Визначення ступеня окиснення комплексоутворювача. отримання комплексних сполук методом 1 страница

КОЛЕДЖ

НАЦІОНАЛЬНОГО ФАРМАЦЕВТИЧНОГО УНІВЕРСИТЕТУ

визначення ступеня окиснення комплексоутворювача. отримання комплексних сполук методом 1 страница - student2.ru

Коломієць І.В., Матушкіна Є.М., Сафронова Г.Ю.,

Шевченко І.Л., Шматько О.А.

визначення ступеня окиснення комплексоутворювача. отримання комплексних сполук методом 1 страница - student2.ru

АНАЛІТИЧНА ХІМІЯ

Частина 1. Якісний аналіз

визначення ступеня окиснення комплексоутворювача. отримання комплексних сполук методом 1 страница - student2.ru

2012

Рецензент:

Диннік Є.А. – канд. фарм. наук, доц. кафедри аналітичної хімії Національного фармацевтичного університету

Аналітична хімія. Ч.1 Якісний аналіз:Навч. посіб. для фармацевтичних вузів та відділень І-ІІ рівня акредитації /І.В. Коломієць, Є.М. Матушкіна, Г.Ю.Сафронова, І.Л. Шевченко, О.А. Шматько

Навчальний посібник затверджено на засіданні методичної ради Коледжу НФаУ

Протокол № 1 від 29.08.2011 р.

Передмова

Аналітична хімія – це самостійна хімічна наука, яка на основі фундаментальних законів хімії та фізики, розробляє принципові методи та прийоми якісного та кількісного аналізу складу речовини.

Вивчення аналітичної хімії закладає основи для подальшого опанування профільних дисциплін, таких як фармацевтична хімія, фармакогнозія, технологія ліків, фармакологія та технічний аналіз.

Даний посібник складений згідно з вимогами навчальної програми з дисципліни «Аналітична хімія» для підготовки молодших спеціалістів напряму «Фармація» спеціальностей «Фармація», «Аналітичний контроль якості хімічних лікарських сполук», «Виробництво фармацевтичних препаратів».

Перша частина, «Якісний аналіз», містить загальні теоретичні основи сучасної аналітичної хімії, інструктивно-методичні матеріали для виконання практичних розрахункових завдань, матеріали до лабораторного практикуму. Окрема увага приділена біологічній ролі та практичному використанню сполук катіонів та аніонів аналітичних груп в медицині та фармації.

ВСТУП

 
  визначення ступеня окиснення комплексоутворювача. отримання комплексних сполук методом 1 страница - student2.ru

Предмет та задачі аналітичної хімії

Аналітична хімія займає особливе місце в ряду хімічних дисциплін. З одного боку вона є фундаментальною дисципліною, яка закладає основи для вивчення фахових хімічних дисциплін, з іншого боку аналітична хімія – практична дисципліна, яка широко використовується в будь-яких сферах науки та виробництва.

Важливе значення хімічний аналіз має для розвитку аптечної справи і фармацевтичної промисловості. Особливо зростає роль хімічного аналізу в зв'язку з необхідністю покращення якості ліків.

На основі методів аналітичної хімії проводиться фармацевтичний аналіз – визначення якості ліків та лікарських препаратів. Фармацевтичний аналіз проводять у контрольно-аналітичних лабораторіях, науково-дослідних інститутах, лабораторіях хіміко-фармацевтичних підприємств. При цьому можливий аналіз лікарської та хімічної сировини, контроль виробництва ліків як на окремих стадіях (постадійний контроль), так і готової продукції, лікарських препаратів тощо. Для контролю якості лікарських препаратів використовують фармакопейні методи аналізу, тобто методи, які регламентуються Державною Фармакопеєю України (ДФУ).

Вцілому, фармакопейний аналіз – це контроль якості лікарської сировини, субстанцій, лікарських форм, що проводиться у відповідності до вимог ДФУ або окремих фармакопейних статей.

Сучасна аналітична хімія видокремлює три розділи:

якісний хімічний аналіз – визначення (відкриття) хімічних елементів, іонів, атомів, молекул у дослідній речовині

кількісний аналіз – експериментальне визначення концентрації (кількості) елементів або їхніх сполук у дослідній речовині

інструментальні(фізичні та фізико-хімічні) методи аналізу – методи основані на використанні залежності між фізичними параметрами речовини, які вимірюються за допомогою приладів, та якісним і кількісним складом речовини.

