Электролитическая диссоциация. Слабые и сильные электролиты

Н.В. СЛУЧЕНКОВА, Т.Е. ИВАНОВА

АНАЛИТИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

Учебно-методическое пособие

2-е издание

Смоленск

УДК 543 (076.5)

ББК 24.4

С49

Рецензенты: Анисимова Т.В., кандидат химических наук, заведующая кафедрой химии ФГОУ ВПО «Смоленский государственный университет», Литвинов Б.В., кандидат сельскохозяйственных наук, доцент кафедры технологии переработки сельскохозяйственной продукции ФГОУ ВПО «Смоленская ГСХА»

Печатается по решению методического совета ФГОУ ВПО «Смоленская ГСХА» (протокол № 5 от 26 декабря 2008 г.)

УДК 543 (076.5)

ББК 24.4

© Слученкова Н.В., Иванова Т.Е., 2009

© Федеральное государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования «Смоленская государственная сельскохозяйственная академия», 2009

ВВЕДЕНИЕ

Аналитическая химия, как наука о принципах и методах определения химического состава вещества и его структуры, включает качественный и количественный анализ. Задачей качественного анализа является обнаружение отдельных компонентов (элементов, ионов, соединений) анализируемого образца и идентификация соединений. Задачей количественного анализа является определение количеств (концентрации или массы) компонентов.

Многочисленные и разнообразные методы аналитической химии подразделяют на химические, физические и физико-химические.

Химические методы основаны на применении химических реакций, которые называют аналитическими.

Физические методы основаны на измерении физических показателей (например, плотности раствора, электропроводности и т.п.).

В основе физико-химических методов лежит изучение физических свойств в ходе химической реакции.

Выбор метода анализа определяется целью и объектом исследования. Там, где требуется экспрессность, высокая чувствительность (предел обнаружения 10^-3 – 10^-10%) применяются физические и физико-химические методы. Однако и химические методы, которые часто называют «классическими», имея в виду их «возраст» и отработанность методик, не потеряли своего значения в наши дни. Их применяют при определении больших и средних содержаний определяемого компонента (массовая доля несколько процентов) и когда длительность анализа не имеет существенного значения.

Данное учебно-методическое пособие рассматривает теоретические основы химических методов анализа и рассчитано на развитие у студентов активности и самостоятельности при использовании знаний аналитической химии в дальнейшей профессиональной деятельности.

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ В ГОМОГЕННЫХ СИСТЕМАХ

Электролитическая диссоциация. Слабые и сильные электролиты

Реакции в водных растворах, чаще всего применяемые в анализе, представляют собой реакции ионов. Поэтому важно знать, в какой мере различные электролиты распадаются на ионы, т.е. диссоциируют.

Отношение числа молей, распавшихся на ионы, к общему числу молей растворенного электролита называется степенью электролитической диссоциации(α):

(1)

Степень диссоциации (α) имеет огромное значение для анализа, т.к. она характеризует химическую активность электролита. В зависимости от степени диссоциации все электролиты делятся на три группы: сильные, слабые и средней силы.

Склонность слабых электролитов к диссоциации характеризует константа диссоциации. Электролитическая диссоциация, как всякий обратимый процесс, приводит к химическому равновесию между недиссоциированными молекулами и ионами и должна подчиняться закону действующих масс

АВ ↔ А⁺ + В

Отношение произведения равновесных концентраций ионов к равновесной концентрации молекул есть величина постоянная, которую называют константой диссоциации электролита:

(2)

Константа диссоциации характеризует силу кислот и оснований и является справочной величиной (Приложение I).

Для сильных электролитов в отличие от слабых не используют констант диссоциации. Для оценки способности ионов к химическим взаимодействиям в растворах сильных электролитов используют термин «активность» (а). Это эффективная или условная концентрация иона, соответственно которой он действует при химических реакциях. Влияние электростатических сил на способность иона к химическим взаимодействиям характеризует коэффициент активности.

