Как найти ph1 a

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

• #
• #
• #
• #
• #
• #

Перейти к содержанию

Теоретическое введение

Примеры решения задач

Задачи для самостоятельного решения

Теоретическое введение

Равновесие процесса диссоциации воды:

Н₂О ↔ Н⁺ + ОН^—

описывается константой К_w, которая носит название “ионное произведение воды”. Ионное произведение воды равно:

К_w = [Н⁺] [ОН^— ]                            (1)

Для разбавленных водных растворов ионное произведение воды не зависит от состава раствора и постоянно при данной температуре. Так, К_w=10^— 14 для воды, миллимолярных растворов К₂SO₄, H₂SO₄ и KOH при Т=298 К. Строго говоря, постоянство К_w справедливо в случае, когда аналитические концентрации ионов заменены их активностями (лишь для малых концентраций Н⁺ и ОН^— значения концентрации и активности практически совпадают).

Процесс диссоциации Н₂О идет с поглощением теплоты, поэтому при повышении температуры в интервале от 0 до 100^оС величина К_w увеличивается.

Для практических целей удобно пользоваться не концентрацией ионов водорода, а её водородным показателем – отрицательным десятичным логарифмом – рН. Величина рН равна:

рН = — lg[H⁺].                            (2)

Как выше отмечалось, более строгим является уравнение рН = – lg a_Н+, где a_Н+ – активность ионов водорода. Однако для практических целей при расчете рН разбавленных растворов обычно используется уравнение (2).

При этом:

рН + рОН = 14,                            (3)

где рОН = — lg[ОH^—].

Для нейтральных растворов рН = 7, для кислых растворов рН < 7, а для щелочных растворов рН > 7. В аналитической практике редко приходится работать с растворами, рН которых выходит из интервала 0 ÷14. Тем не менее, в сильнощелочной среде рН может быть немного больше 14, а в очень кислой среде может принимать отрицательные значения.

Примеры решения задач

Задача 1. Вычислите рН 0,001М растворов HСl и КОН.

Решение. HСl и КОН являются сильными электролитами и в разбавленных растворах практически полностью диссоциируют на ионы. В растворе НСl: [Н⁺] = 0,001 моль/л.

рН = –lg [H⁺] = –lg 0,001 = 3

В растворе КОН: [ОН^–] = 0,001 моль/л. рОН = –lg [ОH^—] = –lg 0,001 = 3. рН=14 – 3 = 11.

Задача 2. Рассчитайте рН раствора КОН, 350 мл которого содержат 0,0035 моль КОН.

Решение.

КОН → К⁺ + ОН^—

С_м(КОН) = 0,0035:0,35 = 0,01М. с_м(КОН) = [ОН^–].

рОН = –lg [ОH^—] = –lg 0,01 = 2.

рОН + рН = 14. рН = 14 – 2 = 12

или [Н⁺] = 10^–14/[ОН^–] = 10^–14/0,01 = 10^–12 моль/л.

рН = –lg 10^–12 = 12.

Задача 3. Вычислите молярную концентрацию раствора Ba(OH)₂, если рН раствора составляет 12 при 298 К.

Решение.

Ba(OH)₂ → Ва²⁺ + 2ОН^–

рОН = 14 – 12 = 2

-lg [ОH^–] = 2, откуда [ОH^–] = 0,01 М.

C_м(Ba(OH)₂) = [ОH^—]/2 = 0,01/2 = 0,005М.

Задача 4. Рассчитайте степень диссоциации и рН 0,01 М водного раствора аммиака при 298 К, если константа диссоциации NH₄OH при указанной температуре равна 1,76·10^–5.

Решение.

NH₃ H₂O ⇔ NH₄⁺ + OH^— или упрощенно: NH₄ОH ⇔ NH₄⁺ + OH^—

K_Д = [NH₄⁺]·[OH^–]/[NH₄OH],

Поскольку [NH₄⁺]=[OH^–] и C_м(NH₄OH) ≈ [NH₄OH], то

K_Д = [OH^–]²/C_м(NH₄OH) 

[OH^–] = √(K_Д·C_м(NH₄OH)) = 4,2·10^-4 моль/л.

[Н⁺] = 10^-14/[ОН^—] = 10^-14/4,2·10^-4 = 2,4·10^-11 моль/л.

