Как найти концентрацию ионов в растворе кислоты - Исправление недочетов и поиск решений вместе с Examum.ru

Как правильно рассчитать концентрацию ионов водорода и рН в растворе серной кислоты

Задача 101.
Вычислите [Н⁺] и рН 0,01 М и 0,05 Н растворов Н₂SO₄.
Решение:
C_M(Н₂SO₄) = 0,01 М;
C_H(Н₂SO₄) = 0,05 М;
a) Вычисление [Н⁺] и рН 0,01 М раствора Н₂SO₄

Так как Н₂SO₄ двухосновная кислота и является сильным электролитом, то концентрация ионов водорода будет равна удвоенному значению ее молярности.

[Н⁺] = 2С_М(Н₂SO₄) = (2 · 0,01) = 2 · 10^-2 моль/дм³;
рН = -lg[Н⁺] = -lg2 · 10^-2 = 2 — lg2 = 2 — 0,30 = 1,70.

б) Вычисление [Н⁺] и рН 0,05 Н раствора Н₂SO₄

Так как Н₂SO₄ двухосновная кислота и является сильным электролитом, то концентрация ионов водорода будет равна ее нормальности.

[Н⁺] = С_Н(Н₂SO₄) = (1 · 0,05) = 5 · 10^-2 моль/дм³;
рН = -lg[Н⁺] = -lg5 · 10^-2 = 2 — lg5 = 2 — 0,70 = 1,30.

Ответ: а) [Н⁺] = 2 · 10^–2 моль/дм³; рН = 1,70; б) [Н+] = 5 · 10^–2 моль/дм³; рН = 1,30.

Задача 102.
Вычислите [Н⁺] и рН раствора Н₂SO₄ с массовой долей кислоты 0,5% (р = 1,00 г/см³).
Решение:
М(Н₂SO₄) = 98 г/моль;
w% = 0,5% или 0,005;
р = 1,00 г/см³.

1. Рассчитаем молярность раствора кислоты

C_M(Н₂SO₄) = (w% · p · 1000)/М(Н₂SO₄) = (0,005 · 1,00 г/см³ · 1000 cм³)/98 г/моль = 0,05 M.

[Н⁺] = 2С_М(Н₂SO₄) = (2 · 0,05) = 1 · 10^-1 моль/дм3;
рН = -lg[Н⁺] = -lg1 · 10^-1 = 1 — lg2 = 1 — 0,00 = 1,00.

Ответ: [Н⁺] = 0,1 моль/дм³;рН = 1,00.

Задача 103.
Вычислите [Н⁺] и рН 0,5 М раствора гидроксида аммония.
Решение:
К_D(NH₄OH) = 1,76 · 10^–5;
C_M(NH₄OH) = 0,5 М.

Схема диссоциации NH₄OH:

NH₄OH ⇔ NН₄⁺ + OH^–

Поскольку К_D(NH₄OH) << C_M(NH₄OH) так как (1,76 · 10_–5) << 0,5, то можно считать, что равновесная концентрация недиссоциированного основания равна его общей концентрации: С_М(NH₄OH) = 0,5 моль/дм³.

Для слабых оснований [H⁺] вычисляют по формуле:

рН = -lg[Н⁺] = -lg3,37 · 10^-12 = 12 — lg3,37 = 12 — 0,53 = 11,47.

Ответ: [Н⁺] = 3,37 · 10^–12 моль/дм³;рН = 11,47.

Источник

Расчет концентрации ионов в растворе одного вещества

Концентрация
ионов определяется степенью диссоциации
()
и молярной концентрацией вещества (См).

Случай
А. Сильные электролиты

Здесь
достаточно хорошим приближением является

= 1, т.е. все молекулы полностью диссоциированы
на ионы.

Пример
1

Рассчитать
концентрацию всех ионов в 1 М растворе
Al₂(SO₄)₃.

Решение

Al₂(SO₄)₃
— соль, т. е. сильный электролит. Она
диссоциирует в одну ступень нацело и
необратимо:

Al₂(SO₄)₃

2Al³⁺
+ 3SO₄^2-.

