Как найти ph раствора константа диссоциации - Сайт, где вы сможете решить свои вопросы

Расчет рН растворов сильных и слабых электролитов

Сильные
кислоты и основания
(табл.2.1) в растворах диссоциируют пол-

ностью,
поэтому концентрация ионов водорода и
ионов гидроксила равна

общей
концентрации сильного электролита.

Для
сильных оснований:
[OH^–]
= См;
для
сильных
кислот:
[H⁺]
=
См.

Таблица
2.1

Сильные электролиты

Класс	Формулы электролитов
Кислота	HNO₃, H₂SO₄, HCl, HBr, HI, HMnO₄, HClO₄
Основание	LiOH , KOH, RbOH, CsOH, NaOH, Ba(OH)₂, Ca(OH)₂, Sr(OH)₂
Соль	Растворимые соли

Слабым
электролитом
принято считать химические соединения,
молекулы которых даже в сильно разбавленных
растворах не полностью диссоциируют
на ионы. Степень диссоциации слабых
электролитов для децимолярных растворов
(0,1М) меньше 3%. Примеры слабых электролитов:
все органические кислоты, некоторые
неорганические кислоты (например, H₂S,
HCN), большинство гидроксидов (например,
Zn(OH)₂,
Cu(OH)₂).

Для
растворов слабых
кислот
концентрация ионов водорода [H⁺]
в растворе рассчитывается по формуле:

где:
Кк –
константа диссоциации слабой кислоты;
Ск –
концентрация кислоты, моль/дм³.

Для
растворов слабых
оснований
концентрация гидроксильных ионов
рассчитывается по формуле:

где:
Ко –
константа диссоциации слабого основания;
Сосн. –
концентрация основания, моль/дм³.

Таблица
2.2

Константы диссоциации слабых кислот и оснований при 25 оС

Формула	Константа диссоциации, Кд
СH₃COOH	1,86 • 10^–5
HCN	7,2 • 10^-10
HOCl	5,0 • 10^-8
HBO₂	7,5 • 10^-10
HOBr	2,5 • 10^-9
HF	6,2 • 10^-4
HNO₂	5,1 • 10^-4
HIO	2,3 • 10^-11
HOCN	2,7 • 10^-4
NH₄OH	1,79 • 10^-5
AgOH	5,0 • 10^-3

2.2.
Примеры решения индивидуального задания

Пример
№1.

Условие
задания: Определить
концентрацию
водородных и гидроксильных ионов в
растворе, если
рН =5,5.

Решение

Концентрация
ионов водорода рассчитывается по
формуле:

[Н⁺]
= 10^-рН

[Н⁺]
= 10^-5,5=
3,16 •10^-6
моль/дм³

Концентрация
гидроксильных ионов рассчитывается по
формуле:

[OН^–]
= 10^-рOН

рОН
= 14 – рН = 14 – 5,5 = 8,5

[OН^–]
= 10 ^-8,5
=
3 • 10^-9моль/дм³

Пример
№ 2.

Условие
задания: Вычислить
рН 0,001 М раствора HС1.

Решение

Кислота
HС1 является сильным электролитом
(табл.2.1) и в разбавленных растворах
практически полностью диссоциирует на
ионы:

HС1⇄
Н⁺+
С1^–

Поэтому
концентрация ионов [Н⁺]
равна общей концентрации кислоты:
[Н⁺]
= См = 0,001 М.

[Н⁺]
= 0,001= 1·10^-3
моль/дм³

Тогда:

рН
= – lg[H⁺]
= – lg 1 • 10^-3
= 3

Пример
№ 3.

Условие
задания:
Вычислить
рН 0,002 М раствора NaOH.

Решение

Основание
NaOH является сильным электролитом
(табл.2.1) и в разбавленных растворах
практически полностью диссоциирует на
ионы:

NaOH
⇄Na⁺+OH^–

Поэтому
концентрация гидроксильных ионов равна
общей концентрации основания: [ОH^–]=
См
= 0,002
М.

Тогда:

рОН
= – lg[ОН^–]
= – lgСм = – lg 2 •10^-3
= 2,7

Исходя
из формулы: рН + рОН = 14, находим рН
раствора:

рН
= 14 – 2,7 = 11,3

Пример
№4.

