + + OH -
Tato rovnováha je charakterizována odpovídající konstantou:
Protože v čisté vodě a zředěných vodných roztocích = const, lze tento výraz převést do následující podoby:
KW =
Výsledná konstanta se nazývá iontový součin vody. Při 25 °C KW = 10-14. Z toho vyplývá, že v čisté vodě a neutrálních roztocích = = Ö10 -14 = 10 -7. Je zřejmé, že v kyselých roztocích > 10 -7 a v alkalických roztocích< 10 -7 . На практике часто пользуются indikátor koncentrace vodíkových kationtů- záporný dekadický logaritmus (pH = -lg). V kyselých roztocích pH< 7, в щелочных pH >7, v neutrálním prostředí pH = 7. Podobně lze zadat hydroxylový indikátor pOH = -lg. Vodíkové a hydroxylové indikátory spolu souvisí jednoduchým poměrem: pH + pOH = 14.
Podívejme se na příklady výpočtu pH vodných roztoků silných a slabých kyselin.
Příklad č. 1. Centimolární roztok (0,01 mol/l) kyseliny chlorovodíkové (silná jednosytná kyselina).
HCl = H + + Cl -
CHCI = 0,01; pH = -log 0,01 = 2
Příklad č. 2. Centimolární roztok (0,01 mol/l) hydroxidu sodného (silná jednokyselá báze).
NaOH = Na + + OH -
C NaOH = 0,01; pOH = -log 0,01 = 2;
pH = 14 - pHOH = 12
Příklad č. 3. Centimolární roztok (0,01 mol/l) kyseliny octové (slabá jednosytná kyselina).
CH3COO - + H + CH3COOH
Z reakční rovnice vyplývá, že = . Pro slabý elektrolyt » C. Dosaďte tyto vzorce do kyselé disociační konstanty kyseliny octové a transformujte výsledný výraz:
= 1,75 x 10-5; ; »
pH = - log= -1/2(logKa + logC) = 1/2(pKa - logC) = 1/2(4,75 + 2) = 3,38
Příklad č. 4. Centimolární roztok (0,01 mol/l) amoniaku (hydroxid amonný, slabá jednokyselá báze).
NH 3 + H 2 O NH 4 + + OH -
Z reakční rovnice vyplývá, že = . Protože hydroxid amonný je slabý elektrolyt, pak » C. Dosazením těchto vzorců do ionizační konstanty amoniaku jako báze získáme:
= 1,8 x 10-5; ; =
рОН = -log= 1/2(pKb - logC);
pH = 14 - pOH = 14 + 1/2 (lgC - pKb) = 14 + 1/2 (-2 - 4,76) = 10,62
Hydrolýza solí . Rozdíl mezi kyselostí vodných roztoků solí a kyselostí čistá voda určeno jejich hydrolýzou. Hydrolýza je výměnná interakce rozpuštěné látky s vodou. Podle jejich sklonu k hydrolýze se soli dělí do čtyř typů:
1. Soli tvořené silnou kyselinou a silnou bází (například NaCl, Na 2 SO 4) nepodléhají hydrolýze. Vodné roztoky takových solí mají neutrální reakci (pH = 7).
2. Soli tvořené slabou zásadou a slabou kyselinou jsou do značné míry a často nevratně hydrolyzovány, kupř.
Al2S3 + 6H20 = 2Al(OH)3¯ + 3H2S
Kyselost jejich roztoků je určena rozpustnější látkou a je obvykle blízká neutrální (pH » 7).
3. Soli tvořené slabou zásadou a silnou kyselinou se hydrolyzují reverzibilně, vážou hydroxidové anionty a způsobují kyselou reakci roztoků (pH< 7). Например, гидролиз хлорида аммония можно описать следующими уравнениями:
NH4Cl + H20 NH3 x H20 + HCl
Z výše uvedených rovnic je zřejmé, že hydrolyzována není veškerá sůl, ale pouze její kation. Solné kationty tvořené polykyselými slabými bázemi hydrolyzují postupně a postupně odstraňují hydroxidové anionty z vody:
Al3+ + H20 Al(OH)2+ + H+
Al(OH) 2+ + H20 Al(OH) 2 + + H+
Al(OH)2+ + H20 Al(OH)3 + H+
Celková rovnice pro hydrolýzu kationtu hliníku je následující:
AI3+ + 3H20 Al(OH)3 + 3H+
4. Soli tvořené silnou zásadou a slabou kyselinou jsou hydrolyzovány aniontem, který z vody odebírá kation vodíku. Uvolněné hydroxidové anionty dávají roztoku alkalickou reakci (pH > 7). Například hydrolýza octanu sodného probíhá následovně:
CH 3 COONa + H 2 O CH 3 COOH + NaOH
Je zřejmé, že hydrolýza aniontů solí slabých vícesytných kyselin probíhá stupňovitě, např.
PO 4 3- + H 2 O HPO 4 2- + OH -
HPO 4 2- + H 2 O H 2 PO 4 - + OH -
H 2 PO 4 - + H 2 OH 3 PO 4 + OH -
Celková rovnice pro hydrolýzu fosfátového aniontu je následující:
PO 4 3- + 3H 2 O H 3 PO 4 + 3OH -
Hydrolýzou procházejí nejen soli, ale také kovalentní anorganické a organické sloučeniny. Například:
PCI3 + 3H20 = H3P03 + 3HCl
V životě živých organismů hraje důležitou roli hydrolýza některých biomolekul - bílkovin a polypeptidů, tuků, ale i polysacharidů.
Charakterizuje se hloubka hydrolýzy stupeň hydrolýzy(h)- poměr množství látky, které prošlo hydrolýzou, k celkovému množství látky v roztoku. Reverzibilní hydrolýzu lze také charakterizovat konstantou. Například pro proces hydrolýzy acetátového aniontu je konstanta hydrolýzy zapsána takto:
Rovnovážná koncentrace vody není zahrnuta ve vyjádření hydrolytické konstanty, protože je konstantní a automaticky se přenáší na levou stranu rovnosti.
Výpočet konstanty a stupně hydrolýzy a také pH vodných roztoků solí zvážíme na konkrétních příkladech.
Příklad č. 5. Centimolární roztok (0,01 mol/l) chloridu amonného (sůl tvořená slabou bází a silnou kyselinou). Zapišme rovnici hydrolýzy v iontové formě a vytvořte výraz pro hydrolytickou konstantu.
NH4+ + H20 NH3 x H20 + H+
Vynásobením čitatele a jmenovatele na pravé straně rovnice koncentrací hydroxidových iontů lze hydrolyzační konstantu transformovat následovně:
5,56×10-10
Z rovnice hydrolýzy vyplývá, že = = Ch, a = C - Ch = C(1-h). resp.
Od h<< 1, а (1-h) ® 1, полученное выражение можно упростить:
; proto h"
» 2,36×10-4 nebo 0,0236 %
Z výsledných rovnic je zřejmé, že konstanta a stupeň hydrolýzy soli rostou s poklesem disociační konstanty báze, tzn. s poklesem jeho síly. Stupeň hydrolýzy a hloubka jejího výskytu se navíc zvyšuje s klesající koncentrací (rostoucím ředěním) soli. Konstanta hydrolýzy, stejně jako konstanta jakékoli rovnováhy, nezávisí na koncentraci. Zvýšení teploty vede ke zvýšení stupně a konstanty hydrolýzy, protože hydrolýza je endotermický proces.
Při výpočtu hodnoty pH solného roztoku bereme v úvahu, že = , a k první aproximaci » C.
; odtud"
pH = - log = -1/2 (logKw + logC + pKb) = 7 - 1/2 (pKb + logC) = 7 - 1/2 (4,76 - 2) = 5,62
Příklad č. 6. Centimolární roztok (0,01 mol/l) octanu sodného (sůl tvořená silnou bází a slabou kyselinou). Zapišme rovnici hydrolýzy v iontové formě a vytvořte výraz pro hydrolytickou konstantu.