Из
уравнения диссоциации видно, что из
одной молекулы соли образуются 2 иона
алюминия и 3 сульфат-иона 

[Al³⁺]=2Cм
= 2 моль/л; [SO₄^2-]=
3См
= 3 моль/л.

Пример
2

Рассчитать
рН 0.1 М раствора NaOH.

Решение

Гидроксид
натрия — щелочь (сильное основание),
следовательно, диссоциирует необратимо
и полностью:

NaOH

Na⁺+OH^—;

при
диссоциации из его одной молекулы
образуется один гидроксид-ион,
следовательно,

[OH^—]=
См = 0.1 моль/л,

рОН
= — lg
[OH^—]=
1,

pH=
14- рОН = 13.

Случай
В. Несильные электролиты

Соли,
как правило, являются сильными
электролитами, поэтому этот случай
относится к несильным кислотам и
основаниям.

Пример
3

Рассчитать
концентрацию всех ионов в 0.2 М растворе
сернистой кислоты и ее степень диссоциации
по первой и второй ступеням.

Решение

Здесь
,
диссоциация обратима:

первая
ступень H₂SO₃

HSO₃^—
+ H⁺,

К_а1=
[HSO₃^—][H⁺]/[H₂SO₃]=
1.610^-2
; (1)

вторая
ступень HSO₃^—

SO₃^2-
+ H⁺,

K_a₂=
[SO₃^2-][H⁺]/[HSO₃^—]=
6.310^-8
. (2)

Из
уравнений диссоциации следует, что
образование одного иона HSO₃^—
сопровождается образованием одного
иона H⁺,
а образование одного иона SO₃^2-
сопровождается образованием двух H⁺,
следовательно, концентрации всех ионов
связаны уравнением

[HSO₃^—]+
2[SO₃^2-]=
[H⁺],
(3)

а
равновесная концентрация кислоты
определяется уравнением

[H₂SO₃]=
Cм
— [HSO₃^—]-
[SO₃^2-].
(4)

Решая
систему уравнений (1)-(4) можно рассчитать
концентрации всех ионов, однако следует
обратить внимание на то, что K_a₁K_a₂.
Отсюда следует, что концентрации ионов
Н⁺
и HSO₃^—
определяются, главным образом, диссоциацией
по первой ступени. Вторая ступень
диссоциации играет главную роль лишь
в образовании ионов SO₃^2-.

Расчет
[Н⁺],
[HSO₃^—]
и [H₂
SO₃]

Из
уравнения (1) следует, что при распаде
одной молекулы кислоты образуется один
ион Н⁺
и один ион HSO₃^—,
следовательно, концентрации этих ионов
равны х = [Н⁺]
= [HSO₃^-2],
а равновесная концентрация [H₂
SO₃]=
См — х.. Подставляя эти выражения в закон
действия масс для первой ступени, получим

К_а1=
х²
/(См — х)= 1.610^-2

или

х²
/(0.2- х)= 1.610^-2,

откуда
х₁
= -6.510^-2
и х₂
= 4.910^-2.
Концентрация не может быть отрицательной
величиной, поэтому решением является
второй корень уравнения. Окончательно
можно записать

[Н⁺]
= [HSO₃^—]
= 4.910^-2
моль/л, [H₂
SO₃]=
0.151 моль/л,

₁
= [Н⁺]/См
= 4.910^-2
моль/л/0.2 моль/л = 0.245, или 24.5%.

Расчет
[SO₃^2-]

Из
равенства значений [Н⁺]
и [HSO₃^—]
в соответствии с уравнением (2) следует

[SO₃^2-][H⁺]/[HSO₃^—]=
[SO₃^2-]
= К_а2
= 6.310^-8
моль/л,

₂
= [SO₃^2-]/[HSO₃^—]=
6.310^-8
моль/л./ 4.910^-2
моль/л = 1.29 10^-6.

ВЫВОД:
при расчете рН растворов слабых
электролитов достаточно рассмотреть
первую ступень диссоциации.

Пример
4

Рассчитать
степень диссоциации гидроксида аммония
и рН его 5%- раствора (плотность раствора
=0.97
г/мл).