рН = –lg [H⁺] = –lg 2,4·10^–11 = 10,6.

или 4,2 %.

Задача 5. К 1 л 0,01М раствора CH₃CОOH добавили 6 г СН₃СООNa. Определите рН полученного раствора при Т = 298 К, если при указанной температуре К_д(CH₃CОOH) = 1,75·10^–5.

Решение.

Присутствие в растворе CH₃CОOH сильного электролита СН₃СООNa приводит к сдвигу равновесия диссоциации уксусной кислоты влево в силу действия принципа Ле Шателье. В результате степень диссоциации уксусной кислоты уменьшается.

n(СН₃СООNa) = 6:82 = 0,073 моль.

С_м(СН₃СООNa) = 0,073/1 = 0,073 М

(считаем, что объем раствора после добавления 6 г СН₃СООNa не изменился).

Ацетат–ионы в растворе образуются как за счет диссоциации уксусной кислоты:

CH₃CОOH ⇔ СН₃СОО^– + Н⁺,

так и за счет диссоциации СН₃СООNa:

СН₃СООNa → СН₃СОО^— + Na⁺

Поскольку СН₃СООNa в растворе диссоциирует полностью, то концентрацией ацетат-ионов, образующихся при диссоциации уксусной кислоты можно пренебречь, так как она мала по сравнению с величиной 0,073 моль/л. Принимаем, что:

С_м(CH₃CОONa) = [CH₃CОO^—];

[CH₃CОOH] = С_м(CH₃CОOН).

Cледовательно,

[H⁺] = К_д · С_м(CH₃CОOН) / [CH₃CОO^—]

[H⁺] = 1,75·10^–5 · 0,01 / 0,073 = 2,4·10^–6  моль/л.

рН = –lg2,4·10^–6 = 5,6.

Задачи для самостоятельного решения

1. Определите величину рН 0,0001 М раствора HCl.

2. Определите рН 0,01 М раствора KOH.

3. рН раствора гидроксида бария равен 11. Определите концентрацию этого раствора.

4. Степень диссоциации в 0,01 М растворе муравьиной кислоты при некоторой температуре составляет 10 %. Определите рН этого раствора.

5. Рассчитайте рН 1 М раствора азотной кислоты. Степень диссоциации кислоты примите равной 100 %.

6. Определите, сколько граммов Ba(OH)₂ необходимо растворить в 5 л воды, чтобы рН раствора стал равен 10.

7. Определите рН раствора H₂SO₄, титр которого равен 0,005 г/см³. Степень диссоциации серной кислоты примите равной 100 % по двум ступеням.

14.8. Степень диссоциации муравьиной кислоты в 0,34 М растворе составляет 2,3 %. Определите константу диссоциации HCOOH и рН этого раствора.

9. Вычислите рН 0,01М раствора NH₄OH, содержащего в 1 л 0,02 моль NH₄Cl при 298 К, если при указанной температуре К_д(NH₄OH) = 1,76·10^–5.

10. Как изменится рН, если к 0,2М раствору циановодородной (синильной) кислоты добавить 5 мл 1 мас.% раствора KCN, плотность которого равна 1,01 г/см³? Константа диссоциации HCN при 298 К составляет 4,9·10^–10.

Была ли эта статья полезной?

Как правильно рассчитать рН растворов сильных и слабых электролитов

Задача 40. 
Вычислите рН 0,025 М раствора КОН.
Решение:
КОН – сильный электролит, который диссциирует по схеме: КОН = К⁺  + ОН^–;  

[ОН^–] = С_М(КОН) = 0,025 моль/дм³; 

рОН = – lg[OH^–] = – lg2,5 · 10^–2 = 2 – lg2,5 = 2 — 0,6 = 1,4; 

pOH + pH = 14; 

pH = 14 – pOH = 14 – 1,4 = 12,6. 

Ответ: рН = 12,6.
 

Задача 41.
Вычислите концентрацию ионов [H⁺] и рН 0,3 М раствора пропионовой кислоты С₂Н₅СООН, если К_D = 1,4 · 10^–5. 
Решение:
С₂Н₅СООН – слабая кислота. Для слабых кислот [H⁺] вычисляется по формуле:

рН = –lg[H⁺] = –lg2,05 · 10^–3 = 3 – lg2,605 = 2,7.  