CH 3 COO - + H 2 O CH 3 COOH + OH -
Vynásobením čitatele a jmenovatele na pravé straně rovnosti koncentrací kationtu vodíku lze tuto rovnici převést do následující podoby:
1×10-14 /1,75×10-5 = 5,71×10-10
Z rovnice hydrolýzy vyplývá, že = = Ch, a = C - Ch = C(1-h).
resp.
; ; proto h =
» 2,39×10-4 nebo 0,0239 %
Při výpočtu hodnoty pH bereme v úvahu, že = , a » C.
; odtud";
pOH = -log = -1/2(logKw + logC + pKa) = 7 - 1/2(pKa + logC)
pH = 14 - pOH = 7 + 1/2 (pKa + lgC) = 7 + 1/2 (4,75 - 2) = 9,75
Příklad č. 7. Centimolární roztok (0,01 mol/l) octanu amonného (sůl tvořená slabou bází a slabou kyselinou). Zapišme rovnici hydrolýzy v iontové formě a vytvořte výraz pro hydrolytickou konstantu.
NH 4 + + CH 3 COO - + H 2 O NH 3 × H 2 O + CH 3 COOH
Vynásobením čitatele a jmenovatele na pravé straně rovnosti součinem koncentrace kationtu vodíku a hydroxidového aniontu (iontový součin vody) lze převést takto:
= = 0,32×10-4
Z rovnice hydrolýzy tedy vyplývá, že = = Ch
C - Ch = C(1-h), v tomto pořadí,
0,0056 nebo 0,56 %
Hydratovaná molekula amoniaku vzniklá jako výsledek hydrolýzy disociuje a odštěpuje hydroxidový aniont:
NH 3 × H 2 O NH 4 + + OH -
; odtud
Podobně, disociace kyseliny octové poskytuje tvorbu vodíkových kationtů:
CH3COO - + H + CH3COOH
Najděte poměr koncentrací těchto iontů:
Podle rovnice hydrolýzy = , a = , tedy
Protože = K w /, pak 2 = ; proto =
pH = - log = 1/2 (pKw + pKa - pKb) = 7 + 1/2 (pKa - pKb) = 7 + 1/2 (4,75 - 4,76) = 6,995
Literatura: str. 243 - 255; S. 296-302
Čistá voda je velmi slabý elektrolyt. Proces disociace vody lze vyjádřit rovnicí: HOH ⇆ H + + OH – . V důsledku disociace vody obsahuje jakýkoli vodný roztok jak ionty H +, tak ionty OH –. Koncentrace těchto iontů lze vypočítat pomocí rovnice iontového produktu vody
C(H +) × C(OH –) = Kw,
kde Kw - iontová produktová konstanta vody ; při 25 °C Kw = 10-14.
Roztoky, ve kterých jsou koncentrace iontů H + a OH – stejné, se nazývají neutrální roztoky. V neutrálním roztoku je C(H +) = C(OH –) = 10 –7 mol/l.
V kyselém roztoku C(H +) > C(OH –) a, jak vyplývá z rovnice iontového součinu vody, C(H +) > 10 –7 mol/l, a C(OH –)< 10 –7 моль/л.
V alkalickém roztoku C(OH –) > C(H +); zatímco v C(OH –) > 10 –7 mol/l a C(H +)< 10 –7 моль/л.
pH je hodnota používaná k charakterizaci kyselosti nebo zásaditosti vodných roztoků; tato veličina se nazývá hodnota PH a vypočítá se podle vzorce:
pH = –log C(H+)
V kyselém roztoku pH<7; в нейтральном растворе pH=7; в щелочном растворе pH>7.
Analogicky s pojmem „vodíkový index“ (pH) se zavádí pojem „hydroxylový“ index (pOH):
pOH = –log C(OH –)
Vodíkové a hydroxylové indikátory jsou ve vzájemném poměru
Hydroxylový index se používá k výpočtu pH v alkalických roztocích.
Kyselina sírová– silný elektrolyt, který se ve zředěných roztocích nevratně a úplně disociuje podle schématu: H 2 SO 4 ® 2 H + + SO 4 2– . Z rovnice procesu disociace je zřejmé, že C(H +) = 2·C(H 2 SO 4) = 2 × 0,005 mol/l = 0,01 mol/l.
pH = –log C(H+) = –log 0,01 = 2.
Hydroxid sodný je silný elektrolyt, který nevratně a úplně disociuje podle schématu: NaOH ® Na + +OH – . Z rovnice procesu disociace je zřejmé, že C(OH –) = C(NaOH) = 0,1 mol/l.
pOH = –log C(H+) = –log 0,1 = 1; pH = 14 – pOH = 14 – 1 = 13.
Disociace slabého elektrolytu je rovnovážný proces. Rovnovážná konstanta zapsaná pro proces disociace slabého elektrolytu se nazývá disociační konstanta . Například pro proces disociace kyseliny octové
CH 3 COOH ⇆ CH 3 COO – + H + .
Každý stupeň disociace vícesytné kyseliny je charakterizován svou vlastní disociační konstantou. Disociační konstanta - referenční hodnota; cm. .
Výpočet koncentrací iontů (a pH) v roztocích slabých elektrolytů vede k řešení úlohy chemické rovnováhy pro případ, kdy je známa rovnovážná konstanta a je nutné najít rovnovážné koncentrace látek účastnících se reakce (viz příklad 6.2 - problém typu 2).
V 0,35% roztoku NH 4 OH je molární koncentrace hydroxidu amonného 0,1 mol/l (příklad převodu procentuální koncentrace na molární koncentraci viz příklad 5.1). Tato veličina se často označuje C0. C0 je celková koncentrace elektrolytu v roztoku (koncentrace elektrolytu před disociací).
NH 4 OH je považován za slabý elektrolyt, reverzibilně disociující ve vodném roztoku: NH 4 OH ⇆ NH 4 + + OH – (viz také poznámka 2 na str. 5). Disociační konstanta K = 1,8·10 –5 (referenční hodnota). Protože slabý elektrolyt disociuje neúplně, předpokládáme, že x mol/l NH 4 OH disociovalo, pak bude rovnovážná koncentrace amonných iontů a hydroxidových iontů také rovna x mol/l: C(NH 4 +) = C (OH-) = x mol/l. Rovnovážná koncentrace nedisociovaného NH 4 OH je rovna: C(NH 4 OH) = (C 0 –x) = (0,1–x) mol/l.
Do rovnice disociační konstanty dosadíme rovnovážné koncentrace všech částic vyjádřených pomocí x:
.
Velmi slabé elektrolyty mírně disociují (x ® 0) a x ve jmenovateli lze zanedbat jako termín:
.
Obvykle v úkolech obecná chemie X ve jmenovateli je zanedbáno, jestliže (v tomto případě se x - koncentrace disociovaného elektrolytu - liší 10krát nebo méněkrát od C0 - celkové koncentrace elektrolytu v roztoku).
C(OH-) = x = 1,34∙10-3 mol/l; pOH = –log C(OH –) = –log 1,34∙10 –3 = 2,87.
pH = 14 – pOH = 14 – 2,87 = 11,13.
Stupeň disociace elektrolyt lze vypočítat jako poměr koncentrace disociovaného elektrolytu (x) k celkové koncentraci elektrolytu (C 0):
(1,34%).
Nejprve byste měli převést procentuální koncentraci na molární koncentraci (viz příklad 5.1). V tomto případě Co (H3PO4) = 3,6 mol/l.