Решение

1).
Для решения задачи необходимо знать
молярную концентрацию вещества. Для ее
расчета удобно исходить из 1 литра
раствора:

его
масса m_p=
V
= 1000 мл0.97
г/мл = 970 г;

масса
растворенного вещества m=
m_p
= 970 г0.05
= 48.5 г;

количество
растворенного вещества =
m/М
= 48.5 г/35г/моль =1.39 моль;

молярная
концентрация См=/
V=
1.39 моль/1 л = 1.39 моль/л.

2).
Рассмотрим равновесие:

NH₄OH

NH₄⁺
+ OH^—.

К_в=
[NH₄⁺][OH^—]/[NH₄OH]=
1.810^-5
.

Воспользуемся
законом разбавления Оствальда

 =
(К/См)
= =(1.810^-5
/1.39) = 3.6 10^-3
;

1,
следовательно, применение этого закона
допустимо. При диссоциации одной молекулы
исходного вещества образуется 1 ион
ОН^—;
в одном литре раствора диссоциирует
См
молекул, следовательно, образуется
столько же ионов ОН^—,
тогда

[ОН^—]=
См
=3.6 10^-3

1.39 моль/л = 5.0010^-3
моль/л,

рОН
= — lg[ОН^—]
= — lg
5.0010^-3
= 2.30,

pH
= 14-pOH=
14 -2.30 = 11.70.

Замечание:
если результатом расчета по закону
разбавления оказывается, что 

0.1, то для расчета 
необходимо воспользоваться более точным
уравнением К=²См/(1-)
или сначала рассчитать равновесные
концентрации ионов (см. пример 3), а затем
..

Соседние файлы в предмете Химия

Источник

Серная кислота является сильной неорганической кислотой, обычно используемой в промышленном производстве химических веществ, в исследовательской работе и в лабораторных условиях. Имеет молекулярную формулу H2SO4. Он растворим в воде при любых концентрациях с образованием раствора серной кислоты. В растворе моль серной кислоты разделяется на моль отрицательно заряженных сульфат-ионов, или SO 4 (2-), и 2 моль положительно заряженных ионов гидрония, или H 3 O +. Концентрация этих ионов выражается в молярности, которая определяется как число молей ионов на литр раствора. Их концентрация зависит от начальной концентрации серной кислоты.

Определение ионных концентраций

••• ollaweila / iStock / Getty Images

Запишите сбалансированное уравнение для растворения или диссоциации серной кислоты в воде. Сбалансированное уравнение должно быть: H2SO4 + 2H2O -> 2H3O + + SO4 (2-). Уравнение показывает, что для растворения одного моля серной кислоты в воде в реакции образуется 2 моля ионов гидрония и 1 молей сульфат-ионов. Для раствора серной кислоты с начальной концентрацией 0, 01 моль это означает, что в 1 л раствора содержится 0, 01 моль серной кислоты.

Умножьте начальные концентрации кислоты на их коэффициенты, чтобы определить индивидуальные концентрации ионов. Коэффициенты — это числа перед формулами в сбалансированном химическом уравнении. Формулы без чисел перед ними имеют коэффициент 1. Это будет означать, что начальная концентрация кислоты умножается на 1, чтобы определить молярность сульфат-ионов в растворе; 1 х 0, 01 моль = 0, 01 моль SO4 (2-). Начальную концентрацию умножают на 2, чтобы определить концентрацию ионов гидрония в растворе; 2 х 0, 01 моль = 0, 02 моль H3O +.

Умножьте начальную концентрацию кислоты на 3, чтобы определить общую концентрацию ионов в 0, 01-мольном растворе серной кислоты. Поскольку один моль кислоты продуцирует в общей сложности 3 моля ионов, общая ионная концентрация составляет 3 × 0, 01 моля = 0, 03 моля ионов.

подсказки

Предположение о том, что серная кислота полностью растворяется в воде, справедливо, поскольку серная кислота является сильной кислотой, а полное растворение в воде является характеристикой сильных кислот. Дополнительные шаги необходимы для расчета концентрации ионов в растворе для слабой кислоты.

Предупреждения

Всегда соблюдайте правила техники безопасности в лаборатории или в любое время при работе с кислотами. Это включает в себя использование защитного оборудования, такого как лабораторные халаты, защитные очки, перчатки и соответствующую стеклянную посуду.

