Вычисление степени диссоциации слабого электролита.

Пример 3. Константа диссоциации циановодорода равна 7,9 10 ^–10. Найти степень диссоциации НСN в 0,001 М растворе.

Решение. Поскольку константа диссоциации (Кд) HCN очень мала, то для расчета можно воспользоваться приближенной формулой:

где ‑ степень диссоциации;

С_М ‑ молярная концентрация моль/л

Тогда

 

3.4. Вычисление [H⁺] в растворе одноосновной сильной кислоты.

Пример 4. Вычислить [H⁺] н рН 0,05 н. раствора соляной кислоты.

Решение. Одноосновные сильные кислоты (соляная, азотная, хлорная и др.) диссоциируют практически полностью по схеме: НА Н⁺ +А ^–

В их растворах концентрация водородных ионов приблизительно равна концентрации кислоты: [ H⁺] C_К, где C_К ‑ концентрация кислоты моль/л или г-экв/л.

Тогда [ H⁺] 0,05 или 5 10 ^–2г-экв/л

рН = – lg[ H⁺] = lg 5 10 ^–2= –(lg5 – 2 lg10) = –lg5 +2 =1,3

 

3.5. Вычисление [ H⁺] в растворе одноосновной слабой кислоты.

Пример 5. Вычислить [ H⁺] и рН 0,2 н. раствора уксусной кислоты.

Решение. Для слабой одноосновной кислоты диссоци­ирующей по схеме: НА Н⁺ +А ^– константа диссоциации равна

К_К =

Если обозначить концентрацию диссоциированных молекул кислоты через Х, то [ H⁺] [A^–] = Х, а концентрация недиссоциирующих молекул [HA] = С_К ‑ Х. Поскольку концентрация диссоциируемых молекул Х в растворе слабой кислоты весьма незначительна по сравнению с ее общей концентрацией, принимают, что С_К ‑ Х = С_К.

Подставляя эти значения в исходное уравнение, получают К_К = .Отсюда Х = или [ H⁺] =

Из таблицы 1 видно, что К = 1,8 10^–5 . Тогда [ H⁺] = = = = = 1,9 10 ^–3 г-ион/л

Следовательно рН = –lg 1,9 10 ^–3 = 2,27.

 

3.6. Вычисление [ H⁺] в растворе слабой много­основной кислоты.

Пример 6. Вычислить [ H⁺] в 0,025 М растворе сероводородной кислоты.

Решение. Из таблицы 1 видно, что для сероводородной кислоты К₁ = 5,7 10^–3, а К₂ = 1,2 10 ^–5. Следовательно, почти все ионы водорода получаются в результате диссоциации кислоты по первой ступени: H₂S Н⁺ + HS ^–, а уравнение константы диссоциации имеет вид:

К =

Если обозначить [ H⁺] = [ HS ] = Х, то получим

К =

Откуда Х = =3,77 10 ^–5 г-ион/л

 

Вычисление [ OH –] и р ОН в растворах оснований.

Пример 7. Вычислить [ OH ^–] и р ОН 0,05 н. раствора едкого натра.

Решение. Эти вычисления аналогичны определению [ H⁺] и рН в растворах кислот. В растворах сильных оснований
[ OH ^–] = С_О, где С_О ‑ концентрация основания

[ OH ^–] = С_NaOH = 0,05 = 5 10 ^–2 г-ион/л

р ОН = 2 – lg5 = 2 –0,7 = 1,3

Можно определить рН: рН = 14 – 1,3 =12,7

 

Определение рН буферного раствора (слабая кислота и ее соль).

Пример 8. Определить рН раствора, составленного сливанием 20 мл 0,05 М. раствора уксусной кислоты и 30 мл 0,1М. раствора ацетата натрия. Диссоциацию соли считать полной.

Решение. Концентрация ионов водорода в буферном растворе слабой кислоты и ее соли равна:

С (H⁺) = где

К ‑ константа диссоциации кислоты.

=1,8∙10^-5.

Определяем концентрацию кислоты и соли в буферном растворе согласно уравнению

= ; = .

Подставляем числовые значения и находим С(Н⁺):

С (H⁺)=1,8∙10^-5∙ ∙ =1,8∙10^-5∙ =0,6 10 ^–5 = 6 10^–6 (моль/л).

рН = – lg (6 10^-6) 5,22