Skābes šķīduma pH vērtības noteikšana. PH aprēķināšana vāju (vidēju) skābju un bāzu šķīdumos
Elektrolītiem, kuru disociācijas pakāpe ir mazāka par 5% koncentrācijā, kas lielāka par 10 mol/dm vai Kd ir mazāka par 1*10 -4, izsaka Ostvalda atšķaidīšanas likumu:
Vājai bāzei:
Problēmu risināšanas piemēri vāju skābju un bāzu šķīdumu pH aprēķināšanai.
8. piemērs. Aprēķina 0,001 N etiķskābes pH, ja =0,13
Risinājums:
9. piemērs. Definēt:
A) pH 0,01n CH 3 COOH, ja 
B) pH 0,01n NH 4 OH, ja 
Risinājums: Vienādojuma uzrādīšana 
logaritmiskā formā iegūstam 
,
tātad monoprotiskai skābei 
Līdz ar to 
, par vāju bāzi 
;
, tātad
10. piemērs. H + jonu koncentrācija šķīdumā ir 2. 10 -4 mol/dm. Aprēķiniet OH - , pH un pOH koncentrāciju šajā šķīdumā.
Risinājums:
;
11. piemērs. Aprēķina pH šķīdumam, kurā 500 ml ir izšķīdināts 2 g NaOH.
Risinājums:
pH=14-pC bāzes;
; pH = 14 – 1 = 13
Risinājums.
Amonjaka ūdens šķīdumā ir līdzsvars
NH 3 + H 2 O Û NH 4 + + OH -
Tā kā amonjaka šķīdums ir vāja bāze un K B< 1*10 -4 , то расчёт ведут следующим образом:
pOH = - log [OH - ] = - log 4,2 10-3 = 3 - 0,623 = 2,38
pH = 14 - pOH = 14 - 2,38 = 11,62
13. piemērs. CH 3 COOH disociācijas pakāpe 0,1 mol/dm 3 šķīdumā ir 1,32*10 -3. Aprēķināt H + un CH3COO - jonu koncentrāciju, šķīduma pH un K d skābes.
Risinājums.
Pierakstiet etiķskābes disociācijas vienādojumu
CH 3 COOH + H 2 O Û H 3 O + + CH 3 COO -
Tāpēc CH 3 COOH ir vāja skābe
A * CH 3 COOH = 1,32 * 10 -2 * 0,1 = 1,32 * 10 -3 mol/dm 3
pH = - lg = - log 1,32 10 -3 = 3 - 0,12 = 2,88 [H + ] = [CH 3 COO - ] = 1,32 * 10 -3 mol/dm 3
No Ostvalda atšķaidīšanas likuma var atrast K CH3COOH:
K CH3COOH = a 2 * C CH3COOH = (1,32 * 10 -2) 2 0,1 = 1,74 * 10 -5
Uzdevumi:
Jonu koncentrācijas un jonu stipruma aprēķins spēcīgu elektrolītu šķīdumos
1. Pieņemot pilnīgu disociāciju, aprēķina jonu koncentrācijas:
A) K + 0,5 M K 2 SO 4, K 3 PO 4 šķīdumā;
B) Al 3+ 2M Al 2 (SO 4) 3, AlCl 3 šķīdumā.
2. Aprēķiniet jonu stiprumu šķīdumos:
0,3 M bārija hlorīds, 0,06 M kālija ortofosfāts, 0,02 M alumīnija sulfāts.
Atbilde: (0,82; 2,45 10 mol/dm 3)
5. Aprēķināt Na + ,H + ,SO 4 2- jonu aktivitāti šķīdumā ar koncentrāciju 2 10 mol/dm 3 nātrija sulfāta un 5 10 mol/dm 3 sērskābes.
Atbilde: (3,16*10 mol/dm3; 7,9x10 mol/dm3; 8,2*10 mol/dm3)
6. Pēc kālija hlorīda, magnija sulfāta un dzelzs (III) sulfāta izšķīdināšanas ūdenī šo sāļu molārā koncentrācija ir attiecīgi: 0,05; 0,02 un 0,01 mol/dm3. Aprēķiniet šķīduma jonu stiprumu.
Jonu koncentrācijas, pH un RON aprēķins vāju elektrolītu šķīdumos:
7. Aprēķināt pH 0,01 N amonija hidroksīda šķīdumam, kura disociācijas pakāpe ir 0,1.
8. Kuņģa sulas aktīvā skābuma pakāpe ir 0,047. Atrodiet kuņģa sulas pH.
9. Atrodiet pienskābes pH, kuras disociācijas konstante ir 1,44. 10 -4, C=0,01.
10. Aprēķiniet slāpekļskābes šķīduma pH, ja skābes masas daļa šķīdumā ir 4% ( 
).
11. Aprēķināt ūdeņraža jonu koncentrāciju un skaitu asinīs ar tilpumu 100 ml, ja asins pH = 7,36.
Puisis nevēlas strādāt pilnu slodzi, viņam vienmēr ir attaisnojumi, piemēram, es atkal jutīšos slikti un viss. Viņš mācās pilnu slodzi maģistrantūrā, nodarbības iet reizi nedēļā, vienojies ar pasniedzējiem. Es nevaru oficiāli dabūt darbu, lai nepalaistu garām studijas (mums ir punkti par apmeklēšanu), turklāt tas vairs netiek uzskatīts par pamatotu iemeslu, specialitātē nav bezmaksas sarakstes. Tagad naudas nav, lūdzu, lai paliek darbā, lai vismaz kaut ko nopelnītu. Uzņēmums, kurā viņš strādā, mani vēl neņem darbā. Atbildot viņš man sniedza 25-1000 attaisnojumu, tad universitāte, tad darbs, tad pēkšņi es jutos tikpat slikti kā ziemā, kad gulēju ar spiedienu. Viņš vienmēr lūdz mātei naudu par saviem ceļojumiem, bet viņš iekasē manējo par īri. Mani vecāki vēl nevar dot naudu, jo... Pirms tam manām māsām vajadzēja naudu sacensībām, un mammai un māsai bija problēmas ar sirdi un vajadzēja ārstēties un zāles, brālis nerunāja, mamma viņam iedeva apmēram 8 tūkstošus injekcijām un zālēm (injekcijas + vitamīni). Man šķiet, ka viņam ir vienalga par maniem vecākiem. Un vispār viņa māte it kā “vienojās” ar manu mammu, ka viņi iedos 3 tūkstošus mēnesī, bet mana māte teica, ka tas ir iespējams. Pirms tam mans tētis to mierīgi bija devis, līdz sākās problēmas. Un viņa māte zvanīja un uzbruka manai mātei, sakot, ka jūs man nedosit naudu, mēs "šķiet" vienojāmies, tad viņa sāka teikt, ka jums jāsagatavo 10k (nezinu, no kurienes tā summa nāk). Manā ģimenē strādā tikai tēvs, mamma strādā rajonā, bet uz darbu nesauc. Pilsētā veikals nepilda pusi no tirdzniecības plāna pilsētā. Viņa ģimenē gan māte, gan patēvs strādā niecīgus darbus. Mani vecāki ir baltā. Viņa ģimenē ir 4 cilvēki ieskaitot viņu, manējā kopā ar mani ir 6 cilvēki.. Šodien jautāju par nepilna laika darbu, bet strādāt no 9-20:00 maksā 600 rubļu dienā.. nezinu, kad viņi piezvanīs. Tētis ir maiņā, mēs arī nevaram savākt dokumentus sociālajai stipendijai.
SkatītIepazīšanās, mīlestība, attiecības Es saprotu, ka ir jauns Džonijs Deps (vai kurš jums patīk vislabāk), izskatīgs, galants, ar samtainu baritonu. Vīrietis, ar kuru sievietes pašas sapņo iekāpt gultā. Tad es saprotu pašapziņu. Un tāds vīrietis neko tieši nepiedāvās, viņš uzjundīs kaisli un viss notiks raiti un dabiski. Un cik ir gadījumu, kad sēž kāds Vaseks un jautā: kāpēc tu brauc pie manis?))) Vai viņš sevi uzskata par tādu neatvairāmu? Vai kāda sieviete, redzot viņu pirmo reizi, jau sapņo par banketa turpināšanu?