Výpočet koncentrace vodíkových iontů v roztocích vícesytných slabých kyselin se provádí pouze podle prvního stupně disociace. Přísně vzato, celková koncentrace vodíkových iontů v roztoku slabé vícesytné kyseliny je rovna součtu koncentrací H + iontů vzniklých v každém stupni disociace. Například pro kyselinu fosforečnou C(H +) celkem = C(H +) pro 1 stupeň + C(H +) pro 2 stupně + C(H +) pro 3 stupně. K disociaci slabých elektrolytů však dochází převážně v prvním stupni a ve druhém a následujících - v nevýznamné míře, proto
C(H +) pro 2 stupně ≈ 0, C(H +) pro 3 stupně ≈ 0 a C(H +) celkem ≈ C(H +) pro 1 stupeň.
Necháme v prvním stupni disociovat kyselinu fosforečnou x mol/l, pak z disociační rovnice H 3 PO 4 ⇆ H + + H 2 PO 4 – vyplývá, že rovnovážné koncentrace iontů H + a H 2 PO 4 – budou také být rovna x mol/l a rovnovážná koncentrace nedisociované H 3 PO 4 bude rovna (3,6–x) mol/l. Koncentrace iontů H + a H 2 PO 4 – a molekul H 3 PO 4 vyjádřené pomocí x dosadíme do vyjádření disociační konstanty pro první stupeň (K 1 = 7,5 10 –3 – referenční hodnota):
K 1 / C 0 = 7,5 10 –3 / 3,6 = 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+) = x = 0,217 mol/l; pH = –log C(H+) = –log 0,217 = 0,66.
(3,44%)
Úkol č. 8
Vypočítejte a) pH roztoků silných kyselin a zásad; b) roztok slabého elektrolytu a stupeň disociace elektrolytu v tomto roztoku (tab. 8). Vezměte hustotu roztoků rovnou 1 g/ml.
Tabulka 8 – Podmínky úkolu č. 8
| Možnost č. | A | b | Možnost č. | A | b |
| 0,01M H2S04; 1% NaOH | 0,35 % NH40H | ||||
| 0,01 MCa(OH)2; 2% HNO3 | 1% CH3COOH | 0,04M H2S04; 4% NaOH | 1% NH40H | ||
| 0,5M HC104; 1% Ba(OH)2 | 0,98 % H3P04 | 0,7M HC104; 4%Ba(OH)2 | 3 % H3PO4 | ||
| 0,02M LiOH; 0,3 % HNO3 | 0,34 % H2S | 0,06M LiOH; 0,1 % HNO3 | 1,36 % H2S | ||
| 0,1M HMn04; 0,1 % KOH | 0,031 % H2C03 | 0,2M HMn04; 0,2 % KOH | 0,124 % H2C03 | ||
| 0,4M HC1; 0,08 % Ca(OH)2 | 0,47 % HNO2 | 0,8MHCI; 0,03 % Ca(OH)2 | 1,4 % HNO2 | ||
| 0,05M NaOH; 0,81 % HBr | 0,4 % H2SO3 | 0,07M NaOH; 3,24 % HBr | 1,23 % H2S03 | ||
| 0,02M Ba(OH)2; 0,13 % HI | 0,2 % HF | 0,05M Ba(OH)2; 2,5 % HI | 2 % HF | ||
| 0,02M H2S04; 2% NaOH | 0,7 % NH40H | 0,06 MH2S04; 0,8 % NaOH | 5 % CH3COOH | ||
| 0,7M HC104; 2%Ba(OH)2 | 1,96 % H3P04 | 0,08M H2S04; 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 MHMn04; 0,56 % KOH | 0,062 % H2C03 | 0,08M LiOH; 1,3 % HNO3 | 0,2 % H2C03 | ||
| 0,6M HC1; 0,05 % Ca(OH)2 | 0,94 % HNO2 | 0,01M HMn04; 1% KOH | 2,35 % HNO2 | ||
| 0,03M NaOH; 1,62 % HBr | 0,82 % H2SO3 | 0,9MHCI; 0,01 % Ca(OH)2 | 2 % H2SO3 | ||
| 0,03M Ba(OH)2; 1,26 % HI | 0,5 % HF | 0,09M NaOH; 6,5 % HBr | 5 % HF | ||
| 0,03M H2S04; 0,4 % NaOH | 3 % CH3COOH | 0,1M Ba(OH)2; 6,4 % HI | 6 % CH3COOH | ||
| 0,002 MHI; 3% Ba(OH)2 | 1 % HF | 0,04 MH2S04; 1,6 % NaOH | 3,5 % NH40H | ||
| 0,005MHBr; 0,24 % LiOH | 1,64 % H2SO3 | 0,001 M HI; 0,4 % Ba(OH)2 | 5% H3PO4 |
Příklad 7.5 Smíchá se 200 ml 0,2 M roztoku H2SO4 a 300 ml 0,1 M roztoku NaOH. Vypočítejte pH výsledného roztoku a koncentrace iontů Na + a SO 4 2– v tomto roztoku.
Redukujeme rovnici reakce H 2 SO 4 + 2 NaOH → Na 2 SO 4 + 2 H 2 O na zkrácenou iontově-molekulární formu: H + + OH - → H 2 O
Z rovnice iontově-molekulární reakce vyplývá, že pouze ionty H + a OH – reagují a tvoří molekulu vody. Ionty Na + a SO 4 2– se reakce neúčastní, proto je jejich množství po reakci stejné jako před reakcí.
Výpočet množství látek před reakcí:
n(H2S04) = 0,2 mol/l x 0,1 1 = 0,02 mol = n(S042-);
n(H+) = 2 x n(H2S04) = 2 x 0,02 mol = 0,04 mol;
n(NaOH) = 0,1 mol/l · 0,3 l = 0,03 mol = n(Na+) = n(OH –).
OH iontů – – je nedostatek; budou reagovat úplně. Spolu s nimi bude reagovat stejné množství (tj. 0,03 mol) H + iontů.
Výpočet množství iontů po reakci:
n(H +) = n(H +) před reakcí – n(H +) zreagováno = 0,04 mol – 0,03 mol = 0,01 mol;
n(Na+) = 0,03 mol; n(S042–) = 0,02 mol.
Protože zředěné roztoky se smíchají, pak
V celkem » V roztok H 2 SO 4 + V roztok NaOH » 200 ml + 300 ml = 500 ml = 0,5l.
C(Na+) = n(Na+) / Vtot. = 0,03 mol: 0,5 l = 0,06 mol/l;
C(S042-) = n(S042-) / V celk. = 0,02 mol: 0,5 l = 0,04 mol/l;
C(H+) = n(H+)/V celk. = 0,01 mol: 0,5 l = 0,02 mol/l;
pH = –log C(H +) = –log 2·10 –2 = 1,699.
Úkol č. 9
Vypočítejte pH a molární koncentrace kationtů kovů a kyselých aniontů v roztoku vzniklém smícháním roztoku silná kyselina alkalickým roztokem (tabulka 9).
