Материал: Конспект лекций для студентов специальности 1 48 01 02 Химическая технология органических веществ, материалов и изделий

_w/2 = 14/2 = 7В растворах кислот [H⁺] > [OH^–], поэтому pH <7, pOH > 7.В растворах оснований [H⁺] < [OH^–], поэтому pH >7, pOH < 7.Пример1Рассчитать pH и pOH в 0,15 М растворах:а) серной кислоты Решение: H₂SO₄  2H⁺ + SO₄^2–C(H⁺) = 2C(H₂SO₄) = 0,15·2 = 0,3 моль/л; pH = – lgС(H⁺) = 0,3 = 0,52;pOH = 14 – 0,52 = 13,48.б) 0,15 М гидроксида калияРешение: KOH K⁺ + OH^–С(OH^–) = С(KOH) = 0,15; pOH = 0,82; pH = 14 – 0,82 = 13,18.Диссоциация слабых одноосновных кислот и однокислотных оснований HA  H⁺ + A^–Пример 2Рассчитать равновесную концентрацию ионов и недиссоциированных молекул в растворе кислоты концентрации С(HA), моль/л, имеющей константу диссоциации К.Решение: из уравнения диссоциации видно, что [H⁺] = [A], и [HA] = С(HA) – С_дис.(HA) = С(HA) – [H⁺]. Тогда выражение константы преобразуется в следующее: или [H⁺]² + K[H⁺] – KC(HA) = 0 Решая это уравнение, определим [H⁺], [A^–] и [HA], моль/л.Довольно часто полученное расчетное уравнение можно упростить: если электролит очень слабый, то [H⁺] << С(HA), и величиной [H⁺] в знаменателе можно пренебречь. Тогда получим: , откуда

[H⁺] = [A^–] =

(6.3.6)

Эти уравнения применимы для расчетов в тех случаях, когда 10^–2.Пример 3Рассчитать концентрацию продуктов диссоциации и pH в 0,15 М растворе кислоты, имеющей константу диссоциации К_а = 5·10^–7.Решение: HA  H⁺ + A^–=5·10^–7Проверим, выполняется ли условие 10^–2:

6,6·10^–7< 10^–2, т.е. условие выполняется, и расчет можно вести по упрощенным формулам: , [H⁺] = [A^–] = = = 1,07·10^–4 моль/лpH = – lg[H⁺] = – lg(1,07·10^–4) = – lg1,07 – lg10^–4 = 3,97.Пример 4 Рассчитать концентрацию продуктов диссоциации и pH в 0,15 М растворе основания (KatOH), имеющего константу диссоциации К_b = 3·10^–9.Решение: KatOH  Kat⁺ + OH^– = 3·10^–9Проверим, выполняется ли условие 10^–2:210^–8< 10^–2, т.е. условие выполняется, и расчет можно вести по упрощенным формулам: и [Kat⁺] = [OH^–] = = = 2,12·10^–5 моль/лpOH = – lg[OH^–] = – lg(2,12·10^–5) = 4,68pH = 14 – pOH = 14 – 3,68 = 10,32.6.5 Диссоциация слабых многоосновных кислотПримерРассчитать концентрации продуктов диссоциации в 0,1 М растворе фосфорной кислоты (K₁ = 7,5·10^–3, K₂ = 6,3·10^–8, K₃ = 1,3·10^–12).Уравнения диссоциации: H₃PO₄  H⁺ + H₂PO₄^–H₂PO₄^–  H⁺ + HPO₄^2– HPO₄^2–  H⁺ + PO₄^3–Как следует из уравнений диссоциации, в растворе имеются недиссоциированные молекулы H

₃PO₄, а также ионы (в порядке уменьшения их концентраций): H⁺, H₂PO₄^–, HPO₄^2–, PO₄^3–.Полный расчет материального баланса для сопряженных равновесий довольно сложен. В то же время для практических задач его часто можно упростить. Дело в том, что если константы ступенчатой диссоциации различаются на 4 порядка и более (что в нашем примере выполняется), то концентрацию ионов H⁺ можно рассчитывать с учетом только первой ступени диссоциации, как для одноосновной кислоты (см. пример 2). На том же основании можно не учитывать уменьшение концентрации ионов H₂PO₄^– за счет их диссоциации по второй ступени, т.е. можно принять, что [H⁺]  [H₂PO₄^–]. На основании этого получим исходное расчетное уравнение для первой ступени диссоциации:В отличие от примера, рассмотренного ранее, в данном случае не выполняется условие 10^–2, и поэтому необходимо решать полное квадратное уравнение, выведенное из константы равновесия:[H⁺]² + K[H⁺] – KC(HA) = [H⁺]² + 7,5·10^–3·[H⁺] – 7,5·10^–4 = 0, откуда [H⁺] = [H₂PO₄^–] = 0,024 моль/л.Подставим полученные величины в константу диссоциации по второй ступени: В числителе и знаменателе дроби оказались равные величины [H⁺] = [H₂PO₄^–], из чего следует, что [HPO₄^2–] = K₂= 6·10^–8 моль/л.Таким образом, равновесная молярная концентрация двухзарядных анионов слабой многоосновной кислоты равна второй константе диссоциации.Еще раз подчеркнем, что последний вывод справедлив при условии, что константы ступенчатой диссоциации различаются не менее чем на четыре порядка (для большинства неорганических кислот – сернистой, сероводородной, угольной и др. – это условие выполняется).Наконец, из константы диссоциации по третьей ступени рассчитаем равновесную молярную концентрацию фосфат-ионов: [PO₄^3–] = 5·10^-13·6·10^–8/0,024 = 1,25·10^–18 моль/л.

