Hodnoty pH roztokov hydrolyzujúcich solí. Hrací automat Sharky (hra Fisherman) hrajte online zadarmo bez registrácie Stanovenie ph soľného roztoku
Prednáška č. 12. Elektrolytická disociácia vody.
Aj keď sa voda považuje za neelektrolyt, čiastočne disociuje za vzniku hydroniového katiónu a hydroxidového aniónu:
H2O + H2O H3O + + OH -
Často sa používa zjednodušená forma zaznamenávania tohto procesu:
H20 H + + OH -
Táto rovnováha je charakterizovaná zodpovedajúcou konštantou:
Keďže v čistej vode a zriedených vodných roztokoch = const, možno tento výraz previesť do nasledujúcej formy:
KW =
Výsledná konštanta sa nazýva iónový produkt vody. Pri 25 °C KW = 10-14. Z toho vyplýva, že v čistej vode a neutrálnych roztokoch = = Ö10 -14 = 10 -7. Je zrejmé, že v kyslých roztokoch > 10 -7 a v alkalických roztokoch< 10 -7 . На практике часто пользуются indikátor koncentrácie vodíkových katiónov- záporný dekadický logaritmus (pH = -lg). V kyslých roztokoch pH< 7, в щелочных pH >7, v neutrálnom prostredí pH = 7. Podobne môžete zadať hydroxylový indikátor pOH = -lg. Vodíkové a hydroxylové indikátory sú spojené jednoduchým pomerom: pH + pOH = 14.
Pozrime sa na príklady výpočtu pH vodných roztokov silných a slabých kyselín.
Príklad č. 1. Centimolárny roztok (0,01 mol/l) kyseliny chlorovodíkovej (silná jednosýtna kyselina).
HCl = H + + Cl -
CHCI = 0,01; pH = -log 0,01 = 2
Príklad č. 2. Centimolárny roztok (0,01 mol/l) hydroxidu sodného (silná jednokyselá zásada).
NaOH = Na + + OH -
C NaOH = 0,01; pOH = -log 0,01 = 2;
pH = 14 - pHOH = 12
Príklad č. 3. Centimolárny roztok (0,01 mol/l) kyseliny octovej (slabá jednosýtna kyselina).
CH3COO - + H + CH3COOH
Z reakčnej rovnice vyplýva, že = . Pre slabý elektrolyt » C. Dosaďte tieto vzorce do kyslej disociačnej konštanty kyseliny octovej 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
Príklad č. 4. Centimolárny roztok (0,01 mol/l) amoniaku (hydroxid amónny, slabá jednokyselá zásada).
NH3 + H20 NH4 + + OH -
Z reakčnej rovnice vyplýva, že = . Keďže hydroxid amónny je slabý elektrolyt, potom » C. Dosadením týchto vzorcov do ionizačnej konštanty amoniaku ako zásady dostaneme:
= 1,8 x 10-5; ; =
RОН = -log= 1/2(pKb - logC);
pH = 14 - pOH = 14 + 1/2 (lgC - pKb) = 14 + 1/2 (-2 - 4,76) = 10,62
Hydrolýza solí . Rozdiel medzi kyslosťou vodných roztokov solí a kyslosťou čistá voda určuje ich hydrolýza. Hydrolýza je výmenná interakcia rozpustenej látky s vodou. Podľa ich sklonu k hydrolýze sa soli delia na štyri typy:
1. Soli tvorené silnou kyselinou a silnou zásadou (napríklad NaCl, Na 2 SO 4) nepodliehajú hydrolýze. Vodné roztoky takýchto solí majú neutrálnu reakciu (pH = 7).
2. Soli tvorené slabou zásadou a slabou kyselinou sú do značnej miery a často nevratne hydrolyzované, napr.
Al2S3 + 6H20 = 2Al(OH)3¯ + 3H2S
Kyslosť ich roztokov je určená rozpustnejšou látkou a je zvyčajne blízka neutrálnej hodnote (pH » 7).
3. Soli tvorené slabou zásadou a silnou kyselinou sa hydrolyzujú reverzibilne, viažu hydroxidové anióny a spôsobujú kyslú reakciu roztokov (pH< 7). Например, гидролиз хлорида аммония можно описать следующими уравнениями:
NH4CI + H20 NH3 x H20 + HCl
Z vyššie uvedených rovníc je zrejmé, že nie je hydrolyzovaná všetka soľ, ale iba jej katión. Soľné katióny tvorené polykyslými slabými zásadami hydrolyzujú postupne, pričom postupne odstraňujú hydroxidové anióny 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 rovnica pre hydrolýzu katiónu hliníka je nasledovná:
Al3+ + 3H20 Al(OH)3 + 3H+
4. Soli tvorené silnou zásadou a slabou kyselinou sú hydrolyzované aniónom, ktorý odoberá z vody katión vodíka. Uvoľnené hydroxidové anióny spôsobujú alkalickú reakciu roztoku (pH > 7). Napríklad hydrolýza octanu sodného prebieha takto:
CH 3 COONa + H 2 O CH 3 COOH + NaOH
Je zrejmé, že hydrolýza aniónov solí slabých viacsýtnych kyselín prebieha postupne, napr.
PO 4 3- + H2O HPO 4 2- + OH -
HPO 4 2- + H 2 O H 2 PO 4 - + OH -
H2PO4- + H2OH3PO4 + OH-
Celková rovnica pre hydrolýzu fosfátového aniónu je nasledovná:
P043- + 3H20 H3P04 + 3OH -
Hydrolýzou prechádzajú nielen soli, ale aj kovalentné anorganické a Organické zlúčeniny. Napríklad:
PCl3 + 3H20 = H3P03 + 3HCl
Významnú úlohu v živote živých organizmov zohráva hydrolýza niektorých biomolekúl – bielkovín a polypeptidov, tukov, ako aj polysacharidov.
Charakterizuje sa hĺbka hydrolýzy stupeň hydrolýzy(h)- pomer množstva látky, ktorá prešla hydrolýzou, k celkovému množstvu látky v roztoku. Reverzibilná hydrolýza môže byť tiež charakterizovaná konštantou. Napríklad pre proces hydrolýzy acetátového aniónu je konštanta hydrolýzy zapísaná takto:
Rovnovážna koncentrácia vody nie je zahrnutá vo vyjadrení konštanty hydrolýzy, pretože je konštantná a automaticky sa prenáša na ľavú stranu rovnosti.
Na konkrétnych príkladoch zvážime výpočet konštanty a stupňa hydrolýzy, ako aj pH vodných roztokov solí.
Príklad č. 5. Centimolárny roztok (0,01 mol/l) chloridu amónneho (soľ tvorená slabou zásadou a silnou kyselinou). Napíšme rovnicu hydrolýzy v iónovej forme a vytvorte výraz pre konštantu hydrolýzy.
NH4+ + H20 NH3 x H20 + H+
Vynásobením čitateľa a menovateľa na pravej strane rovnice koncentráciou hydroxidových iónov možno konštantu hydrolýzy transformovať takto:
5,56 x 10-10
Z rovnice hydrolýzy vyplýva, že = = Ch, a = C - Ch = C(1-h). resp.
Keďže h<< 1, а (1-h) ® 1, полученное выражение можно упростить:
; preto h"
» 2,36 × 10 -4 alebo 0,0236 %
Z výsledných rovníc je zrejmé, že konštanta a stupeň hydrolýzy soli rastie s poklesom disociačnej konštanty zásady, t.j. s poklesom jeho sily. Okrem toho sa stupeň hydrolýzy a hĺbka jej výskytu zvyšuje s klesajúcou koncentráciou (zvyšujúcim sa riedením) soli. Hydrolytická konštanta, rovnako ako konštanta akejkoľvek rovnováhy, nezávisí od koncentrácie. Zvýšenie teploty vedie k zvýšeniu stupňa a konštanty hydrolýzy, pretože hydrolýza je endotermický proces.
