Как найти водородный показатель зная молярную концентрацию

Как правильно рассчитать молярность кислот по значению рН их растворов

Задача 90. 
Вычислите молярность раствора НСООН, имеющего рН 3,0. 
Решение:
рН = 3,0;
К_D(НСООН) = 1,77 · 10^–4.

Водородный показатель (pH) раствора численно равен десятичному логарифму концентрации ионов водорода в этом растворе:

рН = -lg[H+]

Пусть искомая концентрация ионов водорода будет «х«. Тогда, учитывая, что pH раствора 3,0, найдем концентрацию ионов водорода в этом растворе:

-lg[H⁺] = -lgx = 3,0

Тогда

х = 1 · 10^–3.

Таким образом,концентрация ионов водорода в растворе равна 1 · 10^–3 моль/дм³.

Концентрации ионов [H⁺] и ионов [НCOO^—] в растворе НCOOH равны:

НCOOH ⇔ НCOO^— + H⁺

Обозначим искомую концентрацию уксусной кислоты через «у» и найдём его значение из выражения константы диссоциации, получим:

К_D(НСООН) = [H⁺][НCOO^—]/[НCOOH];

1,77 · 10^–4 = (1 · 10^–3)²/у;

у = (1 · 10^–3)²/(1,77 · 10^–4) = 5,65 · 10^–3 моль/дм³. 

Ответ: С_М(НСООН) = 5,65 · 10^–3 моль/дм³. 
 

Задача 91. 
Определите молярность раствора НСN, имеющего рН 5,0. 
Решение:
рН = 5,0;
К_D(НСN) = 7,90 · 10^–10.

Водородный показатель (pH) раствора численно равен десятичному логарифму концентрации ионов водорода в этом растворе:

рН = -lg[H⁺]

Пусть искомая концентрация ионов водорода будет «х«. Тогда, учитывая, что pH раствора 5,0, найдем концентрацию ионов водорода в этом растворе:

-lg[H⁺] = -lgx = 5,0

Тогда

х = 1 · 10^–5.

Таким образом, концентрация ионов водорода в растворе равна 1 · 10^–5 моль/дм³.

Концентрации ионов [H⁺] и ионов [CN^—] в растворе НСN равны:

НСN ⇔ СN^— + H⁺

Обозначим искомую концентрацию уксусной кислоты через «у» и найдём его значение из выражения константы диссоциации, получим:

К_D(НСN) = [H⁺][CN^—]/[НСN];

7,90 · 10^–10 = (1 · 10^–5)²/у;

у = (1 · 10^–5)²/(7,90 · 10^–10) = 0,127 моль/дм³. 

Ответ: С_М(НСN) = 0,127 моль/дм³.

Задача 92. 
Определите молярность раствора СН₃СООН, имеющего рН 4,0. 
Решение:
рН = 4,0;
К_DСН₃СООН) = 1,78 · 10^–5.

Водородный показатель (pH) раствора численно равен десятичному логарифму концентрации ионов водорода в этом растворе:

рН = -lg[H⁺]

Пусть искомая концентрация ионов водорода будет «х«. Тогда, учитывая, что pH раствора 4,0, найдем концентрацию ионов водорода в этом растворе:

-lg[H+] = -lgx = 4,0

Тогда

х = 1 · 10^–4.

Таким образом,концентрация ионов водорода в растворе равна 1 · 10^–4 моль/дм³.

Концентрации ионов [H⁺] и ионов [СН₃СОО^—] в растворе СН₃СООН равны:

СН₃СООН ⇔ СН₃СОО^— + H⁺

Обозначим искомую концентрацию уксусной кислоты через «у» и найдём его значение из выражения константы диссоциации, получим:

К_D(СН₃СООН) = [H⁺][СН₃СОО^—]/[СН₃СООН];

1,78 · 10^–5 = (1 · 10^–4)²/у;

у = (1 · 10^–4)²/(1,78 · 10^–5) = 5,6 моль/дм³. 

Ответ: С_М(СН₃СООН) = 5,6 моль/дм³. 
 

Задача 93. 
Вычислите молярность раствора C₂H₅COOH, имеющего рН 3,2. 
Решение:
рН = 3,2;
К_D(C₂H₅COOH) = 1,40 · 10^–4.

Водородный показатель (pH) раствора численно равен десятичному логарифму концентрации ионов водорода в этом растворе:

рН = -lg[H⁺]

Пусть искомая концентрация ионов водорода будет «х«. Тогда, учитывая, что pH раствора 3,2, найдем концентрацию ионов водорода в этом растворе:

-lg[H⁺] = -lgx = 3,2

Тогда

х = 6,3 · 10^–4.

Таким образом,концентрация ионов водорода в растворе равна 6,3 · 10^–4 моль/дм³.

Концентрации ионов [H⁺] и ионов [C₂H₅COO^—] в растворе C₂H₅COOH равны:

C₂H₅COOH ⇔ C₂H₅COO^—  +  H⁺

Обозначим искомую концентрацию уксусной кислоты через «у» и найдём его значение из выражения константы диссоциации, получим:

К_D(C₂H₅COOH) = [H⁺][C₂H₅COO^—]/[C₂H₅COOH];

1,40 · 10^–4 = (6,3 · 10^–4)²/у;

у = (6,3 · 10^–4)^2/(1,40 · 10^–4) = 2,84 · 10^–3 моль/дм³. 