1. PH aprēķins stipru skābju un bāzu šķīdumos.
PH aprēķinu spēcīgu vienbāzisku skābju un bāzu šķīdumos veic, izmantojot šādas formulas:
pH = - log C līdz un pH = 14 + log C o
Kur C k, C o – skābes vai bāzes molārā koncentrācija, mol/l
2. PH aprēķināšana vāju skābju un bāzu šķīdumos
PH aprēķinu vāju vienbāzisku skābju un bāzu šķīdumos veic, izmantojot šādas formulas: pH = 1/2 (pK K - logC K) un pH = 14 - 1/2 (pK O - log C O)
3. PH aprēķins hidrolizējošu sāļu šķīdumos
Ir 3 sāls hidrolīzes gadījumi:
a) sāls hidrolīze ar anjonu (sāli veido vāja skābe un spēcīga bāze, piemēram, CH 3 COO Na). pH vērtību aprēķina pēc formulas: pH = 7 + 1/2 pK + 1/2 lg C s
b) sāls hidrolīze ar katjonu (sāli veido vāja bāze un spēcīga skābe, piemēram, NH 4 Cl) pH šādā šķīdumā aprēķina pēc formulas: pH = 7 - 1/2 pK o - 1/2 lg C s
c) sāls hidrolīze ar katjonu un anjonu (sāli veido vāja skābe un vāja bāze, piemēram, CH 3 COO NH 4). Šajā gadījumā pH aprēķina pēc formulas:
pH = 7 + 1/2 pK o - 1/2 pK o
Ja sāli veido vāja daudzbāziska skābe vai vāja poliprotiska bāze, tad pK k un pK o vērtības disociācijas pēdējam posmam tiek aizstātas ar iepriekš minētajām formulām (7-9) pH aprēķināšanai.
4. PH aprēķināšana dažādu skābju un bāzu maisījumu šķīdumos
Apvienojot skābi un bāzi, iegūtā maisījuma pH ir atkarīgs no uzņemtās skābes un bāzes daudzuma un to stipruma.
4.Bufersistēmas
Bufersistēmas ietver maisījumus:
a) vāja skābe un tās sāls, piemēram, CH 3 COO H + CH 3 COO Na
b) vāja bāze un tās sāls, piemēram, NH 4 OH + NH 4 Cl
c) dažāda skābuma skābju sāļu maisījums, piemēram, NaH 2 PO 4 + Na 2 HPO 4
d) skābu un vidēju sāļu maisījums, piemēram, NaHCO 3 + Na 2 CO 3
e) dažādu bāziskuma bāzes sāļu maisījums, piemēram, Al(OH) 2 Cl + Al(OH)Cl 2 utt.
PH aprēķins bufersistēmās tiek veikts, izmantojot formulas: pH = pK o – log C o /C s un pH = 14 – pK o + log C o /C s
Skābes-bāzes buferšķīdumi, Hendersona-Haselbaha vienādojums. Vispārējās īpašības. Darbības princips. Buferšķīduma pH aprēķināšana. Bufera ietilpība.
Buferšķīdumi – sistēmas, kas saglabā noteiktu parametra vērtību (pH, sistēmas potenciālu utt.), mainoties sistēmas sastāvam.
Skābju-bāzes šķīdumu sauc par buferšķīdumu , kas saglabā aptuveni nemainīgu pH vērtību, pievienojot tai ne pārāk lielos daudzumos stipru skābi vai stipru bāzi, kā arī atšķaidot un koncentrējot. Skābju-bāzes buferšķīdumi satur vājas skābes un to konjugētās bāzes. Spēcīga skābe, pievienojot buferšķīdumam, “pārvēršas” par vāju skābi, un spēcīga bāze kļūst par vāju bāzi. Buferšķīduma pH aprēķināšanas formula: pH = pK O + lg C O /AR Ar Šis vienādojums Hendersons-Haselbahs . No šī vienādojuma izriet, ka buferšķīduma pH ir atkarīgs no vājas skābes un tās konjugētās bāzes koncentrāciju attiecības. Tā kā šī attiecība atšķaidīšanas laikā nemainās, šķīduma pH paliek nemainīgs. Atšķaidīšana nevar būt neierobežota. Ar ļoti ievērojamu atšķaidījumu mainīsies šķīduma pH, jo, pirmkārt, komponentu koncentrācijas kļūs tik zemas, ka vairs nevar atstāt novārtā ūdens autoprotolīzi, un, otrkārt, ir atkarīgi neuzlādētu un uzlādētu daļiņu aktivitātes koeficienti. atšķiras atkarībā no šķīduma jonu stipruma.
Buferšķīdums uztur nemainīgu pH vērtību, pievienojot tikai nelielu daudzumu stipras skābes vai stipras bāzes. Buferšķīduma spēja “pretoties” pH izmaiņām ir atkarīga no vājas skābes un tās konjugētās bāzes koncentrāciju attiecības, kā arī no to kopējās koncentrācijas - un to raksturo bufera kapacitāte.
Bufera ietilpība – bezgalīgi maza stipras skābes vai stipras bāzes koncentrācijas pieauguma šķīdumā (bez tilpuma izmaiņām) attiecība pret pH izmaiņām, ko izraisa šis pieaugums (239. lpp., 7.79.)
Stipri skābā un stipri sārmainā vidē bufera jauda ievērojami palielinās. Šķīdumiem, kuros spēcīgas skābes vai stipras bāzes koncentrācija ir pietiekami augsta, piemīt arī buferizācijas īpašības.
Bufera ietilpība ir maksimālā pie pH=pKa. Lai uzturētu noteiktu pH vērtību, jāizmanto buferšķīdums, kurā tā sastāvā esošās vājās skābes pKa vērtība ir pēc iespējas tuvāka šim pH. Ir lietderīgi izmantot buferšķīdumu, lai uzturētu pH diapazonā pKa + _ 1. Šo intervālu sauc par bufera darba spēku.
19. Ar kompleksiem savienojumiem saistītie pamatjēdzieni. Sarežģītu savienojumu klasifikācija. Līdzsvara konstantes, ko izmanto kompleksu savienojumu raksturošanai: veidošanās konstantes, disociācijas konstantes (vispārējā, pakāpeniskā, termodinamiskā, reālā un nosacītā koncentrācija)
Visbiežāk komplekss ir daļiņa, kas veidojas centrālā atoma (jona) donora-akceptora mijiedarbības rezultātā, ko sauc par kompleksveidotāju, un lādētu vai neitrālu daļiņu, ko sauc par ligandiem. Kompleksu veidojošajam aģentam un ligandiem ir jāpastāv neatkarīgi vidē, kurā notiek kompleksa veidošanās.
Kompleksais savienojums sastāv no iekšējās un ārējās sfēras. K3(Fe(CN)6) - K3-ārējā sfēra, Fe-kompleksētājs, CN-ligands, kompleksveidotājs+ligands=iekšējā sfēra.
Dentitāte ir ligandu donoru centru skaits, kas piedalās donora-akceptora mijiedarbībā kompleksās daļiņas veidošanās laikā. Ligandi ir vienzobu (Cl-, H2O, NH3), divzobu (C2O4 (2-), 1,10-fenantrolīns) un polidentāti.
Koordinācijas numurs ir donoru ligandu centru skaits, ar kuriem konkrētais centrālais atoms mijiedarbojas. Iepriekš minētajā piemērā: 6 koordinācijas numurs. (Ag(NH3)2)+ koordinācijas skaitlis ir 2, jo amonjaks ir vienzobu ligands, un (Ag(S2O3)2)3- koordinācijas skaitlis ir 4, jo tiosulfāta jons ir divzobu ligands.
Klasifikācija.
1) Atkarībā no to lādiņa: anjonu ((Fe(CN)6)3-), katjonu ((Zn(NH3)4)2 +) un neuzlādētu vai neelektrolītu kompleksi (HgCl2).
2)Atkarībā no metālu atomu skaita: mononukleāri un daudzkodolu kompleksi. Mononukleārais komplekss satur vienu metāla atomu, savukārt daudzkodolu komplekss satur divus vai vairāk. Daudzkodolu kompleksa daļiņas, kas satur identiskus metāla atomus, sauc par homonukleārām (Fe2(OH)2)4+ vai Be3(OH)3)3+, un tās, kas satur dažādu metālu atomus, sauc par heteronukleārajām (Zr2Al(OH)5)6+) .
3) Atkarībā no ligandu rakstura: homogēnie un heteroligandu (jaukto ligandu) kompleksi.
Helāti ir cikliski kompleksi metālu jonu savienojumi ar polidentātiem ligandiem (parasti organiskiem), kuros centrālais atoms ir daļa no viena vai vairākiem cikliem.
Konstantes. Sarežģīta jona stiprumu raksturo tā disociācijas konstante, ko sauc par nestabilitātes konstanti.
Ja atsauces dati par pakāpeniskām nestabilitātes konstantēm nav pieejami, izmantojiet kompleksā jona vispārējo nestabilitātes konstanti:
Vispārējā nestabilitātes konstante ir vienāda ar pakāpienu nestabilitātes konstantu reizinājumu.