Pri výpočte hodnoty pH soľného roztoku berieme do úvahy, že = , a na prvú aproximáciu » C.
; odtiaľ"
pH = - log = -1/2 (logKw + logC + pKb) = 7 - 1/2 (pKb + logC) = 7 - 1/2 (4,76 - 2) = 5,62
Príklad č. 6. Centimolárny roztok (0,01 mol/l) octanu sodného (soľ tvorená silnou zásadou a slabou kyselinou). Napíšme rovnicu hydrolýzy v iónovej forme a vytvorte výraz pre konštantu hydrolýzy.
CH 3 COO - + H 2 O CH 3 COOH + OH -
Vynásobením čitateľa a menovateľa na pravej strane rovnosti koncentráciou katiónu vodíka sa môže previesť do nasledujúceho tvaru:
1×10-14 /1,75×10-5 = 5,71×10-10
Z rovnice hydrolýzy vyplýva, že = = Ch, a = C - Ch = C(1-h).
resp.
; ; teda h =
» 2,39 × 10 -4 alebo 0,0239 %
Pri výpočte hodnoty pH berieme do úvahy, že = , a » C.
; odtiaľ";
pOH = -log = -1/2 (logKw + logC + pKa) = 7 - 1/2 (pKa + logC)
pH = 14 - pOH = 7 + 1/2 (pKa + IgC) = 7 + 1/2 (4,75 - 2) = 9,75
Príklad č. 7. Centimolárny roztok (0,01 mol/l) octanu amónneho (soľ tvorená slabou zásadou a slabou kyselinou). Napíšme rovnicu hydrolýzy v iónovej forme a vytvorte výraz pre konštantu hydrolýzy.
NH 4 + + CH 3 COO - + H 2 O NH 3 × H 2 O + CH 3 COOH
Vynásobením čitateľa a menovateľa na pravej strane rovnosti súčinom koncentrácie katiónu vodíka a hydroxidového aniónu (iónový produkt vody) sa môže transformovať takto:
= = 0,32 x 10-4
Z rovnice hydrolýzy teda vyplýva, že = = Ch
C - Ch = C(1-h), v tomto poradí,
0,0056 alebo 0,56 %
Molekula hydratovaného amoniaku vytvorená ako výsledok hydrolýzy sa disociuje a odštiepi hydroxidový anión:
NH 3 × H 2 O NH 4 + + OH -
; odtiaľ
Podobne, disociácia kyseliny octovej poskytuje tvorbu vodíkových katiónov:
CH3COO - + H + CH3COOH
Nájdite pomer koncentrácií týchto iónov:
Podľa rovnice hydrolýzy = , a = , teda
Pretože = K w /, potom 2 = ; teda =
pH = - log = 1/2 (pKw + pKa - pKb) = 7 + 1/2 (pKa - pKb) = 7 + 1/2 (4,75 - 4,76) = 6,995
Literatúra: p. 243 - 255; s. 296 - 302
Čistá voda je veľmi slabý elektrolyt. Proces disociácie vody možno vyjadriť rovnicou: HOH ⇆ H + + OH – . V dôsledku disociácie vody každý vodný roztok obsahuje ióny H + aj ióny OH –. Koncentrácie týchto iónov možno vypočítať pomocou rovnice iónového produktu vody
C(H+)×C(OH-) = Kw,
kde Kw - iónová produktová konštanta vody ; pri 25 °C Kw = 10-14.
Roztoky, v ktorých sú koncentrácie iónov H + a OH – rovnaké, sa nazývajú neutrálne roztoky. V neutrálnom roztoku je C(H +) = C(OH –) = 10 –7 mol/l.
V kyslom roztoku C(H +) > C(OH –) a ako vyplýva z rovnice iónového produktu vody, C(H +) > 10 –7 mol/l a C(OH –)< 10 –7 моль/л.
V alkalickom roztoku C(OH –) > C(H +); zatiaľ čo v C(OH –) > 10 –7 mol/l a C(H +)< 10 –7 моль/л.
pH je hodnota používaná na charakterizáciu kyslosti alebo zásaditosti vodných roztokov; toto množstvo sa nazýva hodnota pH a vypočíta sa podľa vzorca:
pH = –log C(H+)
V kyslom roztoku pH<7; в нейтральном растворе pH=7; в щелочном растворе pH>7.
Analogicky s pojmom „vodíkový index“ (pH) sa zavádza pojem „hydroxylový“ index (pOH):
pOH = –log C(OH –)
Vodíkové a hydroxylové indikátory sú spojené pomerom
Hydroxylový index sa používa na výpočet pH v alkalických roztokoch.
Kyselina sírová– silný elektrolyt, ktorý disociuje v zriedených roztokoch nevratne a úplne podľa schémy: H 2 SO 4 ® 2 H + + SO 4 2– . Z rovnice procesu disociácie je zrejmé, 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, ktorý nevratne a úplne disociuje podľa schémy: NaOH ® Na + +OH – . Z rovnice procesu disociácie je zrejmé, že C(OH –) = C(NaOH) = 0,1 mol/l.
pOH = –log C(H+) = –log 0,1 = 1; pH = 14 – pOH = 14 – 1 = 13.
Disociácia slabého elektrolytu je rovnovážny proces. Rovnovážna konštanta zapísaná pre proces disociácie slabého elektrolytu sa nazýva disociačná konštanta . Napríklad pre proces disociácie kyseliny octovej
CH 3 COOH ⇆ CH 3 COO – + H + .
Každý stupeň disociácie viacsýtnej kyseliny je charakterizovaný svojou vlastnou disociačnou konštantou. Disociačná konštanta - referenčná hodnota; cm..
Výpočet koncentrácií iónov (a pH) v roztokoch slabých elektrolytov vedie k riešeniu problému chemickej rovnováhy pre prípad, keď je známa rovnovážna konštanta a je potrebné nájsť rovnovážne koncentrácie látok zúčastňujúcich sa reakcie (pozri príklad 6.2 - problém typu 2).
V 0,35 % roztoku NH 4 OH je molárna koncentrácia hydroxidu amónneho 0,1 mol/l (príklad prepočtu percentuálnej koncentrácie na molárnu koncentráciu nájdete v príklade 5.1). Toto množstvo sa často označuje ako C0. C0 je celková koncentrácia elektrolytu v roztoku (koncentrácia elektrolytu pred disociáciou).
NH 4 OH sa považuje za slabý elektrolyt, reverzibilne disociujúci vo vodnom roztoku: NH 4 OH ⇆ NH 4 + + OH – (pozri tiež poznámku 2 na strane 5). Disociačná konštanta K = 1,8·10 –5 (referenčná hodnota). Keďže slabý elektrolyt disociuje neúplne, vychádzame z predpokladu, že sa disociovalo x mol/l NH 4 OH, potom sa rovnovážna koncentrácia amónnych iónov a hydroxidových iónov bude rovnať aj x mol/l: C(NH 4 +) = C (OH-) = x mol/l. Rovnovážna koncentrácia nedisociovaného NH 4 OH sa rovná: C(NH 4 OH) = (C 0 –x) = (0,1–x) mol/l.
Rovnovážne koncentrácie všetkých častíc vyjadrené pomocou x dosadíme do rovnice disociačnej konštanty:
.
Veľmi slabé elektrolyty mierne disociujú (x ® 0) a x v menovateli možno zanedbať ako termín:
.
Zvyčajne v úlohách všeobecná chémia X v menovateli sa zanedbáva, ak (v tomto prípade x - koncentrácia disociovaného elektrolytu - sa 10 alebo menej krát líši od C0 - celkovej koncentrácie 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 disociácie elektrolyt možno vypočítať ako pomer koncentrácie disociovaného elektrolytu (x) k celkovej koncentrácii elektrolytu (C 0):
(1,34%).
