Студопедия

Главная страница Случайная страница

Разделы сайта

АвтомобилиАстрономияБиологияГеографияДом и садДругие языкиДругоеИнформатикаИсторияКультураЛитератураЛогикаМатематикаМедицинаМеталлургияМеханикаОбразованиеОхрана трудаПедагогикаПолитикаПравоПсихологияРелигияРиторикаСоциологияСпортСтроительствоТехнологияТуризмФизикаФилософияФинансыХимияЧерчениеЭкологияЭкономикаЭлектроника






Примеры расчетов






 

1. Рассчитать pH 0, 4 % -го раствора едкого натра.

Решение. Переведем процентную концентрацию в молярную: в 1 литре данного раствора содержится 4 г едкого натра (плотность раствора считаем равной единице), т.е. 0, 1 моль. Каждому молю гидроксида натрия (сильного основания) соответствует один моль гидроксид-ионов, следовательно, концентрация их в растворе также будет равна 0, 1 М. Применим формулу (11): pOH = - lg 0, 1 = 1; pH = 14 - pOH = 14 - 1 = 13.

 

2. Рассчитать pH 0, 01 М раствора цианида натрия.

Решение. Цианид натрия - основание, так как катионы натрия протолизу не подвергаются, а цианид-ионы связывают протоны, образуя слабую синильную кислоту. По справочнику находим pKa для перехода HCN / CN= 9, 21. Рассчитываем значение pKb цианида: = 14 - 9, 21 = 4, 79. Для данного раствора pC = - lg0, 01 = 2, 0. Выполняется условие pKb > pC +2, т.е. цианид можно считать очень слабым основанием. Расчет производим по приближенной формуле (13):

pOH = = 0, 5 (4, 79 + 2, 0)»1, 7; pH = 14 - pOH = 12, 3.

 

3. Рассчитать pH 0, 001 М раствора муравьиной кислоты.

Решение. По справочнику находим pKa = 3, 8, кислота слабая,

pC = - lg 0, 001 = 3, условие pKa > pC +2 не выполняется, считать по приближенной формуле нельзя.

Составляем уравнение:

HA = H + A (заряды опускаем)

Ka = = .

Отсюда

[H] = -Ka/2 + = -10-3, 8/2 + » 3, 3 · 10-4;

pH = -lg 3, 3.10-4 = 3, 48 (3, 5. При вычислении рН по упрощенной формуле мы получили бы значение pH = 3, 4.

 

4. Вычислить pH 0, 01 % -го раствора гидрокарбоната натрия.

Решение. Гидрокарбонат-ион может как отдать протон (превращаясь в карбонат), так и принять его от молекулы воды, превращаясь в угольную кислоту. Поэтому гидрокарбонат- ион следует считать амфотерной частицей, а в растворе одновременно находятся все три формы угольной кислоты. Для угольной кислоты в справочнике находим: pKa1 = 6, 35 (переход Н2СО3 / HCO3), pKa2 = 10, 32 (переход НСО3 / CO3). Общая концентрация карбонатов в данном случае значения не имеет. Расчет производится по формуле (14):

pH = 0, 5 (6, 35 + 10, 32) = 8, 34.

 

5. Рассчитать pH 0, 01 М раствора серной кислоты.

Решение. Запишем уравнение диссоциации серной кислоты: H2SO4 = 2H+ + SO42–. Серная кислота - сильная, в водном растворе она подвергается 100 %-му протолизу по первой ступени, а степень протолиза по второй ступени также близка к 100%, следовательно, в растворе концентрация ионов водорода равна молярной концентрации кислоты, умноженной на 2, т.е. 0, 02 и pH = - lg 0, 02 = 1, 7. Более точный расчет, учитывающий неполный протолиз по второй ступени, дает величину рН 1, 8.

 

6. Рассчитать pH 0, 1 М HCl в присутствии 0, 01 моль/л сульфата алюминия.

Решение. HCl - сильная кислота, в растворе полностью подвергается протолизу (диссоциирует), следовательно, [H+] = CHCl = 0, 1. Но в растворе присутствует значительное количество сильного многозарядного электролита - Al2(SO4)3, и активность ионов водорода значительно отличается от концентрации. Рассчитаем ионную силу раствора: I [Al2(SO4)3] = 0, 5 (0, 02·32+ 0, 03·22) = 0, 15.

Следует учесть ионную силу, создаваемую самой хлористоводородной кислотой. Для нее I = СHCl = 0, 1. Общая ионная сила раствора, таким образом, равна 0, 25. При такой ионной силе коэффициент активности однозарядных ионов водорода лучше взять по справочнику [8, с.87]: fH = 0, 80. Поэтому активность Н+–ионов равна 0, 080, а pH»1, 1.

