Ph водного раствора рассчитать

Как правильно рассчитать рН растворов сильных и слабых электролитов

Задача 40.
Вычислите рН 0,025 М раствора КОН.
Решение:
КОН – сильный электролит, который диссциирует по схеме: КОН = К + + ОН – ;

[ОН – ] = СМ(КОН) = 0,025 моль/дм 3 ;

pH = 14 – pOH = 14 – 1,4 = 12,6.

Ответ: рН = 12,6.

analitik 2 1

рН = –lg[H + ] = –lg2,05 · 10 –3 = 3 – lg2,605 = 2,7.

Ответ: [H+] = 2,05 · 10 –3 моль/л; рН = 2,7.

analitik 2 2

рН = –lg[H + ] = –lg1,7 · 10 –11 = 11 – lg1,7 = 10,77.

Ответ: [H + ] = 1,7 · 10 –11 моль/дм 3 ; рН = 10,77.

Рассчитаем нормальность веществ в полученном растворе смеси, получим:

Для буферных растворов, образованных слабой кислотой и солью этой кислоты, [Н+] находят по формуле:

[H+] = Кк . (Ск/Cc);

рН = –lg[H + ]; pH = –lg7,12 · 10 –5 = 5 – lg7,12 = 4,15.

Ответ: [H + ] = 7,12 · 10 –5 моль/дм 3 ; рН = 4,15.

Задача 44.
Вычислите и сравните рН растворов: а) 0,1 М HCl и 0,1 М CH3COOH; б) растворов, содержащих 7 г/дм 3 HCl и 7 г/дм 3 CH3COOH.
Решение:

а) Расчет рН растворов: 0,1 М HCl, 0,1 М CH3COOH

1. рассчитаем рН раствора 0,1 М HCl

рН = –lg[H + ]; pH = –lg1 · 10 –1 = 1 – lg1 = 1.

2. рассчитаем рН раствора 0,1 М CH3COOH

CH3COOH (Кк = 1,78 · 10 –5 ) – слабая кислота. Для слабых кислот [H + ] вычисляется по формуле:

analitik 2 3

рН = –lg[H + ] = –lg1,33 · 10 –3 = 3 – lg1,33 = 2,88.

б) Расчет рН растворов, содержащих 7 г/дм 3 HCl и 7 г/дм 3 CH3COOH

1. Рассчитаем рН раствора HCl

Определим концентрацию HCl, получим:

СМ(HCl) = m(HCl)/M(HCl) = 7/36,5 = 0,19 = 1,9 · 10 –1

рН = –lg[H + ]; pH = –lg1,9 · 10 –1 = 1 – lg1,9 = 0,72.

2. Рассчитаем рН раствора CH3COOH

Определим концентрацию CH3COOH, получим:

CH3COOH – слабая кислота. Для слабых кислот [H + ] вычисляется по формуле:

analitik 2 4

рН = –lg[H + ]; pH = –lg1,44 · 10 –3 = 3 – lg1,44 = 2,85.

Ответ: а) 1 и 2,88; б) 0,72 и 2,85.

Источник

Калькулятор pH раствора

Калькуляторы ниже предназначены для решения химических задач. Или, если угодно, для проверки ответов. Первый калькулятор рассчитывает pH раствора сильной кислоты или сильного основания по заданным формуле вещества и молярности раствора. Второй калькулятор рассчитывает pH раствора слабой кислоты или слабого основания по заданным константе диссоциации и молярности раствора. Описание расчета с некоторой теорией можно найти под калькуляторами.

Расчет pH в растворах сильных кислот и оснований

Расчет pH в растворах слабых кислот и оснований

pH раствора

pH является мерой кислотности водных растворов. Однако, в большинстве задач на растворы для описания раствора обычно используется молярная концентрация раствора или молярность. Как связаны эти две величины?