Ответ: С_М([C₂H₅COOH) = 2,84 · 10^–3 моль/дм³. 

Уравнение
диссоциации бинарного электролита в
общем виде:

A_aB_b

aA^z+
+ bB^z−

Степень диссоциации,
по определению, равна отношению числа
моль A_aB_b,
распавшегося на ионы, к общему числу
моль A_aB_b.

Пусть объём раствора
равен одному литру. Тогда общее число
моль A_aB_b
− это молярная концентрация электролита
c.

При распаде одного
моля A_aB_b
образуется «a»
моль ионов A^z+.
Следовательно, число моль электролита
A_aB_b,
распавшегося на ионы, в «a»
раз меньше, чем молярная концентрация
ионов A^z+,
т.е. равна
(концентрацию ионов принято обозначать
в квадратных скобках).

Используя определение
степени диссоциации, получаем:

;

.

Поскольку, по
определению, степень диссоциации равна
отношению числа моль электролита,
распавшегося на ионы, к общему числу
моль электролита, а для одного литра
раствора это, как мы установили, величины,
соответственно равные
иc,
то:

;

.

Таким образом,
концентрация
ионов связана с молярной концентрацией
электролита следующим
образом:

;

.

Эти формулы
применимы и к слабым, и к сильным
электролитам.

Рассмотрим примеры.

Найдём
концентрацию ионов в 0,1 М растворе
Cr₂(SO₄)₃,
если степень диссоциации 60 %.

Cr₂(SO₄)₃

2Cr³⁺
+ 3SO₄²⁻

[Cr³⁺]
= 2c
= 2∙0,1∙0,6 = 0,12 моль/л.

[SO₄²⁻]
= 3c
= 3∙0,1∙0,6 = 0,18 моль/л.

В указанные
соотношения входит именно молярная
концентрация. Если в условии задачи
приведены другие способы выражения
концентрации раствора, то необходимо
сначала определить молярную концентрацию.

Например, в условии
данной задачи могла быть дана нормальность
раствора сульфата хрома (III),
равная 0,6 г-экв/л, или же сказано, что
концентрация составляет 39,2 г/л (проверьте
самостоятельно, что это 0,1 М раствор).

Для
растворов кислот и оснований
приведённые соотношения особенно важны
для определения молярных концентраций
соответственно ионов водорода и
гидроксид-ионов.

Например, для
раствора серной кислоты

H₂SO₄

2H⁺
+ SO₄²⁻

[H⁺]
= 2c;

Для раствора
аммиака

NH₃∙H₂O

NH₄⁺
+ OH⁻

[OH⁻]
= c;

Рассмотрим пример
ещё одного задания.

Найдем
степень диссоциации гидрата аммиака в
его 0,23 М растворе, если в трех литрах
раствора содержится 0,0045 моль ионов
аммония.

В формуле
известно значениеc.
Молярную концентрацию ионов NH⁺
найдем, составив пропорцию:

в
3 л содержится 0,0045 моль NH₄⁺

в
1 л » x
моль NH₄⁺

[NH₄⁺]
= x
= 0,0015 моль/л

Вычислим:
,
или 0,65 %.

3) Водородный показатель (рН) растворов, ионное произведение воды, шкала рН.

Ионное
произведение воды K_в
− постоянная при данной температуре
величина. При стандартной температуре

K_в
= [H⁺][OH⁻]
= 10⁻¹⁴.

Произведение
концентраций ионов H⁺
и OH⁻
не меняется, следовательно, во сколько
раз увеличивается концентрация ионов
H⁺,
во столько же раз уменьшается концентрация
OH⁻,
и наоборот.

Водородный
показатель рН = −lg[H⁺].

В нейтральной
среде, когда [H⁺]
= [OH⁻],
[H⁺]
= 10⁻⁷
и рН = 7;

В кислой среде
[H⁺]
> 10⁻⁷
и рН < 7;

В щелочной среде
[H⁺]
< 10⁻⁷
и рН > 7.

Пусть рН = 10. Тогда
[H⁺]
= 10⁻¹⁰ моль/л,
а
.

В данном растворе
концентрация ионов OH⁻
больше
концентрации ионов H⁺
в
раз, или в миллион раз. Концентрация
ионовOH⁻
больше, чем в нейтральной среде в
раз, или в тысячу раз.

Рассмотрим схему
решения задач,
в которых требуется найти
рН в растворах кислоты или основания.
Не забывайте, что в растворах оснований
рН > 7.

I.
В условии даны «c»
и
«».

а) Написать уравнения
диссоциации.

б) Вычислить для
кислоты [H⁺]
= a∙c;

для основания
[OH⁻]
= b∙c.

Здесь «a»
− число ионов водорода и «b»
число гидроксид-ионов, которые образуются
при диссоциации одной молекулы
соответственно кислоты и основания
(см. примеры в пункте 2).

в) Для основания
вычислить
.

г) Зная [H⁺],
определить рН.

II.
В условии нет значения «».
Тогда для слабых электролитов «»
определяется через константу диссоциации
,
а для разбавленных растворов сильных
электролитов принимается, что
равно 1.

Например, определим
рН в 0,001 М растворе NaOH.
Концентрация гидроксид-ионов совпадает
с молярной концентрацией щелочи:

[OH⁻]
= c
= c∙1=
c
= 0,001 = 10⁻³
моль/л.