Условие
задания: Вычислить
рН 0,04 М раствора NH₄OH,
если
константа диссоциации Кд(NH₄OH)
= 1,79·10^-5
(табл.2.2).

Решение

Основание
NH₄OH
является слабым электролитом и в
разбавленных растворах очень незначительно
диссоциирует на ионы.

Концентрация
гидроксильных ионов [ОH^–]
в растворе слабого основания рассчитывается
по формуле:

моль/дм³

рОН
= – lg[ОH^–]
= – lg 8,5·10^-2
= 1,1

Исходя
из формулы: рН + рОН = 14, находим рН
раствора:

рН
= 14 – рOН = 14 – 1,1 = 12,9

Пример
№5.

Условие
задания: Вычислить
рН
0,17
М раствора
уксусной
кислоты (CH₃COOH),
если константа диссоциации Кд(CH₃COOH)
= 1,86 • 10^-5
(табл.2.2).

Решение

Кислота
CH₃COOH
является слабым электролитом и в
разбавленных растворах очень незначительно
диссоциирует на ионы.

Концентрация
ионов водорода [H⁺]
в растворе слабой кислоты рассчитывается
по формуле:

Тогда:

моль/дм³

Вычисляем
pH
раствора по формуле: рН = – lg [H⁺]

pH
= – lg 1,78 • 10^-3=
2,75

2.3.
Индивидуальные задания

Условия
заданий
(табл.
2.3):

Задание
№ 1.
Вычислить концентрацию водородных и
гидроксильных ионов в растворе при
определенном значении рН (см. пример №
1);

Задание
№ 2.
Вычислить рН раствора сильного электролита
(кислоты, основания) при заданной
концентрации (см. пример № 2, 3);

Задание
№ 3.
Вычислить рН раствора слабого электролита
(кислоты, основания) при заданной
концентрации (см. пример № 4, 5).

Таблица
2.3

Состав
исследуемой воды

№ задания	Условия заданий:
Задание № 1	Задание № 2	Задание № 3
рН	Сильный электролит	Концентрация, См	Слабый электролит	Концентрация, См
1	6,05	НСl	0,033	NH₄OH	0,01
2	8,5	HNO₃	0,091	HCN	0,09
3	5,5	HI	0,032	HOCl	0,05
4	7,7	NaOH	0,054	HBO₂	0,36
5	6,3	HBr	0,076	HOBr	0,22
6	6,5	KOH	0,045	HF	0,63
7	8,9	HClO₄	0,027	HNO₂	0,55
8	8,5	HMnO₄	0,005	HOI	0,03
9	6,5	CsOH	0,008	HOCN	0,19
10	6,1	HNO₃	0,004	NH₄OH	0,082
11	6,5	HI	0,001	AgOH	0,04
12	6,9	LiOH	0,009	СH₃COOH	0,26
13	8,8	HBr	0,005	HCN	0,075
14	6,9	RbOH	0,036	HOCl	0,07
15	7,3	HClO₄	0,0022	HBO₂	0,15
16	6,3	HMnO₄	0,063	HOBr	0,23
17	7,4	KOH	0,055	HF	0,34
18	6,7	HNO₃	0,003	HNO₂	0,18
19	8,2	HI	0,019	HOI	0,39
20	8,3	HNO₃	0,082	HOCN	0,15
21	6,1	CsOH	0,004	NH₄OH	0,33
22	6,9	HCl	0,026	AgOH	0,091
23	8,2	HClO₄	0,075	HBO₂	0,32
24	8,6	HMnO₄	0,007	HOBr	0,054
25	8,5	LiOH	0,015	HF	0,076
26	8,2	HNO₃	0,0023	HNO₂	0,045
27	8,0	HI	0,034	HOI	0,27