Активность ионов, конечно, зависит от их концентрации и эта зависимость описывается следующим уравнением:

где,
– активность ионов водорода
– коэффициент активности ионов водорода
– концентрация ионов водорода

Коэффициент активности является функцией от концентрации ионов и стремится к 1 по мере разбавления раствора. При этом для идеальных растворов концентрации ионов равны концентрации растворенного вещества с учетом коэффициентов в формуле соединения. Поэтому для большинства задач, предполагающих идеальные растворы, можно использовать логарифм по основанию 10 от молярной концентрации раствора.

То, как проявляет себя водный раствор, как кислота или как основание, зависит от количества ионов водорода (H+). Вода, сама по себе, содержит некоторое количество ионов водорода 1 благодаря явлению автодиссоциации:

Расчет показателя pH по молярной концентрации раствора отличается в случаях сильных и слабых кислот и оснований.

Сильная кислота / Сильное основание

Для растворов оснований известна концентрация основания, то есть, концентрация гидроксид ионов OH-. Следовательно можно рассчитать pOH:

Таким образом, для оснований:

Всего семь кислот считаются сильными:

Сильных оснований не намного больше, и не все из них растворимы в воде. К растворимым относятся:

Раствор сильной кислоты с концентрацией 1 M (1 моль/литр) имеет pH равный 0. Раствор сильного основания с концентрацией 1 M (1 моль/литр) имеет pH равный 14. В большинстве задач значения pH будут лежать в границах от 0 до 14, однако отрицательные значения pH, также как и значения pH больше 14 вполне возможны.

Слабая кислота / слабое основание

Формула константы диссоциации кислоты Ka:

где:
– концентрация ионов H+
– концентрация анионов
– концентрация недиссоциированного соединения
для реакции

Эта формула описывает состояние равновесия. Чтобы найти H+, составим следующую таблицу изменения концентрации. В таблице обозначим искомую концентрацию H+ как x:

HB H+ B-
Начальная концентрация C M 0 M 0 M
Изменение концентрации -x M +x M +x M
Концентрация в состоянии равновесия (C-x) M x M x M

Используем эти величины в формуле для Ka:

Получим квадратное уравнение:

Решаем его, выбрав положительный корень. После чего найденное значение можно подставить в формулу pH.

Тот же самый способ применим и к растворам оснований, только используется константа диссоциации основания и сначала рассчитывается pOH.

Обычно константы диссоциации даны в условии задачи, либо их можно посмотреть в таблице для известных соединений.

Стоит заметить, что в таблицах для некоторых кислот указывается несколько значений Ka. Это многоосновные кислоты, которые могут отдать в раствор более чем один протон. Однако, из-за молекулярных сил, значение Ka для каждого следующего протона уменьшается на несколько порядков.

Например, для фосфорной кислоты:

Поэтому в задачах обычно рассматривается отдача только одного протона, и для всех вычислений можно использовать стохиометрический коэффициент равный 1.

Строго говоря ион водорода недолго пребывает в виде свободного протона, так как он быстро гидратируется молекулой воды. В результате образуется ион гидроксония ↩

Источник

Калькулятор pH раствора

by sa

Этот материал распространяется на условиях лицензии Creative Commons Attribution/Share-Alike License 3.0 (Unported). Это означает, что вы можете размещать этот контент на своем сайте или создавать на его основе собственный (в том числе и в коммерческих целях), при условии сохранения оригинального лицензионного соглашения. Кроме того, Вы должны отметить автора этой работы, путем размещения HTML ссылки на оригинал работы https://planetcalc.ru/8840/. Пожалуйста оставьте без изменения все ссылки на других авторов данной работы или работы, на основе которой создана данная работа (если таковые имеются в спроводительном тексте).

Калькуляторы ниже предназначены для решения химических задач. Или, если угодно, для проверки ответов. Первый калькулятор рассчитывает pH раствора сильной кислоты или сильного основания по заданным формуле вещества и молярности раствора. Второй калькулятор рассчитывает pH раствора слабой кислоты или слабого основания по заданным константе диссоциации и молярности раствора. Описание расчета с некоторой теорией можно найти под калькуляторами.