Найдём:

;

рН = −lg[H⁺]
= −lg10⁻¹¹
= 11.

III.
Если в условии задачи нет значения «c»,
то там содержится вся необходимая
информация для определения молярной
концентрации. Например, может быть
приведена нормальность, или процентная
концентрация и плотность раствора, или
число моль электролита в известном
объёме раствора (см. комментарии к
решению задач №1 ВКР-2).

Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]

• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #

Водородный показатель рН = — lg[H+], то уровень рН можно определять по показателю степени числа 10, показывающий концентрацию ионов водорода и пренебречь числовым значением, например, в случае а) лимонная вода рН = -lg[H+] = — lg 7,9 * 10^-3, пренебрегая значением lg 7,9, получаем уровень РН = 3, т.е. кислая среда;

б)аммониак рН = -lg [H+] = — lg 10^-11 = 11, щелочная среда;

в) уксус рН = — lg[H+] = — lg 6,5 * 10^-3, пренебрегаем числовым значением десятичного логарифма и получаем рН = 3 , кислая среда;

г) апельсиновая вода рН = — lg 3,2 * 10 ^-4, пренебрегаем значением десятичного логарифма числа 3,2, получаем рН =4, кислая среда. (Знак ^ — показатель степени).

Расчет значений рН и рОН в разбавленных растворах сильных и слабых кислот и оснований

Зная концентрацию разбавленных растворов кислот и оснований, можно рассчитывать величины водородного показателя (рН) и гидроксидного показателя (рОН), определяя тем самым активную реакцию среды.

1. В водных растворах сильных кислот (HNO₃, HCl, H₂SO₄ и др.):

(11)

или

(11´)

где С( к-ты) — молярная концентрация эквивалента кислоты (для одноосновных кислот она равна молярной концентрации кислоты);

— кажущаяся степень диссоциации (в долях от единицы).

В предельно разбавленных водных растворах сильных кислот кажущаяся степень диссоциации » 1, поэтому [Н⁺] практически равняется общей концентрации растворов этих кислот:

2. В растворах слабых кислот (H₂CO₃, HCN, СН₃СООН и др.):

(12)

или

(12´)

где a — степень диссоциации в долях от единицы;

— константа диссоциации кислоты (для многоосновных кислот, учитывают диссоциацию только по первой ступени);

, pa и рС( к-ты) — отрицательные десятичные логарифмы соответствующих величин.

3. В водных растворах сильных оснований (NaOH, КОН, Са(ОН)₂, Sr(OH)₂ и др.):

(13)

где С( осн) — молярная концентрация эквивалента основания (для однокислотных оснований она равна молярной концентрации основания);

В предельно разбавленных водных растворах сильных оснований кажущаяся степень диссоциации » 1, поэтому [ОН^—] практически равняется общей концентрации растворов этих щелочей:

4. В растворах слабых оснований (NH₃∙H₂O):

где ‑ константа диссоциации основания.

Кислотно-основное равновесие биологических жидкостей

Кислотно-основные процессы играют большую роль в жизни человека. Так, скорость ферментативных реакций в организме человека, а, следовательно, процессы обмена веществ и физиоло-гические функции в значительной степени зависят от активной кислотности среды. Таким образом, необходимым условием нормального течения жизненных процессов является постоянство рН биологических жидкостей (кислотно-основной гомеостаз). Нару-шение кислотно-основного равновесия (гомеостаза) в организме приводит к изменению рН биологических жидкостей, что, в свою очередь, нарушает нормальное течение процессов обмена веществ.

Сдвиг соотношения концентраций ионов H⁺ и OH^— в сторону увеличения активной кислотности(ацидоз)вызывает уменьшение рН(может возникать в результате нарушения выведения кислот, потери организмом значительных количеств оснований, при наличии высокой концентрации СО₂ во вдыхаемом воздухе, при поносах, рвоте кишечным содержимым и другим причинам).

Сдвиг этого соотношения в сторону уменьшения активной кислотности (алкалоз) вызывает увеличение рН (может развиваться вследствие потери организмом анионов кислот или задержки щелочных катионов; при кишечной непроходимости, при нарушении выведения почками натрия, при поступлении в организм зна-чительных количеств щелочных веществ с пищей или лекар-ственными препаратами, при отравлениях и по другим причинам). Обе формы нарушения кислотно-основного равновесия в организме человека устраняют медикаментозным путем.

Таблица 4.Значения pH различных биожидкостей организма.

Эталоны решения задач

1. Концентрация ионов водорода в растворе составляет 10^—3 моль/л. Рассчитать значения pH, pOH и [ОН^—] в данном растворе. Определить среду раствора.

Примечание.Для вычислений используются соотношения: lg10^a = a; 10^lga = а.

Решение.

1) ;

2)

3)

Среда раствора с pH = 3 является кислой, так как pH < 7.

2. Вычислить рН раствора соляной кислоты с молярной концентрацией 0,002 моль/л.

Решение.

Так как в разбавленном растворе НС1 » 1, а в растворе одноосновной кислоты C(к-ты) = C( к-ты), то можем записать:

1) ,

2)

3. К 10 мл раствора уксусной кислоты с C( СН₃СООН) = 0,01 моль/л добавили 90 мл воды. Найти разность значений pН раствора до и после разбавления, если (СН₃СООН) = 1,85×10^—5.

Решение.

