1598085291-e9a6c4eef7863c3d04894ea4da133f9d (805567), страница 13

Просмтор этого файла доступен только зарегистрированным пользователям. Но у нас супер быстрая регистрация: достаточно только электронной почты!

Текст из файла (страница 13)

Ионное произведение воды.2. Водородный показатель рН.3. Расчет рН растворов сильных и слабых электролитов.Ионное произведение воды.Вода - очень слабый электролит. Диссоциирует в малой степени:Н2О + Н2О  Н3О+ + ОН - самоионизация или автопротолиз.H0 298дисс = -55,9 кДж; S0298 дисс = -80,48 Дж/КKД a H   aOH a H 2O=1,810-16при 25оСаН2О = const KW  a H   aOH  - ионное произведение водыG0дисс=Н0дисс - ТS0дисс =-RTlgKWlgKW =-55900/8,31298 - 80,48/8,31298KW = 10-14 при 298K KW = 7410-14 при 398KKW  aH   aOH   1014  aH   aOH   KW  107 моль/лИоны Н+ - носители кислотных свойств,ионы ОН - носители основных свойств.Раствор - нейтральный, если аН+ = аОН = 10-7;- кислый, если аН+ > аОН, аН+  10-7- щелочной, если аН+ < аОН , аОН-  10-7.Водородный показатель среды рНПрологарифмируем ионное произведение:lgKW = lgaH+ + lgaOH- = -14По определению: -lgaH+ = рН – водородный показатель;-lgaOH- = рОН- показатель ионов ОН-.рН + рОН = 14 – логарифмическая форма ионного произведенияводыВодородный показатель определяет характер реакции раствора.При 295 К:среда нейтральная, если рН = 7 (аН+ = 107 моль/л);среда кислая, еслирН < 7 (аН+ > 107 моль/л);среда щелочная , если рН > 7 (аН+ < 107 моль/л).Расчет рН слабых и сильных кислот и оснований1.

Для слабых электролитова) для кислот: допускаем аН+  [H+] .[H+]    c  K Д  с и рН  - lg [H+] .в) для оснований: [OH-]    c K Д  с и рН = 14 – lg[OH-].Пример.Рассчитать рН 0,05 М раствора НСN.НСN - слабая кислота: НСN  Н+ + СN.КД = 7,91010 ;  = K Д / c =7.9  10 10 / 0.05 = 1,26104.[H+] = с = 1,261040,05 = 6,3106.рН = -lg [H+] = - lg 6,3106 = 5,18.2. Для сильных электролитовОпределяют:а)ионную силу раствора I = 0,5 (сi z2i );б) коэффициенты активности Н+ или ОН по таблице или по формулам;в) активность аН+ = Н+ сН+ или аОН = ОНсОН-;г) рН = -lg аН+ или рН = 14 - lg аОН-.Пример.Рассчитать рН 0,05 М раствора NаОН.Сильный электролит: NаОН  Nа+ + ОНСNa+ = СOH- = 0,05 моль/лI = 1/2(0,0512 + 0,0512) = 0,05.По таблице для однозарядных ионов: Nа+ = ОН = 0,85.аОН = ОНСOH- = 0,850,05 = 0,043рОН = - lg аОН = 1,37.рН = рКW - рОН = 14 - 1,37 = 12,63.Задача.Оцените степень диссоциации  по 1-й ступени в 0,005 М и 0,05 М растворахсернистой кислоты Н2SО3.Решение.Сернистая кислота - слабый электролит, диссоциирует ступенчато:Н2SО3  Н+ + НSО3, КД1 = 1,7102 (1-я ступень),НSО3  Н+ + SО32, КД2 = 6,3108 (2-я ступень).Значение КД1 относительно велико (> 104), поэтому расчет  следуетпроводить по строгой формуле Оствальда: КД = 2с0/(1 - ).Для 0,005 М раствора:α1  K Д  К Д2  4с1  К Д2с1 1,7 10 2 1,7 10 2 2 4  5  10 3  1,7 10 2 0,812  5 10 3Расчет по приближенной формуле (КД  2с0) приводит к величине  > 1 чтоне имеет смысла.Для 0,05 М раствора:α2  К Д  К Д2  4с2  К Д2с2 0,44Расчет по приближенной формуле дает   0,58, что существенно отличаетсяот рассчитанного выше.ЗадачаРассчитать рН 0,05 М раствора Bа(ОН)2.РешениеBа(ОН)2  Bа2+ + 2ОН - сильное основание0,05 → 0,05 2.0,05 моль/лI = 1/2(0,0522 + 0,112) = 0,15;ОН ≈ 0,8 (по таблице для I=0,1);аОН = ОНсOH- = 0,80,1 = 0,08;рН = 14 + lg аОН = 14 - 1,1 = 12,9.Задача (обратная).Рассчитать концентрацию основания Ва(ОН)2 в растворе с рН = 11,3(принимая коэффициент активности ОН- = 0,965).Решение.Уравнение диссоциации: Ва(ОН)2  Ва2+ + 2ОН.Определим сначала рОН раствора и активность ионов ОН:рОН = 14 - 11,3 = 2,7,откуда аОН- = 102,7 моль/л.По определению аОН- = ОН-[OH–] концентрация ОН-ионов: [OH–]=102,7/0,965=0,002 моль/л.Одна молекула Ва(ОН)2 при диссоциации дает два ОН,следовательно, с(Ba(OH)2)= [OH–] /2 = 0,002/2 = 0,001 моль/л.Лекция 17Гидролиз солей.

