- •Содержание
- •Введение
- •Диссоциация электролитов
- •Слабые электролиты
- •Сильные электролиты
- •Ионное произведение воды
- •Расчет рН сильных кислот и оснований
- •Расчет рН слабых бинарных кислот и оснований
- •Влияние сильных электролитов и одноименных ионов на ионные равновесия в слабых электролитах
- •Буферные растворы
- •Гидролиз солей
- •Вопросы и задачи для самостоятельного решения
- •Тест для самоконтроля «Ионные равновесия в гомогенных системах»
- •Равновесия в гетерогенных системах
- •Произведение растворимости
- •Задачи на применение условия выпадения осадка
- •Расчет растворимости осадков в присутствии одноименных ионов
- •Расчет растворимости осадка в присутствии разноименных ионов (солевой эффект)
- •Дробное осаждение
- •Вопросы и задачи для самостоятельного решения
- •Окислительно-восстановительное равновесие
- •Расчет констант равновесия окислительно-восстановительных реакций
- •Расчет окислительно-восстановительного потенциала
- •Вопросы и задачи для самостоятельного решения
- •Равновесия в растворах комплексных соединений
- •Вопросы и задачи для самостоятельного решения
- •Тест для самоконтроля «Ионные равновесия в реакциях осаждения, комплексообразования и окисления-восстановления»
- •Качественный анализ
- •Вопросы и задачи для самостоятельной работы
- •Гравиметрический анализ
- •Расчет количества осадителя
- •Рассчитаем массу 4 %-ного раствора Na2hpo4:
- •Расчет потерь осадка при промывании
- •Выбор оптимального интервала значений рН
- •Расчёт результатов гравиметрического определения
- •0,0623 Г Ag содержится в 125 мл раствора;
- •Вопросы и задачи для самостоятельного решения
- •Титриметрические методы анализа
- •Способы выражения концентраций растворов
- •Определение фактора эквивалентности
- •Пример 2. Какой объем 0,1 н. Раствора серной кислоты необходимо отмерить для приготовления 100 мл 0,02 н. Раствора?
- •Способы титрования
- •Кислотно-основное титрование
- •Выбор индикатора
- •Вопросы и задачи для самостоятельного решения
- •Окислительно-восстановительное титрование
- •Оксидиметрические индикаторы
- •Вопросы и задачи для самостоятельного решения
- •Комплексонометрическое титрование
- •Выбор индикатора и условий проведения анализа
- •Вопросы и задачи для самостоятельного решения
- •Примеры построения кривых титрования
- •Титрование сильных кислот и оснований
- •Титрование слабой кислоты сильным основанием
- •0,40 Моль/л раствором koh.
- •Вопросы и задачи для самостоятельного решения
- •Окислительно-восстановительное титрование
- •Вопросы и задачи для самостоятельного решения
- •Физико-химические методы анализа
- •Потенциометрия и потенциометрическое титрование.
- •Вольтамперометрия
- •Кулонометрия.
- •Вопросы и задачи для самостоятельного решения
- •Спектроскопические методы анализа
- •Фотометрические методы анализа.
- •Вопросы и задачи для самостоятельного решения
- •Атомно-абсорбционная спектроскопия
- •Вопросы и задачи для самостоятельного решения
- •Эмиссионный спектральный анализ
- •Вопросы и задачи для самостоятельного решения
- •Люминесцентный анализ
- •Вопросы и задачи для самостоятельного решения
- •Хроматографические методы анализа
- •Ионообменная хроматография.
- •100,0 ∙ 0,09567 Ммоль NaOh.
- •17,80 ∙ 0,09051 Ммоль щелочи,
- •Газовая хроматография.
- •Вопросы и задачи для самостоятельного решения
- •Метрологические характеристики методов анализа
- •Вопросы и задачи для самостоятельного решения
- •Справочные материалы
- •Коэффициенты активности ионов
- •Коэффициенты активности при высоких значениях ионной силы
- •Относительные атомные массы элементов
- •Растворимость неорганических и некоторых органических соединений в воде
- •Плотности водных растворов некоторых веществ при 20оС
- •Произведения растворимости важнейших малорастворимых веществ
- •Значения рН осаждения гидроксидов металлов
- •Гравиметрические факторы
- •Константы ионизации кислот
- •Константы ионизации оснований
- •Интервал рН перехода важнейших индикаторов
- •Некоторые смешанные индикаторы
- •Стандартные электродные потенциалы (е°) при 25°с
- •Окислительно-восстановительные индикаторы
- •Логарифмы суммарных констант устойчивости комплексных соединений
- •Логарифмы констант устойчивости комплексонатов металлов
- •Литература
Расчет рН сильных кислот и оснований
При расчете рН сильных кислот и оснований необходимо учитывать ионную силу раствора, а вместо концентраций использовать значения активностей.
Пример 7. Рассчитать рН и кажущуюся степень диссоциации в 0,1 М растворе соляной кислоты.
Решение: HCl → H+ + Cl–
Рассчитаем ионную силу раствора:
Для данной ионной силы по таблице найдем значение коэффициента активности для ионов Н+ (или рассчитаем ):
, тогда , а
Кажущаяся степень диссоциации кислоты составит:
.
