Смеси
<<  Растворы в повседневной жизни Растворы веществ  >>
Зависимость концентрационных констант протонирования слабых кислот от
Зависимость концентрационных констант протонирования слабых кислот от
2) Для одноосновных кислот HA зависимость
2) Для одноосновных кислот HA зависимость
3) Для двухосновных кислот (и аналогично для многоосновных) форма
3) Для двухосновных кислот (и аналогично для многоосновных) форма
Картинки из презентации «ГОМОГЕННЫЕ РАВНОВЕСИЯ Растворы» к уроку химии на тему «Смеси»

Автор: imir. Чтобы познакомиться с картинкой полного размера, нажмите на её эскиз. Чтобы можно было использовать все картинки для урока химии, скачайте бесплатно презентацию «ГОМОГЕННЫЕ РАВНОВЕСИЯ Растворы.ppt» со всеми картинками в zip-архиве размером 148 КБ.

ГОМОГЕННЫЕ РАВНОВЕСИЯ Растворы

содержание презентации «ГОМОГЕННЫЕ РАВНОВЕСИЯ Растворы.ppt»
Сл Текст Сл Текст
1ГОМОГЕННЫЕ РАВНОВЕСИЯ Растворы. 29остаток или основание; CH* = СH – COH =
Системы равновесные, все превращения либо (nH – nOH) / V = (nCA0VHnA0 – COH0VOH) / V
быстрые, либо, наоборот, практически – разница концентраций кислоты и сильной
заторможены. Все расчеты проводятся при щелочи (например, NaOH), добавленных к
помощи констант равновесий. В химической раствору. Все они зависят только от [H+],
термодинамике для описания равновесий но не от CA. При их помощи резко
используют два вида констант: упрощаются многие расчеты. Например,
термодинамические (выраженные через -доли: [HiA] = ?iCA - для любого значения
активности) KT и концентрационные KC. Для рН, зная константы, можно рассчитать ?i и
равновесия nAA + nBB + … = nCC + nDD + … по общей концентрации CA найти [HiA].
где [A], [B] … — равновесные молярные -функция Ледена: [A] = CA / F –
концентрации форм A, B, … ; aA, aB … — их концентрация кислотного остатка. -функция
активности: aA = [A] yA или [A] ?С A. 1. Бьеррума ?n: общая концентрация ионов
2Эти уравнения отражают закон водорода, связанных с кислотными остатками
действующих масс (ЗДМ). Связь между равна ?nCA. 29.
константами KT и KC имеет вид. где yA, yB, 30Это выражение в общем виде отражает
… — молярные коэффициенты активности форм связь между условиями приготовления
(?С); Y — их комбинация. Константы KT раствора (CH*, CA) и равновесной
относятся к жестко определенным концентрацией ионов водорода [H+] для
стандартным условиям. Константы KC любых кислот и оснований. Слагаемое ([H+]
относятся к данному конкретному раствору. – [OH–]): а) сильнокислая область = [H+]
Коэффициенты активности и учитывают этот б) сильнощелочная область = –[OH–] (кроме
переход от стандартного состояния к того, [OH–] = Kw / [H+]. в) промежуточная
конкретным условиям в рассматриваемой область ([H+] и [OH–] < 10-3 или 10-4
системе. 2. М) - слагаемым часто можно пренебречь, и
3Обычно в справочниках приведены тогда CH* = ?nCA. 30.
величины KT. Исключение составляют 31Очень часто, когда объем раствора
профессиональные справочники по константам сильно меняется или точно неизвестен,
комплексообразования и протонирования удобнее работать не с концентрациями, а с
"Stability Constants", в которых общим количеством молей. Если умножить
кроме величин констант указаны условия их основное выражение на объем V, то
определения и метод. В практическом получится уравнение для количеств молей
отношении (в аналитической химии) при всех ?H* = V ([H+] – [OH–]) + ?n ?A. Если
расчетах концентраций компонентов и при известны CH*, CA или ?H*, ?A , то расчет
использовании уравнений материального [H+] из этих уравнений, требует нахождения
баланса требуются только концентрационные корней полинома высокой степени (n). Эта
константы KC – активности же вообще нельзя задача без труда решается численно при
складывать и ставить в уравнения помощи ЭВМ. Обратная задача — расчет CH*
материального баланса. В дальнейшем при по известным CA и [H+] — может быть
решении задач мы будем пользоваться выполнена при помощи констант и вручную.
приближением KC ? KT, полагая, что влияние Эти два пути определяют два способа
коэффициентов активности невелико по построения кривых титрования (зависимость
сравнению с другими факторами. Исключение pH от CH*). В одном - последовательно
составят те примеры, когда прямо задают ряд значений рН и для них по
потребуется оценить влияние изменений известным CA и константам рассчитывают
ионной силы (солевого эффекта). 3. CH*. Во втором — для заданных CH* и CA