Источник

Расчет [H+], [OH-], pH, pOH в растворах сильных и слабых кислот и оснований

В практике аналитической химии широко используются кислотно-основные реакции для разделения, растворения, определения ионов, создания условий для взаимодействия частиц в растворе и др. Поэтому необходимо научиться рассчитывать равновесные концентрации ионов , а также степени диссоциации а (доли распавшихся на ионы) слабых кислот и оснований (протолитов) в растворах. Поведение кислот и оснований в растворах зависит от свойств растворителя. Вода и ряд других растворителей (например метанол) обладают амфотерным характером, что можно представить реакцией автопротолиза с образованием катиона лиония (для воды — гидроксония, ) и аниона лиата (для воды — ).

Константа автопротолиза растворителя (для воды — или ионное произведение воды) отражает закономерность, существующую в кислотно-основных системах в данном растворителе при 25°С:

для воды , для этанола

для метанола

Учитывая, что активность чистого растворителя (стандартное состояние вещества) равна 1, справедливы выражения:

(в чистой воде ионная сила I мала, близки к 1);

При расчетах, связанных с кислотно-основным равновесием и кислотно-основными взаимодействиями в растворах слабых протолитов, считают табличные термодинамические значения констант равными соответствующим значениям концентрационных констант, связанных с равновесными концентрациями компонентов. Исключение составляют случаи, когда следует учитывать ионную силу раствора I и коэффициенты активности ионов (пример 3.3).

В качестве характеристик кислотности используются отрицательные десятичные логарифмы активности (при приближенных расчетах без учета ионной силы — логарифмы концентрации) ионов лиония и лиата (для воды ). Знак используется в случаях, когда надо подчеркнуть приближенность расчетов, чаще же используется знак «=».

Для воды:

Соответственно:

В чистой воде, нейтральном водном растворе:

Для метанола (см. также пример 3.7):

и нейтральному раствору в метаноле соответствует pH = 8,35.

Эти соотношения используют для вычисления равновесной концентрации одного из ионов растворителя, если концентрация другого известна.

При описании поведения сильных и слабых кислот и оснований следует помнить о том, что сильные протолиты в водных растворах диссоциируют практически полностью, степень диссоциации (ионизации) близка к 100 %. Диссоциация слабых кислот (НА) и оснований (В) протекает обратимо и описывается соответствующими константами равновесия

или (в упрощенном виде):

Из реакций следует, что для одноосновных протолитов в воде справедливо:

Если НА и В — кислотно-основная сопряженная пара и В соответствует , то при умножении (3.1) на (3.2) получаем важное соотношение, связывающее свойства компонентов конкретной кислотно-основной сопряженной пары в данном растворителе. Для водного раствора справедливо:

а для растворителя

При растворении в воде солей, в состав которых входит анион слабой кислоты ( и др.), катион слабого основания ( и др.) или тот и другой вместе (), ионы слабых протолитов вступают во взаимодействие с молекулами воды (реакция гидролиза), в результате чего среда раствора становится кислой или щелочной. Только в случае равной силы слабых протолитов среда может оказаться близкой к нейтральной, как, например, в растворе ацетата аммония.

Реакция гидролиза характеризуется константой равновесия, соответствующей протолитыческому поведению гидролизующейся частицы , называемой также константой гидролиза . Участвующая в таком протолитическом равновесии частица соли характеризуется степенью гидролиза имеющей тот же смысл, что и степень ионизации слабой кислоты или основания.

Например, для соли с анионом слабой кислоты уравнение реакции гидролиза (гидролиз “по аниону’ среда щелочная):

Для соли с катионом слабого основания, например (солянокислый гидразин), протекает гидролиз “по катиону”, среда кислая:

(поскольку для сопряженных протолитов в воде по формуле (3.3)).

Для соли, в которой и катион, и анион — ионы слабых протолитов, например

(протекает гидролиз “по катиону» и “по аниону”, среда зависит от продуктов реакции: при — среда кислая и наоборот).

Для кислой соли с катионом сильного основания, например и др., анион может участвовать в двух протолитических реакциях, т. е. является амфолитом. Реакции амфолита :

(упрощенно: 2) (ионизация по ).

