Равновесия в водных растворах кислот и оснований. Гидролиз солей, их образование. Равновесие в растворах кислых солей, растворах комплексных соединений. Влияние одноименного иона на степень диссоциации слабых кислот и оснований, буферные растворы.
Аннотация к работе
Согласно протолитической теории к кислотам относятся химические соединения, способные в растворах отдавать протоны, а к основаниям - вещества, способные присоединять протоны. Отдавая протон, кислота образует сопряженное с ней основание, а основание, принимая протон, образует сопряженную с ним кислоту. Вычислить РН раствора, концентрация водородных ионов в котором равна 0.02 М. Вычислить [Н ] и [ОН-] раствора, РН которого равен 10.33. Концентрации Н и ОН-в этих растворах в первом приближении можно считать равными общей концентрации СА кислоты (НХ) и соответственно основания (МОН).При растворении солей слабых кислот или слабых оснований в воде происходит химическое взаимодействие между ионами соли и ионами воды, сопровождающееся образованием слабой кислоты или кислой соли, слабого основания или основной соли. В результате гидролиза растворы этих солей имеют кислую или щелочную реакцию. Равновесное состояние реакции гидролиза может быть охарактеризовано степенью гидролиза соли (h) или константой гидролиза (Kh). Под степенью гидролиза подразумевают число, показывающее, какая часть от общего количества растворенной соли подвергается гидролизу. Если общая концентрация соли была С М, а гидролизу подверглось х молей, тогда равновесные концентрации будут равныРассмотрим кислую соль слабой двухосновной кислоты МНА. С другой стороны, он может присоединить ион водорода (с образованием недиссоциированных молекул кислоты). Концентрация НА-в первом приближении может быть принята равной общей концентрации соли H2A. К 50 мл 0.1 М раствора Na2CO3 добавлено 25 мл 0.2 М раствора НС1. Следовательно, в растворе образовалась кислая соль NAHCO3, ее концентрация значительно превышает .Если к раствору слабой кислоты прибавить ее соль, то степень диссоциации кислоты понижается, следовательно, концентрация водородных ионов уменьшается. Поэтому концентрацию недиссоциированных молекул кислоты можно считать равной общей концентрации кислоты СНА, а концентрация анионов А-может быть принята равной концентрации соли (СА-), которая в растворе практически полностью диссоциирована. В общем случае в растворе любой слабой многоосновной кислоты HNA в соответствии с уравнением (1.98) и учетом констант диссоциации кислоты равновесные концентрации недиссоциированных молекул и анионов могут быть рассчитаны по следующим уравнениям: (1.104) Как изменится РН и ? 1.0 М раствора NH3 после добавления к нему сухого хлорида аммония в таком количестве, что раствор становится 0.2М в отношении NH4C1? Вычислить концентрацию ацетат-иона и степень диссоциации уксусной кислоты, если к 20 мл 0.5 М раствора ее прибавить 30 мл 10%-ного раствора HCL.Растворы слабых кислот или оснований в присутствии их солей проявляют буферное действие: РН таких растворов мало изменяется при разбавлении и добавлении к ним небольших количеств сильной кислоты или щелочи. Буферная емкость измеряется количеством сильного основания (b) или кислоты (а), которое необходимо добавить к данному раствору, чтобы изменить РН на единицу. При определении буферной емкости раствора, состоящего из слабого основания и его соли, в формулу (1.113) вместо Ка вводится константа сопряженной кислоты в соответствии с равенством (1.77). Найдем концентрацию кислоты и ее аниона после смешения двух растворов: Подставляя эти значения в уравнение (1.88), найдем К 20 мл 0.2 М раствора гидрофосфата калия добавлено 10 мл 0.25 М раствора HCL.Общая концентрация взятой соли металла См складывается из концентраций всех форм, содержащих ионы металла Отношение общей концентрации соли металла к равновесной концентраций его ионов представляет собой функцию закомплексованности (Ф) Если лиганд является анионом слабой кислоты или основанием, функция закомплексованности (закомплексованность) будет зависеть от РН раствора, поскольку равновесная концентрация лиганда изменяется с изменением кислотности раствора. Можно рассчитать равновесную концентрацию ионов металла и закомплексованность при данной концентрации лиганда и РН, вычислить концентрацию комплексов, найти концентрацию лиганда, необходимую для маскирования иона металла. Поскольку комплекс очень прочен, можно не учитывать его диссоциацию и считать концентрацию равной общей концентрации соли K2HGI4 (0.01 М).
План
Содержание
1. Равновесия в гомогенных системах
1.1 Равновесия в водных растворах кислот и оснований
1.2 Гидролиз солей
1.2.1 Соль образована слабой кислотой и сильным основанием
1.2.2 Соль образована сильной кислотой и слабым основанием
1.2.3 Соль образована слабым основанием и слабой кислотой
1.2.4 Соль образована сильным основанием и слабой двухосновной кислотой
1.3 Равновесия в растворах кислых солей
1.4 Влияние одноименного иона на степень диссоциации слабых кислот и оснований
1.5 Буферные растворы
1.6 Равновесия в растворах комплексных соединений
1. Равновесия в гомогенных системах раствор соль гидролиз буферный
1.1 Равновесия в водных растворах кислот и оснований