Najprv by ste mali previesť percentuálnu koncentráciu na molárnu koncentráciu (pozri príklad 5.1). V tomto prípade je Co (H3P04) = 3,6 mol/l.
Výpočet koncentrácie vodíkových iónov v roztokoch viacsýtnych slabých kyselín sa vykonáva iba podľa prvého stupňa disociácie. Presne povedané, celková koncentrácia vodíkových iónov v roztoku slabej viacsýtnej kyseliny sa rovná súčtu koncentrácií iónov H + vytvorených v každom štádiu disociácie. Napríklad pre kyselinu fosforečnú C(H+) celkom = C(H+) pre 1 stupeň + C(H+) pre 2 stupne + C(H+) pre 3 stupne. K disociácii slabých elektrolytov však dochádza prevažne v prvom štádiu a v druhom a ďalších štádiách - v nevýznamnej miere, preto
C(H +) pre 2 stupne ≈ 0, C(H +) pre 3 stupne ≈ 0 a C(H +) spolu ≈ C(H +) pre 1 stupeň.
Nechajte kyselinu fosforečnú disociovať v prvom štádiu x mol/l, potom z disociačnej rovnice H 3 PO 4 ⇆ H + + H 2 PO 4 – vyplýva, že rovnovážne koncentrácie iónov H + a H 2 PO 4 – budú tiež sa rovná x mol/l a rovnovážna koncentrácia nedisociovanej H 3 PO 4 sa bude rovnať (3,6–x) mol/l. Koncentrácie iónov H + a H 2 PO 4 – a molekúl H 3 PO 4 vyjadrené pomocou x dosadíme do vyjadrenia disociačnej konštanty pre prvý stupeň (K 1 = 7,5 10 –3 – referenčná 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%)
Úloha č.8
Vypočítajte a) pH roztokov silných kyselín a zásad; b) roztok slabého elektrolytu a stupeň disociácie elektrolytu v tomto roztoku (tabuľka 8). Vezmite hustotu roztokov rovnajúcu sa 1 g/ml.
Tabuľka 8 – Podmienky úlohy č.8
| Možnosť č. | A | b | Možnosť č. | A | b |
| 0,01 M 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 % H3P04 | ||
| 0,02M LiOH; 0,3 % HNO3 | 0,34 % H2S | 0,06M LiOH; 0,1 % HN03 | 1,36 % H2S | ||
| 0,1 M HMn04; 0,1 % KOH | 0,031 % H2C03 | 0,2M HMn04; 0,2 % KOH | 0,124 % H2C03 | ||
| 0,4M HCl; 0,08 % Ca(OH)2 | 0,47 % HNO2 | 0,8 MHz; 0,03 % Ca(OH)2 | 1,4 % HNO2 | ||
| 0,05 M NaOH; 0,81 % HBr | 0,4 % H2S03 | 0,07M 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 | ||
| 0,02M 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 % H3P04 | ||
| 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 HCl; 0,05 % Ca(OH)2 | 0,94 % HN02 | 0,01 M HMn04; 1 % KOH | 2,35 % HN02 | ||
| 0,03M NaOH; 1,62 % HBr | 0,82 % H2S03 | 0,9 MHz; 0,01 % Ca(OH)2 | 2 % H2S03 | ||
| 0,03 M 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 | 0,1 M 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 | ||
| 0,005 MHz; 0,24 % LiOH | 1,64 % H2S03 | 0,001 M HI; 0,4 % Ba(OH)2 | 5 % H3P04 |
Príklad 7.5 Zmiešaných 200 ml 0,2 M roztoku H2S04 a 300 ml 0,1 M roztoku NaOH. Vypočítajte pH výsledného roztoku a koncentrácie iónov Na + a SO 4 2– v tomto roztoku.
Redukujme rovnicu pre reakciu H 2 SO 4 + 2 NaOH → Na 2 SO 4 + 2 H 2 O na skrátenú iónovo-molekulárnu formu: H + + OH - → H 2 O
Z rovnice iónovo-molekulárnej reakcie vyplýva, že iba ióny H + a OH – reagujú a tvoria molekulu vody. Ióny Na + a SO 4 2– sa nezúčastňujú reakcie, preto ich množstvo po reakcii je rovnaké ako pred reakciou.
Výpočet množstva látok pred reakciou:
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 ióny – – sú nedostatok; budú úplne reagovať. Spolu s nimi bude reagovať rovnaké množstvo (t.j. 0,03 mol) iónov H +.
Výpočet množstva iónov po reakcii:
n(H+) = n(H+) pred reakciou – n(H+) zreagované = 0,04 mol – 0,03 mol = 0,01 mol;
n(Na+) = 0,03 mol; n(S042–) = 0,02 mol.
Pretože zriedené roztoky sa zmiešajú, potom
V celkom » V roztok H 2 SO 4 + V roztok NaOH » 200 ml + 300 ml = 500 ml = 0,5 l.
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.
Úloha č.9
Vypočítajte pH a molárne koncentrácie katiónov kovov a kyslých aniónov v roztoku vytvorenom zmiešaním roztoku silná kyselina s alkalickým roztokom (tabuľka 9).
Tabuľka 9 – Podmienky úlohy č.9
| Možnosť č. | Možnosť č. | Objemy a zloženie roztokov kyselín a zásad | |
| 300 ml 0,1 M NaOH a 200 ml 0,2 M H2S04 | |||
| 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 H2SO4 | ||
| 700 ml 0,1 M KOH a 300 ml 0,1 M H2S04 | 1 l 0,05 M Ba(OH) 2 a 200 ml 0,8 M HCl | ||
| 80 ml 0,15 M KOH a 20 ml 0,2 M H2S04 | 400 ml 0,05 M NaOH a 600 ml 0,02 M H2SO4 | ||
| 100 ml 0,1 M Ba(OH)2 a 20 ml 0,5 M HCl | 250 ml 0,4 M KOH a 250 ml 0,1 M H2S04 | ||
| 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 0,2 M Ba(OH)2 a 150 ml 0,1 M 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 0,01 M Ca(OH)2 a 150 ml 0,12 M HCl | ||
| 250 ml 0,1 M NaOH a 150 ml 0,1 M H2S04 | 100 ml 0,2M Ba(OH)2 a 50 ml 1M HCI | ||
| 1 l 0,05 M Ca(OH) 2 a 500 ml 0,1 M HNO 3 | 100 ml 0,5 M NaOH a 100 ml 0,4 M H2S04 | ||
| 100 ml 1M NaOH a 1900 ml 0,1M H2S04 | 25 ml 0,1 M KOH a 75 ml 0,01 M H2S04 | ||
| 300 ml 0,1 M Ba(OH)2 a 200 ml 0,2 M HCl | 100 ml 0,02 M Ba(OH) 2 a 150 ml 0,04 M HI | ||
| 200 ml 0,05 M KOH a 50 ml 0,2 M H2S04 | 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 0,1 M KOH a 2 1 0,05 M H2SO4 | 500 ml 1M NaOH a 1500 ml 0,1M H2S04 | ||
| 250 ml 0,4 M Ba(OH)2 a 250 ml 0,4 M HNO3 | 200 ml 0,1 M Ba(OH)2 a 300 ml 0,2 M HCl | ||
| 80 ml 0,05 M KOH a 20 ml 0,2 M H2S04 | 50 ml 0,2 M KOH a 200 ml 0,05 M H2S04 | ||
| 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
Keď sa akákoľvek soľ rozpustí vo vode, táto soľ sa disociuje na katióny a anióny. Ak je soľ tvorená katiónom silnej zásady a aniónom slabej kyseliny (napríklad dusitan draselný KNO 2), potom sa dusitanové ióny naviažu na ióny H +, čím sa oddelia od molekúl vody, čo vedie k tvorba slabej kyseliny dusnej. V dôsledku tejto interakcie sa v roztoku vytvorí rovnováha:
NO 2 – + HOH ⇆ HNO 2 + OH –
KNO 2 + HOH ⇆ HNO 2 + KOH.