Для реакции 1)

для реакции 2)

От соотношения зависит реакция среды раствора соли. Аналогично, проявляя свойства амфолитов, ведут себя катионы основных солей, аминокислоты (см. пример 3.16). При выводе формул для точных расчетов помимо выражений констант равновесия, используют уравнения нейтральности, материального баланса, протонного баланса и другие приемы (см. пример 8.22). В случае водного раствора при расчете pH учитывают вышеприведепные уравнения (2) и (1), а также диссоциацию воды. Тогда справедливо:

Заменяя концентрации компонентов в правой части уравнения через соответствующие константы, и группируя члены, получаем:

Решая последнее уравнение относительно , получаем:

Формула (3.7) упрощается при пренебрежении малыми величинами и при допущении

Например, если мало. Тогда справедливо:

Для приближенных расчетов разных случаев кислотно-основного равновесия можно воспользоваться формулами таблицы 3.1. Значения для водных растворов и рK приведены в табл. 2 и 3 приложения.

В случаях, когда нельзя считать равновесную концентрацию ионизирующегося вещества равной его аналитической концентрации (не соблюдается условие соответствующее степени диссоциации менее 5%); когда необходим учет ионной силы раствора, проводятся точные расчеты равновесных концентраций ионов (примеры 3.2 — 3.5).

Пример 3.1.

Рассчитайте и степень диссоциации

0,10 М раствора .

Решение:

— слабая кислота, :

Проверка условия показывает, что расчет можно провести по приближенным формулам:

Таблица 3.1

Формулы для приближенного расчета в водных растворах кислот и оснований

Пример 3.2.

Рассчитайте и 0,0050 М раствора .

Решение:

— слабая кислота, :

Поскольку , то необходимы точные расчеты , т. е. нельзя пренебречь в разности (с- ):

откуда:

Решаем квадратное уравнение относительно :

Пример 3.3.

Рассчитайте pH 0,010 М раствора муравьиной кислоты в присутствии 0,010 М .

Решение:

Отношение указывает на необходимость точных расчетов. Нужно учесть также ионную силу.

С учетом соотношения (2.11) термодинамической и реальной констант:

Пример 3.4.

Рассчитайте М раствора фенола.

Решение:

, поэтому необходимо учесть автопротолиз воды:

Запишем уравнение электронейтральности:

Тогда:

откуда:

Без учета автопротолиза воды:

pH = 7, расчет менее точен.

Подобный подход необходим и при расчете pH очень разбавленных растворов сильных протолитов.

Пример 3.5.

Рассчитайте раствора .

Решение:

Определяем тип гидролизующейся соли (тип протолита).

Гидролиз протекает по аниону, т. е. — слабое основание. Очевидно, что . Найдем константу гидролиза если

Поскольку необходим точный расчет :

отсюда:

Решаем квадратное уравнение:

Находим степень гидролиза :

Пример 3.6.

К 50 мл 0,10 М раствора добавлено 25 мл 0,20 М раствора . Вычислить полученного раствора.

Решение:

После смешивания двух растворов получаем:

В результате взаимодействия протолитов в растворе образуется кислая соль (амфолит) согласно уравнению реакции:

Для угольной кислоты . При расчете можно воспользоваться приближенной формулой из табл. 3.1 или (3.8):

Пример 3.7.*

К 20 мл 0,20 М раствора соли аммония в безводном метаноле добавили 10 мл 0,20 М раствора метилата натрия в безводном метаноле. Определите: а) pH исходного раствора соли; в) pH полученного раствора, если для метанола в метаноле

Решение:

а) в метанольном растворе протекает протолитическая реакция:

Откуда

б) протолитическая реакция взаимодействия при сливании двух растворов:

Значение константы равновесия реакции:

указывает на ее практическую необратимость и возможность приближенных расчетов. Используя эту константу или формулу для расчета pH в растворе, содержащем кислотно-основную сопряженную пару (3.11), можно вычислить pH полученного раствора:

откуда

Эти примеры взяты со страницы примеров решения задач по аналитической химии:

Решение задач по аналитической химии

Возможны вам будут полезны эти страницы:

Источник