1) В исходном растворе слабой одноосновной кислоты СН₃СООН:

Следовательно:

2) Добавление к 10 мл раствора кислоты 90 мл воды соответ-ствует 10-кратному разбавлению раствора. Поэтому:

Таким образом:

4. Найти значение рН раствора гидроксида кальция с молярной концентрацией эквивалента 0,002 моль/л, если = 95%.

Решение.

В растворах сильных оснований:

5. рН раствора серной кислоты с молярной концентрацией 0,001 моль/л равен 2,72. Найти .

Решение.

В растворе сильной кислоты:

Кислота двухосновная, следовательно, сначала необходимо определить молярную концентрацию эквивалента H₂SO₄ в растворе:

Зная величину pH раствора, можно рассчитать [H⁺]:

Отсюда:

6. Рассчитать рН раствора NaOH, если известно, что в 200 мл этого раствора содержится 0,0004 г NaOH ( » 1).

Решение.

В разбавленном растворе сильного основания:

Рассчитаем C( NaOH):

7. Вычислить число ионов гидроксида, содержащихся в 5 мл раствора, водородный показатель которого равен 3.

Решение.

1)

2)

3)

Для вычисления числа ионов используется соотношение, связывающее число структурных единиц (атомов, ионов, молекул) вещества — N(x), количество этих структурных единиц — n(x) и постоянную Авогадро N_А, равную 6,02·10²³ моль^—1:

.

Отсюда:

8. Рассчитать массу основания С₅H₅N·Н₂О в 150 мл раствора, водородный показатель которого равен 10, если (С₅H₅N·Н₂О) = 5,2.

Решение.

Массу основания в растворе можно вычислить, зная молярную концентрацию раствора. Так как С₅H₅N·Н₂О — однокислотное основание, то из соотношения 14′:

рС(осн) = 2·рОН — .

Величину рОН найдем из соотношения:

рОН = 14 — рН = 14 — 10 = 4.

Таким образом:

рС(С₅H₅N·Н₂О) = 2·4 — 5,2 = 2,8;

С(С₅H₅N·Н₂О) = 10^—рС = 10^—2,8 = 1,58·10^—3 моль/л;

m(С₅H₅N·Н₂О) = С(С₅H₅N·Н₂О)·М(С₅H₅N·Н₂О)·V_р-ра =

= 1,58·10^—3·97·0,15 = 0,023 г.

9. Вычислить молярную концентрацию гидроксида калия в растворе, водородный показатель которого равен 12, если = 90 %.

Решение.

Гидроксид калия является однокислотным основанием, поэтому согласно соотношениям (8), (10) и (13):

10. Вычислить рН раствора азотной кислоты с C(HNO₃) = 0,01 моль/л (расчет вести через активность ионов Н⁺).

Решение.

Для определения коэффициента активности сначала следует вычислить ионную силу раствора I:

Величину , отвечающую I = 0,01, можно рассчитать по формуле:

Отсюда:

Если принять = 1, то:

Для точных расчетов сотые доли имеют значение.

11. Рассчитать рН раствора, в 100 мл которого находится 0,1 г гидроксида натрия и 0,174 г сульфата калия.

Решение.

Молярные концентрации электролитов в растворе составляют:

Ионная сила раствора, содержащего ионы Na⁺, K⁺, ОН^— и SO₄^2—, равна:

Коэффициент активности гидроксид-ионов и их активность соответственно равны:

Из соотношения (3) находим активность ионов водорода:

Таким образом:

12. Найти число недиссоциированных молекул кислоты в 500 мл раствора HF, если = 10 %, pH = 2,5, (НF) = 7,2×10^—4.

Решение.

В растворе слабой одноосновной кислоты молярную концентрацию кислоты можно рассчитать по формуле (12):

.

Общее количество кислоты (n₀) в заданном объеме раствора равно:

.

Количество недиссоциированной кислоты (n) найдем по формуле:

.

Число недиссоциированных молекул кислоты равно:

Вопросы для самоконтроля

1. Какие ионы образуются при диссоциации воды? Составьте выражение для константы диссоциации воды.

2. Что называется ионным произведением воды? Каково численное значение при 20-25⁰С?

3. Чем может быть вызвано изменение величины ионного произведения воды?

4. Изменится ли ионное произведение воды при добавлении к ней кислоты, щелочи или соли?

5. Являются ли концентрации ионов Н⁺ и ОН^— в водных растворах сопряженными величинами?

6. Может ли в водном растворе кислоты (щелочи) концентрация ионов Н⁺ или ОН^— быть равной нулю?

7. Что понимают под терминами кислая, нейтральная, щелочная среда?

8. Что такое активная, потенциальная и общая кислотность в растворах кислот? Что называют активной реакцией среды?

9. Как определяют водородный и гидроксидный показатели? Какова взаимосвязь рН и рОН?

10. Что представляет собой шкала значений рН? Каковы значения рН в нейтральной, кислой и щелочной средах?

11. Имеет ли значение постоянство активной реакции среды в жизнедеятельности человека? Каковы значения рН важнейших биологических жидкостей (кровь, желудочный сок, моча, пот, слюна)?

12. Что такое ацидоз? Что такое алкалоз?

13. Какой вид имеют формулы для расчета активной кислотности в растворах сильных и слабых кислот и оснований?

14. Может ли присутствие NaCl оказать влияние на величину pH раствора соляной кислоты?