Продолжение
табл. 2.3

28	7,9	NaOH	0,018	HOCN	0,35
29	7,9	HBr	0,039	NH₄OH	0,08
30	8,1	HCl	0,015	AgOH	0,4
31	6,1	HNO₃	0,003	NH₄OH	0,032
32	6,5	HI	0,002	AgOH	0,02
33	6,9	LiOH	0,008	СH₃COOH	0,24
34	8,8	HBr	0,003	HCN	0,073
35	6,9	RbOH	0,033	HOCl	0,072
36	7,3	HClO₄	0,0012	HBO₂	0,16
37	6,3	HMnO₄	0,033	HOBr	0,24
38	7,4	KOH	0,045	HF	0,35
39	6,7	HNO₃	0,004	HNO₂	0,28
40	8,2	HI	0,029	HOI	0,29
41	8,3	HNO₃	0,081	HOCN	0,05
42	6,1	CsOH	0,006	NH₄OH	0,033
43	6,9	HCl	0,023	AgOH	0,29
44	8,2	HClO₄	0,078	HBO₂	0,62
45	8,6	HMnO₄	0,006	HOBr	0,024
46	8,5	LiOH	0,012	HF	0,036
47	8,2	HNO₃	0,0021	HNO₂	0,025
48	8,0	HI	0,037	HOI	0,027
49	7,9	NaOH	0,013	HOCN	0,015
50	7,9	HBr	0,034	NH₄OH	0,08

Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]

#
#
#
#
#
10.02.20161.72 Mб14referat_turbaza.docx
#
#
#
#
#
#

Источник

Определите pH кислоты (0,17 нормальной уксусной кислоты (CH₃COOH)), константа диссоциации которой равна 1,75 ⋅ 10^-5.

Решение задачи

Константа и степень диссоциации слабого электролита связаны между собой соотношением:

где:

α – степень диссоциации;

K – константа диссоциации;

C– общая концентрация электролита.

Определить pH кислоты

Получаем:

Определяем концентрацию ионов водорода [H⁺]:

[H⁺] = 0,17 ⋅ 1 ⋅ 10^-2 = 0,17 ⋅ 10^-2 (моль/л).

Определим pH кислоты (CH₃COOH) по формуле:

Водородный показатель (pH) раствора численно равен отрицательному десятичному логарифму концентрации ионов водорода в этом растворе.

Получаем:

pH (CH₃COOH) = -lg 0,17 ⋅ 10^-2 = 2,77.

Ответ:

водородный показатель раствора 2,77.

Источник

УЧЕБНАЯ КНИГА ПО ХИМИИ

ДЛЯ УЧИТЕЛЕЙ СРЕДНИХ ШКОЛ,
СТУДЕНТОВ ПЕДАГОГИЧЕСКИХ ВУЗОВ И ШКОЛЬНИКОВ 9–10
КЛАССОВ,
РЕШИВШИХ ПОСВЯТИТЬ СЕБЯ ХИМИИ И ЕСТЕСТВОЗНАНИЮ

УЧЕБНИКЗАДАЧНИКЛАБОРАТОРНЫЙ ПРАКТИКУМНАУЧНЫЕ РАССКАЗЫ ДЛЯ ЧТЕНИЯ

Продолжение. См. № 4–14, 16–28, 30–34, 37–44, 47,
48/2002;
1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 10, 12, 13, 14, 15, 16, 17, 18, 19, 20, 21, 22, 23,
24, 25-26, 27-28, 29, 30, 31, 32, 35, 36, 37, 39, 41, 42, 43, 44, 46, 47/2003;
1, 2, 3/2004

§ 7.2. Слабые кислоты и основания

Если вы будете заниматься исследовательской
работой, вам понадобится знание среды раствора и
его рН. Сейчас вы познакомитесь с растворами
слабых электролитов, узнаете, как рассчитать рН
раствора, зная концентрацию соли и константу
равновесия диссоциации слабого электролита.

Расчет концентрации ионов водорода и
гидроксид-ионов в растворах слабых кислот и
слабых оснований несколько сложнее, чем расчет
для сильных кислот и оснований (щелочей), и
проводится с использованием констант их
диссоциации.
Уксусная кислота – слабый электролит и в очень
незначительной степени диссоциирует по
уравнению:

СН₃СООН = СН₃СОО^– + Н⁺.

Константа диссоциации (равновесия) К
уксусной кислоты:

К_кисл = [СН₃СОО^–]
[Н⁺]/[СН₃СООН].