Розділ І.
ТЕОРЕТИЧНІ

ОСНОВИ АНАЛІТИЧНОЇ ХІМІЇ

визначення ступеня окиснення комплексоутворювача. отримання комплексних сполук методом 1 страница - student2.ru

Глава 1. Деякі положення теорії електролітичної дисоціації

1.1. Електроліти, ступінь електролітичної дисоціації

В курсі неорганічної хімії розглядались положення теорії електролітичної дисоціації Сванте Арреніуса (1859-1927). Зупинимось коротко на тих, які використовуються в аналітичній хімії.

Електроліти– речовини, які здатні розпадатись на іони. Розплави або розчини електролітів здатні проводити електричний струм.

Розчин– це гомогенна (однорідна) система, яка складається з двох чи більше компонентів, одним з яких є розчинник.

Кількісно вміст розчиненої речовини виражають за допомогою часток або концентрацій (додаток 2).

Найбільш уживаними способами вираження вмісту компонентів у розчині в аналітичній хімії є :

Молярна концентрація с , моль/дм³; моль/ м³ с = визначення ступеня окиснення комплексоутворювача. отримання комплексних сполук методом 1 страница - student2.ru число молів розчиненої речовини, яке міститься в одиниці об'єму розчину
Молярна концентрація еквівалентів с(1/z A) , моль/дм³; моль/ м³ с(1/z A) = визначення ступеня окиснення комплексоутворювача. отримання комплексних сполук методом 1 страница - student2.ru число моль еквівалентів розчиненої речовини, яке міститься в одиниці об'єму розчину

Електролітична дисоціація – розпад молекул на іони під впливом полярних молекул розчинника.

Кількісною характеристикою розпаду електроліту на іони є ступінь електролітичної дисоціації (іонізації)

Ступінь електролітичної дисоціації (α) —це відношення кількості молекул електроліту, що розпався на іони (n), до загальної кількості молекул цього електроліту (N),введеного в розчин:

визначення ступеня окиснення комплексоутворювача. отримання комплексних сполук методом 1 страница - student2.ru

Ступінь дисоціації виражають у частках одиниці або у відсотках ( 0 < α < 1 або 0 < α < 100%). Ступінь ди­соціації залежить від концентрації електроліту і температури.

Залежно від ступеня дисоціації всі електроліти поділяють на сильні, середні та слабкі.

Сильні електроліти – дисоціюють в не дуже концентрованих розчинах практично повністю. Для них α ≈ 1 (або 100%).

До таких електролітів відноситься більшість середніх солей, сильні кислоти, луги.

K2SO4 ® 2K+ + SO42–

катіон аніон

Ba(OH)2 ® Ba2+ + 2OH

катіон аніон

HCl ® H+ + Cl

В концентрованих розчинах сильні електроліти частково асоційовані (знаходяться у молекулярній формі, не дисоціюють).

Слабкі електроліти – дисоціюють в розчині у незначному ступені.

Для них α < 0.03 (3%). З підвищенням концентрації ступінь дисоціації зменшується.

До таких електролітів відносяться:

слабкі кислоти CH3COOH F СH3COO + H+

слабкі основи NH3·H2O F NH4+ + OH

внутрішня сфера комплексних сполук (дисоціюють ступінчасто)

[Ag(NH3)2] + F [Ag(NH3)]+ + NH3 І ступінь

[Ag(NH3)]+ F Ag+ + NH3 ІІ ступінь

Електроліти середньої сили займають проміжне положення. Їх ступінь дисоціації дорівнює 0,03 < α < 3 ( 3% < α < 30 %). Дисоціюють такі електроліти ступінчасто:

H3PO4 F H+ + H2PO4 І ступінь

H2PO4 F H+ + HPO42– ІІ ступінь

HPO42– F H+ + PO43– ІІІ ступінь

Загальна концентрація електроліту в розчині визначається молярною концентрацією розчиненого електроліту з урахуванням числа іонів на які він дисоціює.

Дисоціація у водному розчині сильного електроліту H2SO4 (α = 1) відбувається за рівнянням

H2SO4® 2H+ + SO42–

За цим рівнянням з 1 моль H2SO4 утворюється 2 моль H+ і 1 моль SO42–. Припустимо, що вихідна концентрація розчину С(H2SO4) = 0,1 моль/дм³ . Тоді концентрації іонів будуть дорівнювати:

с(Н+) = 2 · с(H2SO4) = 2 · 0,1 = 0,2 моль/дм³

с(SO42–) = с(H2SO4) = 0,1 моль/дм³

1.2. Водневий показник водних розчинів електролітів (рН)

Розглянемо процес дисоціації сильної кислоти у водному розчині:

HCl ® H+ + Cl

В розчині утворюються катіони Гідрогену. Для визначення їх концентрації використовують величину рН. Позначення “рН” ввів в 1908 році біолог Зьоренсен.