Tabulka 9 – Podmínky úkolu č. 9
| Možnost č. | Možnost č. | Objemy a složení roztoků kyselin a zásad | |
| 300 ml 0,1M NaOH a 200 ml 0,2M H2SO4 | |||
| 2 l 0,05 M Ca(OH) 2 a 300 ml 0,2 M HNO 3 | 0,5 l 0,1 M KOH a 200 ml 0,25 M H2SO 4 | ||
| 700 ml 0,1M KOH a 300 ml 0,1M H2SO4 | 1 l 0,05M Ba(OH)2 a 200 ml 0,8M HCl | ||
| 80 ml 0,15M KOH a 20 ml 0,2M H2SO4 | 400 ml 0,05 M NaOH a 600 ml 0,02 M H2SO4 | ||
| 100 ml 0,1M Ba(OH)2 a 20 ml 0,5M HCl | 250 ml 0,4M KOH a 250 ml 0,1M H2SO4 | ||
| 700 ml 0,05 M NaOH a 300 ml 0,1 M H2SO4 | 200 ml 0,05M Ca(OH)2 a 200 ml 0,04M HCl | ||
| 50 ml 0,2M Ba(OH)2 a 150 ml 0,1M HCl | 150 ml 0,08 M NaOH a 350 ml 0,02 M H2SO4 | ||
| 900 ml 0,01 M KOH a 100 ml 0,05 M H2SO4 | 600 ml 0,01M Ca(OH)2 a 150 ml 0,12M HCl | ||
| 250 ml 0,1M NaOH a 150 ml 0,1M H2SO4 | 100 ml 0,2M Ba(OH)2 a 50 ml 1M HC1 | ||
| 1 l 0,05 M Ca(OH) 2 a 500 ml 0,1 M HNO 3 | 100 ml 0,5M NaOH a 100 ml 0,4M H2SO4 | ||
| 100 ml 1M NaOH a 1900 ml 0,1M H2SO4 | 25 ml 0,1M KOH a 75 ml 0,01M H2SO4 | ||
| 300 ml 0,1M Ba(OH)2 a 200 ml 0,2M HCl | 100 ml 0,02 M Ba(OH) 2 a 150 ml 0,04 M HI | ||
| 200 ml 0,05M KOH a 50 ml 0,2M H2SO4 | 1 l 0,01 M Ca(OH) 2 a 500 ml 0,05 M HNO 3 | ||
| 500 ml 0,05 M Ba(OH) 2 a 500 ml 0,15 M HI | 250 ml 0,04M Ba(OH)2 a 500 ml 0,1M HCl | ||
| 1 1 0,1M KOH a 2 1 0,05M H2SO4 | 500 ml 1M NaOH a 1500 ml 0,1M H2SO4 | ||
| 250 ml 0,4 M Ba(OH) 2 a 250 ml 0,4 M HNO 3 | 200 ml 0,1M Ba(OH)2 a 300 ml 0,2M HCl | ||
| 80 ml 0,05M KOH a 20 ml 0,2M H2SO4 | 50 ml 0,2M KOH a 200 ml 0,05M H2SO4 | ||
| 300 ml 0,25M Ba(OH)2 a 200 ml 0,3M HCl | 1 l 0,03 M Ca(OH) 2 a 500 ml 0,1 M HNO 3 |
HYDROLYZA SOLI
Když se jakákoli sůl rozpustí ve vodě, tato sůl se disociuje na kationty a anionty. Pokud je sůl tvořena kationtem silné zásady a aniontem slabé kyseliny (například dusitan draselný KNO 2), pak se dusitanové ionty navážou na ionty H + a oddělí je od molekul vody, což má za následek tvorba slabé kyseliny dusité. V důsledku této interakce se v roztoku ustaví rovnováha:
NO 2 – + HOH ⇆ HNO 2 + OH –
KNO 2 + HOH ⇆ HNO 2 + KOH.
V roztoku soli, která je hydrolyzována aniontem, se tedy objevuje přebytek OH – iontů (reakce prostředí je alkalická, pH > 7).
Pokud je sůl tvořena kationtem slabé zásady a aniontem silné kyseliny (například chlorid amonný NH 4 Cl), pak kationty NH 4 + slabé zásady odštěpí OH - ionty z molekul vody a tvoří slabě disociující elektrolyt - hydroxid amonný 1.
NH 4 + + HOH ⇆ NH 4 OH + H + .
NH 4 Cl + HOH ⇆ NH 4 OH + HCl.
V roztoku soli hydrolyzující kationt se objevuje přebytek H + iontů (reakce média je kyselé pH< 7).
Při hydrolýze soli tvořené slabým bazickým kationtem a slabým kyselým aniontem (např. fluorid amonný NH 4 F) se kationty slabé zásady NH 4 + vážou na OH – ionty, které je odštěpují od molekul vody, a slabé kyselé anionty F – se vážou na H + ionty, což vede ke vzniku slabé báze NH 4 OH a slabé kyseliny HF: 2
NH 4 + + F – + HOH ⇆ NH 4 OH + HF
NH4F + HOH ⇆ NH4OH + HF.
Reakce prostředí v roztoku soli, která hydrolyzuje kation i anion, je určena tím, který z nízkodisociujících elektrolytů vzniklých v důsledku hydrolýzy je silnější (to lze zjistit porovnáním disociačních konstant). V případě hydrolýzy NH 4 F bude prostředí kyselé (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 .
Tedy soli tvořené:
– kationt silné zásady a anion slabé kyseliny (KNO 2, Na 2 CO 3, K 3 PO 4);
– kationt slabé zásady a anion silné kyseliny (NH 4 NO 3, AlCl 3, ZnSO 4);
– kationt slabé zásady a anion slabé kyseliny (Mg(CH 3 COO) 2, NH 4 F).
Kationty slabých zásad a/nebo anionty slabých kyselin interagují s molekulami vody; soli tvořené kationty silných zásad a anionty silných kyselin nepodléhají hydrolýze.
Hydrolýza solí tvořených vícenásobně nabitými kationty a anionty probíhá v krocích; Níže na konkrétních příkladech ukazujeme sled úvah, které se doporučuje dodržovat při sestavování rovnic pro hydrolýzu takových solí.
Poznámky
1. Jak bylo uvedeno dříve (viz poznámka 2 na straně 5), existuje alternativní názor, že hydroxid amonný je silná báze. Kyselá reakce prostředí v roztocích amonných solí tvořených silnými kyselinami, například NH 4 Cl, NH 4 NO 3, (NH 4) 2 SO 4, je tímto přístupem vysvětlena reverzibilním procesem disociace amonia. ion NH 4 + ⇄ NH 3 + H + nebo přesněji NH 4 + + H 2 O ⇄ NH 3 + H 3 O +.
2. Je-li hydroxid amonný považován za silnou zásadu, pak v roztocích amonných solí tvořených slabými kyselinami, např. NH 4 F, je třeba uvažovat o rovnovážném stavu NH 4 + + F – ⇆ NH 3 + HF, ve kterém je kompetice o iont H + se vyskytuje mezi molekulami amoniaku a anionty slabých kyselin.
Příklad 8.1 Napište reakční rovnice pro hydrolýzu uhličitanu sodného v molekulární a iontově molekulární formě. Specifikujte pH roztoku (pH>7, pH<7 или pH=7).
1. Rovnice disociace soli: Na 2 CO 3 ® 2Na + + CO 3 2–
2. Sůl je tvořena kationty (Na +) silné zásady NaOH a anion (CO 3 2–) slabé kys H2CO3. Proto je sůl hydrolyzována na aniontu:
CO 3 2– + HOH ⇆ … .
Hydrolýza je ve většině případů reverzibilní (znak ⇄); za 1 ion účastnící se procesu hydrolýzy se píše 1 molekula HOH .
3. Záporně nabité uhličitanové ionty CO 3 2– se vážou s kladně nabitými ionty H +, odštěpují je od molekul HOH a tvoří hydrogenuhličitanové ionty HCO 3 –; roztok je obohacen o OH – ionty (alkalické prostředí; pH>7):
CO 3 2– + HOH ⇆ HCO 3 – + OH – .
Toto je iontově-molekulární rovnice prvního stupně hydrolýzy Na2CO3.
4. Rovnici pro první stupeň hydrolýzy v molekulární formě lze získat spojením všech aniontů přítomných v rovnici CO 3 2– + HOH ⇆ HCO 3 – + OH – (CO 3 2–, HCO 3 – a OH – ) s kationty Na +, za vzniku solí Na 2 CO 3, NaHCO 3 a báze NaOH:
Na2C03 + HOH ⇆ NaHC03 + NaOH.
5. V důsledku hydrolýzy v prvním stupni vznikly hydrogenuhličitanové ionty, které se účastní druhého stupně hydrolýzy:
HCO 3 – + HOH ⇆ H 2 CO 3 + OH –
(záporně nabité hydrogenuhličitanové ionty HCO 3 – se vážou na kladně nabité ionty H + a odštěpují je od molekul HOH).