4Влияние ионной силы (солевой эффект). численно находят [H+]. 31.
Условие стандартизации: коэффициент 32Пример – задача Какой объем 1.00 M
активности равен 1 в бесконечно NaOH надо добавить к 1,00 л 0,100 M H3PO4,
разбавленном растворе при I ? 0. Для чтобы получить буферный раствор с рН 7,00?
растворов в первую очередь важны Решение. Равновесия протонирования
коэффициенты активности ионных форм. фосфат-иона имеют вид PO43- + H+ = HPO42–,
Коэффициенты активности незаряженных форм (K1H)-1 = ?1H = 1012,30 PO43- + 2 H+ =
обычно близки к 1 и изменяются мало. Т.е., H2PO42–, ?2H = 1019,51 PO43- + 3 H+ =
yA ? 1, если форма A не имеет заряда. H3PO42–, ?3H = 1021,66 Для решения
Теория Дебая: коэффициент активности иона воспользуемся уравнением ?H* = V ([H+] –
в первую очередь определяется ионной силой [OH–]) + ?n ?A. В данном случае ?H * = 3
раствора: I = (? zi2[Xi]) / 2, где zi — ?(H3PO4) – ?(NaOH). При рН = 7,00 величина
заряд иона, [Xi] — его равновесная n = 1,618. Следовательно, ?H * = ?(PO4) ?
молярная концентрация, суммирование n = 0,1618 моль и ?(NaOH) = 3 ?(H3PO4) –
проводится по всем ионам в растворе ?(PO4)??n= 0,1382 моль. Т.е., надо
(Льюис, Бренстед). Концентрация иона добавить 138.2 мл 1 М раствора NaOH.
должна быть реальная! Для расчетов lg y Обращаем внимание, что мы не делали
ионов было предложено много выражений. никаких предположений о величине общего
Наиболее распространено уравнение объема и не рассчитывали концентрации форм
Дебая-Хюккеля. 4. фосфата в полученном растворе. 32.
5Оно выполняется вплоть до высоких 33Некоторые частные случаи и следствия.
ионных сил. Здесь I – ионная сила (М), z – HA — сильная кислота. Это означает, что
заряд иона, A и B – теоретические константа Ka велика и, следовательно, ?nH
коэффициенты, включающие диэлектрическую = 0. Тогда при добавлении щелочи CH* =
постоянную среды, абсолютную температуру и (?H0 – ?OH) / V = (CH0VHnA0 – COH0VOH) / V
универсальные постоянные. Параметр a равен = [H+] – [OH–]. до точки эквивалентности,
наименьшему расстоянию между ионами в которой CH = COH, рН определяется
(например, 5 А) b – эмпирический избыточной кислотой, после нее —
коэффициент, зависящий от вида данного избыточной щелочью. Если CH* очень мала и
иона и других ионов в растворе При 25 оС в по сравнению с ней нельзя пренебречь ни
водном растворе A = 0.509 и B = 0.33. . [H+], ни [OH–], то рН нужно рассчитывать
Строго говоря, уравнение выведено для из уравнения CH* = [H+] – Kw / [H+]. Такая
сферически симметричных ионов. Сложная ситуация возникают вблизи точки
структура не учитывается. 5. эквивалентности, а также, если в чистой
6Для невысоких ионных сил используют воде растворяют очень малое количество
упрощенные формулы: 1) lg y = –A z2 I1/2 кислоты или щелочи. 33.
(для I < 0,01 M). 2). (для I < 342) Для одноосновных кислот HA
0.1—0.2 M). Величина Ba = 1 (Гугенгейм), зависимость ?n от рН имеет стандартный
1.5 (Скэтчард), 1.6 (Васильев). Реально в вид, не зависящий от Ka. В этом случае ?n
эксперименте определить коэффициент = ?1. В точке ?n = 0,5 выполняется
активности отдельного иона невозможно, равенство pH = lg KH = pKa. Таким образом,
можно определить только электронейтральные для разных кислот графики зависимости?n от
комбинации, например yH yCl или yH / yNa и рН имеют одинаковую форму, но сдвинуты
т.д. Для констант равновесий используют вдоль оси рН. Кривые образования для
аналогичные выражения. Например, для одноосновных кислот: 1 — lgKH = 4,0; 2 —
равновесия nAA + nBB + … = nCC + nDD + … lgKH = 8,0. 34.
lg KC = lg KT + lg Y. Y – комбинация 353) Для двухосновных кислот (и
коэффициентов активности форм, участвующих аналогично для многоосновных) форма кривой
в равновесии. 6. функции образования?n зависит от отношения
7Для расчетов lg Y и перехода от KT к констант K1а / K2а. Когда K1а / K2а >
KC предложено немало выражений. Все они 104, можно считать, что общая кривая
эмпирические. Хорошие результаты состоит из двух "кусков"
показывает, например, уравнение В. П. стандартной формы одноосновных кислот. В
Васильева. где ?z2 — сумма квадратов этом случае говорят, что ступени
зарядов участников равновесия, взятых с их протонирования разделены. Это означает,
коэффициентами в уравнении реакции: ?z2 = что на них присутствуют разные формы: на
(nC zС2 + nD zD2 + …) – (nA zA2 + nB zB2 + одной A + HA, на второй HA + H2A. В таких