Учитывая, что в растворе уксусной кислоты
концентрации ионов водорода и ацетат-ионов
равны, т.е. [СН₃СОО^–] = [Н⁺], а сама
она – слабый электролит и поэтому в состоянии
диссоциации находится лишь малая часть ее
молекул, концентрацию непродиссоциировавших
молекул СН₃СООН можно считать равной
концентрации кислоты с_кисл. Тогда
получаем:

К_кисл = [Н⁺]²/с_кисл,

откуда

Пример. Константа диссоциации
уксусной кислоты (данные справочника) равна:
К_кисл = 1,86•10^–5. Требуется
рассчитать концентрацию ионов водорода и рН в 0,1М
и 0,01М растворах уксусной кислоты.
Для 0,1М раствора имеем:

рН = –lg (1,36•10^–3) = 2,87.

Посмотрим, как скажется на концентрации ионов
водорода и рН раствора разбавление в 10 раз.
Для 0,01М раствора имеем:

рН = –lg (4,31•10^–4) = 3,37.

Разбавление уксусной кислоты в 10 раз привело к
понижению концентрации ионов водорода в 1,36•10^–3/4,31•10^–4
= 3,1 раза, при этом рН повысился на 3,37 – 2,87 = 0,5
единицы рН.
Вспомните, как изменится концентрация ионов
водорода и рН при разбавлении в 10 раз 0,1М
раствора соляной кислоты.
Аналогично определяют
концентрацию ионов водорода и рН раствора
гидроксида аммония:

NH₄OH = + OH^–,

константа диссоциации которого равна К_осн
= 1,79•10^–5. Сначала рассчитывают
концентрацию гидроксид-ионов:

и рОН. затем – концентрацию ионов водорода:

[Н⁺] = К_в/[ОН^–] = 10^–14/[ОН^–]

и определяют рН = 14 – рОН. В 0,01М растворе
гидроксида аммония рН = 10,6. Проверьте.

Если в растворе сильной кислоты или сильного
основания увеличить концентрацию одноименного
иона введением соответствующей соли, например в
раствор НСl или NаОН добавить хлорид натрия NаCl, то
концентрации ионов водорода или гидроксид-ионов
практически не изменяются. Если же такую
операцию, т. е. увеличение концентрации
одноименного иона, провести с раствором слабой
кислоты или слабого основания, то наблюдается
резкое изменение рН раствора.
Рассмотрим, как изменится рН раствора уксусной
кислоты при введении в раствор ацетата натрия
NаСН₃СОО, т. е. одноименного
ацетат-иона СН₃СОО^–.
Согласно принципу Ле Шателье равновесие реакции
диссоциации

сместится влево в результате увеличения
концентрации ацетат-ионов СН₃СОО^–,
образующихся при полной диссоциации ацетата
натрия как сильного электролита. Такое смещение
равновесия диссоциации уксусной кислоты
означает уменьшение концентрации ионов
водорода, т. е. увеличение рН раствора.

Пример. Рассчитать рН 0,01М
раствора уксусной кислоты, содержащей 0,01 моль/л
ацетата натрия NаСН₃СОО.
В выражении константы равновесия

К_кисл = [СН₃СОО^–][Н⁺]/[СН₃СООН]
= 1,86•10^–5

концентрация ацетат-ионов определяется в
основном концентрацией хорошо диссоциирующей
соли NаСН₃СОО. Поэтому можно записать:

Из этого соотношения находим концентрацию
ионов водорода:

Откуда рН = 4,73.

Таким образом, в результате введения в 1 л 0,01М
раствора уксусной кислоты 0,01 моль
NаСН₃СОО концентрация ионов водорода
уменьшилась в 23 раза (4,31•10^–4/1,86•10^–5 =
23), а значение рН возросло на 1,36 (4,73 – 3,37 = 1,36)
единицы (значение рН = 3,37 из предыдущего примера).
Аналогично при введении в раствор
слабого основания NН₄ОН хлорида аммония NH₄Cl
положение равновесия диссоциации гидроксида
аммония смещается в менее основную область и
среда раствора становится более кислотной:

Следовательно, одноименный ион (за исключением
иона водорода и гидроксид-иона), введенный в
раствор слабой кислоты или слабого основания,
изменяет рН таким образом, что среда раствора
приближается к нейтральной. Одноименные ионы в
такого типа системах ведут себя как
нейтрализующие агенты: анион нейтрализует
слабую кислоту, выполняя роль основания, а катион
нейтрализует слабое основание, выполняя роль
кислоты. Такое необычное, с нашей точки зрения,
поведение веществ характерно для многих явлений
природы, показывая нам всеобщую связь и
взаимозависимость объектов окружающего нас мира
и нас самих от него.