V roztoku soli, ktorá je hydrolyzovaná aniónom, sa teda objavuje prebytok OH – iónov (reakcia média je alkalická, pH > 7).
Ak je soľ tvorená katiónom slabej zásady a aniónom silnej kyseliny (napríklad chlorid amónny NH 4 Cl), potom katióny NH 4 + slabej zásady odštiepia OH - ióny z molekúl vody a tvorí slabo disociujúci elektrolyt - hydroxid amónny 1.
NH4+ + HOH ⇆ NH4OH + H+.
NH4CI + HOH ⇆ NH4OH + HCl.
V roztoku soli hydrolyzujúcej katión sa objavuje nadbytok H + iónov (reakcia média je kyslé pH< 7).
Pri hydrolýze soli tvorenej slabým zásaditým katiónom a slabým kyslým aniónom (napríklad fluorid amónny NH 4 F) sa katióny slabej zásady NH 4 + viažu na ióny OH – a odštiepia ich od molekúl vody, a slabé kyslé anióny F – sa viažu na H + ióny, čo vedie k vytvoreniu slabej zásady NH 4 OH a slabej kyseliny HF: 2
NH 4 + + F – + HOH ⇆ NH 4 OH + HF
NH4F + HOH ⇆ NH4OH + HF.
Reakcia média v roztoku soli, ktorá hydrolyzuje katión aj anión, je určená tým, ktorý z nízkodisociujúcich elektrolytov vytvorených v dôsledku hydrolýzy je silnejší (to sa dá určiť porovnaním disociačných konštánt). V prípade hydrolýzy NH4F bude prostredie kyslé (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 .
Soli teda tvorené:
– katión silnej zásady a anión slabej kyseliny (KNO 2, Na 2 CO 3, K 3 PO 4);
– katión slabej zásady a anión silnej kyseliny (NH 4 NO 3, AlCl 3, ZnSO 4);
– katión slabej zásady a anión slabej kyseliny (Mg(CH 3 COO) 2, NH 4 F).
Katióny slabých zásad a/alebo anióny slabých kyselín interagujú s molekulami vody; soli tvorené katiónmi silných zásad a aniónmi silných kyselín nepodliehajú hydrolýze.
Hydrolýza solí tvorených viacnásobne nabitými katiónmi a aniónmi prebieha v krokoch; Nižšie na konkrétnych príkladoch uvádzame postupnosť úvah, ktoré sa odporúča dodržiavať pri zostavovaní rovníc na hydrolýzu takýchto solí.
Poznámky
1. Ako už bolo uvedené (pozri poznámku 2 na strane 5), existuje alternatívny názor, že hydroxid amónny je silná zásada. Kyslá reakcia média v roztokoch amónnych solí tvorených silnými kyselinami, napríklad NH 4 Cl, NH 4 NO 3, (NH 4) 2 SO 4, sa týmto prístupom vysvetľuje reverzibilným procesom disociácie amoniaku. ión NH4+⇄NH3+H+ alebo presnejšie NH4+ + H20⇄NH3+H30+.
2. Ak sa hydroxid amónny považuje za silnú zásadu, potom v roztokoch amónnych solí tvorených slabými kyselinami, napríklad NH 4 F, treba uvažovať o rovnovážnom NH 4 + + F – ⇆ NH 3 + HF, v ktorom je konkurencia o ión H + sa vyskytuje medzi molekulami amoniaku a aniónmi slabej kyseliny.
Príklad 8.1 Napíšte reakčné rovnice pre hydrolýzu uhličitanu sodného v molekulovej a iónovo-molekulárnej forme. Uveďte pH roztoku (pH>7, pH<7 или pH=7).
1. Disociačná rovnica soli: Na 2 CO 3 ® 2Na + + CO 3 2–
2. Soľ je tvorená katiónmi (Na +) silnej zásady NaOH a anión (CO 3 2–) slabej kys H2CO3. Preto sa soľ hydrolyzuje na anióne:
CO 3 2– + HOH ⇆ … .
Hydrolýza je vo väčšine prípadov reverzibilná (znak ⇄); na 1 ión podieľajúci sa na procese hydrolýzy sa píše 1 molekula HOH .
3. Záporne nabité uhličitanové ióny CO 3 2– sa viažu s kladne nabitými iónmi H +, oddeľujú ich od molekúl HOH a vytvárajú hydrogénuhličitanové ióny HCO 3 –; roztok je obohatený o OH – ióny (alkalické prostredie; pH>7):
CO 3 2– + HOH ⇆ HCO 3 – + OH – .
Toto je iónovo-molekulárna rovnica prvého stupňa hydrolýzy Na2C03.
4. Rovnicu pre prvý stupeň hydrolýzy v molekulárnej forme získame spojením všetkých aniónov prítomných v rovnici CO 3 2– + HOH ⇆ HCO 3 – + OH – (CO 3 2–, HCO 3 – a OH – ) s katiónmi Na +, za vzniku solí Na2C03, NaHC03 a bázy NaOH:
Na2C03 + HOH ⇆ NaHC03 + NaOH.
5. V dôsledku hydrolýzy v prvom stupni vznikli hydrogénuhličitanové ióny, ktoré sa podieľajú na druhom stupni hydrolýzy:
HCO 3 – + HOH ⇆ H 2 CO 3 + OH –
(záporne nabité hydrogénuhličitanové ióny HCO 3 – sa viažu na kladne nabité ióny H +, čím sa odštiepia od molekúl HOH).
6. Rovnicu pre druhý stupeň hydrolýzy v molekulárnej forme získame spojením aniónov (HCO 3 – a OH –) prítomných v rovnici HCO 3 – + HOH ⇆ H 2 CO 3 + OH – s katiónmi Na +, tvorba NaHC03 soli a bázy NaOH:
NaHC03 + HOH ⇆ H2CO3 + 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.
Príklad 8.2 Napíšte reakčné rovnice pre hydrolýzu síranu hlinitého v molekulárnej a iónovo-molekulárnej forme. Uveďte pH roztoku (pH>7, pH<7 или pH=7).
1. Disociačná rovnica soli: Al 2 (SO 4) 3 ® 2Al 3+ + 3SO 4 2–
2. Vznikne soľ katiónov (Al 3+) slabej zásady Al(OH) 3 a anióny (SO 4 2–) silnej kyseliny H 2 SO 4. V dôsledku toho sa soľ hydrolyzuje na katióne; pre 1 ión Al 3+ 1 molekula HOH sa zapíše: Al 3+ + HOH ⇆ … .
3. Kladne nabité ióny Al 3+ sa viažu na záporne nabité ióny OH –, odštiepujú ich od molekúl HOH a vytvárajú hydroxohlinité ióny AlOH 2+; roztok je obohatený o ióny H+ (kyslé prostredie; pH<7):
Al 3+ + HOH ⇆ AlOH 2+ + H+.
Toto je iónovo-molekulárna rovnica prvého stupňa hydrolýzy Al 2 (SO 4) 3.
4. Rovnicu pre prvý stupeň hydrolýzy v molekulovej forme získame spojením všetkých katiónov (Al 3+, AlOH 2+ a H +) prítomných v rovnici Al 3+ + HOH ⇆ AlOH 2+ + H + s anióny SO 4 2– tvoriace soli Al 2 (SO 4) 3, AlOHSO 4 a kyselinu H 2 SO 4:
Al2(S04)3 + 2HOH ⇆ 2AlOHSO4 + H2SO4.