…). Коэффициент b зависит от вида системах возможно раздельное титрование
равновесия и тех ионов, которые кислоты по ступеням. В точке ?n = 1 строго
присутствуют в растворе. Обычно он невелик выполняется равенство рН = (pK1a +
(b < 0,1 — 0,2) и для невысоких ионных pK2a)/2. Однако соотношения pK1a = pH и
сил (I < 0,2) вкладом второго pK2a = pH при ?n = 0,5 и ?n = 1,5,
слагаемого b I можно пренебречь. Для очень соответственно, соблюдаются только в тех
низких ионных сил (I < 0.01 M) lgY = –A случаях, когда ступени достаточно
?z2 I1/2. 7. разделены. Кривые образования двухосновных
8Зависимость концентрационных констант кислот: 1 — ступени разделены: lg K1H =
протонирования слабых кислот от ионной 8,0, lg K2H = 4,0, K1H / K2H = 104; 2 —
силы, создаваемой NaClO4. Кислоты: HF, ступени не разделены: lg K1H = 6,5, lg K2H
Hgl, HNO2, HN3, H2O, HSer, HForm, HAc, = 5,5, K1H / K2H = 10. 35.
HProp, HClAc, HAl, Hiso-But, HCN. 8. 36Разделенные ступени характерны,
9Влияние нейтрального разбавителя например, для аминокислот. При титровании
(органического компонента) 1) учет кислотой раствора, содержащего остаток
концентрации воды замена вода – спирт Cd2+ аминокислоты H2N–R–COO–, первый ион H+
+ tu = Cdtu2+, ? = [Cdtu2+] / ([Cd2+][tu]) присоединяется к группе -NH2: H2N–R–COO– +
– растет с ростом содержания EtOH H+ = H3N+–R–COO–, K1H Получающиеся
Cd(H2O)n2+ + tu = Cd(H2O)n–1tu2+ + H2O, ?* "цвиттер-ионы" и являются
= [Cdtu2+][H2O] / [Cd2+][tu] – практически нейтральными молекулами аминокислоты.
постоянна вплоть до 70-80 % EtOH. Т. е. Следующий ион H+ присоединяется к
необходим учет изменения концентрации -COO–-группе: H3N+–R–COO– + H+ =
воды! 2) полевые – а)смена растворителя – H3N+–R–COOH, K2H. Величина lgK1H обычно
смена ДП (?), ур-е Борна для свободной равна 9—10, а lgK2H — 2—4. Аналогичная
энергии сольватации (переноса) иона. Для картина наблюдается для
констант. Или проще: Есть и более сложные. аминополикарбоновых кислот (комплексонов).
Учет размеров, иногда формы, всегда ?. 9. Для обычных алифатических дикарбоновых
10Коэффициенты активности: Молярная кислот HOOC–R–COOH ступени, как правило,
шкала концентраций – y Моляльная шкала — ? разделены мало, кроме первых членов ряда —
= y C / m ?0; m = C / (1 - ?CiMi) Шкала щавелевой и малоновой кислот, для которых
мольных долей — f, Xi = ni / (? ni). отношение K1H / K2H ? 104. Неорганические
Влияние температуры на константу кислоты, наоборот, часто проявляют
равновесия уравнение Вант-Гоффа. Если i A значительное разделение ступеней (H3PO4,
+ j B = aibj, K ?H0 = h0aibj – i H0A – j H2SO3, H2S, H2CO3 и т. д.). 36.
H0B - энтальпия процесса. ? 10. 37Если в растворе присутствуют два и
11Вспомогательные функции Чаще всего более кислотных остатка (основания), то
применяются при изучении и обработке общее основное выражение имеет вид: CH* =
данных о комплексообразовании и ([H+] – [OH–]) +?nH ACA + ?nH BCB, где CH*
протонировании. СA – общая (total), имеет прежний смысл: CH* = (?H – ?OH) / V.
аналитическая концентрация компонента А во Пример. Задача на баланс протонов.
всех формах [A], [MAi] – равновесные Буферный раствор с рН = 4,00 приготовлен
(free, equilibrium) концентрации форм. на основе муравьиной (HForm) и уксусной
Моноядерные процессы M + i L = MLi, ?i (HAc) кислот и их солей. Аналитические
(полная аналогия A + i H+ = HiA) MLi-1 + L концентрации СForm = СAc = 0,100 моль/л.
= MLi, Ki (полная аналогия Hi-1A + H+ = Какой объем 1.00 М раствора гидроксида
HiA) Материальный баланс -по металлу CM = натрия надо добавить к 100 мл этого
[M] + [ML] + [ML2] +…+ [MLi] +…+ [MLn]. раствора, чтобы изменить его рН на 1,0
СM=[M] + ?1[M][L] + ?2[M][L]2 +…+ единицу. Рассмотренный общий подход
?i[M][L]i +…+ ?n[M][L]n =. 11. позволяет делать анализ и проводить
12Функция Ледена (I. Leden) Ф (= F) = CM расчеты для систем практически любой
/ [M] = 1 + ?1[L] + ?2[L]2 +…+ ?i[L]i +…+ сложности. 37.
?n[L]n. Если CL >> CM, то [L] ? CL – 38Однако часто могут быть полезны и
часто используется при изучениях более простые выражения, особенно когда не
равновесий и предварительных расчетах. МБ требуются очень точные оценки. В растворе
по лиганду CL = [L] + [ML] + 2[ML2] +…+ i присутствует только одна слабая кислота
[MLi] +…+ n [MLn]. Функция Бьеррума (J. HA. [H+] ? (CA Ka)1/2 = (CA /KH)1/2. Здесь
Bjerrum), функция образования, среднее [H+] = [A–] и [HA] ? CA, т. е. [H+]