Для слабых электролитов или очень разбавленных растворов сильных электролитов активность ионов равна их концентрации. Для сильных электролитов обычно активность ионов заметно отличается от их концентрации, поэтому при точных расчетах в уравнение закона действующих масс должны входить активности ионов, а не их концентрации.

В аналитической практике обычно имеют дело со смесью ионов, концентрации которых заранее не известны, в таких случаях применять коэффициент активности нельзя. Если не требуется особая точность, вместо активностей ионов используют их действительные концентрации, диссоциацию сильных электролитов при этом считают полной.

1.2 Диссоциация воды. Водородный показатель рН. Вычисление концентрации ионов водорода [Н⁺] и рН в растворах кислот и оснований

Реакции, применяемые в аналитической химии, чаще всего протекают в водных растворах. Вода представляет собой слабый электролит, диссоциирующий по уравнению:

Н₂О + Н₂О ↔ Н₃О⁺ + ОН^-

или упрощенно:

Н₂О ↔ Н⁺ + ОН^-

Поэтому анализируемый раствор всегда наряду с ионами растворенного вещества содержит ионы Н⁺ и ОН^-, с чем необходимо считаться при выполнении анализа.

Степень диссоциации воды очень мала. Так, при 25⁰С в 1л воды на ионы распадается 10^-7 моль Н₂О (это значение было вычислено по электропроводности чистой воды). Следовательно, учитывая схему диссоциации,

[H⁺] = [OH^-] = 10^-7 моль/л.

По закону действующих масс для диссоциации воды можно записать

или [H⁺]∙[OH^-] = K∙[H₂O]

Поскольку степень диссоциации воды крайне мала, концентрацию ее недиссоциированных молекул [H₂O] можно считать величиной постоянной. Следовательно, произведение [H⁺]∙[OH^-] есть величина также постоянная, которую называют ионным произведением воды:

[H⁺]∙[OH^-] = K (3)

Так как при t = 25⁰C в чистой воде [H⁺] = [OH^-] = 10^-7 моль/л, значит,

K = [H⁺]∙[OH^-] = 10^-7 ∙ 10^-7 = 10^-14.

Следовательно, как бы не изменялись концентрации ионов Н⁺ и ОН^-, их произведение во всяком водном растворе сохраняет приблизительно постоянное значение, равное 10^-14 при 25⁰С.

Среду того или иного раствора принято характеризовать концентрацией ионов водорода Н⁺. Различают нейтральные, кислые и щелочные растворы. Для щелочных растворов концентрацию ионов водорода Н⁺ находят по формуле:

(4)

На практике среду раствора удобнее характеризовать не концентрацией ионов Н⁺, а водородным показателем рН:

рН = - lg [H⁺] (5)

Наряду с водородным показателем нередко применяют и гидроксильный показатель:

рОН = - lg [OH^-] (6)

Прологарифмировав уравнение ионного произведения воды, получим:

рН + рОН = 14 (7)

На практике часто приходится вычислять рН растворов кислот и оснований, для этого предварительно нужно найти концентрацию ионов в их водных растворах.

Вычисление концентрации ионов Н⁺ в растворах сильных кислот.Сильная одноосновная кислота диссоциирует практически полностью по схеме:

НАn ↔ Н⁺ + Аn^-

[H⁺] = С_к, (8)

где С_к – молярная концентрация кислоты (моль/л).

Сильная многоосновная кислота – диссоциация осуществляется по схеме:

Н_nА_n ↔ nН⁺ + Аn^n-

[H⁺] = n∙C_к, (9)

где С_к – молярная концентрация кислоты (моль/л).

Вычисление концентрации ионов Н⁺ в растворах слабых кислот.Слабая одноосновная кислота диссоциирует частично по схеме:

НАn ↔ Н⁺ + Аn^-

Поэтому при расчете концентрации ионов учитывают константу диссоциации:

, (10)

где С_к – молярная концентрация кислоты (моль/л); К_к – константа диссоциации.

