Растворы слабых и средних электролитов

Классификация электролитов

Основной количественной характеристикой электролитической диссоциации является степень диссоциации.

Степенью диссоциации a называется отношение количества электролита, распавшегося на ионы (n), к общему количеству растворённого электролита (n₀):

(1)

Величина a безразмерна, выражается в долевых единицах или в % и зависит от природы электролита, растворителя, температуры, концентрации и состава раствора.

При переходе от водных растворов к органическим растворителям степень диссоциации электролитов может возрастать или уменьшаться. В дальнейшем, при отсутствии специальных указаний, будем считать, что растворителем является вода.

По степени диссоциации электролиты условно делят на сильные (a > 30%), средней силы[2] (3% < a < 30%) и слабые (a < 3%).

К сильным электролитам относят:

1) некоторые неорганические кислоты (HCl, HBr, HI, HNO₃, H₂SO₄, HClO₄, HMnO₄, H₂Cr₂O₇ и ряд других);

2) гидроксиды щелочных (Li, Na, K, Rb, Cs) и щелочноземельных (Ca, Sr, Ba) металлов, гидратные формы четвертичных аминов;

3) почти все растворимые соли.

К электролитам средней силы относят H₃PO₄, H₂SO₃, Mg(OH)₂[3], HCOOH, HF и некоторые другие.

Слабыми электролитами считают все карбоновые кислоты (кроме HCOOH) и гидратированные формы алифатических и ароматических аминов, а также многие неорганические кислоты (HCN, H₂S, H₂CO₃, HClO и др.) и основания (NH₃∙H₂O, Cu(OH)₂ и др.).

Теории кислот и оснований

Несмотря на то, что понятия «кислота» и «основание» широко используются для описания химических процессов, единого подхода к классификации веществ с точки зрения отнесения их к кислотам или основаниям нет. Существующие в настоящее время теории (ионная теория С. Аррениуса, протолитическая теория И. Брёнстеда и Т. Лоури и электронная теория Г. Льюиса) имеют определённые ограничения и, таким образом, применимы лишь в частных случаях. Остановимся подробнее на каждой из этих теорий.

Теория Аррениуса

В ионной теории Аррениуса понятия «кислота» и «основание» тесно связаны с процессом электролитической диссоциации:

Кислотой является электролит, диссоциирующий в растворах с образованием только катионов Н⁺ и анионов кислотного остатка.

Основанием является электролит, диссоциирующий в растворах с образованием только анионов ОН^- и катионов различной природы.

Амфолитом (амфотерным электролитом) является электролит, диссоциирующий в растворах с образованием как ионов Н⁺, так и ионов ОН^-.

Например:

кислота

НА ⇄ Н⁺ + А^-

основание

МеОН ⇄ Ме⁺ + ОН^-

амфолит

nH⁺ + MeO_n^n- ⇄ Ме(ОН)_n ⇄ Меⁿ⁺ + nОН^-

В соответствии с ионной теорией кислотами могут быть как нейтральные молекулы, так и ионы, например:

HF ⇄ H⁺ + F^-

H₂PO₄^- ⇄ H⁺ + HPO₄^2-

NH₄⁺ ⇄ H⁺ + NH₃

Аналогичные примеры можно привести и для оснований:

KОН K⁺ + ОН^-

[Al(OH)₄]^- ⇄ Al(OH)₃ + ОН^-

[Fe(OH)]⁺ ⇄ Fe²⁺ + ОН^-

К амфолитам относят гидроксиды цинка, алюминия, хрома (III) и некоторые другие, а также аминокислоты, белки, нуклеиновые кислоты.

В целом, кислотно-основное взаимодействие в растворе сводится к реакции нейтрализации:

H⁺ + ОН^- H₂O

Однако ряд экспериментальных данных показывает ограниченность ионной теории. Так, аммиак, органические амины, оксиды металлов типа Na₂O, СаО, анионы слабых кислот и т. д. в отсутствии воды проявляют свойства типичных оснований, хотя не имеют в своем составе гидроксид-ионов.

С другой стороны, многие оксиды (SO₂, SO₃, Р₂О₅ и т.д.), галогениды, галогенангидриды кислот, не имея в своем составе ионов водорода, даже в отсутствии воды проявляют кислотные свойства, т. е. нейтрализуют основания.