Analītiskajā ķīmijā nestabilitātes konstantu vietā nesen tika izmantotas kompleksa jonu stabilitātes konstantes: 
Stabilitātes konstante attiecas uz kompleksa jona veidošanās procesu un ir vienāda ar nestabilitātes konstantes apgriezto vērtību: Kst = 1/Knest.
Stabilitātes konstante raksturo kompleksa veidošanās līdzsvaru.
Termodinamiskās un koncentrācijas konstantes skatiet 313. lpp.
20. Dažādu faktoru ietekme uz kompleksu veidošanās procesu un komplekso savienojumu stabilitāti. Reaģējošo vielu koncentrācijas ietekme uz kompleksa veidošanos. Brīvo metālu jonu un kompleksu molu daļu aprēķināšana līdzsvara maisījumā.
1) Kompleksu savienojumu stabilitāte ir atkarīga no kompleksveidotāja un ligandu rakstura. Ar palīdzību var izskaidrot daudzu metālu kompleksu ar dažādiem ligandiem stabilitātes izmaiņu modeli. Cieto un mīksto skābju un bāzu (HAA) teorijas: mīkstās skābes veido stabilākus savienojumus ar mīkstajām bāzēm, bet cietās ar cietajām (piemēram, Al3+, B3+ (šķidrie savienojumi)) veido kompleksus ar O- un N-velēnu ligandiem ( šķidrās bāzes), un Ag+ vai Hg2+ (m. bāzes) ar S-solid Ligands (m. bāzes).Metālu katjonu kompleksi ar polidentātiem ligandiem ir stabilāki nekā kompleksi ar līdzīgiem monodentātiem ligandiem.
2) jonu stiprums. Palielinoties jonu stiprumam un samazinoties jonu aktivitātes koeficientiem, kompleksa stabilitāte samazinās.
3) temperatūra. Ja kompleksa veidošanās laikā delta H ir lielāka par 0, tad, pieaugot temperatūrai, kompleksa stabilitāte palielinās, bet, ja delta H ir mazāka par 0, tā samazinās.
4) blakusparādības. PH ietekme uz kompleksu stabilitāti ir atkarīga no liganda un centrālā atoma rakstura. Ja komplekss satur vairāk vai mazāk spēcīgu bāzi kā ligandu, tad līdz ar pH pazemināšanos notiek šādu ligandu protonēšana un kompleksa veidošanā iesaistītās ligandu formas molārā daļa samazinās. Jo lielāka ir dotās bāzes stiprība un mazāk stabils komplekss, jo spēcīgāka būs pH ietekme.
5) koncentrēšanās. Palielinoties ligandu koncentrācijai, palielinās kompleksu saturs ar lielu koordinācijas skaitli un samazinās brīvo metālu jonu koncentrācija. Ja šķīdumā ir pārāk daudz metāla jonu, dominēs monoligandu komplekss.
Metāla jonu mola daļa, kas nav saistīta kompleksos
Sarežģītu daļiņu mola daļa
pH vērtība, pH(lat. lppondus hydrogenii- "ūdeņraža svars", izrunā "peh") ir ūdeņraža jonu aktivitātes mērs (ļoti atšķaidītos šķīdumos, kas līdzvērtīgi koncentrācijai) šķīdumā, kas kvantitatīvi izsaka tā skābumu. Pēc lieluma vienāds ar ūdeņraža jonu aktivitātes decimālo logaritmu un pretēju zīmi, ko izsaka molos litrā:
PH vērtības vēsture.
Koncepcija pH vērtība ieviesa dāņu ķīmiķis Sērensens 1909. gadā. Indikatoru sauc pH (saskaņā ar latīņu vārdu pirmajiem burtiem potencia hydrogeni- ūdeņraža stiprums vai pondus hydrogeni- ūdeņraža svars). Ķīmijā pēc kombinācijas pX parasti apzīmē daudzumu, kas ir vienāds ar žurnāls X, un vēstuli Hšajā gadījumā apzīmē ūdeņraža jonu koncentrāciju ( H+), vai, drīzāk, hidronija jonu termodinamiskā aktivitāte.
pH un pOH vienādojumi.
Parādīt pH vērtību.
Tīrā ūdenī 25 °C temperatūrā ūdeņraža jonu koncentrācija ([ H+]) un hidroksīda jonus ([ Ak!− ]) izrādās identiski un vienādi ar 10 −7 mol/l, tas skaidri izriet no ūdens jonu produkta definīcijas, kas vienāds ar [ H+] · [ Ak!− ] un ir vienāds ar 10 −14 mol²/l² (pie 25 °C).
Ja divu veidu jonu koncentrācija šķīdumā ir vienāda, tad tiek uzskatīts, ka šķīdumam ir neitrāla reakcija. Pievienojot ūdenim skābi, ūdeņraža jonu koncentrācija palielinās un hidroksīda jonu koncentrācija samazinās, pievienojot bāzi, gluži pretēji, palielinās hidroksīda jonu saturs un samazinās ūdeņraža jonu koncentrācija. Kad [ H+] > [Ak!− ] saka, ka šķīdums izrādās skābs, un kad [ Ak! − ] > [H+] - sārmains.
Lai būtu ērtāk iedomāties, atbrīvotos no negatīvā eksponenta, ūdeņraža jonu koncentrāciju vietā izmantojiet to decimālo logaritmu, kas tiek ņemts ar pretējo zīmi, kas ir ūdeņraža eksponents - pH.
Šķīduma bāziskuma rādītājs pOH.
Reverss ir nedaudz mazāk populārs pH Izmērs - šķīduma bāziskuma indekss, pOH, kas ir vienāds ar decimāllogaritmu (negatīvu) jonu koncentrācijai šķīdumā Ak! − :
tāpat kā jebkurā ūdens šķīdumā 25 °C temperatūrā, kas nozīmē, ka šajā temperatūrā:
pH vērtības dažāda skābuma šķīdumos.
- Pretēji izplatītajam uzskatam, pH var atšķirties ārpus diapazona 0–14, kā arī var pārsniegt šīs robežas. Piemēram, ūdeņraža jonu koncentrācijā [ H+] = 10–15 mol/l, pH= 15, pie hidroksīda jonu koncentrācijas 10 mol/l pOH = −1 .
Jo pie 25 °C (standarta apstākļi) [ H+] [Ak! − ] = 10 −14 , tad skaidrs, ka pie tādas temperatūras pH + pHOH = 14.
Jo skābos šķīdumos [ H+] > 10 −7 , kas nozīmē, ka skābiem šķīdumiem pH < 7, соответственно, у щелочных растворов pH > 7 , pH neitrālie šķīdumi ir vienādi ar 7. Augstākā temperatūrā ūdens elektrolītiskās disociācijas konstante palielinās, kas nozīmē, ka palielinās ūdens jonu produkts, tad tas būs neitrāls pH= 7 (kas atbilst vienlaikus paaugstinātai koncentrācijai kā H+, tātad Ak!−); ar temperatūras pazemināšanos, gluži pretēji, neitrāla pH palielinās.
PH vērtības noteikšanas metodes.
Ir vairākas metodes vērtības noteikšanai pH risinājumus. Ūdeņraža indekss tiek aptuveni novērtēts, izmantojot indikatorus; mērīts precīzi, izmantojot pH-metrs vai noteikts analītiski, veicot skābes-bāzes titrēšanu.
- To bieži izmanto, lai aptuvenu novērtētu ūdeņraža jonu koncentrāciju skābju-bāzes indikatori- organiskās krāsvielas, kuru krāsa ir atkarīga no pH vidi. Populārākie indikatori: lakmuss, fenolftaleīns, metiloranžs (metiloranžs) utt. Indikatori var būt divās dažādās krāsās - vai nu skābā, vai bāziskā. Visu indikatoru krāsa mainās savā skābuma diapazonā, bieži vien 1-2 vienības.
- Lai palielinātu darba mērījumu intervālu pH pieteikties universāls indikators, kas ir vairāku rādītāju sajaukums. Universālais indikators maina krāsu secīgi no sarkanas līdz dzeltenai, zaļai, zilai līdz violetai, pārejot no skāba reģiona uz sārmainu. Definīcijas pH izmantojot indikatora metodi, ir grūti duļķainiem vai krāsainiem šķīdumiem.
- Izmantojot īpašu ierīci - pH-metrs - ļauj izmērīt pH plašākā diapazonā un precīzāk (līdz 0,01 vienībai pH), nekā izmantojot rādītājus. Jonometriskā noteikšanas metode pH pamatā ir galvaniskās ķēdes emf mērīšana ar milivoltmetru-jonometru, kas ietver stikla elektrodu, kura potenciāls ir atkarīgs no jonu koncentrācijas H+ apkārtējā risinājumā. Metode ir ļoti precīza un ērta, īpaši pēc indikatora elektroda kalibrēšanas izvēlētajā diapazonā pH, kas ļauj izmērīt pH necaurspīdīgi un krāsaini šķīdumi, tāpēc tos bieži izmanto.