Слабая многоосновная кислотадиссоциирует в несколько ступеней, каждая из которых имеет свою константу диссоциации. Учитывают, как правило, только первую ступень диссоциации.

I ступень: Н₂Аn ↔ Н⁺ + НАn^-

, (11)

где С_к – молярная концентрация кислоты (моль/л); К_к – константа диссоциации по первой ступени.

Вычисление концентрации гидроксид-ионов в растворах сильных оснований (щелочей).Сильное однокислотное основание диссоциирует по схеме:

МеОН ↔Ме⁺ + ОН^-

[OH^-] = C _щ, (12)

где С_щ – молярная концентрация щелочи (моль/л).

Сильное многокислотное основание:

Ме(ОН)_n ↔ Меⁿ⁺ + nOH^-

[OH^-] = n∙C_щ, (13)

где С_щ - молярная концентрация щелочи (моль/л).

Вычисление концентрации гидроксид-ионов в растворах слабых оснований.Для слабых оснований, также как и для слабых кислот, учитывают константу диссоциации. Для слабого многокислотного основания учитывается только первая ступень диссоциации:

, (14)

где С_о - концентрация основания (моль/л); К_о – константа диссоциации основания по первой ступени.

Вычисление рН в растворах кислот.Водородный показатель находят по формуле:

рН = - lg [H⁺]

Вычисление рН в растворах оснований.Рассчитывают показатель рОН, затем находят рН:

рOН = - lg [OH^-],

рН = 14 – рОН

Буферные системы

При выполнении анализа иногда необходимо поддерживать в исследуемом растворе определённую концентрацию ионов Н⁺, которая не должна изменяться при хранении, разбавлении раствора, добавлении к нему небольших количеств сильной кислоты или щелочи. Для этих целей в аналитической практике применяют буферные растворы или буферные системы, представляющие собой смеси электролитов, содержащие одноименные ионы.

Различают два типа буферных систем:

- смесь слабой кислоты и её соли, например, ацетатный буферный раствор;

- смесь слабого основания и его соли, например, аммонийный буферный раствор.

Механизм действия ацетатного буферного раствора:

Состав: СН₃СООН + СН₃СООNa

Уксусная кислота – слабый электролит, диссоциирует по схеме:

СН₃СООН ↔ СН₃СОО^- + Н⁺

Причем, равновесие диссоциации смещено в сторону недиссоциированных молекул.

Ацетат натрия – сильный электролит, диссоциирует по схеме:

СН₃СООNа ↔ СН₃СОО^- + Na⁺

Причем, равновесие диссоциации смещено в сторону ионов.

При добавлении к ацетатному буферному раствору небольшого количества щелочи (NaOH), появляющиеся ионы ОН^- связываются с имеющимися в растворе ионами Н⁺ с образованием слабого электролита Н₂О:

ОН^- + Н⁺ ↔ Н₂О

Вместо связанных ионов Н⁺, уксусная кислота, диссоциируя, дает новые. В результате рН раствора изменяется незначительно.

При добавлении небольшого количества кислоты (НСI), появляющиеся в растворе ионы Н⁺ связываются с присутствующими в растворе ацетат-ионами с образованием слабого электролита СН₃СООН:

Н⁺ + СН₃СОО^- ↔ СН₃СООН

В результате рН раствора также почти не изменяется.

Механизм действия аммиачного буферного раствора:

Состав: NH₄OH + NH₄CI

Гидроксид аммония – слабый электролит, диссоциирующий по схеме:

NH₄OH ↔ NH₄⁺ + OH^-

Причем, равновесие диссоциации смещено в сторону молекул.

Хлорид аммония – сильный электролит, диссоциирующий по схеме:

NH₄CI ↔ NH₄⁺ + CI^-

Равновесие диссоциации смещено в сторону ионов.