О.С.ЗАЙЦЕВ

Источник

Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 31 августа 2021 года; проверки требует 71 правка.

У этого термина существуют и другие значения, см. Константа.

Константа диссоциации кислоты K_a (также известная как константа кислотности) — константа равновесия реакции диссоциации кислоты на катион водорода и анион кислотного остатка. Для многоосновных кислот, диссоциация которых проходит в несколько стадий, оперируют отдельными константами для разных стадий диссоциации, обозначая их как K_a1, K_a2 и т. д. Чем больше значение K_a, тем больше молекул диссоциирует в растворе и, следовательно кислота более сильная.

Примеры расчета[править | править код]

Одноосновная кислота[править | править код]

Реакция	K_a
${displaystyle {ce {HA <=> A^- + H^+}}}$	${displaystyle K_{{ce {a}}}={frac {[{ce {A^-}}][{ce {H+}}]}{{ce {[HA]}}}}}$

где A^– — условное обозначение аниона кислоты, [HA] — равновесная концентрация в растворе частицы HA.

Двухосновная кислота[править | править код]

Реакция	K_a
	$K_{a1} = {left[ H^+ right] left[ HA^- right] over left[ H_2A right]}$
$HA^- = H^+ + A^{2-}$	$K_{a2} = {left[ H^+ right] left[ A^{2-} right] over left[ HA^- right]}$

Фигурирующая в выражениях концентрация [H₂A] — это равновесная концентрация недиссоциировавшей кислоты, а не изначальная концентрация кислоты до её диссоциации.

Величины pK_a и pH[править | править код]

Чаще вместо самой константы диссоциации ${displaystyle K_{mathrm {a} }}$ (константы кислотности) используют величину ${displaystyle mathrm {p} K_{mathrm {a} }}$ (показатель константы кислотности), которая определяется как отрицательный десятичный логарифм самой константы ${displaystyle K_{mathrm {a} }}$ , выраженной в моль/л. Аналогично может быть выражен водородный показатель pH.

${displaystyle mathrm {p} K_{mathrm {a} }=-lg left(K_{mathrm {a} }right)}$

Величины pK_a и pH связаны уравнением Гендерсона — Хассельбаха.

Уравнение Гендерсона — Хассельбаха[править | править код]

${displaystyle {ce {pH}}=mathrm {p} K_{mathrm {a} }+lg left(mathrm {frac {[A^{-}]}{[HA]}} right)}$

Преобразование уравнения[править | править код]

Пусть

– исходная молярная концентрация кислоты

${displaystyle alpha approx {sqrt {K_{a} over c}}}$ — степень диссоциации

		${displaystyle {ce {A^-}}}$		${displaystyle {ce {H^+}}}$

Преобразуем уравнение

${displaystyle {ce {pH}}=mathrm {p} K_{mathrm {a} }+lg left(mathrm {frac {[A^{-}]}{[HA]}} right)}$

${displaystyle {ce {pH}}=mathrm {p} K_{mathrm {a} }-lg left(mathrm {frac {c(1-alpha )}{calpha }} right)}$

${displaystyle {ce {pH}}=mathrm {p} K_{mathrm {a} }-lg left(mathrm {{frac {1}{alpha }}-1} right)}$

Можно заметить, что при имеем ${displaystyle {ce {pH}}=mathrm {p} K_{mathrm {a} }}$ , значит ${displaystyle pK_{a}}$ показывает такое значение , при котором кислота диссоциирует наполовину.

${displaystyle {ce {pH}}<mathrm {p} K_{mathrm {a} }}$	В более кислой среде диссоциация кислоты уменьшается	${displaystyle [A^{-}]<[HA]}$
${displaystyle {ce {pH}}=mathrm {p} K_{mathrm {a} }}$	Равновесие концентраций кислоты и её соли	${displaystyle [A^{-}]=[HA]}$
${displaystyle {ce {pH}}>mathrm {p} K_{mathrm {a} }}$	В более щелочной среде диссоциация кислоты увеличивается	${displaystyle [A^{-}]>[HA]}$

Другая связь pK_a и pH[править | править код]