- Analītiskā tilpuma metode — skābju-bāzes titrēšana— sniedz arī precīzus rezultātus šķīdumu skābuma noteikšanai. Pārbaudāmajam šķīdumam pa pilienam pievieno zināmas koncentrācijas šķīdumu (titrantu). Tos sajaucot, notiek ķīmiska reakcija. Ekvivalences punkts - brīdis, kad ir precīzi pietiekami daudz titranta, lai pabeigtu reakciju, tiek reģistrēts, izmantojot indikatoru. Pēc tam, ja ir zināma pievienotā titrējošā šķīduma koncentrācija un tilpums, nosaka šķīduma skābumu.
- pH:
0,001 mol/l HCl 20 °C temperatūrā ir pH=3, 30 °C temperatūrā pH=3,
0,001 mol/l NaOH 20 °C temperatūrā ir pH=11,73, 30 °C temperatūrā pH = 10,83,
Temperatūras ietekme uz vērtībām pH izskaidrojams ar atšķirīgu ūdeņraža jonu disociāciju (H +), un tā nav eksperimentāla kļūda. Temperatūras efektu nevar kompensēt elektroniski pH- metrs.
PH nozīme ķīmijā un bioloģijā.
Vides skābums ir svarīgs lielākajai daļai ķīmisko procesu, un konkrētas reakcijas rašanās iespēja vai rezultāts bieži ir atkarīgs no pH vidi. Lai saglabātu noteiktu vērtību pH reakcijas sistēmā, veicot laboratorijas pētījumus vai ražošanā, tiek izmantoti buferšķīdumi, kas ļauj uzturēt gandrīz nemainīgu vērtību pH atšķaidot vai ja šķīdumam pievieno nelielu daudzumu skābes vai sārmu.
pH vērtība pH bieži izmanto, lai raksturotu dažādu bioloģisko barotņu skābju-bāzes īpašības.
Bioķīmiskajām reakcijām liela nozīme ir dzīvās sistēmās sastopamās reakcijas vides skābumam. Ūdeņraža jonu koncentrācija šķīdumā bieži ietekmē olbaltumvielu un nukleīnskābju fizikāli ķīmiskās īpašības un bioloģisko aktivitāti, tāpēc normālai organisma funkcionēšanai skābju-bāzes homeostāzes uzturēšana ir ārkārtīgi svarīgs uzdevums. Optimāla dinamiska uzturēšana pH bioloģiskie šķidrumi tiek sasniegti ķermeņa bufersistēmu ietekmē.
Cilvēka organismā pH vērtība dažādos orgānos ir atšķirīga.
|
Dažas nozīmes pH. |
|
|
Viela |
|
|
Elektrolīts svina akumulatoros |
|
|
Kuņģa sula |
|
|
Citronu sula (5% citronskābes šķīdums) |
|
|
Pārtikas etiķis |
|
|
kokakola |
|
|
ābolu sula |
|
|
Veselīga āda |
|
|
Skābais lietus |
|
|
Dzeramais ūdens |
|
|
Tīrs ūdens 25 °C temperatūrā |
|
|
Jūras ūdens |
|
|
Ziepes (tauki) rokām |
|
|
Amonjaks |
|
|
Balinātājs (balinātājs) |
|
|
Koncentrēti sārmu šķīdumi |
|
Tīrs ūdens ir ļoti vājš elektrolīts. Ūdens disociācijas procesu var izteikt ar vienādojumu: HOH ⇆ H + + OH – . Ūdens disociācijas dēļ jebkurš ūdens šķīdums satur gan H + jonus, gan OH – jonus. Šo jonu koncentrācijas var aprēķināt, izmantojot ūdens jonu produktu vienādojumi
C(H+)×C(OH –) = Kw,
kur Kw - ūdens jonu produkta konstante ; pie 25°C K w = 10 –14.
Šķīdumus, kuros H + un OH – jonu koncentrācija ir vienāda, sauc par neitrāliem šķīdumiem. Neitrālā šķīdumā C(H +) = C(OH –) = 10 –7 mol/l.
Skābā šķīdumā C(H +) > C(OH –) un, kā izriet no ūdens jonu produkta vienādojuma, C(H +) > 10 –7 mol/l un C(OH –)< 10 –7 моль/л.
Sārmainā šķīdumā C(OH –) > C(H +); savukārt C(OH –) > 10 –7 mol/l un C(H+)< 10 –7 моль/л.
pH ir vērtība, ko izmanto, lai raksturotu ūdens šķīdumu skābumu vai sārmainību; šo daudzumu sauc pH vērtība un aprēķina pēc formulas:
pH = –log C(H+)
Skābā šķīdumā pH<7; в нейтральном растворе pH=7; в щелочном растворе pH>7.
Pēc analoģijas ar jēdzienu “ūdeņraža indekss” (pH) tiek ieviests jēdziens “hidroksilindeksi” (pOH):
pOH = –log C(OH –)
Ūdeņraža un hidroksilgrupas indikatori ir saistīti ar attiecību
Hidroksilindeksu izmanto, lai aprēķinātu pH sārmainos šķīdumos.
Sērskābe ir spēcīgs elektrolīts, kas atšķaidītos šķīdumos neatgriezeniski un pilnībā sadalās saskaņā ar shēmu: H 2 SO 4 ® 2 H + + SO 4 2– . No disociācijas procesa vienādojuma ir skaidrs, ka C(H +) = 2 · C(H 2 SO 4) = 2 × 0,005 mol/l = 0,01 mol/l.
pH = –log C(H +) = –log 0,01 = 2.
Nātrija hidroksīds ir spēcīgs elektrolīts, kas neatgriezeniski un pilnībā sadalās pēc shēmas: NaOH ® Na + +OH – . No disociācijas procesa vienādojuma ir skaidrs, ka C(OH –) = C(NaOH) = 0,1 mol/l.
pOH = –log C(H+) = –log 0,1 = 1; pH = 14 - pOH = 14 - 1 = 13.
Vāja elektrolīta disociācija ir līdzsvara process. Tiek saukta līdzsvara konstante, kas uzrakstīta vāja elektrolīta disociācijas procesam disociācijas konstante . Piemēram, etiķskābes disociācijas procesam
CH 3 COOH ⇆ CH 3 COO – + H + .
Katru daudzvērtīgās skābes disociācijas posmu raksturo sava disociācijas konstante. Disociācijas konstante - atsauces vērtība; cm..
Jonu koncentrāciju (un pH) aprēķināšana vāju elektrolītu šķīdumos nozīmē ķīmiskā līdzsvara problēmas atrisināšanu gadījumam, kad ir zināma līdzsvara konstante un jāatrod reakcijā iesaistīto vielu līdzsvara koncentrācijas (sk. 6.2. 2. tipa problēma).
0,35% NH 4 OH šķīdumā amonija hidroksīda molārā koncentrācija ir 0,1 mol/l (procentuālās koncentrācijas pārvēršanas piemēru molārajā koncentrācijā skatiet 5.1. piemērā). Šo daudzumu bieži apzīmē ar C0. C0 ir kopējā elektrolītu koncentrācija šķīdumā (elektrolītu koncentrācija pirms disociācijas).
NH 4 OH tiek uzskatīts par vāju elektrolītu, kas ūdens šķīdumā atgriezeniski disociējas: NH 4 OH ⇆ NH 4 + + OH – (sk. arī 2. piezīmi 5. lpp.). Disociācijas konstante K = 1,8·10 –5 (atsauces vērtība). Tā kā vājais elektrolīts disociējas nepilnīgi, tad pieņemam, ka ir disocējies x mol/l NH 4 OH, tad arī amonija jonu un hidroksīda jonu līdzsvara koncentrācija būs vienāda ar x mol/l: C(NH 4 +) = C (OH -) = x mol/l. Nedisociētā NH 4 OH līdzsvara koncentrācija ir vienāda ar: C(NH 4 OH) = (C 0 –x) = (0,1–x) mol/l.
Mēs aizstājam visu daļiņu līdzsvara koncentrācijas, kas izteiktas ar x, disociācijas konstantes vienādojumā:
.
Ļoti vāji elektrolīti nedaudz disociējas (x ® 0), un x saucējā var neņemt vērā kā terminu:
.
Parasti vispārējās ķīmijas uzdevumos x saucējā netiek ņemts vērā, ja (šajā gadījumā x, disociētā elektrolīta koncentrācija, 10 vai mazāk reizes atšķiras no C0, kopējās elektrolīta koncentrācijas šķīdumā).