Добавление NaOH:

ОН^- + NH₄⁺ ↔ NH₄OH – слабый электролит В результате

Добавление НСI: рН раствора

Н⁺ + ОН^- ↔ Н₂О – слабый электролит почти не изменяется

Расчет значений рН буферных систем.Буферные смеси, состоящие из слабой кислоты и её соли:

, (15)

рН = - lg [H⁺],

где К_к – константа диссоциации кислоты; С_к и С_с – концентрации соответственно кислоты и соли (моль/л).

Буферные смеси, состоящие из слабого основания и его соли:

, (16)

рОН = - lg [OH^-],

рН = 14 – рОН,

где К_о – константа диссоциации основания; С_о и С_с – концентрации соответственно основания и соли (моль/л).

Гидролиз солей

Под гидролизом соли понимают взаимодействие ионов соли с водой, приводящее к образованию слабого электролита. Так как при этом ионы соли взаимодействуют с ионами Н⁺ или ОН^- воды, гидролиз солей сопровождается изменением рН раствора.

Гидролиз солей многоосновных кислот или многокислотных оснований идет по ступеням. В зависимости от типа соли различают гидролиз по аниону, катиону, по катиону и аниону.

Количественно гидролиз характеризуется степенью гидролиза h и константой гидролиза:

, (17)

(18)

Между степенью гидролиза и константой гидролиза существует взаимосвязь:

(19)

Гидролизу по аниону подвергаются соли, образованные слабой кислотой и сильным основанием.

Например, сульфид натрия Na₂S (NaOH – сильное основание, Н₂S – слабая кислота).

I.S^2- + H₂O ↔ HS^- + OH^- pH > 7

2Na⁺ + S^2- + H₂O ↔ 2Na⁺ + HS^- + OH^-

Na₂S + H₂O ↔ NaHS + NaOH

II. HS^- + Н₂О ↔ Н₂S + OH^- pH > 7

Na⁺ + HS^- + H₂O ↔ Na⁺ + Н₂S + OH^-

NaHS + H₂O ↔ Н₂S + NaOH

Гидролизу по катиону подвергаются соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием.

Например, хлорид меди СuCI₂ (Cu(OH)₂ – слабое основание, HCI – сильная кислота).

I. Сu²⁺ + H₂O ↔ CuOH⁺ + H⁺ pH < 7

Сu²⁺ + 2CI^- + H₂O ↔ CuOH⁺ + 2CI^- + H⁺

СuCI₂ + H₂O ↔ CuOHCI + HCI

II. CuOH⁺ + H₂O ↔ Cu(OH)₂ + H⁺ pH < 7

CuOH⁺ + CI^- + H₂O ↔ Cu(OH)₂ + CI^- + H⁺

CuOHCI + H₂O ↔ Cu(OH)₂ + HCI

Гидролизу по катиону и аниону подвергаются соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой.

Например, цианид аммония NH₄CN (NH₄OH – слабое основание, HCN – слабая кислота)

NH₄⁺ + CN^- + H₂O ↔ NH₄OH + HCN pH > 7, т.к. К_к-ты< К_осн.

NH₄CN + H₂O ↔ NH₄OH + HCN

В аналитической практике гидролиз часто мешает выполнению аналитических реакций, поэтому его приходится подавлять. Так, введение в раствор продуктов гидролиза подавляет гидролиз, связывание же одного из продуктов гидролиза в результате какой-либо реакции, наоборот, усилит гидролиз.

Гидролиз также используют в аналитической практике для обнаружения или отделения ионов.

▲ Обучающие задачи

Задача №1

Определить рН раствора, концентрация ионов водорода в котором равна 0,0000386 моль/л.

Дано: Решение:

[H⁺] = 0,0000386 моль/лВыразим концентрацию ионов водорода в виде

рН - ? произведения целого числа единиц на десять в

степени, состоящей из такого числа отрицательных единиц, сколько нулей предшествует первой значащей цифре, включая нуль целых, т.е в нашем примере [H⁺] = 3,86·10^-5 моль/л.