5. V dôsledku hydrolýzy v prvom stupni vznikli hydroxohlinité katióny AlOH 2+, ktoré sa podieľajú na druhom stupni hydrolýzy:
AlOH 2+ + HOH ⇆ Al(OH) 2 + + H+
(kladne nabité ióny AlOH 2+ sa viažu na záporne nabité ióny OH – a oddeľujú ich od molekúl HOH).
6. Rovnicu pre druhý stupeň hydrolýzy v molekulovej forme získame spojením všetkých katiónov prítomných v rovnici AlOH 2+ + HOH ⇆ Al(OH) 2 + + H + (AlOH 2+, Al(OH) 2 +, a H +) s aniónmi SO 4 2–, ktoré tvoria soli AlOHSO 4, (Al(OH) 2) 2 SO 4 a kyselina H 2 SO 4:
2AlOHSO4 + 2HOH ⇆ (Al(OH)2)2SO4 + H2SO4.
7. V dôsledku druhého stupňa hydrolýzy vznikli dihydroxoalumíniové katióny Al(OH) 2 +, ktoré sa podieľajú na treťom stupni hydrolýzy:
Al(OH)2+ + HOH ⇆ Al(OH)3 + H+
(kladne nabité ióny Al(OH) 2 + sa viažu na záporne nabité ióny OH – a oddeľujú ich od molekúl HOH).
8. Rovnicu pre tretí stupeň hydrolýzy v molekulárnej forme získame spojením katiónov (Al(OH) 2 + a H +) prítomných v rovnici Al(OH) 2 + + HOH ⇆ Al(OH) 3 + H + s aniónmi SO 4 2–, ktoré tvoria soľ (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 dôsledku týchto úvah získame nasledujúce 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.
Príklad 8.3 Napíšte reakčné rovnice pre hydrolýzu ortofosforečnanu amónneho v molekulárnej a iónovo-molekulárnej forme. Uveďte pH roztoku (pH>7, pH<7 или pH=7).
1. Disociačná rovnica soli: (NH 4) 3 PO 4 ® 3NH 4 + + PO 4 3–
2. Vznikne soľ katióny (NH 4 +) slabej zásady NH40H a anióny
(PO 4 3–) slabá kys H3PO4. teda soľ hydrolyzuje katión aj anión : NH4+ + PO43– +HOH ⇆ … ; ( pre jeden pár iónov NH 4 + a PO 4 3– v tomto prípade Zapíše sa 1 molekula HOH ). Kladne nabité ióny NH 4 + sa viažu na záporne nabité ióny OH –, odštiepujú ich od molekúl HOH, vytvárajú slabú bázu NH 4 OH, a záporne nabité ióny PO 4 3– sa viažu na ióny H + a vytvárajú hydrogenfosforečnanové ióny HPO 4 2 –:
NH 4 + + PO 4 3– + HOH ⇆ NH 4 OH + HPO 4 2– .
Toto je iónovo-molekulárna rovnica prvého stupňa hydrolýzy (NH 4) 3 PO 4.
4. Rovnicu prvého stupňa hydrolýzy v molekulárnej forme získame spojením aniónov (PO 4 3–, HPO 4 2–) prítomných v rovnici NH 4 + + PO 4 3– + HOH ⇆ NH 4 OH + HPO 4 2– s katiónmi NH 4 +, tvoriace soli (NH 4) 3 PO 4, (NH 4) 2 HPO 4:
(NH4)3P04 +HOH ⇆ NH4OH + (NH4)2HP04.
5. V dôsledku hydrolýzy v prvom stupni vznikli hydrofosforečnanové anióny HPO 4 2–, ktoré sa spolu s katiónmi NH 4 + podieľajú na druhom stupni hydrolýzy:
NH 4 + + HPO 4 2– + HOH ⇆ NH 4 OH + H 2 PO 4 –
(NH 4 + ióny sa viažu na OH – ióny, HPO 4 2– – ióny na H + ióny, pričom sa odštiepia od molekúl HOH, čím vznikne slabá báza NH 4 OH a dihydrogenfosforečnanové ióny H 2 PO 4 –).
6. Rovnicu pre druhý stupeň hydrolýzy v molekulárnej forme získame spojením aniónov prítomných v rovnici NH 4 + + HPO 4 2– + HOH ⇆ NH 4 OH + H 2 PO 4 (HPO 4 2– a H 2 PO 4 –) s katiónmi NH 4 +, tvoriace soli (NH 4) 2 HPO 4 a NH 4 H 2 PO 4:
(NH4)2HP04+HOH⇆NH4OH + NH4H2PO4.
7. V dôsledku druhého stupňa hydrolýzy vznikli dihydrogenfosforečnanové anióny H 2 PO 4 –, ktoré sa spolu s katiónmi NH 4 + podieľajú na treťom stupni hydrolýzy:
NH 4 + + H 2 PO 4 – + HOH ⇆ NH 4 OH + H 3 PO 4
(NH 4 + ióny sa viažu na OH – ióny, H 2 PO 4 – – ióny na H + ióny, odštiepujú ich od molekúl HOH a vytvárajú slabé elektrolyty NH 4 OH a H 3 PO 4).
8. Rovnicu pre tretí stupeň hydrolýzy v molekulárnej forme získame spojením aniónov H 2 PO 4 – prítomných v rovnici NH 4 + + H 2 PO 4 – + HOH ⇆ NH 4 OH + H 3 PO 4 – a katióny NH4+ a tvoriace soľ NH4H2PO4:
NH4H2P04 +HOH ⇆ NH4OH + H3P04.
V dôsledku týchto úvah získame nasledujúce 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 prebieha prevažne v prvom stupni, preto reakcia média v soľnom roztoku, ktorý hydrolyzuje katión aj anión, je určená tým, ktorý z nízkodisociujúcich elektrolytov vytvorených v prvom stupni hydrolýzy je silnejší. V tomto prípade
NH 4 + + PO 4 3– + HOH ⇆ NH 4 OH + HPO 4 2–
reakcia média bude alkalická (pH>7), keďže ión HPO 4 2– je slabší elektrolyt ako NH 4 OH: KNH 4 OH = 1,8 10 –5 > KHPO 4 2– = K III H 3 PO 4 = 1,3×10 –12 (disociácia iónu HPO 4 2– je disociácia H 3 PO 4 v treťom štádiu, preto KHPO 4 2– = K III H 3 PO 4).
Úloha č.10
Napíšte rovnice pre reakcie hydrolýzy solí v molekulárnej a iónovo-molekulárnej forme (tabuľka 10). Uveďte pH roztoku (pH>7, pH<7 или pH=7).
Tabuľka 10 – Podmienky úlohy č.10
| Možnosť č. | Zoznam solí | Možnosť č. | Zoznam 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) (NH4)2C03 | ||
| a) ZnS04, b) K2C03, c) (NH4)2S | a) CrCl3, b) Na2SiO3, c) Ni(CH3COO)2 | ||
| a) Cr(NO 3) 3, b) Na2S, c) (NH 4) 2 Se | a) Fe2(S04)3, b) K2S, c) (NH4)2S03 |
Pokračovanie tabuľky 10
| Možnosť č. | Zoznam solí | Možnosť č. | Zoznam 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) K3P04, c) Cr(CH3COO)3 | ||
| a) K3P04, b) MgCl2, c) Fe(CH3COO)3 | a) CrCl3, b) Na2S03, c) Fe(CH3COO)3 | ||
| a) ZnCl2, b) K2SiO3, c) Cr(CH3COO)3 | a) Fe2(S04)3, b) K2S, c) Mg(CH3COO)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) K2S03, c) Zn(N02)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) K3P04, b) Mg(NO 3) 2, c) (NH 4) 2 SeO 3 | ||
| a) BeSO4, b) K3P04, c) Ni(N02)2 | a) ZnCl2, Na3P04, c) Ni(CH3COO)2 | ||
| a) Bi(NO 3) 3, b) K2C03 c) (NH 4) 2S | a) AlCl3, b) K2C03, c) (NH4)2S03 | ||
| a) Na2C03, b) AlCl3, c) (NH4)3P04 | a) FeCl3, b) Na2S, c) (NH4)2Te | ||
| a) K3P04, b) MgCl2, c) Al(CH3COO)3 | a) CuSO 4, b) Na3P04, 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) K2S03, c) Al(CH3COO)3 | ||
| a) Al(NO 3) 3, b) Na2Se, 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. Príručka analytickej chémie / Yu.Yu. Lurie. – M.: Chémia, 1989. – 448 s.