Літерою р було вирішено було позначати від'ємний логарифм будь – якої величини (тобто показник числа з основою 10 з оборотним знаком).

Наприклад, якщо с(Н+) = 0,001 моль/дм³ = 10-3 моль/дм³.

Тоді

рН = - lg сH+ = - lg 10-3 = 3

Таким чином:

рН – це від'ємний логарифм концентрації іонів Гідрогену

рН = - lg сH+

або в рівноважному стані

визначення ступеня окиснення комплексоутворювача. отримання комплексних сполук методом 1 страница - student2.ru

Таким чином, рН в розчинах сильних кислот та лугів визначається за формулами:

кислоти основи
pH = -lg[H+]   рН = 14 - рОН pH = 14 + lg[ОH-]

ПРАКТИЧНА РОБОТА

СКЛАДАННЯ РІВНЯНЬ РЕАКЦІЙ У МОЛЕКУЛЯРНІЙ ТА ІОННІЙ ФОРМАХ

Мета роботи: Закріпити знання з курсу неорганічної хімії і з складання рівнянь хімічних реакцій у молекулярних та іонних формах.

Згідно з теорією електролітичної дисоціації, реакції у розчинах електролітів між частинками, які існують в розчинах: іонами, малодисоційованими молекулами. Їх записують у вигляді молекулярно-іонних рівнянь.

Розрізняють рівняння реакцій:

- молекулярні – речовини записані у молекулярній формі;

- повні молекулярно-іонні – речовини записані у вигляді іонів та молекул, що знаходяться у реакційному середовищі;

- скорочені молекулярно-іонні - записані лише іони та молекули, які безпосередньо беруть участь у реакції.

При складанні іонних рівнянь малодисоційовані, малорозчинні, газоподібні речовини записують у вигляді молекул. Коефіцієнти у рівнянні реакції знаходять, дотримуючись законів збереження маси речовин, враховуючи поняття електронейтральності (алгебраїчна сума зарядів іонів лівої частини рівняння повинна дорівнювати алгебраїчній сумі зарядів іонів правої частини).

Приклад

Складіть рівняння реакції між барій хлоридом та натрій сульфатом у молекулярній, іонній та скороченій іонній формах.

Розв’язання

1. Складаємо молекулярне рівняння реакції:

ВаСl2 + Na2SO4 → BaSO4↓ + 2NaCl

2. Перевіряємо за таблицею розчинність учасників реакції.

BaCl2, Na2SO4, NaCl – розчинні у воді середні солі, тобто у розчині вони практично повністю дисоціюють на іони, тому в йонному рівнянні їх записують у вигляді іонів.

BaSO4 практично не розчиняється у воді, тому її записують у молекулярній формі.

Одержуємо повне молекулярно-іонне рівняння:

Ba2+ + 2Cl- + 2Na+ + SO42– → BaSO4↓ + 2Na+ + 2Cl-

3. Виключаємо з правої та лівої сторін рівняння однакові кількості однойменних іонів (2Na+ + 2Cl-) та одержуємо скорочене молекулярно-іонне рівняння:

Ba2+ + SO42– → BaSO4

Завдання для самостійної роботи

1. Складіть рівняння реакції у молекулярній, повній молекулярно - іонній та скороченій молекулярно-іонній формах між:

а) натрій хлоридом та арґентум(І) нітратом;

б) кальцій карбонатом та хлоридною кислотою;

в) натрій гідроксидом та сульфатною кислотою;

г) кальцій гідроксидом та хлоридною кислотою;

д) калій гідроксидом та ферум(ІІІ) хлоридом;

е) цинк сульфатом та натрій сульфідом;

ж) магній хлоридом та натрій гідроксидом;

з) нікол(ІІ) хлоридом та натрій гідроксидом;

і) калій бромідом та арґентум(І) нітратом;

к) натрій сульфатом та плюмбум(ІІ) ацетатом;

л) магній нітратом та натрій фосфатом;

м) амоній хлоридом та калій гідроксидом;

н) ферум(ІІІ) сульфатом та калій сульфідом;

о) натрій карбонатом та алюміній хлоридом;

п) манган(ІІ) сульфатом та калій гідроксидом.