Зная, что логарифм произведения равен сумме логарифмов запишем:

рН = - lg [H⁺] = - (lg 3,86∙10^-5) = - (lg 3,86 + lg 10^-5) = = - (0,5866 + (-5)) = - (- 4,4134) = 4,41

Значение lg 3,86 определяем по таблице логарифмов (см. Приложение IX, Х).

Ответ: рН = 4,41.

Задача №2

Определить концентрацию ионов [H⁺], если рН = 6,32.

Дано: Решение:

рН = 6,32 [H⁺] = 10 ^{– рН}

[H⁺] = 10 ^{– 6,32} = 10 ^{– 7} · 10 ^0,68 = 4,786·10 ^{– 7}моль/л

[H⁺] - ? Значение 10 ^0,68 находим по таблице антилогарифмов (см. Приложение X, ХI).

Ответ:[H⁺] = 4,786·10 ^{– 7}моль/л.

Задача №3

Вычислить ионную силу 0,05М раствора Na₂SO₄.

Дано: Решение:

С(Na₂SO₄) = 0,05М μ =

µ - ? Na₂SO₄ ↔ 2Na⁺ + SO₄^2-

μ = (2[Na⁺] ∙ 1² + [SO₄^2-] · 2²) =

= (2 ∙ 0,05 · 1² + 0,05 · 2²) = (0,1 + 0,2) = 0,15

Ответ:μ = 0,15.

Задача №4

Чему равна ионная сила раствора, содержащего в 1л 0,01 моль КСI и 0,1 моль Ва(NO₃)₂?

Дано: Решение:

С(КСI) = 0,01 моль/л μ =

С(Ва(NO₃)₂) = 0,1 моль/л КСI ↔ K⁺ + CI^- Ва(NO₃)₂↔ Ba²⁺ + 2NO₃^-

µ - ? μ = ([K⁺] ∙1²+[CI^-] ·1² +[Ba²⁺] ∙2²+2[NO₃^-] · 1²) =

= (0,01 ∙ 1² + 0,01 ∙ 1² + 0,1 ∙ 2² + 2 ∙ 0,1 ∙ 1²) =

= (0,01 + 0,01 + 0,4 + 0,2) = 0,31

Ответ: μ = 0,31.

Задача №5

Вычислить концентрацию ионов Н⁺ в 0,1М растворе Н₂S (без учета второй ступени диссоциации кислоты).

Дано: Решение:

С(Н₂S) = 0,1М Н₂S ↔ H⁺ + HS^- (слабая кислота)

[H⁺] =

[H⁺] - ? К_к = = 8,9∙10^-5 моль/л (См. Приложение I)

[H⁺] =

Ответ:[H⁺] = 2,98∙10^-3 моль/л.

Задача №6

Вычислить концентрацию ионов Н⁺ и степень диссоциации уксусной кислоты, если известно, что в 1л её раствора содержится 2,5608г уксусной кислоты.( ).

Дано: Решение:

m (CH₃COOH) = 2,5608г СН₃СООН – слабая кислота

V = 1л = 1000мл [H⁺] = , где С_к – молярная

концентрация

С_м

[H⁺] - ? С_м

α - ? [H⁺] =

=

М(СН₃СООН) = 60г/моль

Ответ:[H⁺] = 8,94∙10^-4 моль/л, α = 2,08%.

Задача №7

Вычислить концентрацию ионов Н⁺ в 0,05М растворе соляной кислоты.

Дано: Решение:

С(НСI) = 0,05М НСI ↔ Н⁺ + СI^- (сильная кислота)

[H⁺] - ? [H⁺] = C_к = 0,05 = 5 · 10^-2 моль/л

Ответ:[H⁺] = 5 ∙ 10^-2 моль/л.

Задача №8

Вычислить рН 0,01М раствора Н₂SO₄.

Дано: Решение:

С(Н₂SO₄) = 0,01М Н₂SO₄ ↔ 2Н⁺ + SO₄^2- (сильная двухосновная кислота)

рН - ? [H⁺] = 2∙С_к=2 ∙0,01=2∙10^-2

рН = - lg [H⁺] = - lg 2∙10^-2 = - (lg 2 + lg 10^-2) =

= - (0,3010 – 2) = 1,699 ≈ 1,7

Ответ:рН = 1,7.