		${displaystyle {ce {A^-}}}$		${displaystyle {ce {H^+}}}$

${displaystyle K={[A^{-}][H^{+}] over [HA]}={[H^{+}]^{2} over [HA]}, [H^{+}]={sqrt {mathrm {K_{a}c} }}}$

${displaystyle {ce {pH}}=-lg left(mathrm {alpha c} right)=-lg left(mathrm {{sqrt {K_{a} over c}}c} right)=-lg left(mathrm {sqrt {K_{a}c}} right)={-lg left(mathrm {K_{a}} right)-lg(mathrm {c} ) over 2}}$

пример нахождения pH[править | править код]

Найти pH раствора 0,1 M Na₂CO₃

pK_a1(H₂CO₃) = 6.3696

pK_a2(H₂CO₃) = 10.3298

Решение:

Na₂CO₃ + H₂O = NaOH + NaHCO₃

${displaystyle {begin{bmatrix}{ce {pOH}}={-lg left(mathrm {K_{b}} right)-lg(mathrm {c} ) over 2}\-lg left(K_{b}right)=pK_{b}=14-pK_{a}\{ce {pH}}=14-{ce {pOH}}end{bmatrix}} }$

откуда получаем

${displaystyle {ce {pH}}=14-{14-{ce {pK}}_{a} - lg(mathrm {c} ) over 2}}$

Значение pH > 7 означает, что соль Na₂CO₃ даёт щелочную среду

Константа диссоциации основания K_b[править | править код]

${displaystyle mathrm {p} K_{mathrm {a} }=-lg left(K_{mathrm {a} }right)}$ — показатель константы кислотности (от англ. acid — кислота), характеризующий реакцию отщепления протона от кислоты HА.

${displaystyle mathrm {p} K_{mathrm {b} }=-lg left(K_{mathrm {b} }right)}$ — показатель константы основности (от англ. base — основание), характеризующий реакцию присоединения протона к основанию B.

Реакция	K
${displaystyle {ce {HA <=> A^- + H^+}}}$	${displaystyle K_{{ce {a}}}={frac {[{ce {A^-}}][{ce {H+}}]}{{ce {[HA]}}}}}$
${displaystyle {mathsf {B+H_{2}O}}rightleftharpoons {mathsf {BH^{+}+OH^{-}}}}$	${displaystyle K_{b}={frac {[{mathsf {BH^{+}}}]cdot [{mathsf {OH^{-}}}]}{[{mathsf {B}}]}}}$

${displaystyle pK_{{ce {a}}}+pK_{{ce {b}}}=14=pK_{{ce {W}}}(25^{circ }C)}$ — ионное произведение воды

${displaystyle pK_{{ce {a}}}=14-pK_{{ce {b}}}}$

${displaystyle pK_{{ce {BH^+}}}=14-pK_{{ce {B}}}}$

Константы диссоциации некоторых соединений[править | править код]

Кислотность воды pK_a (H₂O) = 15,74

Чем больше pK_a , тем более основное соединение; чем меньше pK_a , тем соединение более кислотное.

Например, по значению pK_a можно понять, что спирты проявляют основные свойства (их pK_a больше, чем у воды), а фенолы проявляют кислотные свойства.

Также по pK_a можно установить ряд сил кислот, приведённый в российских школьных учебниках

Ряд сил кислот^[1]