Пример 8. Рассчитать рН и кажущуюся степень диссоциации основания в водном растворе 0,05 моль/л NaOH.
Решение: NaOH → Na+ + OH-
Так как NaOH является сильным электролитом, при расчете рН необходимо учитывать ионную силу раствора:
Коэффициент активности иона OH– при данной ионной силе раствора равен
, тогда , а
.
Кажущаяся степень диссоциации NaOH .
Расчет рН слабых бинарных кислот и оснований
Слабые кислоты и основания в водных растворах диссоциируют частично, поэтому расчеты равновесных концентраций проводят на основе закона действия масс. При этом используют следующие формулы.
Для растворов слабых одноосновных кислот:
.
Для растворов слабых однокислотных оснований:
,
В случае слабых электролитов концентрация ионов в растворе незначительна, коэффициенты активности стремятся к единице, поэтому расчеты можно проводить без учета влияния ионной силы раствора.
Пример 9. Рассчитать равновесные концентрации, рН и степень диссоциации 0,1 М водного раствора CH3COOH.
Решение:
CH3COOH ⇄ CH3COO– + H+
Обозначим [H+] через х, тогда, согласно уравнению электролитической диссоциации [CH3COO–] = х; [CH3COOН] = 0,1 – х
,
Предполагая, что x<<0,1 , имеем [CH3COOН] ≈ 0,1 ;
Окончательно получим:
,
,
Пример 10. Рассчитать равновесные концентрации, рН и степень диссоциации 0,1 М водного раствора NH4OH.
Решение: Обозначим [OH–] через х, тогда, согласно уравнению электролитической диссоциации [NH4+] = х; [NH4OH ] = 0,1 – х
NH4OH ⇄ NH4+ + OH–
,
Учитываем, что x<<0,1, тогда
Влияние сильных электролитов и одноименных ионов на ионные равновесия в слабых электролитах
При расчете равновесных концентраций и рН слабых электролитов в присутствии сильного электролита необходимо учитывать влияние ионной силы раствора. Ионная сила в таких системах определяется только ионами сильного электролита. Сильные электролиты повышают степень дисоциации слабого электролита, при условии, что сильный - не содержит одноименных ионов.
В присутствии сильного электролита, содержащего одноименные ионы, необходимо учитывать как влияние ионной силы раствора, так и влияние концентрации одноименных ионов. Одноименные ионы понижают степень диссоциации слабого электролита.
Пример 11. Рассчитать равновесные концентрации, рН и степень диссоциации 0,1 М водного раствора CH3COOH в присутствии 0,1 М KCl.
Решение. Ионная сила раствора определяется ионами сильного электролита:
KCl → K+ + Cl-
Для данной ионной силы по таблице найдем значение коэффициента активности для ионов Н+ и CH3COO–:
,
(коэффициенты активности недиссоциированных молекул обычно принимают равными единице)
Уравнение диссоциации слабого электролита:
CH3COOH ⇄ CH3COO– + H+
Обозначим [H+] через х, тогда, согласно уравнению электролитической диссоциации [CH3COO–] = х; [CH3COOН] = 0,1 – х.
Определим активности ионов в растворе :
; ; ;
Подставляя значения активностей в закон действия масс, получаем:
;
Учитываем, что x<<0,1 , тогда:
,
Пример 12. Рассчитать рН и степень диссоциации 0,1 М CH3COOH в присутствии 0,1 М HCl.
Решение. Ионная сила раствора определяется ионами сильного электролита:
HCl → H+ + Cl–
Для данной ионной силы по таблице найдем значение коэффициента активности для ионов Н+ и CH3COO–:
,
Уравнение диссоциации CH3COOH:
CH3COOH ⇄ CH3COO– + H+
Определяем концентрации и активности ионов в растворе после добавления НCl :
[CH3COOH] = 0,1 – x ; [CH3COO–] = x ; [H+] = 0,1+x
; ;
;
Учитываем, что x<<0,1 , упростив выражение, окончательно получаем:
,
В данном случае рН раствора определяется ионами водорода, образовавшимися в результате диссоциации сильной кислоты. Влияние ионов H+, образовавшихся в результате диссоциации слабой кислоты, незначительно, и их вкладом можно пренебречь.
Пример 13. Рассчитать равновесные концентрации, рН и степень диссоциации 0,1 М NH4OH в присутствии 0,05 М K2SO4.
Решение.
K2SO4 → 2K+ + SO42-
В соответствие с табл.1(Справочные материалы) коэффициенты активности ионов при данной ионной силе равны:
NH4OH ⇄ NH4+ + OH–
; ; ;
Пример 14. Рассчитать равновесные концентрации, рН и степень диссоциации водного раствора, содержащего 0,1 моль/л NH4OH и 0,05 М Ba(OH)2.
Решении.
Ba(OH)2 → Ba2+ + 2OH–
Ионная сила раствора:
Коэффициенты активности ионов при данной ионной силе равны (данные таблицы):
NH4OH ⇄ NH4+ + OH–
Активности ионов определяем как:
; ; ;