C(OH-) = x = 1,34∙10 -3 mol/l; pOH = –log C(OH –) = –log 1,34∙10 –3 = 2,87.
pH = 14 – pOH = 14 – 2,87 = 11,13.
Disociācijas pakāpe elektrolītu var aprēķināt kā disociētā elektrolīta koncentrācijas (x) attiecību pret kopējo elektrolīta koncentrāciju (C 0):
(1,34%).
Vispirms jums jāpārvērš procentuālā koncentrācija molārā koncentrācijā (skat. 5.1. piemēru). Šajā gadījumā C 0 (H 3 PO 4) = 3,6 mol/l.
Ūdeņraža jonu koncentrācijas aprēķins daudzbāzisko vājo skābju šķīdumos tiek veikts tikai saskaņā ar pirmo disociācijas posmu. Stingri sakot, kopējā ūdeņraža jonu koncentrācija vājas daudzbāziskas skābes šķīdumā ir vienāda ar katrā disociācijas stadijā izveidoto H + jonu koncentrāciju summu. Piemēram, fosforskābei C(H +) kopējais = C(H +) 1 posmam + C(H +) 2 posmiem + C(H +) 3 posmiem. Tomēr vājo elektrolītu disociācija notiek galvenokārt pirmajā posmā, bet otrajā un turpmākajās stadijās - nenozīmīgā mērā, tāpēc
C(H +) 2 posmiem ≈ 0, C(H +) 3 posmiem ≈ 0 un C(H +) kopā ≈ C(H +) 1 posmam.
Ļaujiet fosforskābei disociēt pirmajā posmā x mol/l, tad no disociācijas vienādojuma H 3 PO 4 ⇆ H + + H 2 PO 4 – izriet, ka arī H + un H 2 PO 4 – jonu līdzsvara koncentrācijas. ir vienāds ar x mol/l , un nedisociētā H 3 PO 4 līdzsvara koncentrācija būs vienāda ar (3,6–x) mol/l. Mēs aizstājam H + un H 2 PO 4 – jonu un H 3 PO 4 molekulu koncentrācijas, kas izteiktas ar x, pirmās pakāpes disociācijas konstantes izteiksmē (K 1 = 7,5 10 –3 – atsauces vērtība):
K 1 / C 0 = 7,5 10 -3 / 3,6 = 2,1 10 -3< 10 –2 ; следовательно, иксом как слагаемым в знаменателе можно пренебречь (см. также пример 7.3) и упростить полученное выражение.
;
mol/l;
C(H+) = x = 0,217 mol/l; pH = –log C(H +) = –log 0,217 = 0,66.
(3,44%)
Uzdevums Nr.8
Aprēķināt a) spēcīgu skābju un bāzu šķīdumu pH; b) vāja elektrolīta šķīdums un elektrolīta disociācijas pakāpe šajā šķīdumā (8. tabula). Ņem šķīdumu blīvumu, kas vienāds ar 1 g/ml.
8. tabula – Uzdevuma Nr.8 nosacījumi
| Variants Nr. | A | b | Variants Nr. | A | b |
| 0,01M H2SO4; 1% NaOH | 0,35% NH4OH | ||||
| 0,01MCa(OH)2; 2% HNO3 | 1% CH3COOH | 0,04M H2SO4; 4% NaOH | 1% NH4OH | ||
| 0,5 M HClO 4; 1% Ba(OH)2 | 0,98% H3PO4 | 0,7 M HClO 4; 4%Ba(OH)2 | 3% H3PO4 | ||
| 0,02 M LiOH; 0,3% HNO3 | 0,34% H2S | 0,06 M LiOH; 0,1% HNO3 | 1,36% H2S | ||
| 0,1M HMnO4; 0,1% KOH | 0,031% H2CO3 | 0,2M HMnO4; 0,2% KOH | 0,124%H2CO3 | ||
| 0,4 M HCl; 0,08% Ca(OH)2 | 0,47% HNO2 | 0,8MHCl; 0,03% Ca(OH)2 | 1,4% HNO2 | ||
| 0,05 M NaOH; 0,81% HBr | 0,4% H2SO3 | 0,07 M NaOH; 3,24% HBr | 1,23% H2SO3 | ||
| 0,02 M Ba(OH)2; 0,13%HI | 0,2% HF | 0,05 M Ba(OH)2; 2,5% HI | 2% HF | ||
| 0,02M H2SO4; 2% NaOH | 0,7% NH4OH | 0,06MH2SO4; 0,8% NaOH | 5% CH3COOH | ||
| 0,7 M HClO 4; 2%Ba(OH)2 | 1,96% H3PO4 | 0,08M H2SO4; 3% NaOH | 4% H3PO4 | ||
| 0,04 mliOH; 0,63% HNO3 | 0,68% H2S | 0,008MHI; 1,7% Ba(OH)2 | 3,4% H2S | ||
| 0,3MHMnO4; 0,56% KOH | 0,062% H2CO3 | 0,08 M LiOH; 1,3% HNO3 | 0,2% H2CO3 | ||
| 0,6 M HCl; 0,05% Ca(OH)2 | 0,94% HNO2 | 0,01M HMnO4; 1% KOH | 2,35% HNO2 | ||
| 0,03 M NaOH; 1,62% HBr | 0,82% H2SO3 | 0,9MHCl; 0,01% Ca(OH)2 | 2% H2SO3 | ||
| 0,03 M Ba(OH)2; 1,26%HI | 0,5% HF | 0,09 M NaOH; 6,5% HBr | 5% HF | ||
| 0,03M H2SO4; 0,4% NaOH | 3% CH3COOH | 0,1 M Ba(OH)2; 6,4% HI | 6% CH3COOH | ||
| 0,002MHI; 3% Ba(OH)2 | 1% HF | 0,04MH2SO4; 1,6% NaOH | 3,5% NH4OH | ||
| 0,005MHBr; 0,24% LiOH | 1,64% H2SO3 | 0,001 M HI; 0,4% Ba(OH)2 | 5% H3PO4 |
Piemērs 7.5 Sajauc 200 ml 0,2 M H 2 SO 4 šķīduma un 300 ml 0, 1 M NaOH šķīduma. Aprēķināt iegūtā šķīduma pH un Na + un SO 4 2– jonu koncentrācijas šajā šķīdumā.
Reducēsim vienādojumu reakcijai H 2 SO 4 + 2 NaOH → Na 2 SO 4 + 2 H 2 O līdz saīsinātai jonu molekulārajai formai: H + + OH - → H 2 O
No jonu-molekulārās reakcijas vienādojuma izriet, ka tikai H + un OH – joni reaģē un veido ūdens molekulu. Na + un SO 4 2– joni reakcijā nepiedalās, tāpēc to daudzums pēc reakcijas ir tāds pats kā pirms reakcijas.
Vielu daudzumu aprēķins pirms reakcijas:
n(H2SO4) = 0,2 mol/l × 0,1 l = 0,02 mol = n(SO 4 2-);
n(H+) = 2 × n(H2SO4) = 2 × 0,02 mol = 0,04 mol;
n(NaOH) = 0,1 mol/l · 0,3 l = 0,03 mol = n(Na+) = n(OH –).
OH joni – – trūkst; viņi pilnībā reaģēs. Kopā ar tiem reaģēs tāds pats daudzums (t.i., 0,03 mol) H + jonu.
Jonu daudzuma aprēķins pēc reakcijas:
n(H +) = n(H +) pirms reakcijas – n(H +) reaģējis = 0,04 mol - 0,03 mol = 0,01 mol;
n(Na+) = 0,03 mol; n(SO 4 2–) = 0,02 mol.
Jo atšķaidītos šķīdumus sajauc, tad
V kopā » V šķīdums H 2 SO 4 + V NaOH šķīdums » 200 ml + 300 ml = 500 ml = 0,5 l.
C(Na+) = n(Na+) / Vtot. = 0,03 mol: 0,5 l = 0,06 mol/l;
C(SO 4 2-) = n(SO 4 2-) / V kopā. = 0,02 mol: 0,5 l = 0,04 mol/l;
C(H+) = n(H+) / V kopā. = 0,01 mol: 0,5 l = 0,02 mol/l;
pH = –log C(H +) = –log 2·10 –2 = 1,699.
Uzdevums Nr.9
Aprēķiniet metālu katjonu un skābes atlikumu anjonu pH un molāro koncentrāciju šķīdumā, kas izveidots, sajaucot stipras skābes šķīdumu ar sārma šķīdumu (9. tabula).