2. Складіть два різних рівняння у молекулярній формі, що будуть відповідати рівнянню у скороченій іонній формі:

а) Ca2+ + CO32– → CaCO3

б) Ni2+ + 2OH- → Ni(OH)2

в) Ba2+ + SO42– → BaSO4

г) Cu2+ + S2- → CuS↓

д) Mg2+ + 2F- → MgF2

е) NH4+ + OH- → NH3·H2O


ПРАКТИЧНА РОБОТА

ОБЧИСЛЕННЯ КОНЦЕНТРАЦІЇ ІОНІВ ГІДРОГЕНУ ТА ГІДРОКСИД-ІОНІВ, рН ТА рОН У РОЗЧИНАХ СИЛЬНИХ ЕЛЕКТРОЛІТІВ

Мета роботи: Навчитися розраховувати рН та рОН в розчинах сильних кислот та основ.

Розбавлені розчини сильних електролітів можна вважати практично дисоційованими повністю, тому що ступінь дисоціації їх наближається до одиниці.

Таким чином, концентрація іонів Гідрогену у розбавлених розчинах сильних кислот приблизно дорівнює загальній концентрації розчинів цих кислот:

+] визначення ступеня окиснення комплексоутворювача. отримання комплексних сполук методом 1 страница - student2.ru скисл.; рН = - lg скисл. = рскисл..

Концентрація іонів гідроксогруп у розбавлених розчинах лугів приблизно дорівнює загальній концентрації розчинів цих лугів:

[ОН-] визначення ступеня окиснення комплексоутворювача. отримання комплексних сполук методом 1 страница - student2.ru сосн.; рОН = - lg сocн. = рсосн.

Згідно з іонним добутком води:

Kw = [H+]·[OH-] = 10-14 aбo

pН + pОН = 14

Тоді рН в розчинах лугів дорівнює:

рН=14 – рОН

Приклади

Приклад1.Обчисліть [H+]та рН розчину хлоридної кислоти, якщо молярна концентрація еквіваленту хлоридної кислоти дорівнює 0,05 моль/дм³.

Розв'язання:

визначення ступеня окиснення комплексоутворювача. отримання комплексних сполук методом 1 страница - student2.ru Дано: с(НСl) = 0,05 моль/дм3
 
  визначення ступеня окиснення комплексоутворювача. отримання комплексних сполук методом 1 страница - student2.ru

[H+] - ?

pH - ?

  HCl → Н+ + Cl- [H+] = сHCl = 0,05 моль/дм³ = 5·10-2 моль/дм3 pH = - lg[H+] pH = - lg [5·10-2] = - lg 5 +(- lg 10-2) = - 0,7 + 2 = 1,3  

Приклад 2.Обчисліть [OH] та рН розчину, якщо молярна концентрація натрій гідроксиду 0,0025 моль/ дм3.

Розв'язання:

Дано: с(NaOH) = 0,0025 моль/ дм3 визначення ступеня окиснення комплексоутворювача. отримання комплексних сполук методом 1 страница - student2.ru [OH] - ? pH - ?   визначення ступеня окиснення комплексоутворювача. отримання комплексних сполук методом 1 страница - student2.ru NaOH → Na+ + OH- [OH-] = сNaOH = 0,0025 моль/дм³= 2,5·10-3 моль/ дм3 pOH = - lg[OH-] pОH = - lg [2,5·10-3] = 3 - lg 2,5 = 3 – 0,4 = 2,6 рН = 14 – рОН рН = 14 – 2,6 = 11,4

Задачі для самостійної роботи

1. Обчислити концентрацію іонів Гідрогену та рН розчину, в якому концентрація гідроксид - іонів дорівнює:

а) 2·10-5 моль/дм3.

б) 3·10-3 моль/дм3.

в) 5·10-4 моль/дм3.

2. Обчислити концентрацію гідроксид-іонів та рН розчину, в якому концентрація іонів Гідрогену дорівнює :

а) 2·10-4 моль/дм3.

б) 4·10-3 моль/дм3.

в) 6·10-5 моль/дм3.

3. Обчислити концентрацію іонів Гідрогену та рН розчину, якщо при додаванні до води розчину лугу концентрація гідроксид - іонів стала дорівнювати

а) 5·10-2 моль/дм3.

б) 3·10-4 моль/дм3.

4. Обчислити рН та рОН розчину, якщо концентрація іонів Гідрогену дорівнює :

а) 7,45·10-4 моль/дм3.

б) 3·10-2 моль/дм3.