6. Rovnici pro druhý stupeň hydrolýzy v molekulární formě získáme spojením aniontů (HCO 3 – a OH –) přítomných v rovnici HCO 3 – + HOH ⇆ H 2 CO 3 + OH – s kationty Na +, tvorba NaHC03 soli a báze 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.
Příklad 8.2 Zapište reakční rovnice pro hydrolýzu síranu hlinitého v molekulární a iontově molekulární formě. Specifikujte pH roztoku (pH>7, pH<7 или pH=7).
1. Rovnice disociace soli: Al 2 (SO 4) 3 ® 2Al 3+ + 3SO 4 2–
2. Vznikne sůl kationtů (Al 3+) slabé zásady Al(OH) 3 a anionty (SO 4 2–) silné kyseliny H 2 SO 4. V důsledku toho je sůl hydrolyzována na kationtu; pro 1 Al 3+ ion 1 molekula HOH se zapíše: Al 3+ + HOH ⇆ … .
3. Kladně nabité ionty Al 3+ se vážou na záporně nabité ionty OH –, odštěpují je od molekul HOH a tvoří hydroxohlinité ionty AlOH 2+; roztok je obohacen o ionty H + (kyselé prostředí; pH<7):
Al 3+ + HOH ⇆ AlOH 2+ + H+.
Toto je iontově-molekulární rovnice prvního stupně hydrolýzy Al 2 (SO 4) 3.
4. Rovnici pro první stupeň hydrolýzy v molekulární formě získáme spojením všech kationtů (Al 3+, AlOH 2+ a H +) přítomných v rovnici Al 3+ + HOH ⇆ AlOH 2+ + H + s anionty SO 4 2– tvořící soli Al 2 (SO 4) 3, AlOHSO 4 a kyselinu H 2 SO 4:
Al 2 (SO 4) 3 + 2HOH ⇆ 2AlOHSO 4 + H2SO 4.
5. V důsledku hydrolýzy v prvním stupni vznikly hydroxoaluminiové kationty AlOH 2+, které se účastní druhého stupně hydrolýzy:
AlOH 2+ + HOH ⇆ Al(OH) 2 + + H +
(kladně nabité ionty AlOH 2+ se vážou na záporně nabité ionty OH – a odštěpují je od molekul HOH).
6. Rovnici pro druhý stupeň hydrolýzy v molekulární formě získáme spojením všech kationtů přítomných v rovnici AlOH 2+ + HOH ⇆ Al(OH) 2 + + H + (AlOH 2+, Al(OH) 2 +, a H +) s anionty SO 4 2– tvořící soli AlOHSO 4, (Al(OH) 2) 2 SO 4 a kyselinu H 2 SO 4:
2AlOHSO 4 + 2HOH ⇆ (Al(OH) 2) 2 SO 4 + H 2 SO 4.
7. V důsledku druhého stupně hydrolýzy vznikly dihydroxoaluminiové kationty Al(OH) 2 +, které se účastní třetího stupně hydrolýzy:
Al(OH) 2 + + HOH ⇆ Al(OH) 3 + H +
(kladně nabité ionty Al(OH) 2 + se vážou na záporně nabité ionty OH – a odštěpují je od molekul HOH).
8. Rovnici pro třetí stupeň hydrolýzy v molekulární formě lze získat spojením kationtů (Al(OH) 2 + a H +) přítomných v rovnici Al(OH) 2 + + HOH ⇆ Al(OH) 3 + H + s anionty SO 4 2–, které tvoří sůl (Al(OH) 2) 2 SO 4 a kyselinu H 2 SO 4:
(Al(OH) 2) 2 SO 4 + 2HOH ⇆ 2Al(OH) 3 + H 2 SO 4
V důsledku těchto úvah získáme následující rovnice hydrolýzy:
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.
Příklad 8.3 Napište reakční rovnice pro hydrolýzu orthofosforečnanu amonného v molekulární a iontově molekulární formě. Specifikujte pH roztoku (pH>7, pH<7 или pH=7).
1. Rovnice disociace soli: (NH 4) 3 PO 4 ® 3NH 4 + + PO 4 3–
2. Vznikne sůl kationty (NH 4 +) slabé zásady NH40H a anionty
(PO 4 3–) slabá kys H3PO4. Proto, sůl hydrolyzuje jak kation, tak anion : NH 4 + + PO 4 3– +HOH ⇆ … ; ( pro jeden pár NH 4 + a PO 4 3– iontů v tomto případě Je zapsána 1 molekula HOH ). Kladně nabité ionty NH 4 + se vážou na záporně nabité ionty OH –, odštěpují je od molekul HOH, vytvářejí slabou bázi NH 4 OH, a záporně nabité ionty PO 4 3– se vážou na ionty H + a vytvářejí hydrogenfosforečnanové ionty HPO 4 2 –:
NH 4 + + PO 4 3– + HOH ⇆ NH 4 OH + HPO 4 2– .
Toto je iontově-molekulární rovnice prvního stupně hydrolýzy (NH 4) 3 PO 4.
4. Rovnici prvního stupně hydrolýzy v molekulární formě získáme spojením aniontů (PO 4 3–, HPO 4 2–) přítomných v rovnici NH 4 + + PO 4 3– + HOH ⇆ NH 4 OH + HPO 4 2– s kationty NH 4 +, tvořící soli (NH 4) 3 PO 4, (NH 4) 2 HPO 4:
(NH 4) 3PO 4 +HOH ⇆ NH 4 OH + (NH 4) 2 HPO 4.
5. V důsledku hydrolýzy v prvním stupni vznikly hydrofosfátové anionty HPO 4 2–, které se spolu s kationty NH 4 + účastní druhého stupně hydrolýzy:
NH 4 + + HPO 4 2– + HOH ⇆ NH 4 OH + H 2 PO 4 –
(NH 4 + ionty se vážou na OH – ionty, HPO 4 2– – ionty na H + ionty, odštěpují je od molekul HOH, tvoří slabou bázi NH 4 OH a dihydrogenfosforečnanové ionty H 2 PO 4 –).
6. Rovnici pro druhý stupeň hydrolýzy v molekulární formě získáme spojením aniontů přítomných v rovnici NH 4 + + HPO 4 2– + HOH ⇆ NH 4 OH + H 2 PO 4 (HPO 4 2– a H 2 PO 4 –) s kationty NH 4 +, tvořící soli (NH 4) 2 HPO 4 a NH 4 H 2 PO 4:
(NH 4) 2 HPO 4 +HOH ⇆ NH 4 OH + NH 4 H 2 PO 4.
7. V důsledku druhého stupně hydrolýzy vznikly dihydrogenfosforečnanové anionty H 2 PO 4 –, které se spolu s kationty NH 4 + účastní třetího stupně hydrolýzy:
NH 4 + + H 2 PO 4 – + HOH ⇆ NH 4 OH + H 3 PO 4
(NH 4 + ionty se vážou na OH – ionty, H 2 PO 4 – – ionty na H + ionty, odštěpují je od molekul HOH a tvoří slabé elektrolyty NH 4 OH a H 3 PO 4).
8. Rovnici pro třetí stupeň hydrolýzy v molekulární formě získáme spojením aniontů H 2 PO 4 – přítomných v rovnici NH 4 + + H 2 PO 4 – + HOH ⇆ NH 4 OH + H 3 PO 4 a kationty NH4+ a tvořící sůl NH4H2PO4:
NH 4 H 2 PO 4 +HOH ⇆ NH 4 OH + H 3 PO 4 .
V důsledku těchto úvah získáme následující rovnice hydrolýzy:
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 .