лигандное число. = ? i?i. 12. << CA. Условие [H+] << CA
13Доли форм: Главное достоинство любой означает, что KHCA >> 1. Строгое
из этих вспомогательных функций в том, что решение через квадратное уравнение имеет
она зависит только от [L] (для вид [H+] = {(1 + 4 KHCA)1/2 – 1} / 2 KH.
кислотно-основных равновесий – от [H+]). Это же выражение используют и для первых
Удобны при расчетах. Например, пусть CL ступеней диссоциации многоосновных кислот
>> CM, тогда [L] ? CL. Рассчитываем HnA при условии, что различие между K1a и
?i и сразу [MLi] = CM ?i. Аналогично, если K2a большое. Оно также пригодно не только
известен pH. 13. для кислот, но и для протонированных
14Кислотно-основные равновесия pH = ?? оснований, например, для диссоциации NH4+
a) pH = -lg aH+ - общепринятое определение = NH3 + H+. 38.
б) pH = –lg aH+инстр - измеренное на 392) В растворе присутствуют две (или
рН-метре (инструментальный рН). более) слабые одноосновные кислоты HA и
Используется только для контроля за HB. Из выражений для их констант
процессом или стандартизации условий в) рН равновесий следует, что. Кроме того, [H+]
= -lg [H+] – реально используется в = [A–] + [B–]. Принимая, что [HA] ? CA,
расчетах. Только это определение нас [HB] ? CB, то есть, обе кислоты
интересует. 1) одноосновная кислота HA. В диссоциированы в малой степени, получаем.
растворе она диссоциирует HA = H+ + A–, Как и ранее, основное приближение состоит
Ka. Ka = [H+][A–] / [HA]. Добавление любых в том, что [H+] << CA, CB. 39.
компонентов, связывающих ионы водорода H+ 403) В растворе присутствует слабое
или кислотные остатки A–, сдвигает основание В: B + H2O = BH + OH–, Kb =
равновесие вправо. Введение компонентов, Kw/Ka Очевидно, что [BH] = [OH–]. Примем,
увеличивающих по отдельности [H+] или что [B] ? CB, т. е. [OH–] << CB.
[A–], подавляет диссоциацию, т. е. Тогда [OH–] ? (CBKb)1/2 = (CBKw/Ka)1/2.
сдвигает равновесие влево. 14. Эта оценка пригодна не только для
15По величинам констант Ka слабые Ka оснований типа NH3, но и для остатков
< 10–3, средней силы 0,1 > Ka > слабых кислот, таких как ацетат-ион
10–3 сильные Ka > 0,1. Для сильных CH3COO–: CH3COO– + H2O = CH3COOH + OH– .
кислот Ka велики настолько, что их считают При условии разделенных ступеней выражение
полностью диссоциированными. К ним может использоваться и для многокислотных
относят, например, H2SO4 (по первой оснований, таких как Na2CO3. 40.
ступени), HCl, HBr, HI, HNO3, HClO4. 414) Для двухосновных кислот в точке ?nH
Протолитическая теория Бренстеда-Лоури = 1 выполняется строгое равенство pH =
(1923 г) -вещества, способные отдавать (pK1a + pK2a) / 2 или [H+] = (K1a K2a)1/2.
протон – кислоты. Способные принимать Формулу можно использовать для расчета рН
протон – основания. Способные отдавать и в растворах кислых солей слабых
принимать – амфолиты (HCO3–, H2O, FeOH2+). двухосновных кислот (NaHCO3, NaHSO3 и т.
Сопряженные кислота и основание: HA + B = д.). Для многоосновных кислот (как H3PO4)
HB + A автопротолиз растворителя: 2HS = S– при условии разделенных ступеней можно
+ H2S+, KHS = aS- aH2S+ в частности, вода: пользоваться этой же формулой для расчетов
2 H2O = H3O+ + OH- Кислоты Льюиса – рН при целых ? nH = 1, 2, ... n, используя
акцепторы электронов (любые). 15. константы смежных ступеней. Величина рН в
16Многоосновные кислоты HnA в растворе этих точках не зависит от CA. 41.
подвергаются ступенчатой диссоциации HnA = 425) Раствор соли слабой кислоты и
H+ + Hn–1A, K1a Hn-1A = H+ + Hn-2A, K2a слабого основания, например, ацетат
…….. HA = H+ + A-, Kna. Положение аммония CH3COONH4. Пусть соль имеет состав
равновесия в такой системе (равновесные (BH)A. Равновесия протонирования имеют вид
концентрации всех форм A, HA, … HnA, H+) A + H+ = HA, B + H+ = HB, уравнения ЗДМ:
определяется полным набором констант K1a, KH,A = [HA] / [A][H+], KH,B = [HB] /
…, Kna и общими концентрациями ионов [B][H+]. Если [H+] << CA, то
водорода CH и кислотного остатка CA. отщепляемые от HB ионы H+ связываются с A.
Введение дополнительных компонентов, Поэтому [BH] = [A] и [HA] = [B].
связывающих ионы H+ или A, или, наоборот, Перемножая уравнения ЗДМ для KH,A и KH,B,
увеличивающих их концентрации, влияет на получаем [H+] = (KH,A KH,B)–1/2. 42.
положение всех равновесий. 16. 436) Кислота средней силы. Отличие от
17Три вида констант кислотно-основных слабой кислоты: условие [H+] << CA,