 

7. Рассчитать pH раствoра, в 150 мл которого имеется 15 г KCN и 10 г HCN.

Решение. Раствор содержит одновременно слабую кислоту и ее сопряженное основание - цианид-ионы. С учетом молярных масс компонентов вычисляем молярные концентрации компонентов буфера:

[HCN] = 2, 47 (моль/л); [KCN] = 1, 54 (моль/л).

Применяя формулу (15) для вычисления pH буферных растворов, получим pH = pKa + lg 1, 54 / 2, 47 = 9, 21 - 0, 21 = 9, 00.

 

8. Требуется приготовить 2 л 0, 25 М буферного раствора с pH 5, 0. Предложить методику приготовления такого буфера.

Решение. Выбираем сопряженную пару «кислота - основание» (по Бренстеду) так, чтобы pH буфера отличался бы от pKa пары менее чем на единицу. По таблице констант ионизации находим кислотно-основную пару, удовлетворяющую этому условию: для перехода HAc / Acзначение pKa = 4, 74, причем компоненты буфера (уксусная кислота и ее соли) достаточны инертны, растворимы и доступны. Расчет проводим по формуле (15), но заменяя в ней отношение концентраций отношением числа молей обеих форм:

pH = pKa + lg nAc /nHAc.

Так как в 2 л 0, 25 М буфера содержится 0, 50 моля суммы (HAc + Ac-):

nAc + nHAc = 0, 50; pH = 5 = 4, 74 + lg (0, 5 - nHac) / nHAc.

Отсюда после простых преобразований получается nHAc = 0, 177;

nAc- = 0, 5 - 0, 177 = 0, 323.

Переведем число молей HAc и Ac- в массы:

mHAc = nHac. MHAc = 0, 177 · 60, 0 = 10, 6 (г);

mNaAc = nAc. MNaAc = 0, 323 · 82, 0 = 26, 5 (г).

Для приготовления буфера необходимо взять 10, 6 г ледяной уксусной кислоты и 26, 5 г ацетата натрия, растворить в воде и довести объем раствора до 2 л.

 

9. Как изменится pH одномолярного аммиачного буфера с pH = 9, если к 150 мл его прилить 20 мл 5%- й соляной кислоты?

Решение. При протекании в среде буфера реакций, сопровождающихся выделением или связыванием протонов, величину рН* следует рассчитывать по формуле (15а). Перед основным расчетом вычислим первоначальное число молей компонентов буфера (до введения HCl), а также число молей НСl. Буфер одномолярный, т.е.

[NH3] + [NH4] = 1;

Взято 150 мл буферного раствора: n[NH3] + n[NH4] = 0, 15.

Из условия задачи известно первоначальное значение pH:

9 = 9, 26 + lg n[NH3] / n[NH4] = 9, 26 + lg (0, 15 - n[NH4]) / n[NH4]).

Решая последнее уравнение, получим

(0, 15 - n[NH4])/n[NH4] = 0, 55;

n[NH4] = 0, 097; n[NH3] = 0, 15 - 0, 097 = 0, 053.

В 20 мл 5%-й HCl содержится 20 · 0, 05 = 1 г хлористого водорода, т.е. 1/36, 5=0, 027 моль. Плотность раствора HCl приняли равной единице. Подставляя найденные величины в формулу (15а), получаем:

рН* = 9, 26 + lg = 8, 28,

что и требовалось определить по условию.

Можно было построить следующую цепочку рассуждений (начинающим такой вариант решения понятнее):

При приливании кислоты к буферному раствору идет реакция:

H+ + NH3 = NH4+,

т.е. расходуется 0, 027 моль NH3 и образуется 0, 027 моль NH4+. После реакции в растворе окажется 0, 053 - 0, 027 = 0, 026 моль NH3. Ионов аммония окажется 0, 097 + 0, 027, т.е. 0, 124 моль. Величину pH полученного раствора рассчитываем по обычной формуле:

pH = 9, 26 + lg 0, 026/0, 124 = 8, 58.

Естественно, под действием добавленной соляной кислоты произошло снижение рН буферного раствора, но сдвиг рН относительно невелик - с 9 до 8, 6.

 

10. Составить ионную диаграмму, описывающую состояние пирофосфорной кислоты в водном растворе.