Proces hydrolýzy probíhá převážně v prvním stupni, proto je reakce média v solném roztoku, který hydrolyzuje kation i anion, určena tím, který z nízkodisociujících elektrolytů vzniklých v prvním stupni hydrolýzy je silnější. V tomto případě
NH 4 + + PO 4 3– + HOH ⇆ NH 4 OH + HPO 4 2–
reakce média bude alkalická (pH>7), protože iont HPO 4 2– je slabší elektrolyt než NH 4 OH: KNH 4 OH = 1,8 10 –5 > KHPO 4 2– = K III H 3 PO 4 = 1,3×10 –12 (disociace iontu HPO 4 2– je disociace H 3 PO 4 ve třetím stupni, proto KHPO 4 2– = K III H 3 PO 4).
Úkol č. 10
Zapište rovnice pro reakce hydrolýzy solí v molekulární a iontově-molekulární formě (tabulka 10). Specifikujte pH roztoku (pH>7, pH<7 или pH=7).
Tabulka 10 – Podmínky úkolu č. 10
| Možnost č. | Seznam solí | Možnost č. | Seznam solí |
| 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) Na3P04, b) CuCl2, c) Al(CH3COO)3 | a) MgS04, b) Na3P04, c) (NH 4) 2CO 3 | ||
| a) ZnS04, b) K2C03, c) (NH4)2S | a) CrCl3, b) Na2SiO3, c) Ni(CH3COO)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 |
Pokračování tabulky 10
| Možnost č. | Seznam solí | Možnost č. | Seznam solí |
| 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) MgS04, b) K3PO4, c) Cr(CH3COO)3 | ||
| a) K3P04, b) MgCl2, c) Fe(CH3COO)3 | a) CrCl3, b) Na2S03, c) Fe(CH3COO)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) AlCl3, b) Na2Se, c) Mg(CH3COO)2 | a) Fe(NO 3) 3, b) Na 2 SiO 3, (NH 4) 2 CO 3 | ||
| a) FeCl3, b) K2SO3, c) Zn(NO2)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) ZnCl2, Na3P04, c) Ni(CH3COO)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) FeCl3, b) Na2S, c) (NH4)2Te | ||
| a) K3P04, b) MgCl2, c) Al(CH3COO)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) BiCl3, b) K2SO3, c) Al(CH3COO)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 |
Bibliografie
1. Lurie, Yu.Yu. Handbook of Analytical Chemistry / Yu.Yu. Lurie. – M.: Chemie, 1989. – 448 s.
2. Rabinovič, V.A. Stručná chemická referenční kniha / V.A. Rabinovich, Z.Ya. Khavin – L.: Chemie, 1991. – 432 s.
3. Glinka, N.L. Obecná chemie / N.L. Glinka; upravil V.A. Rabinovič. – 26. vyd. – L.: Chemie, 1987. – 704 s.
4. Glinka, N.L. Problémy a cvičení z obecné chemie: učebnice pro vysoké školy / N.L. Glinka; upravil V.A. Rabinovich a Kh.M. Rubina – 22. vydání. – L.: Chemie, 1984. – 264 s.
5. Obecná a anorganická chemie: poznámky k přednáškám pro studenty technologických oborů: ve 2 hodinách / Mogilev State University of Food; auto-comp. V.A. Ogorodnikov. – Mogilev, 2002. – Část 1: Obecné otázky chemie. – 96 s.
Vzdělávací vydání
OBECNÁ CHEMIE
Směrnice a kontrolní úkoly
pro studenty technologických oborů prostřednictvím korespondenčních kurzů
Sestavil: Ogorodnikov Valerij Anatoljevič
Redaktor T.L Mateusz
Technický redaktor A.A. Ščerbaková
Podepsáno pro tisk. Formát 60´84 1/16
Ofsetový tisk. Typ písma Times. Sítotisk
Podmiňovací způsob trouba Paprsek. vyd. l. 3.
Oběh Objednat.
Vytištěno na risografu redakčním a nakladatelským oddělením
vzdělávací instituce
"Mogilev State University of Food"
UDC 543
Dubová N.M. Analytická chemie. Metodické pokyny a možnosti zadání testů pro samostatnou práci studentů oboru HTF 240100. – Tomsk: Nakladatelství TPU, 2006. – 20 s.
Sestavil docent, Ph.D. H. M. Dubová
Recenzent
docent, Ph.D. Ústav Filozofické fakulty E.I.Korotkové
Hlava Department of Fach______________ _ _____ A. A. Bakibajev
Schváleno vzdělávací a metodickou komisí KhTF
Předseda výchovné a metodické komise
N.V.Usheva
Výpočet pH v roztocích různých elektrolytů
Tento metodický pokyn uvádí vzorce a příklady zjednodušeného výpočtu pH v roztocích silných a slabých kyselin a zásad, hydrolyzujících solí, pufrovacích systémech bez zohlednění vlivu iontové síly roztoku Některé příklady výpočtu pH v různých směsích kyseliny a zásady, skok v titračních křivkách a zdůvodnění volby indikátoru.
1.Výpočet pH v roztocích silných kyselin a zásad.
Výpočet pH v roztocích silných jednosytných kyselin a zásad se provádí podle vzorců (1-2):
pH = - log C až (1)
pH =14 + log C o (2)
Kde C k, C o – molární koncentrace kyseliny nebo zásady, mol/l
Příklad 1. Vypočítejte pH, pH, [H+], [OH-] v 0,01M HC1.
Řešení. Kyselina chlorovodíková je silná kyselina, takže můžete vzít koncentraci vodíkových iontů rovnou koncentraci kyseliny [H + ] = 0,01 mol/l. Hodnota pH se vypočítá pomocí vzorce (1) a rovná se pH= -log 0,01 =2. Koncentraci hydroxidových iontů lze zjistit, když známe hodnotu iontového produktu vody:
[OH-] = 10-14 / [H+] = 10-14 / 0,01 = 10-12
Hodnota pH = -lg10-12 =12
Hodnotu pOH lze navíc zjistit ze známé rovnosti (3)
pH + pH = 14 (3)
Výpočet pH v roztocích slabých kyselin a zásad
Výpočet pH v roztocích slabých jednosytných kyselin a zásad se provádí podle vzorců (4-5)
pH = 1/2 (pK k – logC k) (4)
pOH = 14 - 1/2 (pK O - log CO) (5)
Příklad 2.1. Vypočítejte pH 0,03 M roztoku NH 4 OH po smíchání s vodou v poměru 1:2.
Řešení. Po smíchání 0,03M roztoku amoniaku s vodou se jeho koncentrace třikrát sníží. Dosadíme-li do vzorce (5) hodnotu pK (NH 4 OH) = 4,76 a koncentraci roztoku po zředění, získáme:
pH = 14 – 1/2 (4,76- lg 0,01) = 10,62
Příklad 2.2 Vypočítejte pH při nalití 100 ml kyseliny chlorovodíkové s T = 0,07300 g/ml se 100 ml roztoku kyseliny chlorovodíkové s T (HCl/NaOH) = 0,004000 g/ml.
Řešení. Hodnota pH po sloučení dvou roztoků bude určena celkovou koncentrací vodíkových iontů, která se zjistí podle vzorce (6):
(C m V) 1 + (C m V) 2 = (C m V) 3 (6),
kde V 3 = V 1 + V 2
Molární koncentrace vodíkových iontů v prvním roztoku se zjistí podle vzorce C M (HCl) = T (HCl) × 1000/M (HCl) = 0,07300 × 1000/36,5 = 2,0 mol/l ×; ve druhém roztoku podle vzorce: CM (HCl) = f× CH (HCl); f=1;
CH (HCl) = T(HCl/NaOH) x 1000/M E (NaOH) = 0,004 000 x 1000/40 = 0,01 mol/l. Molární koncentrace vodíkových iontů v roztoku získaném po vypuštění a vypočtená podle vzorce (6) se rovná: Cm = 0,105 mol/l, pH = -lg0,105 =0,98
Příklad 2.3. Jak se změní pH 200 ml 0,01 M NH 4 OH, když se k němu přidá 100 ml 0,03 M roztoku NaOH?