равновесий (фактически, для описания как правило, не выполняется.
одного и того же). Причины, в основном, Следовательно, нужно записать систему
исторические. а) диссоциации (иногда уравнений материального баланса и ЗДМ и
называются константами кислотности) HnA = решать ее точно. Для одноосновной кислоты
Hn-1A + H+, K1 a = [Hi-1A][H+] / [HiA] HnA это приводит к квадратному уравнению.
= A + iH+, (K1aK2a…Kna) = [A][H]i / [HiA] Примеры: протонирование сульфат-иона
б) протонирования Hi-1A + H+ = HiA , KiH = SO42–: H+ + SO42– = HSO4–; протонирование
[HiA] / [H+][Hi-1A] A + i H+ = HiA, H2PO4–, HC2O4–, HSO32- и т. д. 7) Гидролиз
(K1HK2H…KiH) = ?iH = [HiA] / [A][H]i в) ионов переходных металлов. Если соль
основности A + H2O = HA + OH–, Kb = металла с анионом сильной кислоты
[HA][OH–] / [A]. 17. (например, M(ClО4)n) растворить в воде, то
18такой гидролиз – фактически сумма двух раствор имеет кислую реакцию Mz+ + i H2O =
независимых процессов A + H+ = HA, K1H H2O M(OH)iz–i + i H+, ?i* Это равновесие можно
= H+ + OH–, Kw т.е. Kb = KwK1H = Kw / Ka представить как сумму Mz+ + i OH– =
Очевидно, что эти три вида констант не M(OH)iz–i, ?i. (H2O = H+ + OH–, Kw) ? i.
являются независимыми, а легко 43.
пересчитываются друг в друга: K1H = 1/Kna, 44Следовательно, ?i* = ?i Kwi. Обычно
K2H = 1/K(n-1)a, …, KnH = 1/K1a, ?iH = предполагают, что гидролиз не развивается
(Kna?K(n–1)a? … ?K(n–i+1)a)–1. Примеры. 1) дальше первой ступени, т. е. основное
Лимонная кислота H3Cit H3Cit = H+ + равновесие Mz+ + H2O = M(OH)z–1 + H+, ?1*.
H2Cit–, pK1a = 3.07 (= lg K3 H) H2Cit– = Расчет рН не отличается от рассмотренного
H+ + HCit2–, pK2a = 4.75 (= lg K2 H) HCit– ранее для слабых кислот: [H+] =
= H+ + Cit3–, pK3 a = 6.40 (= lg K1 H). 2) (CM?1*)1/2. 8) Расчет равновесной
аммиак NH3 NH3 + H+ = NH4+, lg KH = 9.25 концентрации кислотного остатка
NH4+ = NH3 + H+ , pk a = 9.25 NH3 + H2O = многоосновной кислоты. Пусть есть раствор
NH4+ + OH–, pkb = 14.00 – 9.25 = 4.75. 18. HnA, найдем величину [A]. 44.
19Наиболее удобны константы 45Ранее показано, что при разделенных
протонирования (KH). Такой выбор лучше еще ступенях диссоциации [H+] ? (CA / KnH)1/2
и потому, что они полностью аналогичны т.е. принимаем во внимание только
константам устойчивости в равновесие HnA = H+ + Hn-1A, влиянием
комплексообразовании. Это позволяет без других ступеней пренебрегаем. Из выражения
изменений использовать одни и те же для полной константы равновесия A + nH+ =
приемы, алгоритмы и программы для расчетов HnA следует: [A] = [HnA] / ?nH[H+].
равновесных концентраций. Однако Принимая, что [HnA] ? CA, получаем [A] =
исторически сложилось так, что более CA1–n/2 KnHn/2 ?nH–1. Для двухосновной
распространены константы диссоциации. Это кислоты (n = 2, например, H2S) выражение
признается и ИЮПАК, правила которого принимает вид [A] ? K1H–1 = K2a. 45.
допускают использование всех констант. 46Пример. Задача. 1. Имеется ряд
Расчеты рН Важные замечания: 1) во всех растворов с концентрацией каждого
формулах мы используем только концентрации компонента 0,100 М: а) NaHSO4; б) AlCl3;
(не активности), 2) значение рН в) HCl + CH3COOH; г) NaHCO3; д) NH4CH3COO;
определяется как рН = –lg[H+], а не –lg е) (NH4)2CO3; ж) HF; з) Na2CO3; и)
aH. Это требование следует из того, что в NaCH3COO + HCl; к) Na2HPO4. Расположите
уравнения материального баланса входят эти растворы в ряд по возрастанию рН.
только концентрации, а не активности. 19. Ответ поясните. Решение. Поскольку в
203) Молекулы воды диссоциируют H2O = H+ задаче требуется расположить в ряд по
+ OH–. Величина Kw = [H+][OH–] = 1,00 ? возрастанию рН, то достаточно ограничиться
10–14 (25 oC) - ионное произведение воды. оценками рН для каждой системы.
Оно играет роль константы равновесия, Концентрации компонентов во всех случаях
поскольку равновесная концентрация молекул равны 0,100 моль / л, т. е. не очень малы.
воды [H2O] практически постоянна и равна а) H+ + SO42– = HSO4–, KH = 90.
55,5 М, но только в водных растворах. При Следовательно, (0.1 – x)/x2 = 90, где x =
добавлении другого растворителя (например, [SO42–] = [H+]. Решив квадратное
этанола) это необходимо учитывать. 4) к уравнение, получаем, что [H+] = 2,9?10–2
использованию принципа или рН = 1,54. Заметим, что расчет по
электронейтральности — сумма положительных формуле для слабой кислоты приводит в