в) 5·10-3 моль/дм3

г) 6,18·10-5 моль/дм3.

5. Обчислити рН та рОН розчину, якщо концентрація гідроксид - іонів дорівнює:

а) 2,45·10-4 моль/дм3.

б) 3,7 ·10-2 моль/дм3.

6. Обчислити рН та рОН розчину хлоридної кислоти, якщо W (НСl) = 1 %.

7. Обчислити рН розчину хлоридної кислоти, якщо у 500 см3 розчину міститься 0,365 г НСl.

8. Обчислити рН розчину нітратної кислоти, якщо у 500 см3 розчину міститься 0,63 г HNO3.

9. Обчислити рН розчину натрію гідроксиду, якщо у 200 см3 розчину міститься 0,01 г NaOH.

10. рН розчинів дорівнює 1; 3; 6; 9; 11. Визначити, який з цих розчинів має найбільш лужне середовище. Обчислити концентрацію іонів Гідрогену в цьому розчині.

11. рН розчинів дорівнює 2; 4; 6; 7; 9. Визначити, який з цих розчинів має найбільш кисле середовище. Обчислити концентрацію іонів Гідрогену в цьому розчині.

Глава 2. Кислотно-основна рівновага

2.1. Хімічна рівновага. Константа хімічної рівноваги

В будь-якій хімічній системі при перебігу реакції настає момент, коли співвідношення між концентраціями вихідних речовин та продуктів реакції стає постійним. При цьому перебіг процесу не припиняється, просто це означає, що швидкості прямої та зворотної реакцій стають рівними. Такий рівноважний стан називається динамічним (рухливим).

У стані рівноваги концентрації вихідних речовин та продуктів реакції за даних умов залишаються незмінними. Такі концентрації називають рівноважними.

Кількісною характеристикою хімічної рівноваги є константа рівноваги К.

Розкрити поняття константи рівноваги хімічної реакції можна на підставі закону діючих мас (К.М.Гульдберг та П. Вааге), який формулюють таким чином:

визначення ступеня окиснення комплексоутворювача. отримання комплексних сполук методом 1 страница - student2.ru швидкість хімічної реакції прямо пропорційна добутку концентрацій реагуючих речовин в ступенях, що дорівнюють їхнім стехіометричним коефіцієнтам

Терміном "діючі маси" автори закону позначали концентрації. Сам термін "концентрація" був введений пізніше Вант-Гоффом.

Для реакції:

aA + bB ↔ cC + dD

згідно з законом діючих мас, швидкість прямої Vпр та оборотної Vобор реакцій виражають рівняннями:

Vпр = kпр[A]a[B]b

Vобор = kобор[С]с[D]d

У стані рівноваги швидкості прямої та зворотної реакцій од­накові, тобто

Vпр = Vобор:

kпр[A]a[B]b = kобор[С]с[D]d

Перетворимо це рівняння таким чином, щоб всі константи були ліворуч, а концентрації праворуч:

визначення ступеня окиснення комплексоутворювача. отримання комплексних сполук методом 1 страница - student2.ru

Відношення констант швидкості прямої та оборотної реакцій також є константою. Її називають концентраційною константою рівноваги даної ре­акції і позначають Кс.

визначення ступеня окиснення комплексоутворювача. отримання комплексних сполук методом 1 страница - student2.ru

Таким чином, можна дати формулювання константи хімічної рівноваги:

визначення ступеня окиснення комплексоутворювача. отримання комплексних сполук методом 1 страница - student2.ru Константа хімічної рівноваги прямо пропорційна добут­ку концентрацій продуктів реакції в ступенях, що дорівнюють їхнім стехіометричним коефіцієнтам та зворотно пропорційна добутку концентрацій вихідних речовин в ступенях, що дорівнюють їхнім стехіометричним коефіцієнтам.

Величина константи рівноваги залежить від природи реагую­чих речовин і температури. Константа рівноваги визначає глибину перебігу процесу в момент досягнення стану рівноваги. Чим більша величина К, тим повніше взаємодіють речовини.

2.2. Рівновага в розчинах слабких електролітів

Слабкі кислоти та основи у водних розчинах дисоціюють частково і в дуже незначній кількості ( α <<1). В таких розчинах встановлюється рівновага між іонами та недисоційованими молекулами.