Малорастворимые электролитыПлан лекции1. Гидролиз солей.2. Количественные характеристики процесса гидролиза.3. Гидролиз по катиону и аниону.4. Расчет рН растворов солей.5. Малорастворимые сильные электролиты6. Произведение растворимостиГидролиз солей - реакции обмена между молекулами воды и ионами соли собразованием слабых электролитов.Все соли можно разделить на 4 типа:1) Соли, образованные сильными кислотами и слабыми основаниями – гидролизпо катиону (NH4Cl, AgNO3, AlBr3, CuSO4 и т. д.)Например: Ag+ + НОН  AgОН + Н+ - кислая среда рН < 7.2) Соли, образованные слабыми кислотами и сильными основаниями - гидролизпо аниону (К2SiO3, Na2S, Ba(СН3СОО)2 и т.

д.)Например: гидролиз по ступеням:1cт.: S2- + HOН  HS- + ОН ;2ст.: HS- + HOН  H2S + ОН - основная среда рН > 7.3) Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой - гидролиз поаниону и по катиону (NН4СN, РbCO3, Аl2S3 и т.д.)Например: NН4СN  NН4+ + CN.Гидролиз по аниону: СN + НОН  НСN + ОН- ;по катиону: NН4+ + НОН  NН4ОН + Н+ ;суммарно: NН4+ + СN + Н2О  NН4ОН + НСN .Среда слабоосновная,или слабокислая, или нейтральная(здесь – слабоосновная, т.к. СNгидролизуется сильнее).Если в результате гидролиза образуются малорастворимые или газообразныевещества, то гидролиз необратимый:PbCO3 + Н2О  Pb(ОН)2 + CO2 4) Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, – гидролизуне подвергаются (Na2SO4, KI, NaВr, СsCl, RbNО3 и т.

д.)Раствор нейтральный: рН  7.Гидролиз многозарядных ионов протекает ступенчато:Fe3+ + НОН  FeОН2+ + Н+ - 1-я ступень;FeОН2+ + НОН  Fe(ОН)2+ + Н+ - 2-я ступень;Fe(ОН)2+ + НОН  Fe(ОН)3 + Н+ - 3-я ступеньПри комнатных температурах гидролиз идет преимущественно по 1-ой ступени.Смещение гидролитического равновесия в сторону усиления гидролиза: разбавление (увеличение концентрации Н2О), повышение температуры (эндотермическая реакция ΔНГ>0), удаление продуктов гидролиза из сферы реакции (связывание ионов Н+ иОН-).Например, при сильном разбавлении раствора, при нагревании или добавленииоснований равновесие гидролиза иона железа (III) смещается вправо и гидролизможет идти вплоть до выпадения осадка малорастворимого Fe(ОН)3.Количественные характеристики гидролиза.Константа гидролиза КГ – константа гидролитического равновесия реакцииAg+ + НОН  AgОН + Н+.KГ С AgOH  C H -константа гидролиза (для разбавленных растворов а =с)C Ag KГ С AgOH  C H C Ag KВС AgOH  C H   COH C Ag   COH КД(AgOH) : AgOH  Ag+ + OH-KГ KВK ДAgOH (продукта)- константа гидролиза покатионуДля процесса гидролиза по ступеням:1cт.: S2- + HOН  HS- + ОН основная среда,2ст.: HS- + HOН  H2S + ОН рН > 7.Для 1-й стадии:K Г1 СHS   COH CSСHS   COH   CH C2S2 CH , откудаKВКВКВK ДHS К продукта К Д 2 H 2 SK Г1 КГ(1ст)=10-14/10-14=1Для 2-й стадии:KГ2 СHKГ 2 2S COH C НS KВK ДH2SСH COH   C H 2SCКВК продуктаНS CH , откудаКВК Д 1H 2 SКГ(2ст)=10-14/1,1.10-7= КГ(2ст)=10-14/1,1.10-7 =9,1.10-8Нетрудно видеть, что КГ(1ст)  КГ(2ст).Если соль образована слабым основанием и слабой кислотой, тоКГ = КВ/КДК..КДОгде КДК и КДО - константы диссоциации слабой кислоты и слабого основания продуктов гидролиза.Степень гидролиза : отношение концентрации гидролизованных ионов соли кобщей концентрации ионов, подвергающихся гидролизу.cГсо,сГ - равновесная концентрация гидролизованных ионов;с0 - исходная концентрация ионов соли, подвергающихся гидролизу.По определению, всегда  < 1.Связь степени гидролиза  с константой гидролиза КГ(аналогично закону Оствальда ):КГ = 2с0 /(1 - )Если  << 1, то КГ  2с0и   K Г / с0 .Вывод: с уменьшением концентрации гидролизующейся соли степеньгидролиза (то есть глубина его протекания) увеличивается.Константа гидролиза (как и любая константа равновесия) зависит: от природы реагентов, от температуры, так как гидролиз - процесс эндотермический (НГ < 0) ис ростом температуры КГ увеличивается.Расчет рН растворов солей с гидролизом по аниону:Задача.

Рассчитать КГ,  и рН 0,01 М раствора К2SО3, учитывая 1-ю ступень.Решение. Диссоциация сильного электролита К2SО3:со2сосо+К2SО3  2К + SО32Гидролиз по SО32:1-ая ступень: SО32+ НОН  НSО3+ ОНKВKВКГ1 = KK Д 2HДHSO32-ая ступень:НSО3KВКГ2 = KД 1H2 SO32 SO3+ Н2О  Н2SО3 + ОН1014131.7 102 = 5,910 ; КГ1  КГ21-й способcисходccравн101476.3 108 = 1,5910SO32соxсо - xНSO30xx HSO3   OH  x xK Г1 (*) с0  x SO32 OН0xxx = [ОН-]  pOH  pHx = [ОН-] = 4105; pOH = -lg[ОН-] = 4,4; pH = 14 -4,4 = 9,6.Обратная задача.

Характеристики

Список файлов лекций