зарядов ионов в растворе должна равняться данном случае к величине рН = 1,48, т. е.
сумме отрицательных. Этот принцип различие между точным и приближенным
безусловно строг и выполняется для любых результатом не очень велико. 46.
растворов и фаз. Тем не менее, при данных 47б) Учитывая образование
расчетах использовать его нужно очень гидроксокомплекса алюминия(III) Al3+ + OH–
осторожно. Дело в том, что уравнение = AlOH2+, ?1 = 109,0, и диссоциацию воды
электронейтральности не является H2O = H+ + OH–, Kw = 10–14,0, для
независимым. Оно вытекают из общих равновесия Al3+ + H2O = AlOH + H+ найдем
уравнений материального баланса и только ?1* = 10–5,0. Следовательно, [H+] =
отражает факт, что все растворы и фазы (10–5,0? 0,1)1/2 = 10–3,0, pH = 3,0. в) В
готовятся из электронейтральных веществ. данном случае мы имеем смесь сильной (HCl)
20. и слабой (CH3COOH) кислот; рН определяется
21Поэтому когда для расчета концентраций исключительно HCl, т. е. рН = 1,00. г) Для
N форм составляют систему из N уравнений, CO32– величины констант составляют: pK1a =
то включение в эту систему уравнений 10,32, pK2a = 6,35. Следовательно, в
электронейтральности создает иллюзию растворе NaHCO3, где CH / CCO3 = 1, pH =
достаточности количества уравнений. На (pK1a + pK2a ) / 2 = 8,34. д) Соль слабой
самом деле, система не будет определена, одноосновной кислоты и слабого основания.
т. е. не будет иметь единственное решение. Для уксусной кислоты lg KH = 4,76, для
Аналогичная ситуация возникает при решении иона аммония lg KH = 9,25. Следовательно
системы обычных линейных уравнений, когда pH = (pKa NH4 + pKa CH3COOH) / 2 = 7,00.
одно из них является линейной комбинацией 47.
остальных. Обычные алгоритмы расчета 48е) Равновесия протонирования имеют вид
равновесных концентраций в гомогеных NH4+ = NH3 + H+, Ka NH4 = 10-9,24, HCO3– =
системах без изменений степеней окисления H+ + CO32-, Ka CO3 = 10-10,32.
одинаковы как для заряженных форм, так и Следовательно, константа равновесия
незаряженных. Иными словами, если есть конкуренции за ион Н+ CO32– + NH4+ = HCO3–
равновесия типа A + jB = ABj, то расчет + NH3 равна K = 101,08 = 12. Обозначая
равновесных концентраций форм [A] и [B] не [NH3] через x и учитывая, что [NH3] =
зависит от величины их заряда. Уравнения [HCO3–], получим выражение. где C = 0,100.
электронейтральности являются очень Решение квадратного уравнения дает x =
полезными при расчетах 0,093. Следовательно, [H+] = 10–9,20 или
окислительно-восстановительных и рН = 9,20. ж) Для фтористоводородной
гетерогенных процессов, хотя и там должны кислоты Ka = 10-3,21. По формуле для
использоваться с осторожностью. 21. слабой кислоты получаем рН = 2,11
225) к строению иона H+. Ион H+ в (приближенно). 48.
"голом" виде не существует ни в 49з) Константа равновесия CO32– + H+ =
растворе, ни в кристаллах. Долгое время HCO3– составляет KH = 1010,32. Расчет по
считали, что устойчивой формой в воде формуле для слабого основания CO32–
является H3O+, в настоящее время считают, приводит к рН = 11,66. и) Указанная смесь
что H5O2+. Однако для аналитической химии фактически представляет собой уксусную
это не имеет значения, особенно если кислоту в присутствии NaCl. Поэтому для
учесть, что концентрация [H2O] высока и расчета рН воспользуемся обычной формулой
практически постоянна. Поэтому во всех для слабой кислоты: pH = 2,88. к) Здесь не
дальнейших расчетах будет использоваться влияет форма H3PO4, третья ступень
просто обозначение H+. 6) все расчеты протонирования фосфат-иона отделена от
всегда основаны на полной системе второй. pH = (pK3a + pK2a) / 2 = 9,75. 49.
уравнений материального баланса и закона 50Буферные растворы. Буферная емкость
действующих масс. Это принцип. Cлучай Самым простым буфером рН является смесь
одноосновной кислоты. Пусть в растворе слабой кислоты и ее соли или частично
присутствует слабая кислота HA. К раствору оттитрованный щелочью раствор слабой
добавлено некоторое количество щелочи кислоты. Пусть взят раствор слабой кислоты
NaOH, меньшее, чем количество кислоты. HnA, к нему добавлено определенное
Уравнения материального баланса и ЗДМ количество щелочи NaOH. Обратимся к
имеют вид CH = [HA] + [H+], CA = [HA] + основному уравнению CH* = ([H+] – [OH–]) +
[A–], Ka = [H+] [A–] / [HA]. 22. ?nH CA Если вкладом ([H+] – [OH–]) можно
23CH = [HA] + [H+], CA = [HA] + [A–], Ka пренебречь, то CH*/CA = ?nH, но функция