Рівновага в розчинах слабких кислот

Наприклад, для оцтової кислоти:

CH3COOH ↔ H+ + CH3COO

Вираз для константи рівноваги:

визначення ступеня окиснення комплексоутворювача. отримання комплексних сполук методом 1 страница - student2.ru

Рівновагу, що встановилася при дисоціації оцтової кислоти, характеризує константа рівноваги Ka , яку можна назвати константою дисоціації (іонізації) оцтової кислоти або константою кислотності.

Оскільки константи рівноваги для багатьох слабких електролітів мають дуже малі значення, то часто наводять не самі ці значення, а їхні десяткові логарифми lgK або показники – від'ємні десяткові логарифми рК = - lgK

Так, для процесу дисоціації оцтової кислоти Кa = 1,86 ·10-5 , можна записати lgKa = - 4,73 або рКa= - lgKa = - lg1,86·10-5 = 4,73

Константа дисоціації і ступінь електролітичної дисоціації є кількісними характеристиками електролітів. Для слабких електролітів ці дві величини пов’язує між собою закон розведення В. Оствальда.Математичний вираз закону розведення В. Оствальда:

визначення ступеня окиснення комплексоутворювача. отримання комплексних сполук методом 1 страница - student2.ru

де: Кдис – константа дисоціації;

α – ступінь дисоціації;

с – концентрація електроліту.

Для бінарних слабких електролітів α << 1, тоді величина (1-α) практично дорівнює одиниці. Тоді математичний вираз закону розведення В. Оствальда спрощується:

визначення ступеня окиснення комплексоутворювача. отримання комплексних сполук методом 1 страница - student2.ru

Для одноосновних слабких кислот НА:

[H+] = визначення ступеня окиснення комплексоутворювача. отримання комплексних сполук методом 1 страница - student2.ru

де: Ка – константа дисоціації;

α – ступінь дисоціації;

с – концентрація кислоти.

Звідси,

рН = ½ (рКa +рса)

Багатоосновні кислоти дисоціюють ступінчасто. Наприклад, в розчині ортофосфатної кислоти встановлюються рівноваги:

H3PO4 ↔ H+ + H2PO4 визначення ступеня окиснення комплексоутворювача. отримання комплексних сполук методом 1 страница - student2.ru

H2PO4 ↔ H+ +HPO42– визначення ступеня окиснення комплексоутворювача. отримання комплексних сполук методом 1 страница - student2.ru

HPO42– ↔ H+ + PO43– визначення ступеня окиснення комплексоутворювача. отримання комплексних сполук методом 1 страница - student2.ru

Добуток всіх констант ступінчастої дисоціації дорівнює повній константі кислотності Ка:

К1·К2·К3 = Кa

Тобто, для ортофосфатної кислоти повна константа кислотності для схеми:

H3PO4 ↔ 3H+ + PO43–

визначення ступеня окиснення комплексоутворювача. отримання комплексних сполук методом 1 страница - student2.ru

Рівновага в розчинах слабких основ

Наприклад, рівновага в розчині амоніаку:

NH3·H2O ↔ NH4+ + OH

визначення ступеня окиснення комплексоутворювача. отримання комплексних сполук методом 1 страница - student2.ru

Кb – константа дисоціації (іонізації) слабкої однокислотної основи або просто константа основності цієї основи

рКb = -lgKb

Враховуючи, що іонний добуток води Кw = [H+]·[OH-], після певних перетворень, отримуємо:

Кw =Kb·Ka

Тобто, іонний добуток води Кw дорівнює добутку констант кислотності та основності.

Для показника рКw отримуємо:

рКw = рKb + рKa

Визначимо рівноважне значення рН в розчині слабкої однокислотної основи.

Оскільки рКw = рН + рОН = 14, то

рН = рКw – рОН = 14 – рОН

Визначимо величину рОН = -lg[OH-]. Оскільки [OH-] = визначення ступеня окиснення комплексоутворювача. отримання комплексних сполук методом 1 страница - student2.ru ,то логарифмуючи цей вираз, отримаємо:

- lg[OH-] = ½ (- lgKb - lgсb)

або

рОН = ½ (рKb - рсb)

тоді

рН = 14 - рОН = 14 – ½ (рKb - рсb)

Таким чином, рН в розчинах слабких кислот та основ визначається за формулами:

кислоти основи
рН = ½ (рКa +рса) рН = 14 – ½ (рKb - рсb)

2.3. Рівновага в розчинах солей, що гідролізуються

Гідроліз («розкладення водою») – оборотна взаємодія іонів солі в розчині з полярними молекулами води. Гідролізу підлягають солі, що містять катіони слабких основ та аніони слабких кислот.

Наши рекомендации