Что такое гидроксильный показатель

Водородный и гидроксильный показатели: рН и рОН

1) нейтральная среда :

Чтобы избежать неудобств, связанных с применением чисел с отрицательными показателями степени, концентрацию водородных ионов принято выражать через водородный показатель и обозначать символом рН.

Водородным показателем рН называют десятичный логарифм концентрации водородных ионов, взятый с обратным знаком:

где [Н + ] – концентрация ионов водорода, моль/л.

Понятие «водородный показатель» было введено датским химиком Серенсеном в 1909 г.: буква «р» – начальная буква датского слова potenz – математическая степень, буква Н – символ водорода.

С помощью рН реакция растворов характеризуется так:

нейтральная рН=7, кислая рН 7.

С помощью рОН реакция растворов характеризуется так:

нейтральная рОН=7, кислая рОН>7, щелочная рОН

Источник

Понятие водородного и гидроксильного показателей

Равновесной концентрацией ионов водорода или гидроксила можно количественно охарактеризовать степень кислотности или щёлочности любого раствора. Чаще принято характеризовать растворы концентрацией ионов водорода:

Для удобства проведения расчётов – избавление от отрицательных степеней – в значениях концентраций ионов водорода и гидроксила предложено применять вместо подлинных значений концентраций [Н + ] и [ОН – ] их отрицательные логарифмы.

При увеличении концентрации водородных ионов величина рН уменьшается, при увеличении концентрации гидроксил-ионов величина рН увеличивается, т.е. в кислой среде рН 7.

Индикаторы – вещества, изменяющие свою окраску при взаимодействии с одним из реагирующих веществ реакции. Под интервалом (областью перехода) индикатора понимают промежуток значений рН, в котором происходит заметное изменение окраски индикатора. В таблице приведены интервалы некоторых индикаторов.

Индикатор	Область перехода ∆	Цвет индикатора в средах кислой щелочной
Метиловый оранжевый	3,2 – 4,4	красный жёлтый
Лакмус	5 – 8	красный синий
Фенолфталеин	8,2 – 10,0	бесцветный малиновый
Метиловый красный	4,2 – 6,2	красный жёлтый

Буферные растворы

Растворы, сохраняющие практически неизменными величины рН при разбавлении, либо при добавлении к ним небольших количеств кислот или щелочей называются буферными. Буферные растворы именуются часто буферными смесями, так как по составу они представляют смеси электролитов с одноимёнными ионами:

1. Слабой кислоты и одноимённой её соли. Например, ацетатный буфер:

СН3СООН и СН3СООNa.

2. Слабого основания и соли с одноимёнными катионами. Например, аммиачный буфер: NH4OH и NH4Cl.

3. Гидросолей многоосновных кислот с одноимёнными катионами. Например, NaН2РО4 и Na2НРО4.

4. Составы буферных смесей разнообразны и могут быть ещё более сложными.

Регулирующий механизм рН буферных растворов основан на смещении устанавливающихся в них равновесий. Например, в аммиачном буфере имеются следующие равновесные процессы: NH4OH D NH4 + + OH –

Расчётные формулы для вычисления рН буферных растворов представлены в таблице 3 приложения.

Гидролиз солей

Гидролизом называется ионообменное взаимодействие соли с водой, в результате которого образуются малодиссоциирующие соединения (ионы или молекулы). Продуктами гидролиза могут быть слабая кислота (или кислотные остатки) и слабое основание (или основные остатки).

При рассмотрении солей как продуктов взаимодействия кислоты с основанием в зависимости от силы их можно выделить 4 типа солей, образованных:

1) сильной кислотой и сильным основанием;

2) сильным основанием и слабой кислотой;

3) слабым основанием и сильной кислотой;

4) слабым основанием и слабой кислотой.

В зависимости от типов солей возможны 4 случая их гидролиза:

1. Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой (например, K2SO4, NaNO3, KCl, NaCl) гидролизу не подвергаются, так как при взаимодействии их с водой слабые электролиты не образуются. В таких растворах равновесие в процессе диссоциации воды не нарушается, реакция среды остаётся нейтральной.