Степень диссоциации слабых электролитов

Степень диссоциации (α) показывает, какая часть электролита продиссоциировала:

α = N_дис./N_нач. = n_дис./n_нач. = С_дис./С_нач.

(6.4.1)

Для расчета степени диссоциации слабой кислоты HA  H⁺ + A^–в растворе с концентрацией С_нач = С(HA) можем записать, что С_дис = α ∙ С(HA).Учитывая, что С_дис. = [H⁺] = [A^–], получим: С_дис. = [H⁺] = [A^–] = α∙ С(HA).Подставив эти обозначения в выражение константы диссоциации, получим следующее уравнение для расчета степени диссоциации: = .Если α << 1, то в полученном уравнении можно считать, что (1 – α)  1;тогда K_a = α²С(HA), и

(6.4.2)

Таким образом, степень диссоциации слабого электролита обратно пропорциональна корню квадратному из его концентрации. Зависимость (6.4.2) была выведена Оствальдом и носит его имя – закон разбавления Оствальда.Закон разбавления можно вывести также из ранее полученного уравнения [H⁺] = , подставив в него [H⁺] = α∙C(HA), получим то же уравнение (6.4.2):α = = Аналогичные уравнения можно вывести для степени диссоциации слабого основания. Отличие будет только в том, что вместо константы диссоциации кислоты (К_а) в уравнении будет константа основания (K_b). Еще раз отметим, что упрощенный расчет допустим при условии, что α << 1 (при

10^–2); при невыполнении этого условия решается полное квадратное уравнение.
6.7 Смещение равновесий диссоциации слабых электролитов (влияние одноименных ионов на диссоциацию)

В соответствии с принципом Ле Шателье равновесие диссоциации слабой кислоты HA  H⁺ + A^–можно изменить, если изменить температуру или концентрации веществ, участвующих в равновесии.

Диссоциация – процесс эндотермический, поэтому при увеличении температуры равновесие сместится вправо (степень диссоциации и концентрация ионов в растворе увеличивается); при охлаждении раствора равновесие сместится в обратном направлении.

При увеличении концентрации кислоты равновесие сместится в прямом направлении (концентрация ионов в растворе увеличится, но степень диссоциации уменьшится – см. закон разбавления Оствальда).

Если в раствор добавить сильную кислоту, увеличив тем самым концентрацию ионов H⁺, то равновесие сместится влево (степень диссоциации и концентрация анионов A^– уменьшатся, но концентрация ионов H⁺ будет большей, чем до добавления сильной кислоты).

Если в раствор добавить растворимую соль слабой кислоты (KatA), увеличив тем самым концентрацию анионов A^–, то равновесие сместится в сторону их связывания, т.е. влево (степень диссоциации и концентрация ионов H⁺ уменьшатся, а концентрация анионов A^– будет больше, чем до прибавления соли).
Пример 1. В 0,1 М раствор кислоты, имеющей константу диссоциации К_а = 2·10^–7, добавили соляную кислоту, С(HCl) = 0,5 моль/л. Рассчитать степень диссоциации слабой кислоты в полученном растворе и его pH.

Решение: HA  H⁺ + A^– HCl  H⁺ + Cl^–

1) После добавления сильной кислоты диссоциация слабой кислоты будет подавлена, и концентрацией ее «собственных» ионов водорода можно пренебречь, считая, что в полученном растворе С(H⁺) = С(HCl) = 0,5 моль/л.

Тогда pH = – lg С(H⁺) = – lg 0,5 = 0,3.

2) Вследствие того, что ионы водорода в растворе, в основном, из соляной кислоты, их концентрация теперь не может быть показателем степени диссоциации слабой кислоты – это отражает только концентрация ее анионов A^–. Последнюю можно рассчитать через константу диссоциации, с учетом того, что [H⁺] = С(HCl) и [HA]  С(HA):

=2·10^–7[A^–] = 2·10^-7·0,1/0,5 = 4·10^–8моль/л

Тогда степень диссоциации кислоты α = [A

Источник: https://files.student-it.ru/previewfile/274165

Смотрите также:

ЦЕНОВАЯ ПОЛИТИКА ПРЕДПРИЯТИЯ НА ПРИМЕРЕ ООО «ДНС РИТЕЙЛ»
_archivetempпротивовоспалительные
- Сопротивление изоляции 25
!Контрольная работа (задание)
!Фармакология препаратов для терапии заболеваний дыхательных путей
'Свадьба'. Керамика
«Предмет, метод предпринимательского права и принципы предпринимательского права» (Понятие предмета и метода российского предпринимательского права)
«Українська література в першій половині ХХ століття»
03
0303_Болкунов_ВО_ЛР1