= [H+] [A–] / [HA] Из уравнений МБ выразим образования зависит только от рН.
концентрации [HA] и [A–] через [H+]: [HA] Отношение концентраций всегда можно
= CH – [H+], [A–] = CA – CH + [H+], заменить отношением количеств молей CH*/CA
подставим в уравнение ЗДМ и получим = ? H* / ? A = (CH* V) / (CA V).
квадратное уравнение [H+]2 + (CA – CH + Следовательно, рН в такой системе
Ka)[H+] – CH Ka = 0 определим из него определяется только отношением ?H* и ?A и
[H+], а далее [HA] и [A–]. Добавленное не зависит от объема. Если концентрации
количество молей щелочи nNaOH связано с CH CH* и CA намного выше концентраций других
соотношением CH = CA – ?NaOH / V, где V — компонентов раствора, то именно их
общий объем. 23. отношение и будет определять рН. 50.
24Важный частный случай – раствор слабой 51Способность буфера поддерживать
кислоты без добавления щелочи: CA = CH = практическое постоянство рН выше, если ?nH
CHA, тогда [H+]2 + Ka[H+] – CH Ka = 0. близко к 0.5, 1.5 и т.д. и гораздо хуже,
Если CH >> Ka , то степень когда к 0, 1, 2… Для оценки возможных
диссоциации мала и выражение еще изменений рН системы при добавлении
упрощается. Эта форма часто используется небольших количеств сильной кислоты или
для оценок рН, когда не требуется очень щелочи используют специальную
точный результат. 24. характеристику — буферную емкость. ? dCH*
25Аналогичная формула (с заменой CA?CB и = –? d pH, Буферная емкость максимальна
Ka?Kb) получается для простого основания B при ?n = 0.5, 1.5 … и равна ? = 0,58 CA.
+ H2O = BH+ + OH–, например, Эти случаи Наиболее простые и распространенные буферы
являются одними из немногих, когда можно образованы одноосновной кислотой и ее
получить формулу для математически солью. Пусть в растворе присутствует смесь
строгого расчета концентраций всех форм. В HA + A. 51.
большинстве других случаев возможно только 52рН раствора определяется из уравнения
численное решение. 25. ЗДМ: [H+] = [HA] / KH[A]. Если [H+]
26Многоосновные кислоты A — компонент, << [HA] и [A], то [HA] = CHA и [A] =
способный присоединять ионы водорода H+ и CNaA где CHA и CNaA — концентрации
образовывать формы Hi A. К раствору компонентов HA и NaA, из которых
кислоты HnA добавлена щелочь. Пусть приготовлен буфер. После логарифмирования
известны общие концентрации CA, CH и все уравнения ЗДМ получается уравнение
константы. Уравнения материального баланса Гендерсона pH = lg KH + lg (CNaA/CHA),
имеют вид: CA = [A] + [HA] + [H2A] + … + определяющее рН такого буфера через
[HnA], CH = [H+] + [HA] + 2 [H2A] + … + аналитические концентрации компонентов.
n[HnA]. Подставляем константы равновесий: Буферная емкость равна. Все выводы
CA = [A] + ?1H[H+][A] + ?2H[H+]2[A] + … + полностью справедливы и для буферов,
?nH[H+]n[A], CH = [H+] + ?1H[H+][A] + 2 образованных смесями оснований с их солями
?2H[H+]2[A] + … + n ?nH[H+]n[A]. (например, NH4Cl + NH3). Для сильных
Полученная система двух нелинейных кислот буферная емкость равна ? = 2,3
уравнений содержит две неизвестные [H+]. Для сильных оснований ? = 2,3 [OH–]
величины: [H+] и [A]. 26. – абсурд. 52.
27Следовательно, эту систему, в 53Обзор основных кислот и оснований.
принципе, можно решить при помощи ЭВМ. В Кислота. Число ступеней. Прим. Hcl, hbr,
настоящее время такие алгоритмы детально HI HNO3 hclo4 (хлорная). 1. Сильные.
разработаны и широко распространены. После H2SO4. 2. 1 - сильная, 2 – средней силы.
определения [H+] и [A] можно рассчитать H3PO4. 3. 1-средней силы,2 и 3 - слабые.
концентрации всех форм [HiA] = i ?iH[H+]i H2S. 2. Обе слабые. H2SO3 (сернистая). 2.
[A]. Для дальнейшего анализа напомним о 1-средней силы, 2 - слабая. H2CO3
вспомогательных функциях (на примере (угольная). 2. Обе слабые. HF
двухступенчатого равновесия) A + H+ = HA, (фтористоводородная). 1. pKa 3.2. HCN
K1H A + 2 H+ = H2A, K1HK2H. 27. (синильная). 1. Слабая. Hac (CH3COOH)
281) доли форм. 2) функция Ледена. 3) (уксусная). 1. Слабая. H2C2O4 (щавелевая).
функция образования. 28. 2. 1- средней силы, 2 -слабая. NaOH, KOH.
29Общее уравнение, связывающее рН 1. Сильные. NH3. 1. Слабое. NH2CH2CH2NH2
раствора с условиями его приготовления, (этилендиамин). 2. Слабое. 53. C5H5N
имеет вид: CH* = ([H+] – [OH–]) +?nCA - (пиридин). 1. Слабое.
основное уравнение! Здесь A – кислотный
ГОМОГЕННЫЕ РАВНОВЕСИЯ Растворы.ppt
http://900igr.net/kartinka/khimija/gomogennye-ravnovesija-rastvory-226735.html
cсылка на страницу

