 |
Задачи для самостоятельной работы
|
|
|
|
1. Ионное произведение воды при 90º С равно Kw = 38,0 · 10-14. Рассчитайте концентрацию ионов водорода и pH чистой воды при этой температуре.
Ответ: 6,17 · 10-7 и 6,21.
2. Рассчитайте концентрацию ионов аммония NH4+, степень ионизации аммиака и значение pH в водном растворе аммиака с концентрацией c(NH3) = 0,020 моль/л. Константа основности аммиака Kb = 1,76 – 10-5, pKb = 4,76. Ответ: 5,9 · 10-4; 0,03; 10,8.
3. Рассчитайте значение pH 3,0%-го водного раствора пероксида водорода H2O2. Плотность раствора принять равной 1г/см3. Константа кислотной диссоциации пероксида водорода Ka = 2,0 · 10-12, pKa = 1,70. Ответ: 5,88.
4. Рассчитайте pH водного раствора метиламина CH3NH2 с концентрацией с(CH3NH2) = 0,12 моль/л. Константа основности метиламина Kb = 4,6 · 10-3; pKb = 3,34. Ответ: 11,87.
Контрольные вопросы и задания по теме занятия
1. Что называют кислотой и основанием согласно протолитической теории?
2. Что называют протолитическими реакциями и реакциями протолиза?
3. Что называют амфолитами?
4. Что называют кислотой и основанием согласно теории Льюиса?
5. Как записать уравнение автопротолиза воды? Что называют константой автопротолиза воды? Чему равно её численное значение? Что называют силовым показателем?
6. Что называют константой кислотной диссоциации (константой кислотности) слабой одноосновной кислоты?
7. Что называют полной константой кислотной диссоциации?
8. Как рассчитать pH раствора слабой кислоты (вывод формулы)?
9. Что называют константой диссоциации слабого однокислотного основания (константой основности)?
10. Как рассчитать pH раствора слабого основания (вывод формулы)?
11. Чему равно ионное произведение воды?
12. Как протекают качественные реакции катионов IV группы Sn2+ , Sn4+ , Cr3+?
|
|
|
Основная литература:
1. Аналитическая химия (аналитика). Общие теоретические основы. Качественный анализ. [Текст]: учеб. для вузов / Ю.Я. Харитонов [и др.]. - М.: Высш. шк., 2008. – 110 – 125 с.
Дополнительная литература:
1. Аналитическая химия [Текст] / Г. Кристиан [и др.]. - М.: БИНОМ. Лаборатория знаний, 2008. – 311 – 329 с.
Тема 8
Гидролиз солей. Константа и степень гидролиза. Буферные системы
План занятия
1. Проверка посещаемости и информация
2. Устный опрос и коррекция знаний
3. Решение задач
4. Лабораторная работа № 6 “Качественные реакции катионов V группы: Mg2+, Bi3+ “
5. Подведение итогов занятия
УЧЕБНЫЕ ЭЛЕМЕНЫ ТЕМЫ
Гидролиз – это взаимодействие ионов растворенной соли с протонами или гидроксильными группами нейтральных (непродиссоциированных) молекул воды.
Гидролизу в водных растворах подвергаются соли, содержащие катионы слабых оснований и анионы слабых кислот. Соли, содержащие катионы сильных кислот, в водных растворах практически не гидролизуются.
Рассмотрим 4 случая:
1) 
Сильное основание и сильная кислота (NaCl, KNO3, Na2SO4, KBr).
NaCl → Na+ + Cl- гидролиз не идет рН ≈ 7.
KNO3 → K+ + NO3-
2) Сильное основание и слабая кислота (CH3COONa, K2S, NaNO2, KHSO3)
CH3COONa → Na+ + CH3COO-
CH3COO- + H2O → CH3COOH + OH- pH > 7 слабощелочная
3) Слабое основание и сильная кислота (AlCl3, FeBr3, Cu(NO3)2)
AlCl3 → Al3+ + 3Cl-
Al3+ + 2H2O → AlOH2+ + H3O+
AlOH2+ + 2H2O → Al(OH)2+ + H3O+
Al(OH)2+ + 2H2O → Al(OH)3 + H3O+ pH < 7 слабокислая среда.
4) Слабое основание и слабая кислота (CH3COONH4, (NH4)2CO3).
CH3COONH4 → CH3COO- + NH4+
Гидролизу подвергается и катион и анион:
NH4+ + H2O → NH3 + H3O+
CH3COO- + H2O → CH3COOH + OH- pH среды может быть нейтральной, кислой или щелочной в зависимости от природы катиона и аниона (надо смотреть Ка и Кв в справочнике).
В растворах солей, где протекает гидролиз, устанавливается гидролитическое равновесие. Константа такого равновесия называется Кh – константой гидролиза.
Количественно гидролиз характеризует степень гидролиза h – это величина, равная отношению числа прогидролизовавшихся ионов nh к общему числу n исходных ионов:
|
|
|
nh
h =.
n
Степень гидролиза выражается в долях единицы или в процентах. Она увеличивается с уменьшением концентрации раствора, то есть при разбавлении и с ростом температуры.
Обычно гидролизуется лишь очень малая часть ионов, образующихся при электролитической диссоциации соли, поэтому степень гидролиза намного меньше единицы: h << 1.
Формулы для расчета рН
А) гидролиз аниона слабой кислоты:
Анион слабой кислоты гидролизуется по следующей схеме:
В- + Н2О = НВ + ОН-
РН = 7 + 0,5(рКа – рсв), (1)
где рКа – показатель константы кислотности НВ, а св – исходная концентрация анионов В-.
Б) Гидролиз катиона слабого основания.
В общем случае катион ВН+ слабого однокислотного основания В в водных растворах гидролизуется по схеме:
ВН+ + Н2О = В + Н3О+
NH4+ + H2O = NH3 + H3O+
рН = 7 – 0,5(рКв – рса), (2)
где pKb - показатель константы Kb, рса – показатель концентрации ВН+ катионов.
Соотношение (15) позволяет рассчитать значение рН раствора, в котором гидролизуется катион слабого однокислотного основания.
В) Гидролиз соли, содержащей катион слабого основания и анион слабой кислоты.
Пусть в водном растворе гидролизуется соль ВА, образованная катионом В+ слабого однокислого основания ВОН и анионом А- слабой одноосновной кислоты НА. Как сильный электролит соль ВА в водном растворе полностью распадается на ионы
ВА → В+ + А-
CH3COONH4 → CH3COO- + NH4+
NH4+ + H2O → NH3 + H3O+
CH3COO- + H2O → CH3COOH + OH-
которые гидролизуются:
В+ + 2Н2О = ВОН + Н3О+
А- + Н2О = НА + ОН-
Тогда рН раствора: рН ≈ 0,5(рКw + pKa – pKb) (3).
Подчеркнем, что здесь Ка и Кв – соответственно константы ионизации слабой кислоты НА и слабого основания ВОН, не являющихся сопряженными в смысле протолитической теории Бренстеда-Лоури.
Таким образом, рН раствора гидролизующейся соли ВА зависит как от рКа так и от рКв. если значения рКа и рКв приближенно равны, то среда в растворе гидролизующейся соли будет практически нейтральной (рН ≈ 7).
|
|
|