2. Rabinovič, V.A. Stručná chemická referenčná kniha / V.A. Rabinovich, Z.Ya. Khavin – L.: Chémia, 1991. – 432 s.
3. Glinka, N.L. Všeobecná chémia / N.L. Glinka; upravil V.A. Rabinovič. – 26. vyd. – L.: Chémia, 1987. – 704 s.
4. Glinka, N.L. Problémy a cvičenia zo všeobecnej chémie: učebnica pre vysoké školy / N.L. Glinka; upravil V.A. Rabinovich a Kh.M. Rubina – 22. vydanie. – L.: Chémia, 1984. – 264 s.
5. Všeobecná a anorganická chémia: prednášky pre študentov technologických odborov: za 2 hodiny / Mogilev State University of Food; automatická komp. V.A. Ogorodnikov. – Mogilev, 2002. – Časť 1: Všeobecné otázky chémie. – 96 s.
Vzdelávacie vydanie
VŠEOBECNÁ CHÉMIA
Smernice a kontrolné úlohy
pre študentov technologických odborov prostredníctvom korešpondenčných kurzov
Zostavil: Ogorodnikov Valery Anatolyevich
Redaktor T.L Mateusz
Technický redaktor A.A. Ščerbaková
Podpísané pre tlač. Formát 60´84 1/16
Ofsetová tlač. Typ písma Times. Sieťotlač
Podmienené rúra Ray. vyd. l. 3.
Obeh Objednať.
Vytlačené na risografe redakciou a vydavateľským oddelením
vzdelávacie inštitúcie
"Mogilevská štátna univerzita potravín"
MDT 543
Dubová N.M. Analytická chémia. Metodické pokyny a možnosti testových zadaní pre samostatnú prácu študentov smeru HTF 240100. – Tomsk: Vydavatestvo TPU, 2006. – 20 s.
Zostavil docent, Ph.D. H.M.Dubová
Recenzent
docent, Ph.D. Katedra Filozofickej fakulty E.I.Korotkovej
Hlava Department of Fach______________ _ _____ A. A. Bakibajev
Schválené výchovnou a metodickou komisiou KhTF
Predseda výchovnej a metodickej komisie
N.V.Usheva
Výpočet pH v roztokoch rôznych elektrolytov
Tento metodický pokyn uvádza vzorce a príklady zjednodušeného výpočtu pH v roztokoch silných a slabých kyselín a zásad, hydrolyzujúcich solí, tlmivých systémov bez zohľadnenia vplyvu iónovej sily roztoku.Niektoré príklady výpočtu pH v rôznych zmesiach kyseliny a zásady, skok v titračných krivkách a opodstatnenosť voľby indikátora.
1.Výpočet pH v roztokoch silných kyselín a zásad.
Výpočet pH v roztokoch silných jednosýtnych kyselín a zásad sa vykonáva podľa vzorcov (1-2):
pH = - log C až (1)
pH = 14 + log C o (2)
Kde C k, C o – molárna koncentrácia kyseliny alebo zásady, mol/l
Príklad 1. Vypočítajte pH, pH, [H+], [OH-] v 0,01 M HCl.
Riešenie. Kyselina chlorovodíková je silná kyselina, takže môžete vziať koncentráciu vodíkových iónov rovnajúcu sa koncentrácii kyseliny [H + ] = 0,01 mol/l. Hodnota pH sa vypočíta pomocou vzorca (1) a rovná sa pH = -log 0,01 = 2. Koncentráciu hydroxidových iónov možno zistiť, ak poznáme hodnotu iónového produktu vody:
[OH-] =10-14 / [H+] = 10-14/0,01 = 10-12
Hodnota pH = -lg10-12=12
Okrem toho hodnotu pOH možno zistiť zo známej rovnosti (3)
pH + pH = 14 (3)
Výpočet pH v roztokoch slabých kyselín a zásad
Výpočet pH v roztokoch slabých jednosýtnych kyselín a zásad sa vykonáva podľa vzorcov (4-5)
pH = 1/2 (pK k – logC k) (4)
pOH = 14 - 1/2 (pK0 - log CO) (5)
Príklad 2.1. Vypočítajte pH 0,03 M roztoku NH 4 OH po jeho zmiešaní s vodou v pomere 1:2.
Riešenie. Po zmiešaní 0,03 M roztoku amoniaku s vodou sa jeho koncentrácia zníži trikrát. Ak do vzorca (5) dosadíme hodnotu pK (NH 4 OH) = 4,76 a koncentráciu roztoku po zriedení, dostaneme:
pH = 14 – 1/2 (4,76- lg 0,01) = 10,62
Príklad 2.2 Vypočítajte pH pri naliatí 100 ml kyseliny chlorovodíkovej s T = 0,07300 g/ml so 100 ml roztoku kyseliny chlorovodíkovej s T (HCl/NaOH) = 0,004000 g/ml.
Riešenie. Hodnota pH po zlúčení dvoch roztokov bude určená celkovou koncentráciou vodíkových iónov, ktorá sa zistí podľa vzorca (6):
(CmV)1 + (CmV)2 = (CmV)3 (6),
kde V3 = V1 + V2
Molárna koncentrácia vodíkových iónov v prvom roztoku sa zistí podľa vzorca CM (HCl) = T (HCl) × 1000/M (HCl) = 0,07300 × 1000/36,5 = 2,0 mol/l ×; v druhom roztoku podľa vzorca: CM (HCl) = f x CH (HCl); f = 1;
CH (HCl) = T (HCl/NaOH) x 1000/M E (NaOH) = 0,004 000 x 1000/40 = 0,01 mol/l. Molárna koncentrácia vodíkových iónov v roztoku získaná po vypustení a vypočítaná pomocou vzorca (6) sa rovná: Cm = 0,105 mol/l, pH = -lg0,105 = 0,98
Príklad 2.3. Ako sa zmení pH 200 ml 0,01 M NH 4 OH, keď sa k nemu pridá 100 ml 0,03 M roztoku NaOH?
Riešenie. Vypočítajme hodnotu pH roztoku amoniaku vo východiskovom roztoku pomocou vzorca (5): pH = 14 –1/2 (4,76 – log0,01) = 10,62. Hodnota pOH v takomto roztoku je pOH = 3,38 a koncentrácia hydroxidových iónov je [OH - ] = 10 -3,38 = 0,00046 mol/l, t.j. o dva rády menej ako je koncentrácia hydroxidových iónov v roztoku NaOH. Preto bude hodnota pH roztoku získaného odvodňovaním určená hlavne koncentráciou silného elektrolytu NaOH, pričom sa berie do úvahy riedenie pridaním roztoku amoniaku.