Řešení. Vypočítejme hodnotu pH roztoku amoniaku ve výchozím roztoku pomocí vzorce (5): pH = 14 –1/2 (4,76 – log0,01) = 10,62. Hodnota pOH v takovém roztoku je pOH = 3,38 a koncentrace hydroxidových iontů je [OH - ] = 10 -3,38 = 0,00046 mol/l, tzn. o dva řády menší než je koncentrace hydroxidových iontů v roztoku NaOH. Proto bude hodnota pH roztoku získaného vypouštěním určena především koncentrací silného elektrolytu NaOH, s přihlédnutím k ředění přidáním roztoku amoniaku.
Hodnota pH = -log100 x 0,03/300 =2
Výpočet pH v roztocích hydrolyzujících solí
Existují 3 případy hydrolýzy soli:
a) hydrolýza soli aniontem (sůl je tvořena slabou kyselinou a silnou bází, např. CH 3 COO Na). Hodnota pH se vypočítá pomocí vzorce (7):
pH = 7 + 1/2 pK + 1/2 lg Cs (7)
b) hydrolýza soli kationtem (sůl je tvořena slabou bází a silnou kyselinou, např. NH 4 Cl).Ph v takovém roztoku se vypočítá pomocí vzorce (8):
pH = 7 - 1/2 pK o - 1/2 lg C s (8)
c) hydrolýza soli kationtem a aniontem (sůl je tvořena slabou kyselinou a slabou bází, např. CH 3 COO NH 4). V tomto případě se pH vypočítá pomocí vzorce (9):
pH = 7 + 1/2 pK o - 1/2 pK o (9)
Pokud je sůl tvořena slabou polybazickou kyselinou nebo slabou polyprotickou bází, pak hodnoty pK k a pK o pro poslední krok disociace se dosadí do výše uvedených vzorců (7-9) pro výpočet pH.
Příklad 3.1. Vypočítejte hmotnost (g) Na 2 CO 3 ve 100 ml roztoku o pH = 11,16
Řešení. Použijeme vzorec (7) Dosadíme ve druhém kroku hodnotu disociační konstanty kyseliny uhličité a vypočteme hodnotu molární koncentrace soli v roztoku:
11,16 = 7 + 1/2 × 10,32 + 1/2 lg C s
С с =0,01mol/l. Když známe Cc v roztoku, vypočítáme hmotnost soli v roztoku pomocí známého vzorce m = C×M×V/1000= 0,01×106×100/1000 =0,1060g
Vyrovnávací systémy
Systémy pufrů zahrnují směsi:
a) slabá kyselina a její sůl, například CH 3 COOH + CH 3 COO Na
b) slabá báze a její sůl, například NH 4 OH + NH 4 Cl
c) například směs kyselých solí různé kyselosti
NaH2P04 + Na2HP04
d) směs kyselých a středních solí, například NaHC03 + Na2C03
e) například směs bazických solí různých zásaditostí
Al(OH)2Cl + Al(OH)Cl2 atd.
Výpočet pH v pufrovacích systémech se provádí podle vzorců (10-11)
рН = рК к – log C к /С с (10)
pH = 14 – pK o + log Co /C s (11)
Příklad 4.1. Kolik gramů NH 4 Cl je třeba rozpustit ve 200 ml 0,1 MNH 4 OH , abyste získali pH roztoku = 9.24 ?
Řešení. Když se NH 4 Cl rozpustí v roztoku NH 4 OH, vytvoří se pufrovací systém. Výpočet se provádí podle vzorce (11) Dosazením číselných hodnot pH pK o se vypočte koncentrace soli: C c = 0,1 mol/l. Vypočítejte hmotnost soli: m = C×M×V/1000= 0,1×53,5×200/1000=1,0700g.
Hydrolýza (ze starořeckého ὕδωρ - voda a λύσις - rozklad) je jedním z typů chemických reakcí solvolýzy, kdy při interakci látek s vodou dochází k rozkladu původní látky za vzniku nových sloučenin. Mechanismus hydrolýzy sloučenin různých tříd: solí, sacharidů, bílkovin, esterů, tuků atd. má značné rozdíly.
Hydrolýza solí- typ hydrolytické reakce způsobený výskytem iontoměničových reakcí v roztocích (převážně vodných) rozpustných solí elektrolytů. Hnací silou procesu je interakce iontů s vodou, která vede ke vzniku slabého elektrolytu v iontové nebo (méně často) molekulární formě (“ iontová vazba»).
Rozlišujte vratnou a nevratnou hydrolýzu solí
· 1. Hydrolýza soli slabé kyseliny a silné zásady (hydrolýza aniontem):
(roztok má mírně alkalické prostředí, reakce probíhá reverzibilní
· 2. Hydrolýza soli silné kyseliny a slabé zásady (hydrolýza kationtem):
(roztok má mírně kyselé prostředí, reakce probíhá reverzibilní hydrolýza ve druhém stupni probíhá v nepatrné míře)
· 3. Hydrolýza soli slabé kyseliny a slabé zásady:
(rovnováha je posunuta směrem k produktům, hydrolýza probíhá téměř úplně protože oba reakční produkty opouštějí reakční zónu ve formě sraženiny nebo plynu).
Sůl silné kyseliny a silné zásady nepodléhá hydrolýze a roztok je neutrální. Viz také Elektrolytická disociace.
Stupeň hydrolýzy
Pod stupeň hydrolýzy Výraz "hydrolýza" označuje poměr části soli podléhající hydrolýze k celkové koncentraci jejích iontů v roztoku. Určeno α
(nebo h hydr);
α
= (C hydr/ C celkem) 100 %
Kde C hydr - počet molů hydrolyzované soli, C celkem - celkový počet molů rozpuštěné soli.
Stupeň hydrolýzy soli je tím vyšší, čím slabší je kyselina nebo zásada, která ji tvoří.
Je to kvantitativní charakteristika hydrolýzy.
Konstanta hydrolýzy- rovnovážná konstanta hydrolytické reakce. Konstanta hydrolýzy soli je tedy rovna poměru součinu rovnovážných koncentrací produktů hydrolýzy k rovnovážné koncentraci soli, přičemž se berou v úvahu stechiometrické koeficienty.
Obecně platí, že pro sůl tvořenou slabou kyselinou a silnou zásadou:
, kde je disociační konstanta slabé kyseliny vzniklé během hydrolýzy
pro sůl tvořenou silnou kyselinou a slabou bází:
, kde je disociační konstanta slabé báze vzniklé při hydrolýze
pro sůl tvořenou slabou kyselinou a slabou bází:
výpočet pH:
Vodíkový index, pH(vyslovuje se „peh ash“, anglická výslovnost angličtiny. pH- piː"eɪtʃ "Pi eych") - míra aktivity (ve velmi zředěných roztocích je ekvivalentní koncentraci) vodíkových iontů v roztoku a kvantitativně vyjadřující jeho kyselost, vypočtená jako záporná (bráno s opačným znaménkem) ) dekadický logaritmus aktivity vodíkových iontů vyjádřený v molech na litr:
Zobrazení hodnoty pH
V čisté vodě při 25 °C jsou koncentrace vodíkových iontů () a hydroxidových iontů () stejné a činí 10 −7 mol/l, to přímo vyplývá z definice iontového součinu vody, který se rovná · a je 10 -14 mol²/l² (při 25 °C).
Když jsou koncentrace obou typů iontů v roztoku stejné, říká se, že roztok má neutrální reakce. Přidáním kyseliny do vody se zvýší koncentrace vodíkových iontů a odpovídajícím způsobem se sníží koncentrace hydroxidových iontů, při přidání zásady se naopak zvýší obsah hydroxidových iontů a sníží se koncentrace vodíkových iontů. Když > říkají, že řešení je kyselý a kdy > - zásadité.