15. Могут ли величины рН и рОН принимать отрицательные значения?

Варианты задач для самостоятельного решения

Вариант №1

1. Определить [Н⁺] и [ОН^—], если рН раствора равен 4.

2. Вычислить гидроксидный показатель желудочного сока, если известно, что 100 мл его содержит 0,365 г соляной кислоты ( » 1) и 0,585 г хлорида натрия.

3. Рассчитать массу основания NH₃×Н₂О в 500 мл раствора, водородный показатель которого равен 10,5, если (NH₃×Н₂О) = 4,74.

Вариант №2

1. Вычислить число ионов Н⁺, находящихся в 25 мл раствора, если рОН = 14.

2. Рассчитать рН раствора гидроксида кальция с C(Са(ОH)₂) = 0,02 моль/л, если = 90%.

3. Найти массу уксусной кислоты в 100 мл раствора, гидроксидный показатель которого равен 10, если (СН₃СООН) = 1,8×10^—5.

Вариант №3

1. Определить рН раствора и [Н⁺] в растворе, если [ОН^—] = 3×10^—5 моль/л. Указать характер среды.

2. Вычислить массу гидроксида бария в 250 мл раствора, водородный показатель которого равен 13, если » 1.

3. Рассчитать рН раствора бензойной кислоты с молярной концентрацией 0,01 моль/л, если (С₆Н₅СООН) = 4,2. Во сколько раз изменится рН раствора при разбавлении его водой в 5 раз?

Вариант №4

1. Вычислить рН раствора и [Н⁺] в растворе, если 40 мл раствора содержат 12,04·10²⁰ ионов гидроксида. Указать характер среды.

2. Рассчитать рОН раствора синильной кислоты с молярной концентрацией эквивалента 0,01 моль/л, если (HCN) = 8×10^—10.

3. Найти рН раствора, в 200 мл которого растворено 0,63 г азотной кислоты ( = 1) и 0,261 г нитрата бария.

Вариант №5

1. Определить [Н⁺] и [ОН^—] в растворе, рОН которого равен 5.

2. Вычислить молярную концентрацию гидроксида натрия в растворе, водородный показатель которого равен 13,5, если = 75%.

3. Рассчитать величину рН раствора, в 250 мл которого находится 0,46 г муравьиной кислоты, если (HCООН) = 2,2×10^—4. Во сколько раз изменится рН раствора при разбавлении его водой в 3 раза?

Вариант №6

1. Рассчитать число ионов ОН^—, находящихся в 2 мл раствора, если рН = 10.

2. К 100 мл раствора хлорной кислоты с C(НС1О₄) = 0,1 моль/л ( » 1) прибавили 100 мл Н₂О. Найти рОН раствора до и после разбавления.

3. Вычислить массу основания СН₃NH₂×Н₂О в 650 мл раствора, водородный показатель которого равен 11,5, если (СН₃NH₂×Н₂О) = 4,4·10⁻⁴.

Вариант №7

1. Вычислить рОН раствора и [ОН^—] в растворе, если [Н⁺] = 5×10^—8 моль/л.

2. Рассчитать молярную концентрацию основания С₂Н₅NH₂·H₂O в растворе, водородный показатель которого равен 11,7, если (С₂Н₅NH₂×Н₂О) = 3,25.

3. Найти рН раствора гидроксида калия, если известно, что 100 мл этого раствора содержит 0,0056 г КОН. ( » 1). Во сколько раз изменится рН раствора при разбавлении его водой в 2 раза?

Вариант №8

1. Определить [Н⁺] и [ОН^—] в растворе, pH которого равен 6.

2. Вычислить рН раствора, в 500 мл которого находится 0,05 г LiOH. Диссоциацию щелочи считать полной. Во сколько раз изменится рН раствора при разбавлении его водой в 10 раз?

3. Найти массу азотистой кислоты, содержащейся в 800 мл раствора, гидроксидный показатель которого равен 11,4, если (HNO₂) = 4×10^—4.

Вариант №9

1. Определить рОН раствора, если 1250 мл раствора содержат 3,01·10²³ ионов водорода.

2. Найти рН раствора фтороводородной кислоты, если в 10 мл этого раствора растворено 0,004 г HF, а (HF) = 3,18. Во сколько раз изменится рН раствора при разбавлении его водой в 3 раза?

3. Вычислить массу гидроксида стронция в 300 мл раствора, водородный показатель которого равен 12,8, если кажущаяся степень диссоциации гидроксида равна 95%.

Вариант №10

1. Вычислить рН раствора и [Н⁺] в растворе, если [ОН^—] = 4×10^—4 моль/л. Определить характер среды.

2. Рассчитать массу соляной кислоты, содержащейся в 1,5 мл желудочного сока, водородный показатель которого равен 1,8, если » 1.

3. Определить водородный показатель раствора диметиламина с C((СН₃)₂NH×Н₂О) = 0,01 моль/л, если ((СН₃)₂NH×Н₂О) = 6,1×10^—4. Во сколько раз изменится рН раствора при разбавлении его водой в 15 раз?

Вариант №11

1. Определить [Н⁺] и [ОН^—], если рН раствора равен 1.

2. Вычислить значение рН раствора гидроксида аммония, в 450 мл которого содержится 0,07 г основания, если (NH₃×Н₂О) = 1,85·10⁻⁵.