Задача №9

Вычислить рН 0,1М раствора КОН.

Дано: Решение:

С(КОН) = 0,1М КОН ↔ К⁺ + ОН^- (сильное основание)

рН - ? [OH^-] = C_щ = 0,1 = 10^-1 моль/л

рОН = - lg [OH^-] = - lg 10^-1 = 1

pH = 14 – pOH = 14 – 1 = 13

Можно при решении этой задачи пойти другим путем:

рН = - lg [H⁺]

[H⁺] = ; [OH^-] = C_щ = 0,1 = 10^-1 моль/л

[H⁺] =

рН = - lg [H⁺] = - lg 10^-13 = 13

Ответ:рН = 13.

Задача №10

Вычислить концентрацию гидроксид-ионов и рОН в 0,01М растворе гидроксида аммония.

Дано: Решение:

С(NH₄OH) = 0,01М NH₄OH ↔ NH₄⁺ + OH^- (слабое основание)

[OH^-] - ? [OH^-] =

рОН - ? К_о = = 1,79 ∙ 10^-5 (См. Приложение I)

[OH^-] =

рОН = -lg [OH^-] = -lg 4,23 ·10^-2 = -(lg 4,23 + lg 10^-2) = = - (0,6263 – 2) = 1,37

Ответ:[OH^-] = 4,23∙10^-2 моль/л, рОН = 1,37.

Задача №11

Вычислить рН раствора, содержащего 0,01М СН₃СООН и 0,05М СН₃СООNa.

Дано: Решение:

С(СН₃СООН)=0,01моль/л Данный раствор представляет собой

С(СН₃СООNa) = 0,05моль/л буферную смесь, т.к. содержит слабую

кислоту и её соль.

рН - ? [H⁺] =

рН = - lg [H⁺]

K_к = = 1,86∙10^-5 (См. Приложение I)

[H⁺] = 1,86∙10^-5 ∙ = 3,72∙10^-6 моль/л

рН = - lg [H⁺] = - lg 3,72∙10^-6 = - (lg 3,72 +

+ lg 10^-6) = - (0,5705 – 6) = 5,43

Ответ:рН = 5,43.

Задача №12

Вычислить рН раствора, содержащего в 1л 0,056 моль NH₄OH и 0,1 моль NH₄CI.

Дано: Решение:

С(NH₄OH)=0,056 моль/л Данный раствор представляет собой

С(NH₄CI)=0,1 моль/л буферную смесь, содержащую слабое

основание и его соль.

рН - ? [OH^-] =

рОН = - lg [OH^-], pH = 14 – pOH

K_o = = 1,79∙10^-5 (См. Приложение I)

[OH^-] = 1,79∙10^-5 ∙ = 1,0024∙10^-5 ≈ 10^-5 моль/л рОН = - lg [OH^-] = - lg 10^-5 = 5

рН = 14 – рОН = 14 – 5 = 9

Ответ:рН = 9.

Задача №13

Вычислить константу гидролиза сульфита натрия по I ступени.

Решение:

Na₂SO₃ – соль образована сильным основанием и слабой кислотой, следовательно, гидролизуется по аниону.

К_г =

I. SO₃^2- + H₂O ↔ HSO₃^- + OH^-

К_г = ,

= 6∙10^-8 (См. Приложение I)

К_г =

Ответ:К_г = 1,7∙10^-7.

Задача №14

Вычислить константу гидролиза нитрита аммония.

Решение:

NH₄NO₂ – соль образована слабым основанием и слабой кислотой, следовательно, гидролизуется по катиону и аниону.

К_г =

NH₄⁺ + NO₂^- + H₂O ↔ NH₄OH + HNO₂

(См. Приложение I)

Ответ:К_г = 1,4∙10^-6.