9. tabula – Uzdevuma Nr.9 nosacījumi
| Variants Nr. | Variants Nr. | Skābju un sārmu šķīdumu tilpumi un sastāvs | |
| 300 ml 0,1 M NaOH un 200 ml 0,2 M H 2 SO 4 | |||
| 2 l 0,05 M Ca(OH) 2 un 300 ml 0,2 M HNO 3 | 0,5 l 0,1 M KOH un 200 ml 0,25 M H 2 SO 4 | ||
| 700 ml 0,1 M KOH un 300 ml 0,1 M H 2 SO 4 | 1 l 0,05 M Ba(OH) 2 un 200 ml 0,8 M HCl | ||
| 80 ml 0,15 M KOH un 20 ml 0,2 M H2SO4 | 400 ml 0,05 M NaOH un 600 ml 0,02 M H2SO4 | ||
| 100 ml 0,1 M Ba(OH) 2 un 20 ml 0,5 M HCl | 250 ml 0,4 M KOH un 250 ml 0,1 M H 2 SO 4 | ||
| 700 ml 0,05 M NaOH un 300 ml 0,1 M H2SO4 | 200 ml 0,05 M Ca(OH) 2 un 200 ml 0,04 M HCl | ||
| 50 ml 0,2 M Ba(OH) 2 un 150 ml 0,1 M HCl | 150 ml 0,08 M NaOH un 350 ml 0,02 M H2SO4 | ||
| 900 ml 0,01 M KOH un 100 ml 0,05 M H2SO4 | 600 ml 0,01 M Ca(OH) 2 un 150 ml 0,12 M HCl | ||
| 250 ml 0,1 M NaOH un 150 ml 0,1 M H 2 SO 4 | 100 ml 0,2 M Ba(OH) 2 un 50 ml 1 M HCl | ||
| 1 l 0,05 M Ca(OH) 2 un 500 ml 0,1 M HNO 3 | 100 ml 0,5 M NaOH un 100 ml 0,4 M H 2 SO 4 | ||
| 100 ml 1 M NaOH un 1900 ml 0,1 M H 2 SO 4 | 25 ml 0,1 M KOH un 75 ml 0,01 M H 2 SO 4 | ||
| 300 ml 0,1 M Ba(OH) 2 un 200 ml 0,2 M HCl | 100 ml 0,02 M Ba(OH) 2 un 150 ml 0,04 M HI | ||
| 200 ml 0,05 M KOH un 50 ml 0,2 M H2SO4 | 1 l 0,01 M Ca(OH) 2 un 500 ml 0,05 M HNO 3 | ||
| 500 ml 0,05 M Ba(OH) 2 un 500 ml 0,15 M HI | 250 ml 0,04 M Ba(OH) 2 un 500 ml 0,1 M HCl | ||
| 1 l 0,1 M KOH un 2 l 0,05 M H2SO4 | 500 ml 1 M NaOH un 1500 ml 0,1 M H 2 SO 4 | ||
| 250 ml 0,4 M Ba(OH) 2 un 250 ml 0,4 M HNO 3 | 200 ml 0,1 M Ba(OH) 2 un 300 ml 0,2 M HCl | ||
| 80 ml 0,05 M KOH un 20 ml 0,2 M H2SO4 | 50 ml 0,2 M KOH un 200 ml 0,05 M H2SO4 | ||
| 300 ml 0,25 M Ba(OH) 2 un 200 ml 0,3 M HCl | 1 l 0,03 M Ca(OH) 2 un 500 ml 0,1 M HNO 3 |
SĀĻA HIDROLĪZE
Kad jebkurš sāls tiek izšķīdināts ūdenī, šis sāls sadalās katjonos un anjonos. Ja sāli veido stipras bāzes katjons un vājas skābes anjons (piemēram, kālija nitrīts KNO 2), tad nitrītu joni saistīsies ar H+ joniem, atdalot tos no ūdens molekulām, kā rezultātā vājas slāpekļskābes veidošanās. Šīs mijiedarbības rezultātā risinājumā tiks izveidots līdzsvars:
NO 2 – + HOH ⇆ HNO 2 + OH –
KNO 2 + HOH ⇆ HNO 2 + KOH.
Tādējādi sāls šķīdumā, kas tiek hidrolizēts ar anjonu, parādās OH – jonu pārpalikums (vides reakcija ir sārmaina; pH > 7).
Ja sāli veido vājas bāzes katjons un stipras skābes anjons (piemēram, amonija hlorīds NH 4 Cl), tad vājās bāzes NH 4 + katjoni atdalīs OH - jonus no ūdens molekulām un veido vāji disociējošu elektrolītu - amonija hidroksīdu 1.
NH 4 + + HOH ⇆ NH 4 OH + H + .
NH 4 Cl + HOH ⇆ NH 4 OH + HCl.
Sāls šķīdumā, kas hidrolizē katjonu, parādās H+ jonu pārpalikums (barotnes reakcija ir skāba pH< 7).
Sāls hidrolīzes laikā, ko veido vājš bāzes katjons un vājš skābes anjons (piemēram, amonija fluorīds NH 4 F), vājās bāzes NH 4 + katjoni saistās ar OH – joniem, atdalot tos no ūdens molekulām, un vājie skābes anjoni F – saistās ar H + joniem , kā rezultātā veidojas vāja bāze NH 4 OH un vāja skābe HF: 2
NH 4 + + F – + HOH ⇆ NH 4 OH + HF
NH 4 F + HOH ⇆ NH 4 OH + HF.
Vides reakciju sāls šķīdumā, kas hidrolizē gan katjonu, gan anjonu, nosaka tas, kurš no hidrolīzes rezultātā izveidotajiem elektrolītiem ar zemu disociāciju ir spēcīgāks (to var noteikt, salīdzinot disociācijas konstantes). NH4F hidrolīzes gadījumā vide būs skāba (pH<7), поскольку HF – более сильный электролит, чем NH 4 OH: KNH 4 OH = 1,8·10 –5 < K H F = 6,6·10 –4 .
Tādējādi sāļi veidojas no:
– stipras bāzes katjons un vājas skābes anjons (KNO 2, Na 2 CO 3, K 3 PO 4);
– vājas bāzes katjons un stipras skābes anjons (NH 4 NO 3, AlCl 3, ZnSO 4);
– vājas bāzes katjons un vājas skābes anjons (Mg(CH 3 COO) 2, NH 4 F).
Vāju bāzu katjoni un/vai vāju skābju anjoni mijiedarbojas ar ūdens molekulām; sāļi, ko veido stipru bāzu katjoni un stipru skābju anjoni, netiek hidrolizēti.
Sāļu hidrolīze, ko veido daudzkārt uzlādēti katjoni un anjoni, notiek pakāpeniski; Tālāk, izmantojot konkrētus piemērus, mēs parādām spriešanas secību, ko ieteicams ievērot, sastādot vienādojumus šādu sāļu hidrolīzei.
Piezīmes
1. Kā minēts iepriekš (sk. 2. piezīmi 5. lpp.), pastāv alternatīvs viedoklis, ka amonija hidroksīds ir spēcīga bāze. Vides skābā reakcija amonija sāļu šķīdumos, ko veido spēcīgas skābes, piemēram, NH 4 Cl, NH 4 NO 3, (NH 4) 2 SO 4, ar šo pieeju ir izskaidrojama ar atgriezenisku amonija disociācijas procesu. jons NH 4 + ⇄ NH 3 + H + vai, precīzāk, NH 4 + + H 2 O ⇄ NH 3 + H 3 O + .
2. Ja amonija hidroksīdu uzskata par stipru bāzi, tad vāju skābju veidotos amonija sāļu šķīdumos, piemēram, NH 4 F, jāņem vērā līdzsvars NH 4 + + F – ⇆ NH 3 + HF, kurā konkurence par H + jons atrodas starp amonjaka molekulām un vājiem skābju anjoniem.
Piemērs 8.1 Pierakstiet reakcijas vienādojumus nātrija karbonāta hidrolīzei molekulārā un jonu molekulārā formā. Norādiet šķīduma pH (pH>7, pH<7 или pH=7).
1. Sāls disociācijas vienādojums: Na 2 CO 3 ® 2Na + + CO 3 2–
2. Sāli veido stiprās bāzes NaOH katjoni (Na +) un vājas skābes anjons (CO 3 2–). H2CO3. Tāpēc sāls tiek hidrolizēts pie anjona:
CO 3 2– + HOH ⇆ … .
Hidrolīze vairumā gadījumu ir atgriezeniska (⇄ zīme); uz 1 jonu, kas piedalās hidrolīzes procesā, raksta 1 molekulu HOH .
3. Negatīvi lādēti karbonātu joni CO 3 2– saistās ar pozitīvi lādētiem H + joniem, atdalot tos no HOH molekulām un veido bikarbonātu jonus HCO 3 –; šķīdums ir bagātināts ar OH – joniem (sārmaina vide; pH>7):
CO 3 2– + HOH ⇆ HCO 3 – + OH – .
Šis ir Na 2 CO 3 hidrolīzes pirmā posma jonu-molekulārais vienādojums.