ГОМОГЕННЫЕ РАВНОВЕСИЯ Растворы

другие презентации на тему «ГОМОГЕННЫЕ РАВНОВЕСИЯ Растворы»

«Концентрация раствора» - Как зависит осмотическое давление от концентрации раствора сахарозы? Определение массы вещества по заданной концентрации. Проверка полученных знаний. Приготовление разбавленных растворов сахарозы. Дидактические задачи. Актуализация межпредметных понятий. Актуализация основных понятий. Воспитательные задачи.

«Значение растворов» - Органические растворители. Мармелад. Н2О – реагент Na2O + H2O = 2NaOH. H2O – растворитель. Кисель. Геологическая роль воды. Растворы в кулинарии. Тузлук. Материалы к уроку «Значение растворов». Маринад. Рассол. Растворы в природе. Вода в химическом процессе. Значение растворов.

«Электролиз растворов и расплавов» - Изменились степени окисления Cu и Fe. Окислительно – восстановительные реакции». Cl- - восстано- витель. Не допускать разбрызгивания электролита. Электролиз. Неэлектролиты - вещества, расплавы и растворы которых не проводят электрический ток. Перемещение электронов в кристалле металла. Правила техники безопасности.

«Ток в растворах» - Опыт по исследованию проводимости различных тел. Электрический ток в твердых телах. Причины электропроводимости металлов и неметаллов. Установление причин электропроводности. Исследование электропроводности растворов веществ и формирование понятия об электролитах. Характеристики электрона. Механизм электролитической диссоциации.

«Основные способы разделения смесей» - Добавляем воду. Фильтрование. Какие вещества называются чистыми. Железная стружка. Смесь уксусной кислоты и воды. Смесь поваренной соли и песка. Агрегатное состояние смесей. Смеси. Представление о чистом веществе. Разделить смесь веществ. Выделение железных опилок. Разделить смесь. С помощью делительной воронки.

«Коллоидно-дисперсные системы» - Коллоидные растворы. Классификация. Значение дисперсных систем. Дисперсионная среда. Грубодисперсные системы. Эффект Тиндаля. Жидкость. Дисперсные системы. Истинные растворы. Процесс рассеяния света. Микрогетерогенные системы. Классификация дисперсных систем. Дисперсная среда. Дисперсная фаза.

Смеси

14 презентаций о смесях
Урок

Химия

65 тем
Картинки
900igr.net > Презентации по химии > Смеси > ГОМОГЕННЫЕ РАВНОВЕСИЯ Растворы