Кроме того, поведение электролита в водном растворе и в неводной среде может быть противоположным.

Так, CH₃COOH в воде является слабой кислотой:

CH₃COOH ⇄ CH₃COO^- + H⁺,

а в жидком фтороводороде проявляет свойства основания:

2HF + CH₃COOH ⇄ CH₃COOH₂⁺ + НF₂^-

Исследования подобных типов реакций и в особенности реакций, протекающих в неводных растворителях, привели к созданию более общих теорий кислот и оснований.

Теория Брёнстеда и Лоури

Дальнейшим развитием теории кислот и оснований явилась предложенная И. Брёнстедом и Т. Лоури протолитическая (протонная) теория. В соответствии с этой теорией:

Кислотой называют любое вещество, молекулы (или ионы) которого способны отдавать протон, т.е. быть донором протона;

Основанием называют любое вещество, молекулы (или ионы) которого способны присоединять протон, т.е. быть акцептором протона;

Таким образом, понятие основания значительно расширяется, что подтверждается следующими реакциями:

ОН^‑ + Н⁺ Н₂О

NH₃ + H⁺ NH₄⁺

H₂N-NH₃⁺ + H⁺ H₃N⁺-NH₃⁺

По теории И. Брёнстеда и Т. Лоури кислота и основание составляют сопряжённую пару и связаны равновесием:

КИСЛОТА ⇄ ПРОТОН + СОПРЯЖЁННОЕ ОСНОВАНИЕ

Для сопряжённых кислоты и основания выполняются следующие соотношения:

× = 10^‑14;

+ = 14

Отсюда следует, что чем слабее кислота, тем сильнее сопряжённое основание.

Поскольку реакция переноса протона (протолитическая реакция) обратима, причем в обратном процессе тоже передается протон, то продукты реакции являются друг по отношению к другу кислотой и основанием. Это можно записать в виде обратимого процесса:

НА + В ⇄ ВН⁺ + А^-,

где НА – кислота, В – основание, ВН⁺ – кислота, сопряжённая с основанием В, А^- – основание, сопряжённое с кислотой НА.

Примеры.

1) в реакции:

HCl + OH^- ⇄ Cl^- + H₂O,

HCl и H₂O – кислоты, Cl^- и OH^- – соответствующие сопряжённые с ними основания;

2) в реакции:

HSO₄^- + H₂O ⇄ SO₄^2- + H₃O⁺,

HSO₄^- и H₃O⁺ – кислоты, SO₄^2- и H₂O – основания;

3) в реакции:

NH₄⁺ + NH₂^- ⇄ 2NH₃,

NH₄⁺ – кислота, NH₂^- – основание, а NH₃ выступает в роли как кислоты (одна молекула), так и основания (другая молекула), т.е. демонстрирует признаки амфотерности – способности проявлять свойства кислоты и основания.

Такой способностью обладает и вода:

2Н₂О ⇄ Н₃О⁺ + ОН^-

Здесь одна молекула Н₂О присоединяет протон (основание), образуя сопряжённую кислоту – ион гидроксония Н₃О⁺, другая отдаёт протон (кислота), образуя сопряжённое основание ОН^-. Этот процесс называется автопротолизом.

Из приведённых примеров видно, что в отличие от представлений Аррениуса, в теории Брёнстеда и Лоури реакции кислот с основаниями не приводят к взаимной нейтрализации, а сопровождаются образованием новых кислот и оснований.

Необходимо также отметить, что протолитическая теория рассматривает понятия «кислота» и «основание» не как свойство, но как функцию, которую выполняет рассматриваемое соединение в протолитической реакции. Одно и то же соединение может в одних условиях реагировать как кислота, в других – как основание. Так, в водном растворе СН₃СООН проявляет свойства кислоты, а в 100%-й H₂SO₄ – основания.

Однако, несмотря на свои достоинства, протолитическая теория, как и теория Аррениуса, не применима к веществам, не содержащим атомов водорода, но, в тоже время, проявляющим функцию кислоты: галогенидам бора, алюминия, кремния, олова.

Так, взаимодействие

BaO + SO₃ → BaSO₄

по здравому смыслу является кислотно-основным, но ни по Аррениусу, ни по Брёнстеду-Лоури здесь нет ни кислоты, ни основания.

Теория Льюиса

Иным подходом к классификации веществ с точки зрения отнесения их к кислотам и основаниям явилась электронная теория Льюиса. В рамках электронной теории:

кислотой называют частицу (молекулу или ион), способную присоединять электронную пару (акцептор электронов);

основанием называют частицу (молекулу или ион), способную отдавать электронную пару (донор электронов).

Согласно представлениям Льюиса, кислота и основание взаимодействуют друг с другом с образованием донорно-акцепторной связи. В результате присоединения пары электронов у атома с электронным дефицитом возникает завершённая электронная конфигурация - октет электронов. Например:

Аналогичным образом можно представить и реакцию между нейтральными молекулами:

Классическая реакция нейтрализации в терминах теории Льюиса рассматривается как присоединение электронной пары гидроксид-иона к иону водорода, предоставляющему для размещения этой пары свободную орбиталь:

Таким образом, сам протон, легко присоединяющий электронную пару, с точки зрения теории Льюиса, выполняет функцию кислоты.
В этой связи, кислоты по Брёнстеду могут рассматриваться как продукты реакции между льюисовскими кислотами и основаниями. Так, HCl является продуктом нейтрализации кислоты H⁺ основанием Cl^-, а ион H₃O⁺ образуется в результате нейтрализации кислоты H⁺ основанием H₂O.

Реакции между кислотами и основаниями Льюиса также иллюстрируют следующие примеры:

Кислота	Основание	Кислотно-основный комплекс
SO2	H2O	H2SO3
Al(OH)3	OH–	[Al(OH)4]–
Zn(OH)2	2OH–	[Zn(OH)4]2–
Ag+	2CN–	[Ag(CN)2]–

К основаниям Льюиса также относят галогенид-ионы, аммиак, алифатические и ароматические амины, кислородсодержащие органические соединения типа R₂CO, (где R - органический радикал).

К кислотам Льюиса относят галогениды бора, алюминия, кремния, олова и других элементов.

Очевидно, что в теории Льюиса понятие «кислота» включает в себя более широкий круг химических соединений. Это объясняется тем, что по Льюису отнесение вещества к классу кислот обусловлено исключительно строением его молекулы, определяющим электронно-акцепторные свойства, и не обязательно связано с наличием атомов водорода. Льюисовские кислоты, не содержащие атомов водорода, называют апротонными.

Следует сказать, что практические потребности медицинской химии при рассмотрении кислотно-основных взаимодействий удовлетворяются чаще всего в рамках теории Аррениуса или, реже, теории Брёнстеда-Лоури.

Ситуационная задача №1

Ионная сила плазмы крови составляет 0,15 моль/л. Можно ли в качестве плазмозамещающего раствора, использовать раствор, содержащий 0,5 г хлорида натрия, 0,1 г хлорида калия и 0,4 г гидрокарбоната натрия в 100 мл воды?

Решение.

Считая V_р-р » V(H₂O), найдем молярные концентрации электролитов:

В соответствии с уравнениями диссоциации:

NaCl Na⁺ + Cl^-

KCl K⁺ + Cl^-

NaHCO₃ Na⁺ + HCO₃^-

С(Na⁺) = 0,085 + 0,048 = 0,133 моль/л;

С(Cl^-) = 0,085 + 0,013 = 0,098 моль/л;

С(K⁺) = С(KCl) = 0,013 моль/л;

С(HCO₃^-) = C(NaHCO₃) = 0,048 моль/л.

Ионную силу раствора вычисляем по формуле:

Действительно, такой раствор используют в качестве плазмозамещающего под названием «Трисоль».

Примеры решения задач

Задача №1

Написать уравнение электролитической диссоциации Al₂(SO₄)₃ в воде.

Решение.

Сульфат алюминия является сильным электролитом и в водном растворе подвергается полному распаду на ионы. Уравнение диссоциации:

Al₂(SO₄)₃ + (2x + 3y)H₂O 2[Al(H₂O)_x]³⁺ + 3[SO₄(H₂O)_y]^2-,

или (без учёта процесса гидратации ионов):

Al₂(SO₄)₃ 2Al³⁺ + 3SO₄^2-.

Задача №2

Определить, чем является ион HCO₃^- с позиций теории Брёнстеда-Лоури.

Решение.

В зависимости от условий ион HCO₃^– может как отдавать протоны:

HCO₃^- + OH^- ⇄ CO₃^2- + H₂O,

так и присоединять протоны:

HCO₃^- + H₃O⁺ ⇄ H₂CO₃ + H₂O.

Таким образом, в первом случае ион HCO₃^- является кислотой, во втором - основанием, т. е. является амфолитом.

Задача №3

Определить, чем с позиций теории Льюиса является ион Ag⁺ в реакции:

Ag⁺ + 2NH₃ [Ag(NH₃)₂]⁺

Решение.

В процессе образования химических связей, который в данном случае протекает по донорно-акцепторному механизму, ион Ag⁺, имея свободные орбитали, является акцептором электронных пар, и, таким образом, проявляет свойства кислоты Льюиса.

Задача №4

Определить ионную силу раствора в одном литре которого находятся 0,1 моль KCl и 0,1 моль Na₂SO₄.

Решение.

Диссоциация представленных электролитов протекает в соответствии с уравнениями:

KCl K⁺ + Cl^-

Na₂SO₄ 2Na⁺ + SO₄^2-

Отсюда: С(K⁺) = С(Cl^-) = С(KCl) = 0,1 моль/л;

С(Na⁺) = 2×С(Na₂SO₄) = 0,2 моль/л;

С(SO₄^2-) = С(Na₂SO₄) = 0,1 моль/л.

Ионную силу раствора вычисляем по формуле:

Задача №5

Определить концентрацию CuSO₄ в растворе данного электролита с I = 0,6 моль/л.

Решение.

Диссоциация CuSO₄ протекает по уравнению:

CuSO₄ Cu²⁺ + SO₄^2-

Примем С(CuSO₄) за x моль/л, тогда, в соответствии с уравнением, С(Cu²⁺) = С(SO₄^2-) = x моль/л. В данном случае выражение для расчёта ионной силы будет иметь вид:

Отсюда:

Задача №6

Определить коэффициент активности иона K⁺ в водном растворе KCl с С(KCl) = 0,001 моль/л.

Решение.

Коэффициент активности можно рассчитать, используя предельный закон Дебая-Хюккеля:

,

который в данном случае примет вид:

.

Ионную силу раствора найдем по формуле:

Отсюда:

,

.

Задача №7

Определить коэффициент активности иона Fe²⁺ в водном растворе, ионная сила которого равна 1 моль/л.

Решение.

В соответствии с законом Дебая-Хюккеля:

следовательно:

Задача №8

Определить константу диссоциации кислоты HA, если в растворе этой кислоты с концентрацией 0,1 моль/л a = 24%.

Решение.

По величине степени диссоциации можно определить, что данная кислота является электролитом средней силы. Следовательно, для расчёта константы диссоциации кислоты используем закон разведения Оствальда в его полной форме:

Задача №9

Определить концентрацию электролита, если a = 10%, K_д = 10^-4.

Решение.

Из закона разведения Оствальда:

находим:

Задача №10

Степень диссоциации одноосновной кислоты HA не превышает 1%. (HA) = 6,4×10^-7. Определить степень диссоциации HA в её растворе с концентрацией 0,01 моль/л.

Решение.

По величине степени диссоциации можно определить, что данная кислота является слабым электролитом. Это позволяет использовать приближённую формулу закона разведения Оствальда:

Задача №11

Степень диссоциации электролита в его растворе с кон-центрацией 0,001 моль/л равна 0,009. Определить константу диссоциации этого электролита.

Решение.

Из условия задачи видно, что данный электролит является слабым (a = 0,9%). Поэтому:

Задача №12

Сравнить силу HNO₂ с силой одноосновной кислоты HA, степень диссоциации которой в растворе с С(HA) = 0,15 моль/л равна 15%, если (HNO₂) = 3,35.

Решение.

Рассчитаем (HA), используя полную форму уравнения Оствальда:

Отсюда:

Так как (HA) < (HNO₂), то кислота HA является более сильной кислотой по сравнению с HNO₂.

Задача №13

Имеются два раствора KCl, содержащие при этом и другие ионы. Известно, что ионная сила первого раствора (I₁) равна 1 моль/л, а второго (I₂) составляет величину 10^-2 моль/л. Сравнить коэффициенты активности f(K⁺) в данных растворах и сделать вывод, как отличаются свойства этих растворов от свойств бесконечно разбавленных растворов KCl.

Решение.

Коэффициенты активности ионов K⁺ рассчитаем, используя закон Дебая-Хюккеля:

Коэффициент активности f - это мера отклонения в поведении раствора электролита данной концентрации от его поведения при бесконечном разведении раствора.

Так как f₁ = 0,316 сильнее отклоняется от 1, чем f₂ = 0,891, то в растворе с большей ионной силой наблюдается большее отклонение в поведении раствора KCl от его поведения при бесконечном разведении.

Вопросы для самоконтроля

1. Что такое электролитическая диссоциация?

2. Какие вещества называют электролитами и неэлектролитами? Приведите примеры.

3. Что такое степень диссоциации?

4. От каких факторов зависит степень диссоциации?

5. Какие электролиты считаются сильными? Какие средней силы? Какие слабыми? Приведите примеры.

6. Что такое константа диссоциации? От чего зависит и от чего не зависит константа диссоциации?

7. Как связаны между собой константа и степень диссоциации в растворах бинарных средних и слабых электролитов?

8. Почему растворы сильных электролитов в своем поведении обнаруживают отклонения от идеальности?

9. В чем заключается суть термина «кажущаяся степень диссоциации»?

10. Что такое активность иона? Что такое коэффициент актив-ности?

11. Как изменяется величина коэффициента активности с разбавлением (концентрированием) раствора сильного электролита? Каково предельное значение коэффициента активности при бесконечном разведении раствора?

12. Что такое ионная сила раствора?

13. Как вычисляют коэффициент активности? Сформулируйте закон Дебая-Хюккеля.

14. В чем суть ионной теории кислот и оснований (теории Аррениуса)?

15. В чем состоит принципиальное отличие протолитической теории кислот и оснований (теории Брёнстеда и Лоури) от теории Аррениуса?

16. Как трактует электронная теория (теория Льюиса) понятие «кислота» и «основание»? Приведите примеры.

Варианты задач для самостоятельного решения

Вариант №1

1. Написать уравнение электролитической диссоциации Fe₂(SO₄)₃.

2. Определить, чем с позиций теории Брёнстеда является молекула H₂O в реакции:

НА + H₂O ⇄ Н₃O⁺ + А^-.

3. Рассчитать величину одноосновной кислоты HA, если при С(HA) = 0,12 моль/л степень диссоциации кислоты a равна 8%.

Вариант №2

1. Написать уравнение электролитической диссоциации CuCl₂.

2. Определить, чем с позиций теории Льюиса является ион S^2- в реакции:

2Ag⁺ + S^2- ⇄ Ag₂S.

3. Вычислить молярную концентрацию бинарного электролита в растворе, если a = 0,75%, а = 10^-5.

Вариант №3

1. Написать уравнение электролитической диссоциации Na₂SO₄.

2. Определить, чем с позиций теории Льюиса является ион CN^- в реакции:

Fe³⁺ + 6CN^- ⇄ [Fe(CN)₆]^3-.

3. Ионная сила раствора CaCl₂ равна 0,3 моль/л. Рассчитать С(CaCl₂).

Вариант №4

1. Написать уравнение электролитической диссоциации Ca(OH)₂.

2. Определить, чем с позиций теории Брёнстеда является молекула H₂O в реакции:

H₃O⁺ ⇄ H⁺ + H₂O.

3. Ионная сила раствора K₂SO₄ составляет 1,2 моль/л. Рассчитать С(K₂SO₄).

Вариант №5

1. Написать уравнение электролитической диссоциации K₂SO₃.

2. Определить, чем с позиций теории Брёнстеда является ион NH₄⁺ в реакции:

NH₄⁺ + H₂O ⇄ NH₃ + H₃O⁺.

3. (CH₃COOH) = 4,74. Сравнить силу CH₃COOH с силой одноосновной кислоты HA, степень диссоциации которой в растворе с С(HA) = 3,6×10^-5 моль/л равна 10%.

Вариант №6

1. Написать уравнение электролитической диссоциации K₂S.

2. Определить, чем с позиций теории Льюиса является молекула AlBr₃ в реакции:

Br^- + AlBr₃ ⇄ [AlBr₄]^-.

3. Рассчитать ионную силу раствора, в 1 л которого содержится 0,5 моль NaNO₃ и 0,5 моль CaCl₂.

Вариант №7

1. Написать уравнение электролитической диссоциации Fe(NO₃)₂.

2. Определить, чем с позиций теории Льюиса является ион Cl^- в реакции:

Cl^- + AlCl₃ ⇄ [AlCl₄]^-.

3. Рассчитать ионную силу раствора, в 1 л которого содержится 0,1 моль NH₄NO₃ и 0,1 моль Al₂(SO₄)₃.

Вариант №8

1. Написать уравнение электролитической диссоциации K₂MnO₄.

2. Определить, чем с позиций теории Брёнстеда является ион HSO₃^- в реакции:

HSO₃^- + OH^– ⇄ SO₃^2- + H₂O.

3. Рассчитать значения коэффициентов активности всех ионов в растворе, содержащем KNO₃, LiCl и NaBr, при условии, что концентрации всех электролитов одинаковы и составляют 0,2 моль/л.

Вариант №9

1. Написать уравнение электролитической диссоциации Al₂(SO₄)₃.

2. Определить, чем с позиций теории Льюиса является ион Co³⁺ в реакции:

Co³⁺ + 6NO₂^- ⇄ [Co(NO₂)₆]^3-.

3. В 1 л раствора содержится 0,348 г K₂SO₄ и 0,17 г NaNO₃. Определить ионную силу этого раствора.

Вариант №10

1. Написать уравнение электролитической диссоциации Ca(NO₃)₂.

2. Определить, чем с позиций теории Брёнстеда является молекула H₂O в реакции:

B + H₂O ⇄ OH^- + BH⁺.

3. Вычислить концентрацию бинарного электролита в растворе, если a = 5%, а = 10^-5.

Вариант №11

1. Написать уравнение электролитической диссоциации KMnO₄.

2. Определить, чем с позиций теории Льюиса является ион Cu²⁺ в реакции:

Cu²⁺ + 4NH₃ ⇄ [Cu(NH₃)₄]²⁺.

3. Вычислить коэффициент активности иона Cu²⁺ в растворе
CuSO₄ c С(CuSO₄) = 0,016 моль/л.

Вариант №12

1. Написать уравнение электролитической диссоциации Na₂CO₃.

2. Определить, чем с позиций теории Льюиса является молекула H₂O в реакции:

K⁺ + xH₂O ⇄ [K(H₂O)_x]⁺.

3. Имеются два раствора NaCl, содержащие и другие электролиты. Значения ионной силы этих растворов соответственно равны:
I₁ = 0,1 моль/л, I₂ = 0,01 моль/л. Сравнить коэффициенты активности f(Na⁺) в данных растворах.

Вариант №13

1. Написать уравнение электролитической диссоциации Al(NO₃)₃.

2. Определить, чем с позиций теории Льюиса является молекула RNH₂ в реакции:

RNH₂ + H₃O⁺ ⇄ RNH₃⁺ + H₂O.

3. Сравнить коэффициенты активности катионов в растворе, содержащем FeSO₄ и KNO₃, при условии, что концентрации электролитов составляют, соответственно, 0,3 и 0,1 моль/л.

Вариант №14

1. Написать уравнение электролитической диссоциации K₃PO₄.

2. Определить, чем с позиций теории Брёнстеда является ион H₃O⁺ в реакции:

HSO₃^- + H₃O⁺ ⇄ H₂SO₃ + H₂O.

3. Рассчитать значения коэффициентов активности всех ионов в растворе, содержащем CuSO₄ и KCl, при условии, что концентрации электролитов одинаковы и составляют 0,01 моль/л.

Вариант №15

1. Написать уравнение электролитической диссоциации K₂SO₄.

2. Определить, чем с позиций теории Льюиса является Pb(OH)₂ в реакции:

Pb(OH)₂ + 2OH^- ⇄ [Pb(OH)₄]^2-.

3. Рассчитать ионную силу раствора, в 1 л которого содержится 0,2 моль Cu(NO₃)₂ и 0,2 моль FeCl₃.

Вариант №16

1. Написать уравнение электролитической диссоциации Ni(NO₃)₂.