Hodnota pH = -log100 x 0,03/300 =2
Výpočet pH v roztokoch hydrolyzujúcich solí
Existujú 3 prípady hydrolýzy soli:
a) hydrolýza soli aniónom (soľ je tvorená slabou kyselinou a silnou zásadou, napr. CH 3 COO Na). Hodnota pH sa vypočíta pomocou vzorca (7):
pH = 7 + 1/2 pK + 1/2 lg Cs (7)
b) hydrolýza soli katiónom (soľ je tvorená slabou zásadou a silnou kyselinou, napr. NH 4 Cl). pH v takomto roztoku sa vypočíta podľa vzorca (8):
pH = 7 - 1/2 pK o - 1/2 lg Cs (8)
c) hydrolýza soli katiónom a aniónom (soľ je tvorená slabou kyselinou a slabou zásadou, napr. CH 3 COO NH 4). V tomto prípade sa pH vypočíta pomocou vzorca (9):
pH = 7 + 1/2 pK o - 1/2 pK o (9)
Ak je soľ tvorená slabou polybázickou kyselinou alebo slabou polyprotickou zásadou, potom hodnoty pK k a pKo pre posledný krok disociácie sa nahradia do vyššie uvedených vzorcov (7-9) na výpočet pH.
Príklad 3.1. Vypočítajte hmotnosť (g) Na 2 CO 3 v 100 ml roztoku s pH = 11,16
Riešenie. Použime vzorec (7) Dosadíme v druhom kroku hodnotu disociačnej konštanty kyseliny uhličitej a vypočítame hodnotu molárnej koncentrácie soli v roztoku:
11,16 = 7 + 1/2 × 10,32 + 1/2 lg C s
С с = 0,01 mol/l. Keď poznáme Cc v roztoku, vypočítame hmotnosť soli v roztoku pomocou známeho vzorca m = C×M×V/1000= 0,01×106×100/1000 =0,1060g
Nárazníkové systémy
Tlmiace systémy zahŕňajú zmesi:
a) slabá kyselina a jej soľ, napríklad CH 3 COOH + CH 3 COO Na
b) slabá zásada a jej soľ, napríklad NH4OH + NH4Cl
c) napríklad zmes kyslých solí rôznej kyslosti
NaH2P04 + Na2HP04
d) zmes kyslých a stredných solí, napríklad NaHC03 + Na2C03
e) zmes zásaditých solí rôznej zásaditosti, napr
Al(OH)2Cl + Al(OH)Cl2 atď.
Výpočet pH v pufrovacích systémoch sa vykonáva podľa vzorcov (10-11)
рН = рК к – log C к /С с (10)
pH = 14 – pK o + log Co/C s (11)
Príklad 4.1. Koľko gramov NH 4 Cl sa musí rozpustiť v 200 ml 0,1 MNH 4 OH , aby ste získali pH roztoku = 9.24 ?
Riešenie. Keď sa NH4CI rozpustí v roztoku NH4OH, vytvorí sa tlmivý systém. Výpočet sa vykonáva podľa vzorca 11. Nahradením číselných hodnôt pH pK o sa vypočíta koncentrácia soli: C c = 0,1 mol/l. Vypočítajte hmotnosť soli: m = C×M×V/1000= 0,1×53,5×200/1000=1,0700g.
Hydrolýza (zo starogréčtiny ὕδωρ – voda a λύσις – rozklad) je jedným z typov chemických reakcií solvolýzy, kde pri interakcii látok s vodou dochádza k rozkladu pôvodnej látky za vzniku nových zlúčenín. Mechanizmus hydrolýzy zlúčenín rôznych tried: solí, uhľohydrátov, bielkovín, esterov, tukov atď. má významné rozdiely.
Hydrolýza solí- druh hydrolytickej reakcie spôsobený výskytom iónomeničových reakcií v roztokoch (hlavne vodných) rozpustných solí elektrolytov. Hnacou silou procesu je interakcia iónov s vodou, čo vedie k vytvoreniu slabého elektrolytu v iónovej alebo (menej často) molekulárnej forme (“ viazanie iónov»).
Rozlišujte medzi reverzibilnou a ireverzibilnou hydrolýzou solí
· 1. Hydrolýza soli slabej kyseliny a silnej zásady (hydrolýza aniónom):
(roztok má mierne zásadité prostredie, reakcia prebieha reverzibilné
· 2. Hydrolýza soli silnej kyseliny a slabej zásady (hydrolýza katiónom):
(roztok má mierne kyslé prostredie, reakcia prebieha reverzibilné hydrolýza v druhom stupni prebieha v nepatrnej miere)
· 3. Hydrolýza soli slabej kyseliny a slabej zásady:
(rovnováha sa posúva smerom k produktom, hydrolýza pokračuje takmer úplne pretože oba reakčné produkty opúšťajú reakčnú zónu vo forme zrazeniny alebo plynu).
Soľ silnej kyseliny a silnej zásady nepodlieha hydrolýze a roztok je neutrálny. Pozri tiež Elektrolytická disociácia.
Stupeň hydrolýzy
Pod stupeň hydrolýzy Výraz "hydrolýza" označuje pomer časti soli, ktorá podlieha hydrolýze, k celkovej koncentrácii jej iónov v roztoku. Určené α
(alebo h hydr);
α
= (c hydr/ c celkom) 100 %
Kde c hydr - počet mólov hydrolyzovanej soli, c celkový - celkový počet mólov rozpustenej soli.
Stupeň hydrolýzy soli je tým vyšší, čím slabšia je kyselina alebo zásada, ktorá ju tvorí.
Je to kvantitatívna charakteristika hydrolýzy.
Hydrolytická konštanta- rovnovážna konštanta hydrolytickej reakcie. Konštanta hydrolýzy soli sa teda rovná pomeru produktu rovnovážnych koncentrácií produktov hydrolýzy k rovnovážnej koncentrácii soli, pričom sa berú do úvahy stechiometrické koeficienty.
Vo všeobecnosti pre soľ tvorenú slabou kyselinou a silnou zásadou:
, kde je disociačná konštanta slabej kyseliny vytvorenej počas hydrolýzy
pre soľ tvorenú silnou kyselinou a slabou zásadou:
, kde je disociačná konštanta slabej zásady vytvorenej počas hydrolýzy
pre soľ tvorenú slabou kyselinou a slabou zásadou:
Výpočet pH:
Vodíkový index, pH(vyslovuje sa „peh ash“, anglická výslovnosť angličtiny. pH- piː"eɪtʃ "Pi eych") - miera aktivity (vo veľmi zriedených roztokoch je ekvivalentná koncentrácii) iónov vodíka v roztoku a kvantitatívne vyjadrujúca jeho kyslosť, vypočítaná ako záporná (s opačným znamienkom ) desatinný logaritmus aktivity vodíkových iónov, vyjadrený v moloch na liter:
Zobrazenie hodnoty pH
V čistej vode pri 25 °C sú koncentrácie vodíkových iónov () a hydroxidových iónov () rovnaké a dosahujú 10 −7 mol/l, čo priamo vyplýva z definície iónového produktu vody, ktorý sa rovná · a je 10 -14 mol2/l2 (pri 25 °C).
Keď sú koncentrácie oboch typov iónov v roztoku rovnaké, hovorí sa, že roztok má neutrálny reakciu. Keď sa do vody pridá kyselina, zvyšuje sa koncentrácia vodíkových iónov a zodpovedajúcim spôsobom klesá koncentrácia hydroxidových iónov, naopak, keď sa pridáva zásada, obsah hydroxidových iónov sa zvyšuje a koncentrácia vodíkových iónov klesá. Keď > hovoria, že riešenie je kyslé a kedy > - zásadité.
Pre zjednodušenie prezentácie, aby sme sa zbavili záporného exponentu, namiesto koncentrácií vodíkových iónov sa používa ich dekadický logaritmus s opačným znamienkom, ktorým je v skutočnosti vodíkový exponent - pH.