Расчет pH в растворах сильных кислот и оснований

Расчет pH в растворах слабых кислот и оснований

pH раствора

pH является мерой кислотности водных растворов. Однако, в большинстве задач на растворы для описания раствора обычно используется молярная концентрация раствора или молярность. Как связаны эти две величины?

Активность ионов, конечно, зависит от их концентрации и эта зависимость описывается следующим уравнением:

где,
– активность ионов водорода
– коэффициент активности ионов водорода
– концентрация ионов водорода

Коэффициент активности является функцией от концентрации ионов и стремится к 1 по мере разбавления раствора. При этом для идеальных растворов концентрации ионов равны концентрации растворенного вещества с учетом коэффициентов в формуле соединения. Поэтому для большинства задач, предполагающих идеальные растворы, можно использовать логарифм по основанию 10 от молярной концентрации раствора.

То, как проявляет себя водный раствор, как кислота или как основание, зависит от количества ионов водорода (H+). Вода, сама по себе, содержит некоторое количество ионов водорода 1 благодаря явлению автодиссоциации:

Расчет показателя pH по молярной концентрации раствора отличается в случаях сильных и слабых кислот и оснований.

Сильная кислота / Сильное основание

Для растворов оснований известна концентрация основания, то есть, концентрация гидроксид ионов OH-. Следовательно можно рассчитать pOH:

Таким образом, для оснований:

Всего семь кислот считаются сильными:

Сильных оснований не намного больше, и не все из них растворимы в воде. К растворимым относятся:

Раствор сильной кислоты с концентрацией 1 M (1 моль/литр) имеет pH равный 0. Раствор сильного основания с концентрацией 1 M (1 моль/литр) имеет pH равный 14. В большинстве задач значения pH будут лежать в границах от 0 до 14, однако отрицательные значения pH, также как и значения pH больше 14 вполне возможны.

Слабая кислота / слабое основание

Формула константы диссоциации кислоты Ka:

где:
– концентрация ионов H+
– концентрация анионов
– концентрация недиссоциированного соединения
для реакции

Эта формула описывает состояние равновесия. Чтобы найти H+, составим следующую таблицу изменения концентрации. В таблице обозначим искомую концентрацию H+ как x:

HB H+ B-
Начальная концентрация C M 0 M 0 M
Изменение концентрации -x M +x M +x M
Концентрация в состоянии равновесия (C-x) M x M x M

Используем эти величины в формуле для Ka:

Получим квадратное уравнение:

Решаем его, выбрав положительный корень. После чего найденное значение можно подставить в формулу pH.

Тот же самый способ применим и к растворам оснований, только используется константа диссоциации основания и сначала рассчитывается pOH.

Обычно константы диссоциации даны в условии задачи, либо их можно посмотреть в таблице для известных соединений.

Стоит заметить, что в таблицах для некоторых кислот указывается несколько значений Ka. Это многоосновные кислоты, которые могут отдать в раствор более чем один протон. Однако, из-за молекулярных сил, значение Ka для каждого следующего протона уменьшается на несколько порядков.

Например, для фосфорной кислоты:

Поэтому в задачах обычно рассматривается отдача только одного протона, и для всех вычислений можно использовать стохиометрический коэффициент равный 1.

Строго говоря ион водорода недолго пребывает в виде свободного протона, так как он быстро гидратируется молекулой воды. В результате образуется ион гидроксония ↩

Источник

РАСЧЁТ pH В РАСТВОРАХ КИСЛОТ И ОСНОВАНИЙ

Растворы, в которых концентрации ионов H + и OH – одинаковы, называются нейтральными растворами. В нейтральном растворе C(H + ) = C(OH – ) = 10 –7 моль/л.

В кислом растворе C(H + ) > C(OH – ) и, как следует из уравнения ионного произведения воды, C(H + ) > 10 –7 моль/л, а C(OH – ) –7 моль/л.

В щелочном растворе C(OH – ) > C(H + ); при этом в C(OH – ) > 10 –7 моль/л, а C(H + ) –7 моль/л.

pH – величина, с помощью которой характеризуют кислотность или щёлочность водных растворов; эта величина называется водородным показателем и рассчитывается по формуле:

В кислом растворе pH 7.