4. Hidrolīzes pirmās stadijas vienādojumu molekulārā formā var iegūt, apvienojot visus vienādojumā esošos anjonus CO 3 2– + HOH ⇆ HCO 3 – + OH – (CO 3 2–, HCO 3 – un OH – ) ar Na + katjoniem, veidojot sāļus Na 2 CO 3, NaHCO 3 un bāzes NaOH:
Na 2 CO 3 + HOH ⇆ NaHCO 3 + NaOH.
5. Hidrolīzes rezultātā pirmajā posmā izveidojās bikarbonātu joni, kas piedalās hidrolīzes otrajā posmā:
HCO 3 – + HOH ⇆ H 2 CO 3 + OH –
(negatīvi lādēti bikarbonāta joni HCO 3 – saistās ar pozitīvi lādētiem H + joniem, atdalot tos no HOH molekulām).
6. Hidrolīzes otrās pakāpes vienādojumu molekulārā formā var iegūt, savienojot vienādojumā HCO 3 – + HOH ⇆ H 2 CO 3 + OH – esošos anjonus (HCO 3 – un OH –) ar Na + katjoniem, veido NaHCO 3 sāli un bāzes NaOH:
NaHCO 3 + HOH ⇆ H 2 CO 3 + NaOH
CO 3 2– + HOH ⇆ HCO 3 – + OH – Na 2 CO 3 + HOH ⇆ NaHCO 3 + NaOH
HCO 3 – + HOH ⇆ H 2 CO 3 + OH – NaHCO 3 + HOH ⇆ H 2 CO 3 + NaOH.
Piemērs 8.2 Pierakstiet alumīnija sulfāta hidrolīzes reakcijas vienādojumus molekulārā un jonu molekulārā formā. Norādiet šķīduma pH (pH>7, pH<7 или pH=7).
1. Sāls disociācijas vienādojums: Al 2 (SO 4) 3 ® 2Al 3+ + 3SO 4 2–
2. Veidojas sāls vājas bāzes katjoni (Al 3+). Al(OH) 3 un stiprās skābes H 2 SO 4 anjoni (SO 4 2–). Līdz ar to sāls tiek hidrolizēts pie katjona; 1 Al 3+ jonam 1 HOH molekula ir uzrakstīta: Al 3+ + HOH ⇆ … .
3. Pozitīvi lādēti Al 3+ joni saistās ar negatīvi lādētiem OH – joniem, atdalot tos no HOH molekulām un veido hidroksoalumīnija jonus AlOH 2+; šķīdums ir bagātināts ar H+ joniem (skāba vide; pH<7):
Al 3+ + HOH ⇆ AlOH 2+ + H + .
Šis ir Al 2 (SO 4) 3 hidrolīzes pirmā posma jonu-molekulārais vienādojums.
4. Hidrolīzes pirmās stadijas vienādojumu molekulārā formā var iegūt, savienojot visus katjonus (Al 3+, AlOH 2+ un H +), kas atrodas vienādojumā Al 3+ + HOH ⇆ AlOH 2+ + H + ar SO 4 2– anjoni, kas veido sāļus Al 2 (SO 4) 3, AlOHSO 4 un skābi H 2 SO 4:
Al 2 (SO 4) 3 + 2HOH ⇆ 2AlOHSO 4 + H 2 SO 4.
5. Hidrolīzes rezultātā pirmajā posmā izveidojās hidroksoalumīnija katjoni AlOH 2+, kas piedalās otrajā hidrolīzes posmā:
AlOH 2+ + HOH ⇆ Al(OH) 2 + + H +
(pozitīvi lādētie AlOH 2+ joni saistās ar negatīvi lādētiem OH – joniem, atdalot tos no HOH molekulām).
6. Hidrolīzes otrā posma vienādojumu molekulārā formā var iegūt, savienojot visus katjonus, kas atrodas vienādojumā AlOH 2+ + HOH ⇆ Al(OH) 2 + + H + (AlOH 2+, Al(OH) 2 +, un H +) ar SO 4 2– anjoniem, veidojot sāļus AlOHSO 4, (Al(OH) 2) 2 SO 4 un skābi H 2 SO 4:
2AlOHSO 4 + 2HOH ⇆ (Al(OH) 2) 2 SO 4 + H 2 SO 4.
7. Otrās hidrolīzes stadijas rezultātā izveidojās dihidroksoalumīnija katjoni Al(OH) 2 +, kas piedalās trešajā hidrolīzes posmā:
Al(OH) 2 + + HOH ⇆ Al(OH) 3 + H +
(pozitīvi lādēti Al(OH) 2 + joni saistās ar negatīvi lādētiem OH – joniem, atdalot tos no HOH molekulām).
8. Hidrolīzes trešās stadijas vienādojumu molekulārā formā var iegūt, savienojot katjonus (Al(OH) 2 + un H +), kas atrodas vienādojumā Al(OH) 2 + + HOH ⇆ Al(OH) 3 + H + ar SO 4 anjoniem 2–, veidojot sāli (Al(OH) 2) 2 SO 4 un skābi H 2 SO 4:
(Al(OH) 2) 2 SO 4 + 2HOH ⇆ 2Al(OH) 3 + H 2 SO 4
Šo apsvērumu rezultātā mēs iegūstam šādus hidrolīzes vienādojumus:
Al 3+ + HOH ⇆ AlOH 2+ + H + Al 2 (SO 4) 3 + 2HOH ⇆ 2AlOHSO 4 + H 2 SO 4
AlOH 2+ + HOH ⇆ Al(OH) 2 + + H + 2AlOHSO 4 + 2HOH ⇆ (Al(OH) 2) 2 SO 4 + H 2 SO 4
Al(OH) 2 + + HOH ⇆ Al(OH) 3 + H + (Al(OH) 2) 2 SO 4 + 2HOH ⇆ 2Al(OH) 3 + H 2 SO 4.
Piemērs 8.3 Pierakstiet reakcijas vienādojumus amonija ortofosfāta hidrolīzei molekulārā un jonu molekulārā formā. Norādiet šķīduma pH (pH>7, pH<7 или pH=7).
1. Sāls disociācijas vienādojums: (NH 4) 3 PO 4 ® 3NH 4 + + PO 4 3–
2. Veidojas sāls vājas bāzes katjoni (NH 4 +). NH 4 OH un anjoni
(PO 4 3–) vāja skābe H3PO4. Tāpēc sāls hidrolizē gan katjonu, gan anjonu : NH 4 + + PO 4 3– +HOH ⇆ … ; ( vienam NH 4 + un PO 4 3– jonu pārim šajā gadījumā Uzrakstīta 1 HOH molekula ). Pozitīvi lādētie NH 4 + joni saistās ar negatīvi lādētiem OH – joniem, atdalot tos no HOH molekulām, veidojot vāju bāzi NH 4 OH, bet negatīvi lādētie PO 4 3– joni saistās ar H + joniem, veidojot ūdeņraža fosfāta jonus HPO 4 2 –:
NH 4 + + PO 4 3– + HOH ⇆ NH 4 OH + HPO 4 2– .
Šis ir hidrolīzes (NH 4) 3 PO 4 pirmā posma jonu-molekulārais vienādojums.
4. Hidrolīzes pirmās pakāpes vienādojumu molekulārā formā var iegūt, savienojot vienādojumā NH 4 + + PO 4 3– + HOH ⇆ NH 4 OH + esošos anjonus (PO 4 3–, HPO 4 2–). HPO 4 2– ar katjoniem NH 4 +, veidojot sāļus (NH 4) 3 PO 4, (NH 4) 2 HPO 4:
(NH 4) 3 PO 4 + HOH ⇆ NH 4 OH + ( NH 4) 2 HPO 4.
5. Hidrolīzes rezultātā pirmajā posmā izveidojās hidrofosfāta anjoni HPO 4 2–, kas kopā ar NH 4 + katjoniem piedalās otrajā hidrolīzes posmā:
NH 4 + + HPO 4 2– + HOH ⇆ NH 4 OH + H 2 PO 4 –
(NH 4 + joni saistās ar OH – joniem, HPO 4 2– – joni pie H + joniem, atdalot tos no HOH molekulām, veidojot vāju bāzi NH 4 OH un dihidrogēnfosfāta jonus H 2 PO 4 –).
6. Hidrolīzes otrās pakāpes vienādojumu molekulārā formā var iegūt, savienojot vienādojumā NH 4 + + HPO 4 2– + HOH ⇆ NH 4 OH + H 2 PO 4 (HPO 4 2– un H) esošos anjonus. 2 PO 4 –) ar NH 4 + katjoniem, veidojot sāļus (NH 4) 2 HPO 4 un NH 4 H 2 PO 4:
(NH 4) 2 HPO 4 + HOH ⇆ NH 4 OH + NH 4 H 2 PO 4.
