Равновесия в растворах электролитов

Расчет концентрации ионов водорода и рН в растворах сильных кислот

И оснований

При растворении вещества в воде могут образовываться ионы. Частичный или полный распад вещества на ионы в результате взаимодействия с растворителем называют электролитической диссоциацией. Одной из основных характеристик электролитической диссоциации является степень диссоциации (α), которая равна отношению концентрации продиссоциировавших молекул к начальной концентрации растворенного вещества.

Степень диссоциации зависит от: природы растворителя; природы растворенного вещества; концентрации раствора (чем меньше концентрация раствора, тем больше степень диссоциации); температуры; наличия одноименного иона.

По степени диссоциации все электролиты делятся на сильные и слабые. Сильные электролиты в не слишком концентрированных растворах практически полностью диссоциируют на ионы. К сильным электролитам относятся:

- все растворимые в воде основания (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂, Ra(OH)₂;

- сильные кислоты (HNO₃, H₂SO₄, HCl, HBr, HI, HClO₄ и некоторые другие);

- почти все растворимые в воде соли, в том числе и комплексные.

Задача 5

В мерную колбу объемом V₁ (мл) внесли V₂ (мл) раствора S₁ с концентрацией C₁ (моль/л) (таблица 9). Объем раствора довели до метки. Какова молярная и нормальная концентрации полученного раствора и его рН?

Таблица 9 – Условие задачи 5

Продолжение таблицы 9

Разберем решение этой задачи на примере вариантов 1 и 2.

Рассчитаем концентрацию раствора серной кислоты С₂ (вариант 1), полученную при разбавлении раствора С₁. Воспользуемся законом разбавления (14):

(моль/л).

Найдем нормальную концентрацию раствора (7):

(моль экв/л).

Запишем уравнение диссоциации серной кислоты. Это сильный электролит, который нацело диссоциирует на ионы:

0,0010 2∙0,0010

H₂SO₄ → 2H⁺ + SO₄^2–

Если начальная концентрация H₂SO₄ равна 0,00100 моль/л, то, согласно уравнению реакции, концентрация образовавшихся ионов водорода в два раза больше и равна 0,00200 моль/л. Рассчитаем рН полученного раствора:

рН = –lg C(H⁺) = –lg 0,00200 = 2,6990 (рН = 2,70).

Полученный результат можно округлить с точностью до ±0,01 рН, в соответствии с точностью обычного рН-метра.

Аналогично решаем эту задачу для второго варианта. Рассчитываем концентрацию раствора Ba(OH)₂, полученного после разбавления раствора С₁ и его нормальность Сн:

Запишем диссоциацию гидроксида бария:

0,0224 2·0,0224

Ba(OH)₂ → Ba²⁺ + 2OH^–

С(ОН^–) = 0,04480 моль/л.

Рассчитаем рН раствора: рОН = –lg C(OH^–) = –lg 0,04480 = 1,3487;

рН = 14 – рОН = 14 – 1,3487 = 12,6513 (рН = 12,65).

Таблица 10 – Ответы к задаче 5

Расчет концентрации ионов водорода и рН в растворах слабых кислот

И оснований

Слабые электролиты диссоциируют не полностью, в их растворах кроме ионов присутствуют также и недиссоциированные молекулы, концентрации которых связаны константой диссоциации. Например, для слабой кислоты HA константа диссоциации может быть записана следующим образом:

С₀–х х х

HA ↔ H⁺ + A^–

(моль/л). (16)

Если начальную концентрацию кислоты принять равной С₀, а концентрацию продиссоциировавшей кислоты считать равной х, тогда в результате протекания реакции диссоциации в растворе останется (С₀ – х) моль/л молекул кислоты и образуется х моль/л ионов водорода (С(Н⁺) = х) и х моль/л анионов кислоты (С(А^–) = х). Эти концентрации для участников реакции называются равновесными. Для определения равновесных концентраций необходимо решить следующее квадратное уравнение:

	(17)
(18)

Степень диссоциации НА (α) равна:

(19)

Если степень диссоциации слабой кислоты мала (меньше 0,1 %), то х<<С₀ и в знаменателе уравнения (17) можно пренебречь величиной х:

(20)

В случае, когда в растворе находится слабое основание, например гидроксид аммония NH₄OH, в растворе в равновесии будут находиться его молекулы (C₀ – х), гидроксид-ионы ОН^– (х) и ионы аммония NH₄⁺ (х). Диссоциацию этого вещества в водном растворе и соответствующую константу диссоциации можно представить следующим образом:

С₀–х х х

NH₄OH ↔ NH₄⁺ + OH^–

Решая это уравнение, можно найти х, который в этом случае будет равен концентрации ионов ОН^–. Поэтому сначала будет получена величина рОН, а затем рН.

Задача 6

Рассчитайте рН и степень диссоциации слабой одноосновной кислоты, если ее константа диссоциации равна К, а концентрация раствора – С₀ (моль/л) (таблица 11).

Таблица 11 – Условие задачи 6

Пример решения задачи 6 (вариант 1).

Запишем уравнение электролитической диссоциации слабой одноосновной кислоты НА:

0,040–х х х

HA ↔ H⁺ + A^–

Пусть продиссоциировало х моль/л кислоты НА, тогда осталось в (С₀ – х) или (0,040 – х) и образовалось х моль/л ионов Н⁺ и х моль/л ионов А^–. Подставим эти обозначения в константу диссоциации кислоты:

Сначала проверим возможность упрощенного решения квадратного уравнения. Для этого решим это уравнение исходя из предположения, что х<<С₀ (20), тогда:

Степень диссоциации этой кислоты достаточно мала, однако значение 2,24 % превышает желаемую аналитическую точность определения 0,1 %. Поэтому этот расчет необходимо повторить с использованием точного уравнения (18):

(моль/л).

Рассчитаем рН раствора и степень диссоциации кислоты:

Таблица 12 – Ответы к задаче 6

Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском по сайту: