Расчет рН в растворе слабой кислоты.
3) Расчет рН слабых кислот и оснований
Расчет рН растворов слабых кислот и оснований прово-дится, если известна степень или константа диссоциации ки-слоты или основания.
Пример 6. Рассчитать рН 0,04 М раствора гидроксида аммония, если степень его диссоциации равна 0,06.
Решение. Записываем уравнение диссоциации NH4ОН:
NH4ОН ⇔ NH4+ + ОН -
Концентрация гидроксид-ионов равна доле молекул электролита, распавшихся на ионы, т.е.
[OH-] = сα = 0,04×0,06 = 2,4×10-3 моль-ион/л.
рОН = -lg [ОН-] = -lg(2,4×10-3) = 3 – lg2,4 = 2,62.
рН = 14 – рОН = 14 –2,62 = 11,38.
Пример 7. Рассчитать рН 0,02 М раствора синильной кислоты, если константа диссоциации равна 6,2×10-10.
Решение. Записываем уравнение диссоциации HCN:
HCN ⇔ Н+ + CN-.
Концентрация ионов водорода равна сα.
Рассчитываем неизвестную степень диссоциации по формуле Кд = сα2:
Рассчитываем концентрацию ионов водорода:
[Н+] = сα = 1,8×10-4×0,02 = 3,6×10-6 моль-ион/л.
В данном случае нельзя пренебрегать процессом диссо-циации воды, так как величина 3,6×10-6 сравнима с 10-7. Сум-марная концентрация ионов водорода равна:
25. Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы.
Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы.
Для определения потенциалов отдельных электродов, характеризующих окислительную способность окислителей и восстановительную – восстановителей, было решено условно принять за нуль потенциал стандартного водородного электрода. Тогда за стандартный потенциал любого другого электрода принимается стандартная разность потенциалов между ним и стандартным водородным электродом.
Стандартные условия требуют, чтобы концентрация всех веществ, участвующих в ОВР в растворе, были равны 1 моль/л, включая и концентрацию водородных ионов. За меру окислительной способности окислителя принят его стандартный восстановительный потенциал по отношению к стандартному водородному электроду.
Положительный знак потенциала для определённой сопряжённой пары говорит о том, что в неё входит окислитель, более сильный, чем водородный ион, а отрицательный – что в неё входит восстановитель более сильный, чем водород. Фтор – самый сильный окислитель. Литий – восстановитель.
Практически реализовать соответствующий гальванический элемент можно не для всех полуреакций. В таких случаях интересующий нас потенциал можно вычислить по потенциалам других полуреакций, из комбинации которых можно составить искомую, но при этом надо иметь ввиду, что потенциалы полуреакций нельзя складывать, поэтому комбинировать приходится изменения энергии Гиббса.
Водородные или гидроксильные ионы часто принимают участие в окислительно-восстановительных реакциях, и в этих случаях разность восстановительных потенциалов зависит от концентрации этих ионов.
В тех случаях, когда ионы водорода или гидроксида принимают участие в полуреакции, её потенциал увеличивается с подкислением (уменьшается pH) и уменьшается с подщелачиванием (увеличивается pH). Если ионы H+ или OH- не входят в уравнение полуреакции, её потенциал не зависит от pH.
Чем меньше значения φ0, тем сильнее выражены восстановительные свойства, и наоборот. Пусть гальванический элемент состоит из двух электродов (1 и 2), потенциалы которых φ1 и φ2, причём φ1> φ2. Это означает, что электрод 1 будет положительным, а электрод 2 – отрицательным. ЭДС равна φ1-φ2. На электроде 1 будет протекать полуреакция восстановления (катод), на 2 – полуреакция окисления (анод).
Гидролиз солей.
Гидролиз солей – процесс взаимодействия ионов соли с водой с образованием недиссоциированных молекул слабого электролита.
Степень гидролиза – отношение части соли, подвергшейся гидролизу к общей концентрации её ионов в растворе.
Степень гидролиза тем выше, чем слабее кислота или основание, её образовавшие. Является количественной характеристикой гидролиза.
Константа гидролиза – это константа равновесия гидролитической реакции.
- константа гидролиза, Кг
Для соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием:
, а – константа диссоциации слабой кислоты, образующейся при гидролизе.
Для соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием:
, b – константа диссоциации слабого основания, образующегося при гидролизе
Для соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием:
При степени диссоциации существенно меньше 1:
, где С – концентрация соли, моль/л
Гидролиз по аниону (соль слабой кислоты и сильного основания) протекает обратимо. pH>7
Гидролиз по катиону (соль от сильной кислоты и слабого основнаия) протекает обратимо. pH<7
Гидролиз по катиону и аниону (соль слабой кислоты и слабого оснвоания) протекает практически до конца необратимо. pH=7
Соль от сильной кислоты и сильного основания, гидролизу не подвергается. pH=7
Гидролиз (от лат. hydro – вода, lysis – разлагаю) – об-менная реакция между веществом и водой. Гидролиз – част-ный случай сольволиза. Он протекает не только в водных рас-творах, но и при взаимодействии воды или ее паров с тверды-ми, жидкими и газообразными веществами. Гидролизу под-вергаются соли, гидриды, оксиды, галогеноангидриды, тиоан-гидриды и др.
При гидролизе изменяется рН раствора, водные раство-ры многих солей имеют, кислую или щелочную среду. Гидро-лиз соли – процесс, обратный нейтрализации.
Многие реакции гидролиза обратимы. Равновесие при обратимом гидролизе подчиняется закону действия масс.
Процесс гидролиза характеризуется двумя величинами:
1) константой гидролиза Кгидр, представляющей собой константу равновесия гидролитической реакции при условии, что концентрация воды постоянна;
2) степенью гидролиза h, которая равна отношению кон-центрации гидролизованной части соли к ее исходной концен-трации.
Гидролизу подвергаются соли слабой кислоты и сильно-го основания, сильной кислоты и слабого основания, слабой кислоты и слабого основания. Соль сильного основания и сильной кислоты практически не подвергается гидролизу; ее водные растворы имеют нейтральную реакцию среды.
Гидролиз в аналитической химии имеет большое значе-ние. Его применяют для обнаружения некоторых ионов (обра-зование антимонил- и висмутил-ионов; отделение Cr3+ от Al3+, Al3+ от Zn2+, осаждении BaCrO4, гидроокиси алюминия).