Решение вопросов по pH. План

Диффузия → Разрушение → Переход ионов →Гидратация крист. реш. в

раствор

Q = ∆Н > 0 Q = ∆Н < 0
эндотермические процессы экзотермич. проц.
физические процессы химические проц.
(С. Аррениус) (Д. Менделеев)
Е_разр. > Е_гидр. => р-р охлаждается (NH₄NO₃)
Е_разр. < Е_гидр. => р-р нагревается (H₂SO₄)
3.Диссоциация — обратимый процесс; обратный процесс называется
ассоциацией

диссоциация

^NaCl(т) ^{Na +}(р-р) ^{+ Cl ─}(р-р)

ассоциация

Диссоциация основных классов неорганических соединений
Кислоты
1.Одноосновные кислоты диссоциируют в одну стадию:
^HCl_↔Н⁺+ Cl^-
2.Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато (по стадиям):
Н₃РО_{4 ↔} Н⁺ + Н₂РО₄ ^- (первая ступень)
Н₂РО₄^-↔Н⁺+ НРО₄^2- (вторая ступень)
НРО₄ ^2- ↔Н⁺ + РО₄ ^3- (третья ступень)


Основания
1.Однокислотные основания диссоциируют в одну стадию:
КОН↔К⁺ + ОН^-
2..Многокислотные основания диссоциируют ступенчато:
Ва(ОН)₂ ↔ ВаОН⁺ + ОН^- (первая ступень)
ВаОН⁺ = Ва²⁺ + ОН^- (вторая ступень)


Соли
1.Средние (нормальные) соли диссоциируют в одну стадию:
^NaCl ↔ Na⁺ + Cl^-
Fe₂(SО₄)₂ = 2Fе³⁺ + 3SO₄²⁺
2.Кислые соли и основные соли диссоциируют ступенчато:
NaНSO₄ ↔Na⁺ + НSO₄ ^- (первая ступень)
НSO^- ↔Н⁺ + SO ^2- (вторая ступень)


Степень электролитической диссоциации ..
Сильные и слабые электролиты
В схеме даны определение, обозначение и единицы измерения степени электролитической диссоциации.

α – степень электролитической диссоциации
n – число молекул электролита, распавшихся на ионы
N – общее число молекул электролита в растворе .
В таблице 1 приведена классификация электролитов.

Классификация электролитов

Сильные электролиты	Слабые электролиты
Полностью распадаются на ионы α =1	Частично диссоциируют на ионы α<<1
1. Соли, например, NaCl, KCl, CaCl2 MgCl2, CaSO4 и др.	1. Н2О
2. Основания щелочных и щелочно- земельных металлов, например, NaOH, KOH, Ca(OH)2	2. Многие основания металлов, кроме щелочных и щелочноземельных, например, Al(OH)3
3. Многие неорганические кислоты, например, HCl, HNO3, H2SO4	3. Некоторые неорганические кислоты, например, HCN, H2S, H2CO3, H2SiO3, HF, H2SO3, HNO2, H3PO4
	4. Аммиачная вода: NH4OH
	5. Некоторые органические кислоты, например, C6H5COOH, CH3COOH
См См См HСl  H^+ + Cl^-	Cм–См См См^NH4OH^^NH4^+^+^OH^-

Задача 1. Определите молярную концентрацию катионов и анионов в 0,01 М растворах KBr, NH₄OH, Ba(OH)₂, H₂SO₄ и CH₃COOH. Степень диссоциации слабых электролитов  = 0,3.
Решение:
KBr, Ba(OH)₂ и H₂SO₄ – сильные электролиты, диссоциирующие полностью (  1).

KBr  K⁺ + Br^- С_K+ = С_Br- = 0,01 M
Ba(OH)₂  Ba²⁺ + 2OH^- С_Ba2+ = 0,01 M С_OH- = 0,02 M
H₂SO₄ 2H⁺ + SO₄²⁺ С_H+ = 0,02 M С2- = 0,01 M
NH₄OH и CH₃COOH – слабые электролиты ( 0,3)
C(NH₄^-)=C(OH^-)= 0.3*0.01=0.003 M
CH₃COOH  CH₃COO^- + H⁺
С_H+ = С_CH3COO- = 0,3 × 0,01 = 0,003 M
Константа диссоциации. Закон разбавления Оствальда
Концентрации ионов в растворах слабых электролитов качественно характеризует ещё и константа диссоциации.

Для оснований: ВОН 4 В⁺ + ОН^-

[B^ ]  [OH^ ]

^KD ^ [BOH]

Для кислот: HA 4 H⁺ + A^-

[H^ ]  [A^ ]

^KD ^ [HA]
Константа диссоциации (K_D) – отношение произведения равновесных концентраций ионов в степени соответствующих стехиометрических коэффициентов к концентрации недиссоциированных молекул.