Катионы натрия с водой не взаимодействуют.

Na2CO3 + Н2О D NaНCO3 +NaОН.

Анионы NO3 – сильной кислоты с водой не взаимодействуют. Катион Fe 3+ является катионом слабого основания Fe(ОН)3, основной остаток FeOH +2 взаимодействует с молекулами воды с образованием малодиссоциирующего продукта – основного остатка FeOH +2 :

Fe(NO3)3 + Н2О D (FeOH)( NO3)2 + НNO3.

Итак, при растворении в воде солей, образованных слабым основанием и

4. Если соль образована слабым основанием и слабой кислотой, происходит гидролиз её по катиону слабого основания и по аниону слабой кислоты – полный необратимый гидролиз до конечных продуктов гидролиза. Например, если сульфид алюминия Аl2S3, полученный сжиганием алюминия в порошке серы, бросить в воду, то моментально произойдёт бурная реакция гидролиза

Аl2S3: Аl2S3 + 6Н2О = 2Al(OH)3 + 3H2S.

В результате образуется осадок Al(OH)3 и выделится сероводород. Этот гидролиз необратим, поэтому реакцией обмена в растворе Аl2S3 получить нельзя. Вместо него образуются продукты гидролиза.

Уравнения необратимого гидролиза составляют только в молекулярной форме.

Расчётные формулы для вычисления рН растворов гидролизующихся солей представлены в таблице 3 приложения.

Дата добавления: 2016-09-06 ; просмотров: 4165 ; ЗАКАЗАТЬ НАПИСАНИЕ РАБОТЫ

Источник

IV.Водородный и гидроксильный показатели растворов

Расчет pH и pOH растворов сильных кислот.

Cильные кислоты в растворе диссоциируют полностью:

c(B) – молярная концентрация кислоты, моль/л;

α – степень диссоциации;

Кислотность среды водного раствора сильной кислоты характеризуют водородным показателем рН:

Водородный и гидроксильный показатели взаимосвязаны:

Пример 11.ОпределитеpOH 0,1н раствора Н₂SO₄, степень электролитической диссоциации которой равна 90%.

Решение. Н₂SO₄ – сильный электролит, процесс диссоциации описывается уравнением: H₂SO₄ = 2H + + SO₄ 2- ; N_H + = 2;

1. Определим молярную концентрацию кислоты:

моль/л;

3.Определим рН раствора кислоты:

4. pOH = 14 – pH = 14 – 1,05= 12,95

Пример 12. Определите концентрацию гидроксид-ионов 5%-ного раствора HCl, степень электролитической диссоциации HCl равна 80%, плотность раствора 1,03 г/мл.

1. Определим молярную концентрацию HCl:

Примем m(р-ра)=100г, тогда m(HCl)= 5г,

моль/л

моль/л ;

моль/л

Пример 13. В 3л раствора содержится 0,015 моль HCl и 0,075 моль H₂SO₄, a(HCl)=1, a(H₂SO₄)=1. Определите pOH раствора.

Решение.Раствор содержит две сильные кислоты, уравнения их диссоциации:

моль/л;

моль/л;

[H + ] = [H + ]₁ + [H + ]₂ = 0,005 + 0,05 = 0,055 моль/л;

моль/л ;

Пример 14.Рассчитайте pH раствора, полученного при смешивании 50 мл 0,1М HCl, 15мл 0,1M NaOH и 935мл H₂O.

Решение. При смешивании щелочи и кислоты в растворе происходит реакция нейтрализации:

NaOH + HCl = NaCl + H₂O

Реакция среды раствора будет определяться избытком

кислоты или щелочи, оставшейся после реакции.