Ответ: [H+] = 2,05 · 10^–3 моль/л; рН = 2,7.
 

Задача 42.
Вычислите рН 0,02 М раствора аммиака, если  К_D = 1,76·10^–5. 
Решение:
В водном растворе аммиака имеет место равновесие: 

NH₃ + H₂O ⇔ NН₄⁺ + OH^–. 

Поскольку К_О < 1 · 10^–2, полагаем, что равновесная концентрация недиссоциированного основания равна его общей концентрации:  C_О(NH₄OH) = 0,02 моль/дм³. Для слабых оснований [H⁺] вычисляют по формуле:

рН = –lg[H⁺] = –lg1,7 · 10^–11 = 11 – lg1,7 = 10,77.  

Ответ: [H⁺] = 1,7 · 10^–11 моль/дм³; рН = 10,77.  
 

Задача 43.
К 80 см³ 0,2 Н. раствора СН₃СООН прибавили 20 см³  0,2 н. раствора СН₃СООNa. Рассчитайте рН полученного раствора, если Кк = 1,78 · 10^–5.  
Решение:
Объём раствора, полученного после сливания исходных растворов, равен 80 + 20 = 100 см³.

Рассчитаем нормальность веществ в полученном растворе смеси, получим:

Сн(СН₃СООН) =  [Сн(СН₃СООН) ^. V(СН₃СООН)]/V(p-pa) = (0,2 ^. 80)/100 = 0,16 моль/дм₃;
Сн(СН₃СООNa) = [Сн(СН₃СООNa) ^. V(СН₃СООNa)]/V(p-pa) = (0,2 ^. 20)/100 = 0,04 моль/дм³.

Для буферных растворов, образованных слабой кислотой и солью этой кислоты, [Н+] находят по формуле:

[H+] = Кк ^. (Ск/Cc);

Тогда

[H⁺] =  1,78 · 10^{–5 .} (0,16/0,04) = 7,12 · 10^–5 моль/дм³.

рН = –lg[H⁺]; pH = –lg7,12 · 10^–5 = 5 – lg7,12 = 4,15.

Ответ: [H⁺] = 7,12 · 10^–5 моль/дм³; рН = 4,15.
 

Задача 44.
Вычислите и сравните рН растворов: а) 0,1 М HCl и 0,1 М CH₃COOH; б) растворов, содержащих 7 г/дм³ HCl и 7 г/дм³ CH₃COOH. 
Решение:

а) Расчет рН растворов: 0,1 М HCl, 0,1 М CH₃COOH

1. рассчитаем рН раствора 0,1 М HCl

HCl — сильная кислота, которая диссциирует полностью, поэтому [H⁺] = С_М(HCl) = 0,1 моль/дм³.

Тогда 

рН = –lg[H⁺]; pH = –lg1 · 10^–1 = 1 – lg1 = 1.

2. рассчитаем рН раствора 0,1 М CH₃COOH

CH₃COOH (Кк = 1,78 · 10^–5) – слабая кислота. Для слабых кислот [H⁺] вычисляется по формуле:

рН = –lg[H⁺] = –lg1,33 · 10^–3 = 3 – lg1,33 = 2,88.  

б) Расчет рН растворов, содержащих 7 г/дм³ HCl и 7 г/дм³ CH₃COOH

1. Рассчитаем рН раствора HCl

Определим концентрацию HCl, получим:

С_М(HCl) = m(HCl)/M(HCl) = 7/36,5 = 0,19 = 1,9 · 10^–1

Так как HCl сильный электролит, то [H⁺] = См(HCl) = 0,19 = 1,9 · 10^–1 моль/дм³.

рН = –lg[H⁺]; pH = –lg1,9 · 10^–1 = 1 – lg1,9 = 0,72.

2. Рассчитаем рН раствора CH₃COOH

Определим концентрацию CH₃COOH, получим:

С_М(CH₃COOH) = m(CH₃COOH)/M(CH₃COOH) = 7/60 = 0,117.

 
CH₃COOH – слабая кислота. Для слабых кислот [H⁺] вычисляется по формуле:

рН = –lg[H⁺]; pH = –lg1,44 · 10^–3 = 3 – lg1,44 = 2,85.

Ответ: а) 1 и 2,88; б) 0,72 и 2,85.