3. К 125 мл раствора серной кислоты с C(Н₂SО₄) = 0,03 моль/л ( » 91%) добавлено 125 мл воды. Найти рОН раствора до и после разбавления, если кажущаяся степень диссоциации увеличивается до 95%.

Вариант №12

1. Вычислить число ионов Н⁺, находящихся в 30 мл раствора, если рОН = 1.

2. Найти рН раствора гидроксида рубидия, если в 120 мл этого раствора содержится 0,204 г RbОН ( » 1) и 0,87 г K₂SO₄.

3. Определить массу пропионовой кислоты в 750 мл раствора, гидроксидный показатель которого равен 11,5, если (С₂Н₅СООН) = 4,89. Во сколько раз изменится рН раствора при разбавлении его водой в 7 раз?

Вариант №13

1. Определить [Н⁺] и [ОН^—] в растворе, рОН которого равен 4.

2. Найти рН раствора, в 400 мл которого растворено 0,256 г иодоводородной кислоты, если » 98%.

3. Рассчитать массу основания С₆Н₅NH₂×Н₂О в 1500 мл раствора, водородный показатель которого равен 9, если (С₆Н₅NH₂×Н₂О) = 3,8·10⁻¹⁰. Во сколько раз изменится рН раствора при разбавлении его водой в 8 раз?

Вариант №14

1. Определить рОН раствора и [ОН^—], если 4 мл раствора содержат 24,08·10¹⁹ ионов водорода. Указать характер среды.

2. Вычислить молярную концентрацию бензойной кислоты в растворе, гидроксидный показатель которого равен 10,6, если (С₆Н₅СООН) = 6,3×10^—5. Во сколько раз изменится рН раствора при разбавлении его водой в 5 раз?

3. Рассчитать рН раствора, содержащего гидроксид калия с С(КОН) = 0,005 моль/л и нитрат натрия с С(NаNO₃) = 0,015 моль/л.

Вариант №15

1. Вычислить [Н⁺] и [ОН^—] в растворе, рОН которого равен 6,5.

2. Определить массу уксусной кислоты в 350 мл раствора, гидроксидный показатель которого равен 10,4, если (СН₃СООН) = 4,75.

3. К 25 мл раствора гидроксида кальция с C(Сa(OH)₂) = 0,015 моль/л ( » 90%) добавлено 125 мл воды. Найти рН раствора до и после разбавления, если кажущаяся степень диссоциации увеличивается до 99%.

Вариант №16

1. Определить число ионов ОН^—, находящихся в 20 мл биологической жидкости, водородный показатель которой равен 7,35.

2. Рассчитать величину рОН раствора, в 50 мл которого находится 0,027 г бромоводородной кислоты, если » 1. Во сколько раз изменится рН раствора при разбавлении его водой в 3 раза?

3. Вычислить массу основания СН₃NH₂×Н₂О в 300 мл раствора, водородный показатель которого равен 11, если (СН₃NH₂×Н₂О) = 3,36.

Вариант №17

1. Вычислить рН раствора и [Н⁺] в растворе, если [ОН^—] = 2×10^—4 моль/л. Определить характер среды.

2. Найти рН раствора, в 500 мл которого находится 0,005 моль гидроксида натрия и 0,01 моль хлорида кальция.

3. Рассчитать массу циановодородной кислоты, содержащейся в 400 мл раствора, гидроксидный показатель которого равен 11,4, если (HСN) = 9,1.

Вариант №18

1. Определить соотношение [ОН^—] в крови (рН = 7,4) и в спинномозговой жидкости (рН = 7,5).

2. Найти водородный показатель раствора азотной кислоты с C(НNО₃) = 10^—9 моль/л, если » 1.

3. Рассчитать массу основания С₂Н₅NH₂·H₂O в 1800 мл раствора, водородный показатель которого равен 11,2, если (С₂Н₅NH₂×Н₂О) = 5,6·10⁻⁴. Во сколько раз изменится рН раствора при разбавлении его водой в 5 раз?

Вариант №19

1. Определить рОН раствора, если 190 мл раствора содержат 15,05·10¹³ ионов водорода.

2. Вычислить рН раствора гидроксида бария, если известно, что 750 мл этого раствора содержит 0,513 г Ва(ОН)₂. Во сколько раз изменится рН раствора при разбавлении его водой в 20 раз? В обоих случаях диссоциацию щелочи считать полной.

3. К 10 мл раствора муравьиной кислоты с C(НСООН) = 0,15 моль/л прибавили 40 мл Н₂О. Найти рОН раствора до и после разбавления, если (HCООН) = 3,66.

Вариант №20

1. Определить гидроксидный показатель раствора гидроксида цезия с C(CsОН) = 10^—9 моль/л, если » 1.

2. Рассчитать число недиссоциированных молекул слабой одноосновной кислоты в 800 мл раствора, если степень диссоциации кислоты составляет 2,5%, рН раствора равен 3,5, а (к-ты) = 1,85×10^—5.

3. Вычислить водородный показатель раствора, в 300 мл которого содержится 0,384 г иодоводородной кислоты и 0,284 г сульфата натрия.

БЛОК ИНФОРМАЦИИ

ГИДРОЛИЗ

Растворение веществ в воде часто сопровождается химическим взаимодействием обменного характера.

Разложение веществ, проходящее с обязательным участием воды и протекающее по схеме:

AB + H-OH ⇄ AН + BОН

называется гидролизом.

