Как найти ph раствора nh4oh

Дано: С (NH₄OH) = 0,1M

Найти: pH; pOH

Решение:

Гидроксид аммония — слабое основание, диссоциирует не полностью.

[ОН⁻] = √ (Kд*См), где Кд — константа диссоциации, См — молярная концентрация

Табличное значение константы диссоциации Кд = 1,79*10⁻⁵

[OH⁻] = √ (1,79*10⁻⁵*0,1) = √ (1,79*10⁻⁶) ≈ 1,338 10⁻³ = 0,001338

рОН = — lg[OH⁻] = — lg0,001338 ≈ — (-2,9) = 2,9

pH = 14 — pOH = 14 — 2,9 = 11,1

Ответ: рН = 11,1; рОН = 2,9

Расчет рН растворов сильных и слабых электролитов

Сильные
кислоты и основания
(табл.2.1) в растворах диссоциируют пол-

ностью,
поэтому концентрация ионов водорода и
ионов гидроксила равна

общей
концентрации сильного электролита.

Для
сильных оснований:
[OH^—]
= См;
для
сильных
кислот:
[H⁺]
=
См.

Таблица
2.1

Сильные электролиты

Класс	Формулы электролитов
Кислота	HNO3, H2SO4, HCl, HBr, HI, HMnO4, HClO4
Основание	LiOH , KOH, RbOH, CsOH, NaOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2, Sr(OH)2
Соль	Растворимые соли

Слабым
электролитом
принято считать химические соединения,
молекулы которых даже в сильно разбавленных
растворах не полностью диссоциируют
на ионы. Степень диссоциации слабых
электролитов для децимолярных растворов
(0,1М) меньше 3%. Примеры слабых электролитов:
все органические кислоты, некоторые
неорганические кислоты (например, H₂S,
HCN), большинство гидроксидов (например,
Zn(OH)₂,
Cu(OH)₂).

Для
растворов слабых
кислот
концентрация ионов водорода [H⁺]
в растворе рассчитывается по формуле:

где:
Кк –
константа диссоциации слабой кислоты;
Ск –
концентрация кислоты, моль/дм³.

Для
растворов слабых
оснований
концентрация гидроксильных ионов
рассчитывается по формуле:

где:
Ко –
константа диссоциации слабого основания;
Сосн. –
концентрация основания, моль/дм³.

Таблица
2.2

Константы диссоциации слабых кислот и оснований при 25 оС

2.2.
Примеры решения индивидуального задания

Пример
№1.

Условие
задания: Определить
концентрацию
водородных и гидроксильных ионов в
растворе, если
рН =5,5.

Решение

Концентрация
ионов водорода рассчитывается по
формуле:

[Н⁺]
= 10^-рН

[Н⁺]
= 10^-5,5
=
3,16 •10^-6
моль/дм³

Концентрация
гидроксильных ионов рассчитывается по
формуле:

[OН^—]
= 10^-рOН

рОН
= 14 – рН = 14 – 5,5 = 8,5

[OН^—]
= 10 ^-8,5
=
3 • 10^-9
моль/дм³

Пример
№ 2.

Условие
задания: Вычислить
рН 0,001 М раствора HС1.

Решение

Кислота
HС1 является сильным электролитом
(табл.2.1) и в разбавленных растворах
практически полностью диссоциирует на
ионы:

HС1⇄
Н⁺
+
С1^—

Поэтому
концентрация ионов [Н⁺]
равна общей концентрации кислоты:
[Н⁺]
= См = 0,001 М.

[Н⁺]
= 0,001= 1·10^-3
моль/дм³

Тогда:

рН
= – lg[H⁺]
= – lg 1 • 10^-3
= 3

Пример
№ 3.

Условие
задания:
Вычислить
рН 0,002 М раствора NaOH.

Решение

Основание
NaOH является сильным электролитом
(табл.2.1) и в разбавленных растворах
практически полностью диссоциирует на
ионы:

NaOH
⇄Na⁺+OH^—

Поэтому
концентрация гидроксильных ионов равна
общей концентрации основания: [ОH^—]=
См
= 0,002
М.

Тогда:

рОН
= – lg[ОН^—]
= – lgСм = – lg 2 •10^-3
= 2,7

Исходя
из формулы: рН + рОН = 14, находим рН
раствора:

рН
= 14 – 2,7 = 11,3

Пример
№4.

Условие
задания: Вычислить
рН 0,04 М раствора NH₄OH,
если
константа диссоциации Кд(NH₄OH)
= 1,79·10^-5
(табл.2.2).

Решение

Основание
NH₄OH
является слабым электролитом и в
разбавленных растворах очень незначительно
диссоциирует на ионы.

Концентрация
гидроксильных ионов [ОH^—]
в растворе слабого основания рассчитывается
по формуле:

моль/дм³

рОН
= – lg[ОH^—]
= – lg 8,5·10^-2
= 1,1

Исходя
из формулы: рН + рОН = 14, находим рН
раствора:

рН
= 14 – рOН = 14 – 1,1 = 12,9

Пример
№5.

Условие
задания: Вычислить
рН
0,17
М раствора
уксусной
кислоты (CH₃COOH),
если константа диссоциации Кд(CH₃COOH)
= 1,86 • 10^-5
(табл.2.2).

Решение

Кислота
CH₃COOH
является слабым электролитом и в
разбавленных растворах очень незначительно
диссоциирует на ионы.