моль-эк;

моль-эк;

3. Взаимодействующие в ходе реакции вещества подчиняются закону эквивалентов: n_эк(HCl) = n_эк(NaOH). Следовательно, после реакции в растворе останется избыток HCl в количестве:

моль-эк;

моль/л;

Источник

Ионное произведение воды. Водородный показатель

Теоретическое введение

Примеры решения задач

Задачи для самостоятельного решения

Теоретическое введение

Равновесие процесса диссоциации воды:

Н₂О ↔ Н + + ОН —

описывается константой К_w, которая носит название “ионное произведение воды”. Ионное произведение воды равно:

К_w = [Н + ] [ОН — ] (1)

Для разбавленных водных растворов ионное произведение воды не зависит от состава раствора и постоянно при данной температуре. Так, К_w=10 — 14 для воды, миллимолярных растворов К₂SO₄, H₂SO₄ и KOH при Т=298 К. Строго говоря, постоянство К_w справедливо в случае, когда аналитические концентрации ионов заменены их активностями (лишь для малых концентраций Н + и ОН — значения концентрации и активности практически совпадают).

Процесс диссоциации Н₂О идет с поглощением теплоты, поэтому при повышении температуры в интервале от 0 до 100 о С величина К_w увеличивается.

Для практических целей удобно пользоваться не концентрацией ионов водорода, а её водородным показателем – отрицательным десятичным логарифмом – рН. Величина рН равна:

рН = — lg[H + ]. (2)

Как выше отмечалось, более строгим является уравнение рН = – lg a_Н+, где a_Н+ – активность ионов водорода. Однако для практических целей при расчете рН разбавленных растворов обычно используется уравнение (2).

рН + рОН = 14, (3)

Для нейтральных растворов рН = 7, для кислых растворов рН 7. В аналитической практике редко приходится работать с растворами, рН которых выходит из интервала 0 ÷14. Тем не менее, в сильнощелочной среде рН может быть немного больше 14, а в очень кислой среде может принимать отрицательные значения.

Примеры решения задач

Задача 1. Вычислите рН 0,001М растворов HСl и КОН.

Решение. HСl и КОН являются сильными электролитами и в разбавленных растворах практически полностью диссоциируют на ионы. В растворе НСl: [Н + ] = 0,001 моль/л.

рН = –lg [H + ] = –lg 0,001 = 3

В растворе КОН: [ОН – ] = 0,001 моль/л. рОН = –lg [ОH — ] = –lg 0,001 = 3. рН=14 – 3 = 11.

Задача 2. Рассчитайте рН раствора КОН, 350 мл которого содержат 0,0035 моль КОН.

Решение.

КОН → К + + ОН —

рОН = –lg [ОH — ] = –lg 0,01 = 2.

рОН + рН = 14. рН = 14 – 2 = 12

или [Н + ] = 10 –14 /[ОН – ] = 10 –14 /0,01 = 10 –12 моль/л.

Задача 3. Вычислите молярную концентрацию раствора Ba(OH)₂, если рН раствора составляет 12 при 298 К.

Решение.

Ba(OH)₂ → Ва 2+ + 2ОН –

-lg [ОH – ] = 2, откуда [ОH – ] = 0,01 М.

Решение.

NH₃ H₂O ⇔ NH₄ + + OH — или упрощенно: NH₄ОH ⇔ NH₄ + + OH —

рН = –lg [H + ] = –lg 2,4·10 –11 = 10,6.

Решение.

Присутствие в растворе CH₃CОOH сильного электролита СН₃СООNa приводит к сдвигу равновесия диссоциации уксусной кислоты влево в силу действия принципа Ле Шателье. В результате степень диссоциации уксусной кислоты уменьшается.

n(СН₃СООNa) = 6:82 = 0,073 моль.

(считаем, что объем раствора после добавления 6 г СН₃СООNa не изменился).

Ацетат–ионы в растворе образуются как за счет диссоциации уксусной кислоты:

так и за счет диссоциации СН₃СООNa:

СН₃СООNa → СН₃СОО — + Na +

Поскольку СН₃СООNa в растворе диссоциирует полностью, то концентрацией ацетат-ионов, образующихся при диссоциации уксусной кислоты можно пренебречь, так как она мала по сравнению с величиной 0,073 моль/л. Принимаем, что:

[H + ] = 1,75·10 –5 · 0,01 / 0,073 = 2,4·10 –6 моль/л.

Задачи для самостоятельного решения

1. Определите величину рН 0,0001 М раствора HCl.

Источник