Pro usnadnění prezentace se pro odstranění záporného exponentu místo koncentrací vodíkových iontů používá jejich dekadický logaritmus, braný s opačným znaménkem, což je ve skutečnosti vodíkový exponent - pH.
Poněkud méně rozšířená je inverzní hodnota pH - indikátor zásaditosti roztoku, pOH, rovný zápornému dekadickému logaritmu koncentrace OH iontů v roztoku:
jako v každém vodném roztoku při 22 °C je zřejmé, že při této teplotě.
Obecně, hydrolýza solí je proces výměnného rozkladu vody a v ní rozpuštěné soli - elektrolytu, vedoucí ke vzniku nízkodisociační látky.
Hydrolýza je speciální případ solvolýzy - výměnný rozklad rozpuštěné látky a rozpouštědla.
Hydrolýzu lze kvantitativně charakterizovat takovými veličinami, jako jsou Stupeň hydrolýzy a hydrolytická konstanta.
Stupeň hydrolýzy
je poměr množství soli podléhající hydrolýze n hydr a celková rozpuštěná sůl n celkový Obvykle se značí h hydr(nebo α ):
h hydr = (n g hydr / n celkem) 100 %
Velikost h hydr se zvyšuje, když se snižuje síla kyseliny nebo zásady tvořící sůl.
Konstanta hydrolýzy
Představme si obecně proces hydrolýzy soli, ve kterém je role soli MA a NA a MOH jsou kyselina a zásada, které tvoří tuto sůl:
Kg = ·/
Koncentrace výsledné kyseliny se tedy rovná koncentraci hydroxidových iontů
Kg = 2 /
Pomocí tohoto výrazu můžete vypočítat pH roztoku
= (Kg) 1/2 mol/l
10-14 / mol/l
Hydrolýza solí lze znázornit jako polarizační interakci iontů a jejich hydratačního obalu. Čím úplnější je hydrolýza, tím silnější je polarizační účinek iontů. Existují 4 možné případy hydrolýzy:
Soli tvořené silnou zásadou a silnou kyselinou
Soli tvořené silnou zásadou a silnou kyselinou nepodléhají hydrolýze. V tomto případě k hydrolýze prakticky nedochází, protože kationty a anionty vzniklé v roztoku při , slabě polarizují hydratační obal. pH média se nemění ( pH ≈ 7):
NaCl ↔ Na + + Cl —
Na + + HOH ↔ reakce prakticky neprobíhá
Cl - + HOH ↔ reakce prakticky neprobíhá
Soli tvořené slabou zásadou a silnou kyselinou
Taková sloučenina po ionizaci tvoří kationty schopné polarizovat hydratační obal a anionty, které je polarizují slabě. Pak hydroly z projde podle kationtu, v tomto případě je prostředí kyselé povahy, tzn. pH 7:
NH 4 Cl ↔ NH 4 + + Cl —
NH 4 + + HOH ↔ NH 4 OH + H +
Cl - + HOH ↔ reakce prakticky neprobíhá
NH 4 Cl+ HOH ↔ NH 4 OH + HCl
Pro soli tvořené slabou zásadou a silnou kyselinou, hydrolytická konstanta a disociační konstanta báze souvisí vztahem:
Kg = KH20/K báze
Je zřejmé, že čím nižší je pevnost báze, tím více dochází k hydrolýze.
Pokud se tvoří sůl slabá polyvalentní kovová báze A silná kyselina , pak jeho hydrolýza bude probíhat postupně:
FeCl 2 ↔ Fe 2+ + 2Cl -
| inscenuji | Fe 2+ + HOH ↔ (FeOH) + + H + FeCl 2 + HOH ↔ (FeOH)Cl + HCl |
| II etapa | (FeOH) + + HOH ↔ Fe(OH) 2 + H + (FeOH)Cl + HOH↔ Fe(OH) 2 + HCl |
Konstanta hydrolýzy v první fázi souvisí s disociační konstanta základy na druhém stupni, a hydrolytická konstanta na druhém stupni - od disociační konstanta základy pro první etapu:
Kgl = KH20/K báze2
Kg2 = KH20/K báze1
Protože první disociační konstanta kyseliny je vždy větší než druhá, je první hydrolytická konstanta vždy větší než druhá hydrolytická konstanta, protože první disociační konstanta báze je vždy větší než druhá.
Kg1 > Kg2
Z toho vyplývá, že v prvním stupni bude hydrolýza probíhat vždy ve větší míře než ve druhém. Tomu napomáhají i ionty, které vznikají při hydrolýze v prvním stupni, ve druhém stupni vedou k potlačení hydrolýzy a posunují rovnováhu doleva.
Porovnávání hodnot Kg a K báze lze kvalitativně určit pH prostředí. Pokud je tedy Kg mnohem větší než K základní, pak prostředí silně kyselé, s Kg mnohem menší než Kbas - střední mírně kyselé středně kyselý.
Sůl tvořená silnou zásadou a slabou kyselinou
Taková sloučenina v roztoku tvoří slabě polarizující kationty a středně polarizující anionty. Hydrolýza pokračuje aniontem a v důsledku toho vzniká alkalické prostředí, pH > 7 :
NaCN ↔ Na + + CN —
CN - + HOH ↔ HCN + OH -
Na + + HOH ↔ reakce prakticky neprobíhá
NaCN + HOH ↔ HCN + NaOH
Konstanta hydrolýzy a konstanta disociace kyseliny spojeno závislostí:
Kg = KH20/K složky
Tito. Hydrolýza soli probíhá úplněji, čím slabší je kyselina tvořící tuto sůl.
Dostupný hydrolýza soli tvořená slabou vícesytnou kyselinou a silnou zásadou. V tomto případě hydrolýza probíhá ve fázích:
Na 2 SO 3 ↔ 2Na + + SO 3 2-
| inscenuji | SO 3 2- + HOH ↔ HSO 3 - + OH - Na 2 SO 3 + HOH ↔ NaHSO 3 + NaOH |
| II etapa | HSO 3 - + HOH ↔ H 2 SO 3 + OH - NaHSO 3 + HOH ↔ H 2 SO 3 + NaOH |
V tomto případě, hydrolytická konstanta v první a druhé fázi je určeno vztahy:
Kgl = KH20/K k-ty2
Kg2 = KH20/K k-tyl
Je třeba mít na paměti, že hydrolýza ve druhém stupni probíhá v zanedbatelné míře.
Porovnávání hodnot Kg a K k-ty, lze kvalitativně určit pH prostředí. Pokud je tedy Kg mnohem větší než Kc, pak životní prostředí vysoce alkalické, s Kg mnohem menším než K - jste střední mírně alkalické a pokud jsou Kg a K základní srovnatelné, pak - středně alkalický.
Soli tvořené slabou zásadou a slabou kyselinou
Takové soli po ionizaci tvoří středně polarizující kationty a anionty, takže je možná hydrolýza jak kation, tak anion. V tomto případě relativní síla vytvořené kyseliny a zásady ovlivní povahu média (mírně kyselé nebo mírně zásadité, pH ≈ 7). Tento typ hydrolýzy se vyskytuje zvláště úplně, obvykle s tvorbou mírně rozpustné látky:
Al 2 S 3 + 6HOH ↔ 2Al(OH) 3 ↓+ 3H 2 S
Kg = K H 2 O /(K složky · K báze)
Vliv různých faktorů na průběh hydrolýzy
- Povaha soli. To lze vidět z výrazu pro hydrolyzační konstantu.
- Koncentrace solí a reakčních produktů. V souladu s by se rovnováha měla posunout doprava, zatímco koncentrace vodíkových iontů (nebo hydroxidových iontů) se zvyšuje, což vede ke snížení stupně hydrolýzy.
- Teplota. Je známo, že k hydrolýze dochází při absorpci tepla (), proto se podle Le Chatelierova principu s rostoucí teplotou posouvá doprava, což vede ke zvýšení stupeň hydrolýzy.