	Название	Кислота	pK_a1	pK_a2	pK_a3	${displaystyle alpha _{1}}$ при С = 1 моль/л, %
Сильные кислоты	Йодоводородная	HI	-10			100
Хлорная	HClO₄	-10			100
Бромоводородная	HBr	-9			100
Соляная (хлороводородная)	HCl	-7			100
Серная	H₂SO₄	-3	1.92		99,90
Селеновая	H₂SeO₄	-3	1.9		99,90
Гидроксоний	H₃O⁺	-1.74	15.74	21	98,24
Азотная	HNO₃	-1.4			96,31
Хлорноватая	HClO₃	-1			91,61
Иодноватая	HIO₃	0.8			32,67
Средние кислоты	Сульфаминовая	NH₂SO₃H	0.99			27,28
Щавелевая	H₂C₂O₄	1.42	4.27		17,69
Йодная	H₅IO₆	1.6			14,64
Фосфористая	H₃PO₃	1.8	6.5		11,82
Сернистая	H₂SO₃	1.92	7.20		10,38
Гидросульфат	HSO₄^–	1.92			10,38
Фосфорноватистая	H₃PO₂	2.0			9,51
Хлористая	HClO₂	2.0			9,51
Фосфорная	H₃PO₄	2.1	7.12	12.4	8,52
Гексаакважелеза (III) катион	[Fe(H₂O)₆]₃⁺	2.22			7,47
Мышьяковая	H₃AsO₄	2.32	6.85	11.5	6,68
Селенистая	H₂SeO₃	2.6	7.5		4,89
Теллуристая	H₂TeO₃	2.7	7.7		4,37
Фтороводородная (плавиковая)	HF	3			3,11
Теллуроводородная	H₂Te	3	12.16		3,11
Слабые кислоты	Азотистая	HNO₂	3.35			2,09
Уксусная	CH₃COOH	4.76			0,4160
Гексаакваалюминия (III) катион	[Al(H₂O)₆]³⁺	4.85			0,3751
Угольная	H₂CO₃	6.37	10.33		0,0653
Сероводородная	H₂S	6.92	13		0,0347
Дигидрофосфат	H₂PO₄^–	7.12	12.4		0,0275
Хлорноватистая	HClO	7.25			0,0237
Ортогерманиевая	H₄GeO₄	8.6	12.7		0,0050
Бромноватистая	HBrO	8.7			0,0045
Ортотеллуровая	H₆TeO₆	8.8	11	15	0,0040
Мышьяковистая	H₃AsO₃	9.2			0,0025
Синильная (циановодородная)	HCN	9.21			0,0025
Ортоборная	H₃BO₃	9.24			0,0024
Аммоний	NH₄⁺	9.25			0,0024
Ортокремниевая	H₄SiO₄	9.5	11.7	12	0,0018
Гидрокарбонат	HCO₃^–	10.4			6,31*10^-4
Иодноватистая	HIO	11.0			3,16*10^-4
Пероксид водорода	H₂O₂	11.7			1,41*10^-4
Гидрофосфат	HPO₄^2-	12.4			6,31*10^-5
Гидросульфат	HS^–	14.0			1,00*10^-5
Вода	H₂O	15.7	21		1,41*10^-6
Основания	Гидроксид	OH^–	21			3,16*10^-9
Фосфин	PH₃	27			0
Аммиак	NH₃	33			0
	Метан	CH₄	34			0
	Водород	H₂	38.6			0

См. также[править | править код]

Буферные растворы
Титрование
Степень диссоциации
Изоэлектрическая точка
pH

Примечания[править | править код]

↑ Primchem 2002. Дата обращения: 14 октября 2021. Архивировано 23 октября 2021 года.

Источник

§ 1. Что такое pH и как его считать

Начнём с того, что молекулы в растворах распадаются на заряженные частицы. Этот процесс называется
диссоциацией. Например, если растворить поваренную соль (`NaCl`), произойдёт такой распад:

`NaCl harr Na^+ + Cl^-`

Как ни странно, вода также может диссоциировать:

`H_2O harr OH^(-) + H^+`

Однако вода диссоциирует очень слабо – к этому способна лишь одна молекула из миллионов. Другие молекулы
могут быть более активными. Количество молекул вещества, которые диссоциируют на ионы определяется
константой диссоциации. Константа диссоциации для воды расчитывается так:

`K_д = ([H^+][OH^-])/([H_2O])`

То есть это умноженные концентрации ионов, делённые на концентрацию не распавшихся (недиссоциировавших)
молекул.
Константа диссоциации для воды равна `1.8 * 10^(-16)`

От константы диссоциации воды можно придти к другому термину – ионному произведению воды. Как
видно
из названия, это произведение концентраций ионов, на которое распадается вещество.