По аналогии с понятием «водородный показатель» (pH) вводится понятие «гидроксильный» показатель (pOH):

Водородный и гидроксильный показатели связаны соотношением

Гидроксильный показатель используется для расчёта pH в щелочных растворах.

Пример 7.1 Рассчитать pH 0,005 М раствора серной кислоты.

pH = –lg C(H + ) = –lg 0,01 = 2.

Пример 7.2 Рассчитать pH 0,1 М раствора гидроксида натрия.

pOH = –lg C(H + ) = –lg 0,1 = 1; pH = 14 – pOH = 14 – 1 = 13.

Диссоциация слабого электролита – это равновесный процесс. Константа равновесия, записанная для процесса диссоциации слабого электролита, называется константой диссоциации. Например, для процесса диссоциации уксусной кислоты

image071

Каждая стадия диссоциации многоосновной кислоты характеризуется своей константой диссоциации. Константа диссоциации – справочная величина; см. [1; 2].

Расчёт концентраций ионов (и pH) в растворах слабых электролитов сводится к решению задачи на химическое равновесие для того случая, когда известна константа равновесия и необходимо найти равновесные концентрации веществ, участвующих в реакции (см. пример 6.2 – задача 2 типа).

Пример 7.3 Рассчитать pH и степень диссоциации электролита в растворе NH4OH с массовой долей 0,35%. Плотность раствора – 1 г/мл.

В 0,35% растворе NH4OH молярная концентрация гидроксида аммония равна 0,1 моль/л (пример перевода процентной концентрации в молярную – см. пример 5.1). Эту величину часто обозначают C0. C0 – это общая концентрация электролита в растворе (концентрация электролита до диссоциации).

Подставляем выраженные через x равновесные концентрации всех частиц в уравнение константы диссоциации:

image073.

Очень слабые электролиты диссоциируют незначительно (x ® 0) и иксом в знаменателе как слагаемым можно пренебречь:

image075.

Обычно в задачах общей химии иксом в знаменателе пренебрегают в том случае, если image077(в этом случае х – концентрация продиссоциировавшего электролита – в 10 и менее раз отличается от C0 – общей концентрации электролита в растворе).

image079моль/л

pH = 14 – pOH = 14 – 2,87 = 11,13.

Степень диссоциации электролита можно рассчитать как отношение концентрации продиссоциировавшего электролита (x) к общей концентрации электролита (C0):

image081(1,34%).

Пример 7.4 Рассчитать pH 30% раствора фосфорной кислоты (плотность раствора 1,18 г/мл. Чему равна степень диссоциации электролита в этом растворе?

Сначала следует перевести процентную концентрацию в молярную (см. пример 5.1). В данном случае C0(H3PO4) = 3,6 моль/л.

Пусть фосфорной кислоты продиссоциировало по первой стадии x моль/л, тогда из уравнения диссоциации H3PO4 ⇆ H + + H2PO4 – следует, что равновесные концентрации ионов H + и H2PO4 – также будут равны x моль/л, а равновесная концентрация непродиссоциировавшей H3PO4 будет равна (3,6–x) моль/л. Подставляем выраженные через x концентрации ионов H + и H2PO4 – и молекул H3PO4 в выражение константы диссоциации по первой стадии (K1 = 7,5·10 –3 – справочная величина):

image083

K1/C0 = 7,5·10 –3 / 3,6 = 2,1·10 –3 –2 ; следовательно, иксом как слагаемым в знаменателе можно пренебречь (см. также пример 7.3) и упростить полученное выражение.

image085;

image087моль/л;

С(H + ) = x = 0,217 моль/л; pH = –lg C(H + ) = –lg 0,217 = 0,66.

image089(3,44%)

Задание №8

Рассчитайте а) pH растворов сильных кислот и оснований; б) раствора слабого электролита и степень диссоциации электролита в этом растворе (таблица 8). Плотность растворов принять равной 1 г/мл.