Inverzná hodnota pH je o niečo menej rozšírená - indikátor zásaditosti roztoku, pOH, rovný zápornému desatinnému logaritmu koncentrácie OH iónov v roztoku:
ako v každom vodnom roztoku pri 22 °C je zrejmé, že pri tejto teplote.
Všeobecne, hydrolýza solí je proces výmenného rozkladu vody a v nej rozpustenej soli – elektrolytu, vedúci k tvorbe nízkodisociačnej látky.
Hydrolýza je špeciálny prípad solvolýzy - výmenný rozklad rozpustenej látky a rozpúšťadla.
Hydrolýzu možno kvantitatívne charakterizovať takými veličinami, ako napr Stupeň hydrolýzy a konštanta hydrolýzy.
Stupeň hydrolýzy
je pomer množstva soli, ktorá podlieha hydrolýze n hydr a celková rozpustená soľ n Celkom Zvyčajne sa označuje ako h hydr(alebo α ):
h hydr = (n g hydr / n celkom) 100 %
Rozsah h hydr sa zvyšuje so znižovaním sily kyseliny alebo zásady tvoriacej soľ.
Hydrolytická konštanta
Predstavme si vo všeobecnosti proces hydrolýzy soli, v ktorom úlohou soli je MA a NA a MOH sú kyselina a zásada, ktoré tvoria túto soľ:
Kg = ·/
Koncentrácia výslednej kyseliny sa teda rovná koncentrácii hydroxidových iónov
Kg = 2 /
Pomocou tohto výrazu môžete vypočítať pH roztoku
= (Kg) 1/2 mol/l
10-14 / mol/l
Hydrolýza solí možno znázorniť ako polarizačnú interakciu iónov a ich hydratačného obalu. Čím úplnejšia je hydrolýza, tým silnejší je polarizačný účinok iónov. Existujú 4 možné prípady hydrolýzy:
Soli tvorené silnou zásadou a silnou kyselinou
Soli tvorené silnou zásadou a silnou kyselinou nepodliehajú hydrolýze. V tomto prípade k hydrolýze prakticky nedochádza, pretože katióny a anióny vytvorené v roztoku pri , slabo polarizujú hydratačný obal. pH média sa nemení ( pH ≈ 7):
NaCl ↔ Na + + Cl —
Reakcia Na + + HOH ↔ prakticky neprebieha
Cl - + HOH ↔ reakcia prakticky neprebieha
Soli tvorené slabou zásadou a silnou kyselinou
Takáto zlúčenina po ionizácii vytvára katióny schopné polarizovať hydratačný obal a anióny, ktoré ich polarizujú slabo. Potom hydroly z prechádza podľa katiónu, v tomto prípade je prostredie kyslého charakteru, t.j. pH ˂ 7:
NH 4 Cl ↔ NH 4 + + Cl —
NH 4 + + HOH ↔ NH 4 OH + H +
Cl - + HOH ↔ reakcia prakticky neprebieha
NH 4 Cl+ HOH ↔ NH 4 OH + HCl
Pre soli tvorené slabou zásadou a silnou kyselinou, hydrolytická konštanta a bázová disociačná konštanta súvisia vzťahom:
Kg = KH20/K báza
Je zrejmé, že čím nižšia je základná pevnosť, tým viac dochádza k hydrolýze.
Ak sa tvorí soľ slabá polyvalentná kovová báza A silná kyselina , potom bude jeho hydrolýza prebiehať postupne:
FeCl 2 ↔ Fe 2+ + 2Cl -
| ja inscenujem | 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 |
Hydrolytická konštanta v prvej fáze je spojená s disociačná konštanta základy na druhej etape, a hydrolytická konštanta na druhom stupni - od disociačná konštanta základy pre prvú etapu:
Kg1 = KH20/K báza2
Kg2 = KH20/K báza1
Keďže prvá disociačná konštanta kyseliny je vždy väčšia ako druhá, prvá hydrolytická konštanta je vždy väčšia ako druhá hydrolytická konštanta, pretože prvá disociačná konštanta zásady je vždy väčšia ako druhá.
Kg1 > Kg2
Z toho vyplýva, že v prvom stupni bude hydrolýza prebiehať vždy vo väčšej miere ako v druhom. Tomu napomáhajú aj ióny, ktoré vznikajú pri hydrolýze v prvom stupni, v druhom stupni vedú k potlačeniu hydrolýzy, čím sa rovnováha posúva doľava.
Porovnávanie hodnôt Kg a K báza dá sa kvalitatívne určiť pH prostredia. Takže, ak je Kg oveľa väčšie ako K základné, potom prostredie silne kyslé, s Kg oveľa menším ako Kbas - medium mierne kyslé stredne kyslé.
Soľ tvorená silnou zásadou a slabou kyselinou
Takáto zlúčenina v roztoku tvorí slabo polarizujúce katióny a stredne polarizujúce anióny. Hydrolýza pokračuje aniónom a v dôsledku toho sa vytvorí zásadité prostredie, pH > 7 :
NaCN ↔ Na + + CN —
CN - + HOH ↔ HCN + OH -
Reakcia Na + + HOH ↔ prakticky neprebieha
NaCN + HOH ↔ HCN + NaOH
Hydrolytická konštanta a konštanta disociácie kyseliny prepojené závislosťou:
Kg = KH20/K zložky
Tie. Hydrolýza soli prebieha úplnejšie, čím slabšia je kyselina tvoriaca túto soľ.
Dostupné hydrolýza soli tvorené slabou viacsýtnou kyselinou a silnou zásadou. V tomto prípade hydrolýza prebieha v etapách:
Na 2 SO 3 ↔ 2Na + + SO 3 2-
| ja inscenujem | 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 - NaHS0 3 + HOH ↔ H 2 SO 3 + NaOH |
V tomto prípade, hydrolytická konštanta v prvom a druhom stupni je určený vzťahmi:
Kgl = KH20/Kk-ty2
Kg2 = KH20/Kk-ty1
Malo by sa pamätať na to, že hydrolýza v druhom stupni sa vyskytuje v zanedbateľnom rozsahu.
Porovnávanie hodnôt Kg a K k-ty, dá sa kvalitatívne určiť pH prostredia. Takže, ak je Kg oveľa väčšie ako Kc, potom životné prostredie vysoko alkalické, s Kg oveľa menším ako K - ste stredný mierne alkalický a ak sú Kg a K základné porovnateľné, potom - stredne alkalické.
Soli tvorené slabou zásadou a slabou kyselinou
Takéto soli po ionizácii tvoria stredne polarizujúce katióny a anióny, takže hydrolýza je možná napr katión aj anión. V tomto prípade relatívna sila vytvorenej kyseliny a zásady ovplyvní povahu média (mierne kyslé alebo mierne zásadité, pH ≈ 7). Tento typ hydrolýzy prebieha obzvlášť úplne, zvyčajne s tvorbou mierne rozpustnej látky:
Al 2 S 3 + 6HOH ↔ 2Al(OH) 3 ↓+ 3H 2 S
Kg = K H20 /(K zložky · K báza)
Vplyv rôznych faktorov na priebeh hydrolýzy
- Povaha soli. Toto je možné vidieť z výrazu pre konštantu hydrolýzy.
- Koncentrácia solí a reakčných produktov. V súlade s , by sa rovnováha mala posunúť doprava, zatiaľ čo koncentrácia vodíkových iónov (alebo hydroxidových iónov) sa zvyšuje, čo vedie k zníženiu stupňa hydrolýzy.
- Teplota. Je známe, že k hydrolýze dochádza pri absorpcii tepla (), preto sa podľa Le Chatelierovho princípu so zvyšujúcou sa teplotou posúva doprava, čo vedie k zvýšeniu stupeň hydrolýzy.