`K_(H_2O) = [H^+][OH^-] = 10^(-14)`

Ионное произведение воды является константой. Как видно из уравнения диссоциации чистой воды, число
частиц `H^+` равно числу частиц `OH^-`, а следовательно

`[H^+] = [OH^-] = 10^(-7)`

Теперь перейдём непосредственно к pH, который также называют водородным показателем.
pH это просто отрицательный десятичный логарифм от концентрации ионов `H^+`. То есть

`pH = -lg[H^+]`

Таким образом, зная концентрацию ионов `H^+` и имея под рукой калькулятор, можно вычислить pH
раствора.
Так, pH чистой воды равен 7 (исходя из ионного произведения воды) то есть среда нейтральная.
Если pH меньше 7, то раствор будет иметь кислую среду, если больше – то щелочную.
Но почему кислоты дают именно кислую среду, а щёлочи – щелочную?
Рассмотрим диссоциацию угольной кислоты:

`H_2CO_3 harr H^+ + HCO_3^-`

Как видно из этого уравнения, при диссоциации кислоты образуются ионы `H^+`. Соответственно,
концентрация этих ионов увеличивается, а логарифм (как и pH) уменьшается.
Если в растворе находится щёлочь (например гидроксид натрия), то концентрация ионов `H^+`
уменьшается, так
как образующиеся `OH^-` группы связываются с ними, pH при этом повышается:

`NaOH harr Na^+ + OH^-`

`OH^(-) + H^+ harr H_2O`

Минимальный pH равен 0, в то время как максимальный равен 14 (отрицательный логарифм от ионного
произведения воды).

Иногда нам может быть неизвестна концентрация ионов `H^+`, например когда по условию задачи мы
расстворяем щёлочь. Предположим, у нас есть 1 литр раствора, в котором содержится 0.1 моль гидроксида
натрия
и все молекулы распадаются на ионы. Тогда, согласно уравнению

`NaOH harr Na^+ + OH^-`

концентрация ионов `OH^-` также будет равна 0.1 моль/литр. Исходя из ионного произведения воды,
мы
можем
вычислить концентрацию `H^+`:

`[H^+][OH^-] = 10^(-14)`

`[H^+]*0.1 = 10^(-14)`

`[H^+] = 10^(-14) / 0.1 = 10^(-13)`

`pH = -lg10^(-13) = 13`

Однако, в данном случае лучше пользоваться показателем pOH. pOH – это тот же обратный десятичный
логарифм, но от концентрации ионов `OH^-`:

`pOH = -lg[OH^-]`

pH и pOH связаны отношением

`pOH + pH = 14`

Используя это, задачу можно решить так:

`pOH = -lg0.1 = 1`

`pH = 14 – pOH = 13`

Источник

Расчет рН растворов сильных и слабых электролитов

Сильные электролиты

Константы диссоциации слабых кислот и оснований при 25 оС

Решение задачи

Ответ:

УЧЕБНАЯ КНИГА ПО ХИМИИ

ДЛЯ УЧИТЕЛЕЙ СРЕДНИХ ШКОЛ, СТУДЕНТОВ ПЕДАГОГИЧЕСКИХ ВУЗОВ И ШКОЛЬНИКОВ 9–10 КЛАССОВ, РЕШИВШИХ ПОСВЯТИТЬ СЕБЯ ХИМИИ И ЕСТЕСТВОЗНАНИЮ

§ 7.2. Слабые кислоты и основания

О.С.ЗАЙЦЕВ

Примеры расчета[править | править код]

Одноосновная кислота[править | править код]

Двухосновная кислота[править | править код]

Величины pKa и pH[править | править код]

Уравнение Гендерсона — Хассельбаха[править | править код]

Преобразование уравнения[править | править код]

Другая связь pKa и pH[править | править код]

пример нахождения pH[править | править код]

Константа диссоциации основания Kb[править | править код]

Константы диссоциации некоторых соединений[править | править код]

См. также[править | править код]

Примечания[править | править код]

§ 1. Что такое pH и как его считать

Вам также может понравиться

Как составить гороскоп на день для знака зодиака

Как найти пропавших в вов 1941 1945

Как найти пары форм слов

Добавить комментарий Отменить ответ

ДЛЯ УЧИТЕЛЕЙ СРЕДНИХ ШКОЛ,
СТУДЕНТОВ ПЕДАГОГИЧЕСКИХ ВУЗОВ И ШКОЛЬНИКОВ 9–10
КЛАССОВ,
РЕШИВШИХ ПОСВЯТИТЬ СЕБЯ ХИМИИ И ЕСТЕСТВОЗНАНИЮ

Величины pK_a и pH[править | править код]

Другая связь pK_a и pH[править | править код]

Константа диссоциации основания K_b[править | править код]