Таблица 8 – Условия задания №8

№ вари- анта а б № вари- анта а б
0,01М H2SO4; 1% NaOH 0,35% NH4OH
0,01МCa(OH)2; 2%HNO3 1% CH3COOH 0,04М H2SO4; 4% NaOH 1% NH4OH
0,5М HClO4; 1% Ba(OH)2 0,98% H3PO4 0,7М HClO4; 4%Ba(OH)2 3% H3PO4
0,02M LiOH; 0,3% HNO3 0,34% H2S 0,06M LiOH; 0,1% HNO3 1,36% H2S
0,1М HMnO4; 0,1% KOH 0,031% H2CO3 0,2М HMnO4; 0,2%KOH 0,124%H2CO3
0,4М HCl; 0,08%Ca(OH)2 0,47% HNO2 0,8МHCl; 0,03%Ca(OH)2 1,4% HNO2
0,05M NaOH; 0,81% HBr 0,4% H2SO3 0,07M NaOH; 3,24% HBr 1,23% H2SO3
0,02M Ba(OH)2; 0,13%HI 0,2% HF 0,05M Ba(OH)2; 2,5% HI 2% HF
0,02М H2SO4; 2% NaOH 0,7% NH4OH 0,06МH2SO4; 0,8%NaOH 5%CH3COOH
0,7М HClO4; 2%Ba(OH)2 1,96% H3PO4 0,08М H2SO4; 3% NaOH 4% H3PO4
0,04MLiOH; 0,63%HNO3 0,68% H2S 0,008M HI; 1,7%Ba(OH)2 3,4% H2S
0,3МHMnO4; 0,56%KOH 0,062% H2CO3 0,08M LiOH; 1,3% HNO3 0,2% H2CO3
0,6М HCl; 0,05%Ca(OH)2 0,94% HNO2 0,01M HMnO4; 1% KOH 2,35% HNO2
0,03M NaOH; 1,62% HBr 0,82% H2SO3 0,9МHCl; 0,01%Ca(OH)2 2% H2SO3
0,03M Ba(OH)2; 1,26%HI 0,5% HF 0,09M NaOH; 6,5% HBr 5% HF
0,03М H2SO4; 0,4%NaOH 3% CH3COOH 0,1M Ba(OH)2; 6,4% HI 6%CH3COOH
0,002M HI; 3% Ba(OH)2 1% HF 0,04МH2SO4; 1,6%NaOH 3,5% NH4OH
0,005МHBr; 0,24% LiOH 1,64% H2SO3 0,001М HI; 0,4%Ba(OH)2 5% H3PO4

Пример 7.5 Смешали 200 мл 0,2М раствора H2SO4 и 300 мл 0,1М раствора NaOH. Рассчитайте pH образовавшегося раствора и концентрации ионов Na + и SO4 2– в этом растворе.

Из ионно-молекулярного уравнения реакции следует, что в реакцию вступают только ионы H + и OH – и образуют молекулу воды. Ионы Na + и SO4 2– в реакции не участвуют, поэтому их количество после реакции такое же как и до реакции.

Расчёт количеств веществ до реакции:

n(H + ) = 2 × n(H2SO4) = 2 × 0,02 моль = 0,04 моль;

n(NaOH) = 0,1 моль/л · 0,3 л = 0,03 моль = n(Na + ) = n(OH – ).

Расчёт количеств ионов после реакции:

n(H + ) = n(H + )до реакции – n(H + )прореагировавших = 0,04 моль – 0,03 моль = 0,01 моль;

n(Na + ) = 0,03 моль; n(SO4 2– ) = 0,02 моль.

Т.к. смешиваются разбавленные растворы, то

Vобщ. » Vраствора H2SO4 + V раствора NaOH » 200 мл + 300 мл = 500 мл = 0,5 л.

C(Na + ) = n(Na + ) / Vобщ. = 0,03 моль : 0,5 л = 0,06 моль/л;

C(H + ) = n(H + ) / Vобщ. = 0,01 моль : 0,5 л = 0,02 моль/л;

pH = –lg C(H + ) = –lg 2·10 –2 = 1,699.