Гидролизу могут подвергаться самые различные вещества: органические (эфиры, жиры, углеводы и др.), неорганические (соли, карбиды, нитриды и др.), а также высокомолекулярные соединения (белки).

Процессы ферментативного гидролиза играют важнейшую роль в пищеварении и тканевом обмене веществ всех живых организмов. Так, высокомолекулярные соединения, гидролизуются до низкомоле-кулярных продуктов (аминокислоты, глюкоза и т. п.), которые затем всасываются из кишечника и переносятся в различные ткани, где подвергаются дальнейшим превращениям.

Наибольшее практическое значение имеет гидролиз:

а) органических полимеров (белков, полисахаридов и т. п.), обычно протекающий в присутствии биологического катализатора;

б) сложных эфиров, в частности, жиров;

в) солей.

Ниже более подробно будет рассмотрен гидролиз солей, который играет большую роль в регулировании кислотности среды и в поддержании в организме кислотно-основного гомеостаза.

Гидролиз солей

Практика показывает, что водные растворы многих средних солей (К₂СО₃, MgCl₂, CH₃COONa, FeSO₄ и др.) имеют неодинаковые значения рН. Причиной этого является гидролиз солей.

Гидролизом солей называется обменное взаимодействие ионов соли с водой, приводящее к образованию малодиссоциированных соединений или ионов, что вызывает изменение рН раствора.

Процесс гидролиза солей включает в себя две стадии: электро-литическую диссоциацию соли на ионы с последующим переходом протона от молекулы воды к аниону:

CO₃^2— + H-OH ⇄ НCO₃^— + ОН^—,

либо от гидратированного катиона металла к молекуле воды:

Fe³⁺×nH₂O + H-OH ⇄ FeOH²⁺×(n-1)H₂O + Н₃O⁺.

Следует отметить, что вторая стадия процесса протекает в заметной степени, если в результате образуются малодис-социированные или малорастворимые соединения.

В обоих случаях происходит смещение равновесия диссоциации воды:

H₂O ⇄ Н⁺ + ОН^—.

В результате в растворе увеличивается концентрация ионов Н⁺ или ОН^—, что находит отражение в изменении значения рН раствора.

Рассмотрим некоторые частные случаи гидролиза солей.

Соли, образованные катионами сильных оснований и анионами сильных кислот(Na₂SO₄, CaCl₂, KI, Sr(NO₃)₂ и др.), не гидролизуются, так как катионы и анионы этих солей не образуют с водой малодиссоциированных электролитов. Водные растворы таких солей имеют нейтральную реакцию среды (рН = 7).

Гидролизу подвергаются три типа солей.

1. Соли, образованные катионами сильного основанияи анионамислабой кислоты(CH₃COONa, KCN, Ca(OCl)₂, NaF и др.).

Соли этого типа за счет гидролиза в водных растворах имеютщелочнуюреакцию. Этот случай гидролиза называется гидролизом по аниону.

Соли, образованные многоосновнымислабыми кислотами (Na₂S, Na₂CO₃, K₃PO₄, Na₂SO₃ и др.), гидролизуются ступенчато, образуя в качестве промежуточных продуктов кислые соли.

Пример 1. Гидролиз ацетата натрия CH₃COONa.

Эта соль образована слабой кислотой (CH₃COOH) и сильным основанием (NaOH). Гидролиз данной соли протекает по аниону (CH₃COO^—) в одну ступень и описывается при помощи либо полного молекулярного уравнения:

CH₃COONa + H-OH ⇄ CH₃COOH + NaОН, pH > 7;

либо сокращенно-ионного уравнения:

CH₃COO^— + H-OH ⇄ CH₃COOH + ОН^—.

В результате образования малодиссоциированного электролита СН₃СООН равновесие диссоциации воды смещается в сторону образования ионов Н⁺ и ОН^—. В результате связывания ионов Н⁺ ионами СН₃СОО^— в CH₃COOH концентрация ионов ОН^— в растворе увеличивается и, таким образом, раствор приобретает щелочную реакцию.

Пример 2. Гидролиз сульфида калия K₂S.

Гидролиз данной соли протекает по аниону (S^2—) в две ступени:

первая ступень:

K₂S + H-OH ⇄ KHS + KОН, pH > 7,

S^2— + H-OH ⇄ HS^— + ОН^—;

вторая ступень:

KHS + H-OH ⇄ H₂S + KОН,

HS^— + H-OH ⇄ H₂S + ОН^—.

По второй ступени гидролиз протекает значительно слабее, чем по первой и может осуществляться только при нагревании и разбавлении раствора.

2. Соли, образованные катионами слабого основания и анионами сильной кислоты(NH₄C1, FeSO₄, ZnCl₂ и др.).

Соли этого типа за счет гидролиза в водных растворах имеют кислую реакцию. Этот случай гидролиза называется гидролизом по катиону.

Соли, образованные многозарядными катионами слабого основания, гидролизуются ступенчато, образуя в качестве промежу-точных продуктов основные соли.

Пример 3. Гидролиз нитрата цинка Zn(NO₃)₂.

Эта соль образована сильной кислотой (HNO₃) и слабым основанием (Zn(OH)₂). Гидролиз данной соли протекает по катиону (Zn²⁺) в две ступени:

первая ступень:

Zn(NO₃)₂ + H-OH ⇄ ZnOHNO₃ + HNO₃, pH < 7,

Zn²⁺ + H-OH ⇄ ZnOH⁺ + H⁺;

вторая ступень:

ZnOHNO₃ + H-OH ⇄ Zn(OH)₂ + HNO₃,

ZnOH⁺ + H-OH ⇄ Zn(OH)₂ + H⁺.