2. Определить, чем с позиций теории Брёнстеда является ион гидроксония (H₃O⁺) в реакции:

2H₃O⁺ + S^2- ⇄ H₂S + 2H₂O.

3. Ионная сила раствора Na₃PO₄, равна 1,2 моль/л. Определить концентрацию Na₃PO₄.

Вариант №17

1. Написать уравнение электролитической диссоциации (NH₄)₂SO₄.

2. Определить, чем с позиций теории Брёнстеда является ион NH₄⁺ в реакции:

NH₄⁺ + OH^- ⇄ NH₃ + H₂O.

3. Ионная сила раствора, содержащего одновременно KI и Na₂SO₄, равна 0,4 моль/л. С(KI) = 0,1 моль/л. Определить концен-трацию Na₂SO₄.

Вариант №18

1. Написать уравнение электролитической диссоциации Cr₂(SO₄)₃.

2. Определить, чем с позиций теории Брёнстеда является молекула белка в реакции:

3. Рассчитать ионную силу раствора, в 1 л которого содержится 0,1 моль KCl и 0,2 моль Na₂S.

Шкала значений pH

Таблица 2. Взаимосвязь концентраций ионов H⁺ и OH^-.

рН

[H ], моль/л

100

10−1

10−2

10−3

10−4

10−5

10−6

10−7

10−8

10−9

10−10

10−11

10−12

10−13

10−14

[OH ], моль/л

10−14

10−13

10−12

10−11

10−10

10−9

10−8

10−7

10−6

10−5

10−4

10−3

10−2

10−1

100

рОН

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 значительных количеств щелочных веществ с пищей или лекарственными препаратами, при отравлениях и по другим причинам). Обе формы нарушения кислотно-основного равновесия в организме в их лёгкой форме у человека устраняют, как правило, медикаментозным путём.

Таблица 3. Значения pH различных биожидкостей организма[4].

Биожидкость	pH (в норме)	Биожидкость	pH (в норме)
Желудочный сок	0,9 - 2,0	Венозная кровь	7,26 - 7,36
Жёлчь в пузыре	5,4 - 6,9	Лимфа	7,35-7,40
Слюна	5,6 - 7,6	межклеточная жидкость	7,26-7,38
Молоко	6,6 - 6,9	Спинно-мозговая жидкость	7,4 - 7,8
Моча	4,8 - 7,5	Содержимое тонкого кишечника	7,0 - 8,0
Кожа (различные слои)	6,2 - 7,5
Эритроциты	7,25	Сок поджелудочной железы	7,5 - 8,5
Артериальная кровь	7,35 - 7,45

Ситуационная задача №2

В 100 мл желудочного сока пациента содержится 0,5 г HCl, 0,234 г NaCl и 1,2 г KCl. Рассчитать pH желудочного сока пациента и определить, соответствует ли его значение норме.

Решение.

Для биологических жидкостей необходимо знать точные значения pH (до сотых), поэтому расчеты следует проводить с использованием не концентраций, а активностей ионов.

В соответствии с уравнениями диссоциации:

HCl H⁺ + Cl^-

NaCl Na⁺ + Cl^-

KCl K⁺ + Cl^-

С(Na⁺) = C(NaCl) = 0,04 моль/л;

С(K⁺) = С(KCl) = 0,16 моль/л;

С(H⁺) = C(HCl) = 0,137 моль/л;

С(Cl^-) = 0,137 + 0,04 + 0,16 = 0,337 моль/л;

Ионная сила раствора равна:

Согласно закону Дебая-Хюккеля:

Значения pH желудочного сока в норме составляют 0,9 ‑ 2,0. Полученное значение pH входит в заданный интервал и соответствует норме.

Примеры решения задач

Задача №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.

Задача №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-та) = C( к-та), то можем записать:

1) ,

2)

Задача №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:

Следовательно:

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

Таким образом:

Задача №4

Найти значение рН раствора гидроксида кальция с C( осн) = 0,002 моль/л, если = 95%.

Решение.

В растворах сильных оснований:

Задача №5

Найти серной кислоты в растворе с C(H₂SO₄) = 0,001 моль/л и рН 2,72.

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:

Задача №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):

Задача №7

Вычислить число ионов гидроксида, содержащихся в 5 мл раствора c pH 3.

Решение.

1)