7. Otrās hidrolīzes stadijas rezultātā izveidojās dihidrogēnfosfāta anjoni H 2 PO 4 –, kas kopā ar NH 4 + katjoniem piedalās trešajā hidrolīzes posmā:
NH 4 + + H 2 PO 4 – + HOH ⇆ NH 4 OH + H 3 PO 4
(NH 4 + joni saistās ar OH – joniem, H 2 PO 4 – – joni pie H + joniem, atdalot tos no HOH molekulām un veido vājus elektrolītus NH 4 OH un H 3 PO 4).
8. Hidrolīzes trešās stadijas vienādojumu molekulārā formā var iegūt, savienojot vienādojumā NH 4 + + H 2 PO 4 – + HOH ⇆ NH 4 OH + H 3 PO 4 un H 2 PO 4 – anjonus. NH4+ katjoni un veidojošais sāls NH4H2PO4:
NH 4 H 2 PO 4 + HOH ⇆ NH 4 OH + H 3 PO 4 .
Šo apsvērumu rezultātā mēs iegūstam šādus hidrolīzes vienādojumus:
NH 4 + +PO 4 3– +HOH ⇆ NH 4 OH+HPO 4 2– (NH 4) 3 PO 4 +HOH ⇆ NH 4 OH+ (NH 4) 2 HPO 4
NH 4 + +HPO 4 2– +HOH ⇆ NH 4 OH+H 2 PO 4 – (NH 4) 2 HPO 4 +HOH ⇆ NH 4 OH+NH 4 H 2 PO 4
NH 4 + +H 2 PO 4 – +HOH ⇆ NH 4 OH+H 3 PO 4 NH 4 H 2 PO 4 +HOH ⇆ NH 4 OH+H 3 PO 4 .
Hidrolīzes process pārsvarā notiek pirmajā posmā, tāpēc vides reakciju sāls šķīdumā, kas hidrolizē gan katjonu, gan anjonu, nosaka tas, kurš no pirmajā hidrolīzes posmā izveidotajiem elektrolītiem ar zemu disociāciju ir spēcīgāks. Šajā gadījumā
NH 4 + + PO 4 3– + HOH ⇆ NH 4 OH + HPO 4 2–
barotnes reakcija būs sārmaina (pH>7), jo HPO 4 2– jons ir vājāks elektrolīts nekā NH 4 OH: KNH 4 OH = 1,8 10 –5 > KHPO 4 2– = K III H 3 PO 4 = 1,3×10 –12 (HPO 4 2– jona disociācija ir H 3 PO 4 disociācija trešajā posmā, tāpēc KHPO 4 2– = K III H 3 PO 4).
10. uzdevums
Pierakstiet vienādojumus sāls hidrolīzes reakcijām molekulārā un jonu molekulārā formā (10. tabula). Norādiet šķīduma pH (pH>7, pH<7 или pH=7).
10.tabula – Uzdevuma Nr.10 nosacījumi
| Variants Nr. | Sāļu saraksts | Variants Nr. | Sāļu saraksts |
| a) Na 2 CO 3, b) Al 2 (SO 4) 3, c) (NH 4) 3 PO 4 | a) Al(NO 3) 3, b) Na 2 SeO 3, c) (NH 4) 2 Te | ||
| a) Na 3 PO 4, b) CuCl 2, c) Al(CH 3 COO) 3 | a) MgSO 4, b) Na 3 PO 4, c) (NH 4) 2 CO 3 | ||
| a) ZnSO 4, b) K 2 CO 3, c) (NH 4) 2 S | a) CrCl 3, b) Na 2 SiO 3, c) Ni(CH 3 COO) 2 | ||
| a) Cr(NO 3) 3, b) Na 2 S, c) (NH 4) 2 Se | a) Fe 2 (SO 4) 3, b) K 2 S, c) (NH 4) 2 SO 3 |
10. tabulas turpinājums
| Variants Nr. | Sāļu saraksts | Variants Nr. | Sāļu saraksts |
| a) Fe(NO 3) 3, b) Na 2 SO 3, c) Mg(NO 2) 2 | |||
| a) K 2 CO 3, b) Cr 2 (SO 4) 3, c) Be(NO 2) 2 | a) MgSO 4, b) K 3 PO 4, c) Cr(CH 3 COO) 3 | ||
| a) K 3 PO 4, b) MgCl 2, c) Fe(CH 3 COO) 3 | a) CrCl 3, b) Na 2 SO 3, c) Fe(CH 3 COO) 3 | ||
| a) ZnCl 2, b) K 2 SiO 3, c) Cr(CH 3 COO) 3 | a) Fe 2 (SO 4) 3, b) K 2 S, c) Mg(CH 3 COO) 2 | ||
| a) AlCl 3, b) Na 2 Se, c) Mg(CH 3 COO) 2 | a) Fe(NO 3) 3, b) Na 2 SiO 3, (NH 4) 2 CO 3 | ||
| a) FeCl 3, b) K 2 SO 3, c) Zn(NO 2) 2 | a) K 2 CO 3, b) Al(NO 3) 3, c) Ni(NO 2) 2 | ||
| a) CuSO 4, b) Na 3 AsO 4, c) (NH 4) 2 SeO 3 | a) K 3 PO 4, b) Mg(NO 3) 2, c) (NH 4) 2 SeO 3 | ||
| a) BeSO 4, b) K 3 PO 4, c) Ni(NO 2) 2 | a) ZnCl 2, Na 3 PO 4, c) Ni(CH 3 COO) 2 | ||
| a) Bi(NO 3) 3, b) K 2 CO 3 c) (NH 4) 2 S | a) AlCl 3, b) K 2 CO 3, c) (NH 4) 2 SO 3 | ||
| a) Na 2 CO 3, b) AlCl 3, c) (NH 4) 3 PO 4 | a) FeCl 3, b) Na 2 S, c) (NH 4) 2 Te | ||
| a) K 3 PO 4, b) MgCl 2, c) Al(CH 3 COO) 3 | a) CuSO 4, b) Na 3 PO 4, c) (NH 4) 2 Se | ||
| a) ZnSO 4, b) Na 3 AsO 4, c) Mg(NO 2) 2 | a) BeSO 4, b) b) Na 2 SeO 3, c) (NH 4) 3 PO 4 | ||
| a) Cr(NO 3) 3, b) K 2 SO 3, c) (NH 4) 2 SO 3 | a) BiCl 3, b) K 2 SO 3, c) Al(CH 3 COO) 3 | ||
| a) Al(NO 3) 3, b) Na 2 Se, c) (NH 4) 2 CO 3 | a) Fe(NO 3) 2, b) Na 3 AsO 4, c) (NH 4) 2 S |
Bibliogrāfija
1. Lurija, Ju.Ju. Analītiskās ķīmijas rokasgrāmata / Yu.Yu. Lurija. – M.: Ķīmija, 1989. – 448 lpp.
2. Rabinovičs, V.A. Īsa ķīmisko vielu atsauces grāmata / V.A. Rabinovičs, Z.Ya. Havins – L.: Ķīmija, 1991. – 432 lpp.
3. Gļinka, N.L. Vispārējā ķīmija / N.L. Glinka; rediģēja V.A. Rabinovičs. – 26. izd. – L.: Ķīmija, 1987. – 704 lpp.
4. Gļinka, N.L. Problēmas un vingrinājumi vispārējā ķīmijā: mācību grāmata universitātēm / N.L. Glinka; rediģēja V.A. Rabinovičs un Kh.M. Rubīna – 22. izdevums. – L.: Ķīmija, 1984. – 264 lpp.
5. Vispārīgā un neorganiskā ķīmija: lekciju konspekti tehnoloģisko specialitāšu studentiem: 2 stundās / Mogiļevas Valsts pārtikas universitāte; auto-komp. V.A. Ogorodņikovs. – Mogiļeva, 2002. – 1.daļa: Vispārīgie ķīmijas jautājumi. – 96 s.
Izglītojošs izdevums
VISPĀRĒJĀ ĶĪMIJA
Vadlīnijas un kontroles uzdevumi
tehnoloģisko specialitāšu studentiem neklātienes kursos
Sastādītājs: Ogorodņikovs Valērijs Anatoļjevičs
Redaktors T.L Mateušs
Tehniskais redaktors A.A. Ščerbakova
Parakstīts drukāšanai. Formāts 60´84 1/16
Ofseta druka. Times burtveidols. Sietspiede
Nosacīti krāsns Rejs. ed. l. 3.
Aprite Pasūtiet.
Redakcija un izdevējdarbība iespiesta uz risogrāfa
izglītības iestādēm
"Mogiļevas Valsts pārtikas universitāte"