Задание №9

Рассчитайте pH и молярные концентрации катионов металла и анионов кис­лотного остатка в растворе, образовавшемся в результате смешивания раствора сильной кислоты с раствором щёлочи (таблица 9).

Таблица 9 – Условия задания №9

№ вари- анта Объёмы и состав растворов кислоты и щёлочи № вари- анта Объёмы и состав растворов кислоты и щёлочи
300 мл 0,1М NaOH и 200 мл 0,2М H2SO4
2 л 0,05М Ca(OH)2 и 300 мл 0,2М HNO3 0,5 л 0,1М KOH и 200 мл 0,25М H2SO4
700 мл 0,1М KOH и 300 мл 0,1М H2SO4 1 л 0,05М Ba(OH)2 и 200 мл 0,8М HCl
80 мл 0,15М KOH и 20 мл 0,2М H2SO4 400мл 0,05М NaOH и 600мл 0,02М H2SO4
100 мл 0,1М Ba(OH)2 и 20 мл 0,5М HCl 250 мл 0,4М KOH и 250 мл 0,1М H2SO4
700мл 0,05М NaOH и 300мл 0,1М H2SO4 200мл 0,05М Ca(OH)2 и 200мл 0,04М HCl
50 мл 0,2М Ba(OH)2 и 150 мл 0,1М HCl 150мл 0,08М NaOH и 350мл 0,02М H2SO4
900мл 0,01М KOH и 100мл 0,05М H2SO4 600мл 0,01М Ca(OH)2 и 150мл 0,12М HCl
250 мл 0,1М NaOH и 150 мл 0,1М H2SO4 100 мл 0,2М Ba(OH)2 и 50 мл 1М HCl
1 л 0,05М Ca(OH)2 и 500 мл 0,1М HNO3 100 мл 0,5М NaOH и 100 мл 0,4М H2SO4
100 мл 1М NaOH и 1900 мл 0,1М H2SO4 25 мл 0,1М KOH и 75 мл 0,01М H2SO4
300 мл 0,1М Ba(OH)2 и 200 мл 0,2М HCl 100мл 0,02М Ba(OH)2 и 150мл 0,04 М HI
200 мл 0,05М KOH и 50 мл 0,2М H2SO4 1 л 0,01М Ca(OH)2 и 500 мл 0,05М HNO3
500мл 0,05М Ba(OH)2 и 500мл 0,15М HI 250мл 0,04М Ba(OH)2 и 500мл 0,1М HCl
1 л 0,1М KOH и 2 л 0,05М H2SO4 500 мл 1М NaOH и 1500 мл 0,1М H2SO4
250мл 0,4М Ba(OH)2 и 250мл 0,4М HNO3 200 мл 0,1М Ba(OH)2 и 300 мл 0,2М HCl
80 мл 0,05М KOH и 20 мл 0,2М H2SO4 50 мл 0,2М KOH и 200 мл 0,05М H2SO4
300 мл 0,25М Ba(OH)2 и 200 мл 0,3М HCl 1 л 0,03М Ca(OH)2 и 500 мл 0,1М HNO3

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Таким образом, в растворе соли, гидролизующейся по аниону, появляется избыток ионов OH – (реакция среды – щелочная; pH > 7).

Таким образом, гидролизу (т.е. разложению водой) подвергаются соли, образованные:

– катионом сильного основания и анионом слабой кислоты (KNO2, Na2CO3, K3PO4);

– катионом слабого основания и анионом сильной кислоты (NH4NO3, AlCl3, ZnSO4);

– катионом слабого основания и анионом слабой кислоты (Mg(CH3COO)2, NH4F).

C молекулами воды взаимодействуют катионы слабых оснований или (и) анионы слабых кислот; соли образованные катионами сильных оснований и анионами сильных кислот гидролизу не подвергаются.

