2014-02-02
2826
Расчет рН в растворах сильных и слабых оснований
1. Диссоциация сильного основания (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2) протекает практически полностью:
NaOH Na+ + OH– (сильное основание - сильный электролит)
Можно считать, что [ОH-] = Сщел, где Сщел - молярная концентрация сильного основания (щелочи). Расчет рН раствора сильного основания проводят по схеме: рОН = - lg а ОН- = - lg f ОН-[ОH-]; рН = 14 – рОН.
2. Диссоциация слабого основания протекает незначительно, частично:
NH3∙H2O NH4+ + OH– (слабое основание - слабый электролит)
Молярную концентрацию гидроксид – ионов [ОH-] в растворе слабого основания рассчитывают по закону разведения Оствальда:
, где α – степень диссоциации основания, Сосн –
молярная концентрация основания, Косн – константа диссоциации основания, характеризует силу основания: чем меньше константа диссоциации, тем слабее основание.
Контрольные вопросы:
1. Диссоциация воды, ионное произведение воды.
2. Водородный показатель (рН), гидроксильный показатель (рОН).
3. Расчет рН растворов сильных кислот и оснований.
4. Расчет рН растворов слабых кислот и оснований.
Список рекомендуемой литературы:
1. Глинка Н.Л. Общая химия: учеб. пособие для вузов / Н.Л. Глинка. - М.: КНОРУС, 2009. - С. 258.
2. Коровин Н.В. Общая химия: учебник для технических направл. и спец. вузов - 7-е изд., испр. - М.: Высшая школа, 2006. - С. 215-218, 224 – 231.
С.Б. Денисова, Е.А. Буйлова, Д.Р. Галиева
Ключевые слова: малорастворимые сильные электролиты, произведение растворимости, растворимость, ионно-обменные реакции, реакция нейтрализации.
Насыщенный раствор находится в равновесии с твердой фазой растворяемого вещества. Гетерогенное равновесие «осадок насыщенный раствор» характеризует константа равновесия. Если малорастворимый электролит диссоциирует по уравнению AmBn mAn+ + nBm-,
то выражение для константы равновесия – произведения растворимости () – будет иметь вид: Кр = = [An+]m·[Bm-]n, где [An+], [Bm-] – молярные концентрации ионов An+ и Bm- соответственно, в насыщенном растворе. Например, для равновесия: СaSO4 Ca2+ + SO42–
= 3,72∙10-5 [моль2/л2] (при 25оС)
Следовательно, для насыщенного водного раствора малорастворимого электролита произведение равновесных молярных концентраций его ионов в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, есть величина постоянная при данной температуре, и называемая произведением растворимости. Зная произведение растворимости (ПР), можно вычислить растворимость вещества (S) при данных условиях, т.е. концентрацию насыщенного раствора в [моль/л] и в [г/л]. Например, для бинарных электролитов (ВaSO4, СaСO3, AgI и др.) растворимость [моль/л] численно равна:.
В ненасыщенном растворе возможно растворение дополнительного количества вещества, так как концентрация меньше, чем в насыщенном. Из перенасыщенного раствора осадок образуется, так как его концентрация больше, чем в насыщенном.
Отсюда вытекают условия образования и растворения осадка:
1) если [An+]m·[Bm-]n = ПРAmBn, то осадок находится в равновесии с раствором (насыщенный раствор);
2) если [An+]m·[Bm-]n > ПРAmBn, то осадок выпадает (перенасыщенный раствор);
3) если [An+]m·[Bm-]n < ПРAmBn, то осадок растворяется (ненасыщенный раствор).
Важным следствием является правило, используемое для более полного удаления из раствора какого-либо иона: растворимость малорастворимого электролита уменьшается при введении хорошо растворимого электролита, имеющего одноименный (общий) ион с малорастворимым электролитом.
В водных растворах электролитов химические реакции протекают с участием ионов, такие реакции называются ионно-обменными, а уравнения этих реакций – ионными уравнениями.
В ионных уравнениях реакций формулы сильных электролитов записываются в виде ионов, формулы слабых электролитов, осадков и газов – в виде молекул.
