ify">], [ОН - ] і рН, рОН в розчинах слабких кислот і підстав, а також у присутності їх солей. Слід вивчити механізм дії буферних розчинів і використання їх в систематичному ході аналізу.
Приклад 1. Розрахувати рН в 0,025 М розчині хлороводневої кислоти.
Рішення:
HCl? H + + Cl -
[Н + ] = c (HCl) = 0,025 моль/л
рН =-lg [Н + ] =-lg0, 025 = 1,6.
Приклад 2. Розрахувати рН 0,015 М розчину мурашиної кислоти. Як зміниться рН, якщо до 20 мл цього розчину додати 25 мл 0,01 М розчину форміату натрію?
Рішення:
НСООН? НСОО - + Н +
В
До додавання формиата натрію [Н +] = [НСOO-]
В В
рН =-lg [Н +] = 2,79.
Розрахуємо концентрації мурашиної кислоти і формиата натрію після змішування розчинів:
В В
При додаванні формиата натрію дисоціація мурашиної кислоти пригнічена, отже [HCOO-] = c (HCOONa) = 0,0055 моль/л
В
рН = 3,67.
При додаванні формиата натрію рН розчину підвищується за рахунок придушення дисоціації мурашиної кислоти в присутності однойменного іона.
Тема III. Протолітичні рівноваги в розчинах солей. Ступінь і константа гідролізу. Розрахунок рН в розчинах гідролізуються солей.
У водних розчинах солі, що містять катіони слабких основ, і аніони слабких кислот піддаються гідролізу, тобто взаємодіють з протонами або гідроксильними групами нейтральних молекул води. У розчинах встановлюється гидролитическое рівновага, яка характеризується константою гідролізу (КH). При вивченні цієї теми необхідно звернути увагу на правильне написання рівнянь реакцій гідролізу в іонному вигляді і вираз константи гідролізу. Вміти виводити розрахункові формули ступеня гідролізу (h) і рН розчинів гідролізуються солей, знати фактори, що впливають на гідроліз. p> Приклад 1. Обчислити [H +] і pH 0,005 M NH4NO3, а також ступінь і константу гідролізу NH4NO3. p> Рішення: Складаємо рівняння реакції гідролізу:
NH4 + + H2O = NH4OH + H +.
Розраховуємо концентрацію H +-іонів за формулою:
.
В В
Ступінь гідролізу h розраховуємо за формулою:
.
Константу гідролізу Кг розраховуємо за формулою:
.
Тема IV. Гетерогенні рівноваги в аналітичній хімії. Твір розчинності (константа розчинності). Умови утворення опадів. Вплив на повноту осадження однойменного іона, рН розчину, стороннього електроліту (В«сольовий ефектВ»).
Гетерогенні рівноваги встановлюються на межі розділу фаз (осад - насичений розчин над осадом). Дане рівновагу характеризує константа розчинності (Ks) або твір розчинності (ПР). Використовуючи значення ПР (Ks) необхідно вміти розраховувати молярні (моль/л) і масові (г/л) концентрації іонів в розчині малорозчинного сполуки у воді і в присутності однойменних іонів. Слід знати умова утворення опадів і вміти вирішувати питання про можливість їх утворення при змішуванні розчинів. p> Приклад 1. Розрахувати молярну (моль/л) і масову (г/л) розчинність сульфату кальцію, якщо ПP (CaSO4) = 2,5 В· 10-5.
Рішення:
Запишемо рівновагу в розглянутій системі:
CaSO4? Са2 + + SO42-.
Позначимо молярну концентрацію солі в насиченому розчині (розчинність) - s (моль/л), тоді [Са2 +] = [SO42-] = s.
Запишемо вираз ПР:
ПР = [Са2 +] [SO42-] = s2,.
Масова розчинність сульфату кальцію буде дорівнює:
S (г/л) = s (моль/л) В· M (CaSO4) = 5.10 -3 В· 136 = 0,68 г/л.
Приклад 2.
Змішали 500 мл 0,002 М розчину хлориду барію і 500 мл 0,001 М розчину сульфату калію. Чи випаде в цих умовах осад сульфату барію? ПР (BaSO4) = 1,1 В· 10-10. p> Рішення: Умова утворення опадів: твір концентрації іонів має бути більше твори розчинності ПКІ> ПР.
ПКІ = с (Ва2 +) В· c (SO42-).
При змішуванні рівних об'ємів розчинів, концентрації іонів зменшуються в 2 рази, отже:
[Ва2 +] = с (ВаСl2) = 0,001 моль/л
[SO42-] = c (K2SO4) = 0,0005 моль/л
ПКІ = 0,001 В· 0,0005 = 5.10 -7, ПКІ> ПР, осад випадає.
Приклад 3. Розрахувати розчинність фосфату срібла в 0,02 М розчині фосфату натрію. ПР (Ag3PO4) = 1,3 В· 10-20. p> Рішення: Запишемо рівняння рівноваг для даної системи:
Ag3PO4? 3Ag + + PO43-
Na3PO4? 3N...