Решение. Поскольку кислота имеет формулу H4P2O7 и может находиться в водном растворе в пяти различных формах (молекулы Н4R и анионы H3R; H2R; HR; R, отличающиеся друг от друга не только протонированностью, но и зарядом), необходимо построить пять кривых, изображающих графическую зависимости мольной доли соответствующей формы от рН. Таким образом, диаграмма строится в координатах a% = f (pH). При pH = 0 выход молекулярной формы близок к 100%, а по мере повышения pH падает из-за перехода молекул в анионы H3R-. Содержание этих ионов постепенно возрастает с ростом рН, а затем снижается, по мере перехода их в ионы H2R, и т.д., вплоть до сильно щелочной среды, где доминируют анионы R4-. Для построения кривых необходимо найти в справочниках кислотные константы, соответствующие переходам между формами разной протонированности, Их показатели равны: 0, 91; 2, 10; 6, 70;: 9, 32. Из формулы расчета рН буферного раствора следует, что величина pH равна pKa. при [Кисл.] = [Осн], что соответствует пересечению кривых на ионной диаграмме. Доля каждой из сопряженных форм при этом рН составляет около 50% (если пренебречь наличием других форм кислоты). Очевидно, молекулы Н4R доминируют при рН < 0, 91. Анионы H3R- доминируют при рН от 0, 91 до 2, 10, причем максимальный выход их, приближающийся к 100%, будет на середине интервала (при рН 1, 5) и т.д. Таким способом можно получить ионную диаграмму в целом, хотя нельзя достичь высокой точности.

С помощью компьютера можно построить диаграмму гораздо точнее. Программа PROTOLIZ рассчитывает a-функции при разных рН. Результат расчета показан на рис.1.

Рис.1. Ионная диаграмма, показывающая состояние пирофосфорной кислоты в водном растворе 1 – H4R; 2 – H3R-; 3 – H2R2-; 4 - HR3-; 5 – R4-

 

11. В каких формах при pH = 10 находится сероводород в водном растворе? Рассчитать мольные доли каждой из форм. При каком рН достигается максимальный выход гидросульфид-анионов?

Решение. Сероводородная кислота - двухосновная, в растворе она всегда существует в трех формах: H2S, HS- и S2-. Значения показателей кислотных констант (округленно): pKa1 = 7, 0; pKa2 = 12, 6. Следовательно, в растворах с рН от 7, 0 до 12, 6 (в том числе и при рН 10) доминирует форма HS-. Доли всех форм рассчитаем по формулам (16а):

aН2S = »0, 001;

aHS = »0, 996;

aS = »0, 003.

Наивысший выход гидросульфидов в середине их зоны доминирования, т.е. при рН = (7, 0 + 12, 6) / 2 = 9, 8.

 

Контрольные вопросы

1. Какие соединения с точки зрения протолитической теории являются кислотами, основаниями, амфотерными соединениями? Дайте примеры молекулярных, анионных и катионных кислот (оснований). Что такое протолиз и автопротолиз?

2. Что называется водородным показателем раствора, как эта величина рассчитывается и измеряется?

3. Почему одно и то же значение рН в среде разных растворителей может соответствовать либо кислой, либо щелочной среде? Дайте определение, какие растворы считаются кислыми, нейтральными, щелочными.

4. Почему шкала рН для водных растворов обычно соответствует интервалу от 0 до 14, а для растворов, выходящих за эти границы, понятие рН практически не применяется? Какие значения рН могут иметь растворы, приготовленные на основе других протолитических растворителей?

5. Какие факторы обычно учитываются при расчете рН растворов и какими принято пренебрегать?

6 В каких случаях при расчете рН можно пренебречь автопротолизом растворителя как источником Н+ -ионов, и в каких это приведет к серьезным ошибкам?

7. Дайте определение константам кислотности и основности. Как связаны их величины? Как меняется (при прочих равных условиях) величина рКа ряда растворенных протонсодержащих веществ, если прочность связи протона с остальной частью молекулы в этом ряду постепенно ослабляется?

8. Пользуясь справочником, укажите, какой катион в водном растворе будет иметь наиболее кислотный характер: аммоний, пиридиний, Pb2+.

9. Как можно создать в растворе заданное значение рН (дайте несколько вариантов ответа), будет ли это значение рН меняться при разбавлении раствора и добавлении к нему посторонних веществ?

10. Предложите несколько вариантов приготовления раствора с рН 8, 0.

11. Что такое ионная диаграмма, в каких координатах она строится, в каких случаях аналитик использует такие диаграммы?

12. От каких факторов и как именно зависит мольная доля наиболее протонированной формы растворенного в воде вещества?






© 2023 :: MyLektsii.ru :: Мои Лекции
Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав.
Копирование текстов разрешено только с указанием индексируемой ссылки на источник.