▼ Задачи для самостоятельного решения

1. Вычислить ионную силу:

а) 0,03М раствора ВаСI₂; б) 0,01М раствора НСI; в) 0,02М раствора К₂SO₄.

Ответ: а) 0,09; б) 0,01; в) 0,06.

2. Чему равна ионная сила раствора, содержащего в 1л:

а) 0,1 моль НСI и 0,2 моль СаСI₂; б) 0,02 моль NaCI и 0,1 моль Ca(NO₃)₂.

Ответ: а) 0,7; б) 0,32.

3. Вычислить концентрацию ионов Н⁺ в 0,01М растворе угольной кислоты (без учета второй ступени диссоциации кислоты).

Ответ: 6,57∙10^-5 моль/л.

4. Вычислить концентрацию ионов Н⁺ в 0,025М растворе Н₂S (без учета второй ступени диссоциации).

Ответ: 4,7∙10^-5 моль/л.

5. Вычислить концентрацию ионов Н⁺ и степень диссоциации уксусной кислоты, если известно, что в 300 мл её раствора содержится 0,8508г СН₃СООН. .

Ответ: [H⁺] = 9,35 10^-4 моль/л; α = 1,99%.

6. Вычислить концентрацию гидроксид-ионов в растворах:

а) 0,05М NaOH; б) 0,025М NH₄OH.

Ответ: а) 5∙10^-2 моль/л; б) 6,69∙10^-4 моль/л.

7. Вычислить концентрацию ионов Н⁺ в растворах:

а) 0,05М Н₂SO₄; б) 0,03М Ba(OH)₂.

Ответ: а) 10^-1 моль/л; б) 1,77 10^-13 моль/л.

8. Вычислить рН:

а) 0,005М раствора НСI; б) 0,015М раствора КОН; в) 0,01М раствора СН₃СООН; г) 0,001М раствора NH₄OH.

Ответ: а) 2,3; б) 12,18; в) 3,37; г) 10,13.

9. Вычислить рН раствора, содержащего в 1л:

а) 0,06 моль уксусной кислоты и 0,02 моль ацетата натрия;

б) 0,045 моль гидроксида аммония и 0,15 моль хлорида аммония;

в) 0,01 моль бензойной кислоты и 0,02 моль бензоата натрия;

г) 0,025 моль муравьиной кислоты и 0,015моль формиата натрия.

Ответ: а) 4,25; б) 8,73; в) 4,49; г) 3,53.

10. Вычислить рН буферных смесей, содержащих:

а) 0,01М СН₃СООН и 0,01М СН₃СООNa;

б) 0,5М СН₃СООН и 0,01М СН₃СООNa;

в) 0,1М НСООН и 0,05М НСООNa;

г) 0,01М NH₄OH и 0,05М NH₄CI;

д) 0,05М NH₄OH и 0,025М NH₄CI.

Ответ: а) 4,73; б) 3,03; в) 3,45; г) 8,55; д) 9,55

11. Вычислить константу гидролиза следующих солей:

а) хлорида аммония; б) ацетата аммония; в) ацетата калия; г) карбоната калия по I ступени; д) нитрита натрия.

Ответ: а) 5,6∙10^-10; б) 3∙10^-5; в) 5,4∙10^-10; г) 1,8∙10^-4; д) 2,5∙10^-11.

? Контрольные вопросы

1. Буферные растворы. Буферное действие растворов. Механизм действия ацетатного и аммонийного буферных растворов.

2. Приведите примеры слабых кислот (не менее 2-х) и слабых оснований (не менее 2-х). Напишите для них уравнения диссоциации, выражения констант диссоциации. Приведите формулу зависимости между константой диссоциации и степенью диссоциации.

3. Гидролиз. Определите тип гидролиза следующих солей ZnSO₄, Na₂CO₃, NH₄CN. Напишите уравнения гидролиза данных солей в ионном и молекулярном виде.

4. Значение гидролиза в аналитической практике. Как сказывается на гидролизе сульфида аммония добавление к раствору гидроксида аммония (напишите уравнение гидролиза и объясните).