Пример 4. Гидролиз сульфата хрома Cr₂(SO₄)₃.

Гидролиз данной соли протекает по катиону (Сr³⁺) в три ступени:

первая ступень:

Cr₂(SO₄)₃ + 2H-OH ⇄ 2CrOHSO₄ + H₂SO₄, pH < 7,

Cr³⁺ + H-OH ⇄ CrOH²⁺ + H⁺;

вторая ступень:

2CrOHSO₄ + 2H-OH ⇄ [Cr(OH)₂]₂SO₄ + H₂SO₄,

CrOH²⁺ + H-OH ⇄ Cr(OH)₂⁺ + H⁺;

третья ступень:

[Cr(OH)₂]₂SO₄ + 2H-OH ⇄ 2Cr(OH)₃ + H₂SO₄,

Cr(OH)₂⁺ + H-OH ⇄ Cr(OH)₃ + H⁺.

В обоих случаях по второй (и далее) ступени гидролиз протекает только при нагревании и разбавлении раствора.

3. Соли, образованные катионами слабого основания и анионами слабой кислоты(NH₄CN, CH₃COONH₄, (NH₄)₂S, (NH₄)₂CO₃ и др.).

Соли этого типа за счет гидролиза в водных растворах имеют слабокислую, слабощелочную или нейтральную реакцию в зависимости от величины констант диссоциации кислот и оснований, образующих данную соль. Гидролиз идет по катиону и аниону одновременно:

а) если > , то реакция раствора слабокислая;

б) если < , то реакция раствора слабощелочная;

в) если = , то реакция раствора нейтральная.

Пример 5. Гидролиз ацетата аммония CH₃COONH₄.

Эта соль образована слабой кислотой (CH₃COOH) и слабым основанием (NH₃∙H₂O). Гидролиз данной соли протекает c образованием двух малодиссоциированных соединений:

CH₃COONH₄ + H-OH ⇄ NH₃×H₂O + CH₃COOH,

CH₃COO^— + NH₄⁺ + H-OH ⇄ NH₃×H₂O + CH₃COOH.

(NH₃×Н₂О) = 1,8×10^—5;

(СН₃СООН) = 1,8×10^—5,

pH » 7 (нейтральная среда).

Пример 6. Гидролиз карбоната аммония (NH₄)₂СO₃.

Гидролиз данной соли протекает ступенчато:

первая ступень:

(NH₄)₂СO₃ + H-OH ⇄ NH₃×H₂O + NH₄HСO₃,

NH₄⁺ + СO₃^2— + H-OH ⇄ NH₃×H₂O + HСO₃^—;

вторая ступень:

NH₄HСO₃ + H-OH ⇄ NH₃×H₂O + H₂СO₃,

NH₄⁺ + HСO₃^— + H-OH ⇄ NH₃×H₂O + H₂СO₃.

(NH₃×Н₂О) = 1,8×10^—5,

(Н₂СО₃) = 3,7×10^—7,

(Н₂СО₃) = 4,7×10^—11,

pH > 7 (слабощелочная среда).

Из приведенных примеров видно, что гидролизсолей, образованных многозарядными катионами или анионами, протекает ступенчато, но самопроизвольно не доходит до конца (т. е. до образования кислоты и основания, образующих данную соль). Гидролиз по первой ступени протекает в большей степени, чем по последующим ступеням. Это связано с тем, что при гидролизе по первой ступени в растворе увеличивается концентрация ионов Н⁺ или ОН^—, что препятствует дальнейшему протеканию процесса.

Необратимыйгидролиз (т. е. самопроизвольно протекающий до конца) встречается у некоторых солей, образованных катионами слабого основания и анионами слабой кислоты. Для таких солей в соответствующей клетке таблицы растворимости стоит прочерк. Это означает, что вследствие полного гидролиза такие соли в водном растворе не существуют. Необратимый гидролиз возможен только в том случае, когда образующееся в результате гидролиза одно малодиссоциированное соединение является малорастворимым (основание), а другое — летучим (кислота).

Пример 7. Гидролиз сульфида алюминия Al₂S₃ (в таблице растворимости – прочерк).

При растворении этой соли в воде протекает необратимый процесс гидролиза:

Al₂S₃ + 6H₂O = 2Al(OH)₃¯ + 3H₂S­

Необратимый гидролиз необходимо учитывать при написании уравнений реакций, протекающих между электролитами в водных растворах.

Пример 8.Смешали водные растворы Na₂CO₃ и FeCl₃. Написать уравнение протекающей реакции.

Здесь имеет место взаимный гидролиз, т.е. гидролиз одной соли усиливает гидролиз другой соли. Таким образом, процесс гидролиза самопроизвольно идет до конца, т. е. до образования малораст-воримого гидроксида железа (III) Fe(OH)₃ и углекислого газа СО₂:

3Na₂CO₃ + 2FeCl₃ + 3H₂O = 2Fe(OH)₃¯ + 3CO₂­ + 6NaCl

3СO₃^2— + 2Fe³⁺ + 3H₂O = 2Fe(OH)₃¯ + 3CO₂­