Вычисление рН в водных растворах кислот и оснований

В водных растворах кислот и оснований рН среды зависит от природы и концентрации растворенного вещества.

При вычислении рН раствора сильной кислоты или сильного основания необходимо знать молярную концентрацию сильной кислоты с₀. Так как диссоциация сильной кислоты или сильного основания – процесс необратимый, то для расчетов рН используют следующие уравнения:

рН = -lg c (H⁺) = -lg c₀ (HAn),

где с₀ (НAn) – молярная концентрация сильной одноосновной кислоты, моль/дм³.

 

Для серной кислоты:

рН = -lg c (H⁺) = -lg 2 c₀ (H₂SO₄).

Для сильного основания (щелочи):

[OH^-] = c₀ (KtOH),

где с₀ (KtOH) – молярная концентрация однокислотного основания в растворе, тогда

[H⁺]= рН=14+lg c_o (KtOH).

В растворах с высокой ионной силой вместо концентрации ионов Н⁺ или ОН^- используют их активности:

а (Н⁺)= с (Н⁺)· f (H⁺); a (OH^-)= c (OH^-)· f (OH^-).

При вычислении рН раствора слабой кислоты или слабого основания необходимо знать молярную концентрацию этого вещества и константу его диссоциации (К _а или К _в).

Пусть НА с – слабая одноосновная кислота с молярной концентрацией с ₀ и степенью диссоциации :

	HАс	Û	H+	+	Ас-
до диссоциации:	с0		–		–
равновесие:	с0-a·с		a c0		a c0

 

Согласно формуле (5.8), учитывая,что равновесная концентрация ионов водорода , получаем:

рН = -lg [H⁺].

В растворах слабых оснований (NH₄OH) находят равновесную концентрацию ОН^-: , после чего рассчитывают рН:

рН

Гидролиз солей

Гидролиз – это вторичный равновесный процесс взаимодействия с диполями воды ионов соли, возникающих в результате первичного процесса – полной (необратимой) диссоциации молекул соли, в результате чего изменяется соотношение равновесных концентраций ионов H⁺ и OH^- в водном растворе соли по сравнению с чистой водой. В случае многозарядных ионов соли их гидролиз идёт ступенчато и в расчётах pH растворов гидролизующихся средних солей учитывают гидролиз лишь по первой ступени. В растворах солей, образованных сильными кислотами и щёлочами, гидролиз отсутствует, и величина pH воды сохраняется.

Различают несколько типов гидролиза:

а) гидролиз по катиону соли – соль образована слабым основанием и сильной кислотой (на примере соли FeCl₃):

первичный процесс – полная (необратимая) диссоциация соли: FeCl₃ ® Fe³⁺ + 3Сl^-,

вторичный процесс – обратимый ступенчатый гидролиз иона Fe³⁺:

I - ступень: Fe³⁺ + H₂O Û FeOH²⁺ + H⁺, pH < 7

II – ступень: FeOH²⁺+ H₂O Û Fe(OH) ⁺+ H⁺ и т.д.

Таким образом, растворы гидролизующихся по катиону солей являются кислыми.

б) гидролиз по аниону соли – соль образовании сильным основанием и слабой кислотой (на примере соли Na₃PO₄):

первичный процесс – полная (необратимая) диссоциация соли: Na₃PO₄ → 3Na⁺ + PO₄^3-,

вторичный процесс – обратимый ступенчатый гидролиз по аниону PO₄^3-:

I – ступень: PO₄^3- + H₂O Û HPO₄^2- + OH^-, pH > 7

II – ступень: HPO₄^2-+ H₂O Û H₂PO₄^- + OH^- и т.д.

Таким образом, растворы гидролизующихся по аниону солей являются щелочными.