Гидролиз солей, образованных многозарядными катионами и анионами, протекает ступенчато; ниже на конкретных примерах показана последовательность рассуждений, которой рекомендуется придерживаться при составлении уравнений гидролиза таких солей.

image090

2. Если гидроксид аммония считать сильным основанием, то в растворах солей аммония, образованных слабыми кислотами, например, NH4F следует рассматривать равновесие NH4 + + F – ⇆ NH3 + HF, в котором происходит конкуренция за ион H + между молекулами аммиака и анионами слабой кислоты.

Пример 8.1 Запишите в молекулярном и ионно-молекулярном виде уравнения реакций гидролиза карбоната натрия. Укажите pH раствора (pH>7, pH + + CO3 2–

2. Соль образована катионами (Na + ) сильного основания NaOH и анионом (CO3 2– ) слабой кислоты H2CO3. Следовательно, соль гидролизуется по аниону:

Гидролиз в большинстве случаев протекает обратимо (знак ⇄); на 1 ион, участвующий в процессе гидролиза, записывается 1 молекула HOH.

Это ионно-молекулярное уравнение первой стадии гидролиза Na2CO3.

5. В результате гидролиза по первой стадии образовались гидрокарбонат ионы, которые участвуют во второй стадии гидролиза:

В результате этих рассуждений получаем следующие уравнения гидролиза:

Пример 8.2 Запишите в молекулярном и ионно-молекулярном виде уравнения реакций гидролиза сульфата алюминия. Укажите pH раствора (pH>7, pH 3+ + 3SO4 2–

Это ионно-молекулярное уравнение первой стадии гидролиза Al2(SO4)3.

AlOH 2+ + HOH ⇆ Al(OH)2 + + H +

В результате этих рассуждений получаем следующие уравнения гидролиза:

Пример 8.3 Запишите в молекулярном и ионно-молекулярном виде уравнения реакций гидролиза ортофосфата аммония. Укажите pH раствора (pH>7, pH + + PO4 3–

2. Соль образована катионами (NH4 + ) слабого основания NH4OH и анионами

Это ионно-молекулярное уравнение первой стадии гидролиза (NH4)3PO4.

8. Уравнение третьей стадии гидролиза в молекулярном виде, можно получить, связав присутствующие в уравнении NH4 + + H2PO4 – + HOH ⇆ NH4OH + H3PO4 анионы H2PO4 – и катионами NH4 + и образовав соль NH4H2PO4:

В результате этих рассуждений получаем следующие уравнения гидролиза:

Процесс гидролиза протекает преимущественно по первой стадии, поэтому реакция среды в растворе соли, гидролизующейся и по катиону, и по аниону определяется тем, какой из малодиссоциирующих электролитов, образующихся на первой стадии гидролиза, является более сильным. В рассматриваемом случае

реакция среды будет щелочной (pH>7), поскольку ион HPO4 2– – более слабый электролит, чем NH4OH: KNH4OH = 1,8·10 –5 > KHPO4 2– = KIII H3PO4 = 1,3×10 –12 (диссоциация иона HPO4 2– – это диссоциация H3PO4 по третьей стадии, поэтому KHPO4 2– = KIII H3PO4).

Задание №10

Запишите в молекулярном и ионно-молекулярном виде уравнения реакций гидролиза солей (таблица 10). Укажите pH раствора (pH>7, pH

strelkahead

4

ЧТО ПРОИСХОДИТ ВО ВЗРОСЛОЙ ЖИЗНИ? Если вы все еще «неправильно» связаны с матерью, вы избегаете отделения и независимого взрослого существования.

6

ЧТО ТАКОЕ УВЕРЕННОЕ ПОВЕДЕНИЕ В МЕЖЛИЧНОСТНЫХ ОТНОШЕНИЯХ? Исторически существует три основных модели различий, существующих между.

12

Что вызывает тренды на фондовых и товарных рынках Объяснение теории грузового поезда Первые 17 лет моих рыночных исследований сводились к попыткам вычис­лить, когда этот.

2

Конфликты в семейной жизни. Как это изменить? Редкий брак и взаимоотношения существуют без конфликтов и напряженности. Через это проходят все.

Не нашли то, что искали? Воспользуйтесь поиском гугл на сайте:

Источник

Комфорт