K_D является константой равновесия процесса электролитической диссоциации; характеризует способность вещества распадаться на ионы: чем выше K_D, тем больше концентрация ионов в растворе.
Диссоциации слабых многоосновных кислот или многокислотных оснований протекают по ступеням, соответственно для каждой ступени существует своя константа диссоциации:
Эта закономерность объясняется тем, что энергия отрыва иона от нейтральной молекулы всегда меньше, чем энергия, которая нужна для отрыва иона от заряженной частицы.
Закон разбавления Оствальда связывает степень электролитической диссоциации слабого электролита () с константой диссоциации (K_D) для слабой одноосновной кислоты (НА).
В таблице приведены константы и степени диссоциации некоторых электролитов.
Константы и степени диссоциации некоторых электролитов

Электролит	Формула	Константа диссоциации	Степень диссоциации
Соляная кислота	HCl	1·10^7	92 %
Бромоводородная кислота	HBr	1·10^9	92 %
Иодоводородная кислота	HI	1·10^11	92 %
Азотная кислота	HNO3	4,36·10	91 %
Серная кислота	H2SO4	6·10^–8	58 %
Фосфорная кислота	H3PO4	7,6·10^–3	27 %
Плавиковая кислота	HF	7·10^–4	8,5 %
Уксусная кислота	CH3COOH	1,754 · 10^–6	1,36 %
Сероводородная кислота	H2S	6·10^–8	0,07 %
Раствор аммиака	NH3·H2O	1,8·10^–5	30 %
Гидроксид цинка	Zn(OH)2	4,0·10^–5

Задача 1. Вычислите степень диссоциации уксусной кислоты и концентрацию ионов H⁺ в 0,1 M растворе, если K_D(CH₃COOH) = 1,85 × 10^-5
Решение:
Используем закон разбавления Оствальда

 (CH₃COOH) = ?  = К_D С _М

=

[H⁺] =? = 0,0136 или  = 1,36%

[H⁺] =  × С_М
= 0,0136 × 0,1
= 0,00136 моль/л Ответ:  (CH₃COOH) = 1,36%; [H⁺] = 0,00136 моль/л

1.Константа диссоциации циановодорода CNS равна 7 ×10^-10. Найти степень диссоциации CNS в 0,001М растворе.(Ответ: α = 8,9 ×10^-4)

2.Найдите концентрацию ионов водорода в 0,1М растворе хлорноватистой кислоты HOCl (К_D = 5×10^-8). (Ответ: [H⁺] = 7×10^-5 моль/л)
3.Сколько воды нужно добавить к 300 мл 0,2М раствора уксусной кислоты, чтобы степень диссоциации кислоты увеличилась в два раза? (Ответ: V(H₂O) = 900 мл)
4.Вычислить концентрацию ионов водорода в 0,02М растворе сернистой кислоты. Диссоциацией кислоты по второй ступени пренебречь. (Ответ: С_H+ = 0,018 моль/л)
5.Чему равна концентрация ионов водорода в водном растворе мура- вьиной кислоты, если степень диссоциации кислоты равна 0,03? (Ответ: С_H+ = 0,006 моль/л)
6.При какой концентрации раствора степень диссоциации азотистой кислоты будет равна 0,2? (Ответ: С_М(НNO₂)= 0,01 моль/л)
8.Во сколько раз уменьшится концентрация ионов водорода, если к 1 л 0,005М раствора уксусной кислоты добавить 0,05 моля ацетата натрия (СН₃СООNa)? (Ответ: в 167 раз)


Ионное произведение воды. Водородный показатель
Вода –это слабый электролит и в незначительной степени диссоциирует на ионы по реакции:
^H2^O(ж) ^{4 H+}(р-р) ^{+ OH-}(р-р)

В знаменателе дроби – концентрация недиссоциированных молекул воды, которую можно считать постоянной и определить в 1 л, приняв массу 1 л воды за 1000 г.

[H₂O] = 1000 / 18 = 55,56 молей

Водородный показатель (pH) – это величина, которая характеризует концентрацию ионов водорода (H⁺) и кислотность раствора. Если концентрация ионов водорода равна [H⁺], то
pH = – lg [H⁺] [H⁺] = 10^-рН

В чистой воде
В кислых растворах

[H⁺] = [OH^-] = 10^-7

pH = 7
[H⁺] > [OH^-]
pH < 7,

например, в 10^-3 М растворе HCl pH = 3 В щелочных растворах
[H⁺] < [OH^-]
pH > 7
Зависимость окраски индикаторов от рН раствора показана в табл.
Изменение окраски индикаторов в зависимости от pH раствора

Название	Окраска индикатора в среде
	Кислая [H^+] > [OH^-] рН < 7	Нейтральная [H^+] = [OH^-] рН = 7	Щелочная [OH^-] > [H^+] рН > 7
Фенолфталеин	бесцветный	бесцветный	малиновый
Метилоранж	розовый	оранжевый	желтый
Лакмус	красный	фиолетовый	синий

Задача 1. Найдите рОН и рН в 10^-2 М растворе NaOH
Решение:
pOH = –lg2 × 10^-2
= 2 – lg2
рН = ? = 1,7
pH = 14 – pOH= 14 – 1,7 = 12,3 Ответ: pOH = 1,7; pH = 12,3.