РН слабой кислоты

Примеры диссоциации в воде

Сильные кислоты (диссоциируют на 100%):

соляная (хлороводородная) HCl = H⁺ + Cl^- Аналогично HBr, HI

азотная HNO₃ = H⁺ + NO₃^-

серная H₂SO₄ = 2H⁺ + SO₄^2-

хлорная HClO₄ = H⁺ + ClO₄^-

Кислота средней силы

фосфорная H₃PO₄ = H⁺ + H₂PO₄^- K₁ = ([H⁺][ H₂PO₄^-])/[H₃PO₄] = 7*10^-3

вторая ступень H₂PO₄^- «H⁺ + HPO₄^2- K₂ = 6, 2*10^-8

третья ступень HPO₄^2- «H⁺ + PO₄^3- K₃ = 4, 8*10^-13

Слабые кислоты (см. табл.на стр. 303-304 практ.)

уксусная CH₃COOH «H⁺ + CH₃COO^- K = ([H⁺][ CH₃COO^-])/[ CH₃COOH] = 1, 8*10^-5

муравьиная HCOOH «H⁺ + HCOO^-

сероводородная H₂S «H⁺ + HS^- K₁ = 5, 7*10^-8

вторая ступень HS^- «H⁺ + S^2- K₂ = 1, 2*10^-15 слабее воды

Вода: H₂O «H⁺ + OH^- K_w = [H⁺][OH^–] = 10^-14 при 25⁰С

Сильные основания (щелочи) –диссоциируют на 100%:

гидроксид натрия (едкий натр) NaOH = Na⁺ + OH^-

гидроксид калия KOH = K⁺ + OH^-

гидроксид кальция (гашеная известь) Ca(OH)₂ = Ca²⁺ + 2 OH^-

гидроксид бария Ba(OH)₂ = Ba²⁺ + 2 OH^-

Слабые основания (см. табл.на стр. 302-303 практ.)

аммиак (нашатырный спирт) NH₃^.H₂O «NH₄⁺ + OH^- K = 1, 8*10^-5

гидроксид алюминия Al(OH)₃ «Al(OH)₂⁺ + OH^-

вторая ступень Al(OH)₂⁺ «Al(OH)²⁺ + OH^-

третья ступень Al(OH)²⁺ «Al³⁺ + OH^- K₃ = 1, 3*10^-9

pH-bf-hd-09 Примеры расчета рН – от сильной кислоты до гидролиза

[Х] – скобки обозначают равновесную концентрацию

В воде: H₂O «H⁺ + OH^- К_р = [H⁺][OH^–]

[H₂O]

При постоянной температуре в разбавленных растворах концентрация воды в воде [H₂O] постоянная и равна 55, 5 моль/л (1000 г/18г*моль).

К_р[H₂O] = K_w = [H⁺][OH^–] = 10^-14

При строгом термодинамическом рассмотрении (концентрации заменены активностями) принимаем активность растворителя (воды) равной 1 и получаем то же выражение

K_w = [H⁺][OH^–] = 10^-14.

Тогда [H⁺] = 10^-7.

pH = -lg [H⁺]

Для чистой воды при стандартных условиях рН = 7

При рН > 7 раствор щелочной;

при рН < 7 раствор кислый

Для щелочи удобный прием: вводим определение pОH = -lg [ОH^-]

рН + рОН = 14; сначала находим рОН, потом рН

Что такое рН (-lg[H⁺]) – на основе уравнения Нернста двух водородных электродов:

E = E₂ - E₁ = (0, 058/n)lg([H⁺]₂/[H⁺]₁) = 0, 058 lg([H⁺]₂/[H⁺]₁)

Т.е. электрический потенциал пропорционален именно lg[H⁺]

Стеклянный электрод придумал Фриц Габер в 1909 г., а термин рН датч. С.Серенсен (1909).

Слабые электролиты

рН слабой кислоты

Сильная кислота::

HCl ® H⁺ + Cl^-; [HCl] = 1 M ® [H⁺] = 1 M ® рН = 0

Слабая кислота:

CH₃COOH «CH₃COO^– + H⁺; Если [AH] = 1 M ® [H⁺] =???

К_кисл = [H⁺][ A^–]/[HA] = 1, 8*10^-5;

pК_кисл = -lg (К_кисл) = 4, 75

К_кисл = [H⁺]²/[HA]» [H⁺]²/1 M Допущения: 1) все протоны только из слабой кислоты;

2) текущую равновесную концентрацию заменяем исходной; это можно при значениях

К_кисл менее 0, 001. [H⁺] = Ö (К_кисл *С) Т.е. не используем степень диссоциации.

рН смеси слабой кислоты и ее соли с сильным основанием

Усложним предыдущую задачу:

1 М CH₃COOH АН «А^- + H⁺

и 2 М CH₃COONa ANa ® А^- + Na⁺

К_кисл = [H⁺][A^–]/[HA] = 1, 8*10^-5;

НО теперь [A^–] берем только из соли (когда кислоты не намного больше в растворе, чем соли); [HA] считаем как исходную конц. кислоты (см. выше). При этих двух допущениях решить легко:

[H⁺] = К_кисл ([кисл]/[соль]); рН = -lg К_кисл – lg ([кисл]/[соль]) = pК_кисл - lg ([кисл]/[соль])