Концентрация
ионов водорода [H⁺]
в растворе слабой кислоты рассчитывается
по формуле:

Тогда:

моль/дм³

Вычисляем
pH
раствора по формуле: рН = – lg [H⁺]

pH
= – lg 1,78 • 10^-3
=
2,75

2.3.
Индивидуальные задания

Условия
заданий
(табл.
2.3):

Задание
№ 1.
Вычислить концентрацию водородных и
гидроксильных ионов в растворе при
определенном значении рН (см. пример №
1);

Задание
№ 2.
Вычислить рН раствора сильного электролита
(кислоты, основания) при заданной
концентрации (см. пример № 2, 3);

Задание
№ 3.
Вычислить рН раствора слабого электролита
(кислоты, основания) при заданной
концентрации (см. пример № 4, 5).

Таблица
2.3

Состав
исследуемой воды

Продолжение
табл. 2.3

Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]

• #
• #
• #
• #
• #

  10.02.20161.72 Mб14referat_turbaza.docx

• #
• #
• #
• #
• #
• #

Решение задач по фото за 30 минут! Мы онлайн – кликай!

Как правильно рассчитать рН растворов оснований и кислот

Расчёт рН раствора аммония гидроксида 

Задача 139.
Рассчитайте рН 10% раствора аммония гидроксида (ρ = 0,958 г/мл).
Решение:
рК(NH₄OH )= 4,76;
М(NH₄OH) = 35,04 г/моль;
w% = 10% = 0,1;
pH = ?

1. Находим массу раствора, получим:

m(p-pa) = ρV = 0,958 г/мл • 1000 мл = 958 г.

2. Расчет массы NH₄OH в растворе, получим:

w% = m(B)•100%/m(p-pa), где
m(B) — масса растворенного вещества; m(p-pa) — масса раствора. 
m(B) = w%/m(p-pa)/100%;
m(NH₄OH) = 10% * 958/100% = 95,8 г.

3. Рассчитаем концентрацию раствора аммония гидроксида, получим:

С_М(NH₄OH) = m(NH₄OH)/M(NH₄OH) = 95,8 г/35,04 г/моль = 2,734 моль.

4. рН раствора аммония гидроксида проводим по формуле:

рН = 14 – 1/2(4,76- lg2,734) = 11,84.

Ответ: рН = 11,84.
 

Расчёт рН раствора серной кислоты

Задача 140.
Рассчитайте рН раствора серной кислоты с концентрацией 0,01 моль/л, если константы диссоциации ее по второй ступени Ка₂ =1,02•10^-2 моль/л.
Решение:
Уравнения ступеньчатой диссоциации кислоты:

H₂SO₄  = H⁽⁺⁾ + HSO₄^(-);
HSO₄^(-) = H⁽⁺⁾ + SO₄^(2-); Ка₂ = 1,02•10^-2.

Допустим, что на первой ступени кислота с концентрацией с моль/л образует с моль/л ионов H+ и с моль/л HSO₄^(-). Ионы HSO₄^(-) диссоциируя далее, дадут х моль/л ионов водорода и х моль/л ионов SO₄^(2-). Учитывая это, получим выражения для концентраций ионов в растворе кислоты, получим:

[H⁽⁺⁾] = (с + х);
[HSO₄^(-)] = (c — x);
[SO₄^(2-)] = х.

Тогда

Ка₂ = {[H⁽⁺⁾][SO₄^(2-)]}/[HSO₄^(-)]

Следовательно

1,02•10^-2 = [(c + x)•x]/(c — x), и при с = 10^-2 моль/л;
1,02•10^-2•(c — x)  = cх + x²;
0,0102(0,01 — x)  = 0,01х + x(2);
0,000102 — 0,0102х = 0,01х + x²;
x² + 0,0202х — 0,000102 = 0, где
а — 1; b = 0,0202; с = -0,000102;
D = b² — 4ac = (0,0202)² — 4•1•(-0,000102) = 0,000408 — (-0.000408) = 0,00081604, 
D > 0.

 значит, решая уравнения, получим два значения х:

x₁ = (-0,0202 + 0,0286)/(2•1) = 0,0042;
х₂ = (-0,0202 — 0,0286)/(2•1) = -0.0244.

Примем за значение «х» положительное число, т.е. х = 0,0042.

Следовательно,

[H⁽⁺⁾] = (с + х) = 0,01 + 0,0042 = 0,0142 моль/л.  
pH = -lg[H⁽⁺⁾] = -lg0,0142 = -lg1,42 • 10^-2 = 2 — lg1,42 = 2 — 0,15 = 1,85.

Ответ: рН = 1,85.
 

Расчёт рН раствора соляной кислоты

Задача 141.
Вычислить значение рН раствора, полученного при сливании 50 мл 0,1 н HCl c 20 мл 0,1 н NaOH.
Дано:
V_к = 50 мл;
V_o = 20 мл;
С_к = 0,1 н;
С_о = 0,1 н;
рН = ?
Решение:

1. Рассчитаем количество миллиэквивалентов взятых кислоты и основания (nк, nо, мэкв) до реакции, получим:

n_к = С_к • V = 50•0,1 = 5 мэкв; 
n_о = Со • V = 20•0,1 = 2 мэкв.

2. Рассчитываем количество кислоты и основания после проведения реакции, получим:

n_к = 5-2 = 3 мэкв; 
n_о = 0.

Таким образом, после проведения реакции в растворе останется сильная кислота HCl, которая будет определять рН раствора. Расчет ведут по формуле:

рН = — lg [H⁺] + [H⁺]_ост = -lg[(С_к•V_к) – (С_о•V_о)]/(V_k + V_o).
Тогда
рН = -lg(50•0,1) — (20•0,1)/(50 + 20) = -lg0,029 = 2 — 0,46 = 1,54.

Ответ: рН = 1,54.