Залежність рн розчину оцтової кислоти від її концентрації

Побудуйте графік залежності рН розчину СНзСООН від її концентрації з (з теоретичних і експериментальних даних).

Контрольні питання і завдання:

1. Що називають ступенем дисоціації електроліту? Чому дорівнює ступінь дисоціації сильних електролітів?

2.В ряду електролітів NaOH, КОН, NH4 OH, H2 O, CH3 COOH, H2 S, HNO3. HC1 підкресліть ті, дисоціація яких у водних розчинах протікає оборотно.

3.Составьте рівняння електролітичноїдисоціації оцтової і сірководневої кислот (два ступені). Запишіть вирази відповідних констант дисоціації.

4.вичісліть іонну силу 0,05М розчину NaOH. Знайдіть активність іона ОН - () в цьому розчині. Відповідь: 0,05; 0,0425 моль / л.

5.Рассчітайте концентрацію іонів ОН - в 0,05 М розчині NH4 OH.

Відповідь: 9,4; 10 -4 моль / л.

6.Рассчітайте активність іонів ОН - в розчині, якщо моль / л.

7.Актівность іонів ОН - у водному розчині дорівнює 10 -3 моль / л. Обчисліть рН розчину. Відповідь: 11,0.

8.Рассчітайте рН 0,05 М водного розчину HNO3 без урахування іонної сили розчину. Відповідь. 1,3.

9.Рассчітайте рН 0,005 М водного розчину КОН без урахування іонної сили розчину. Відповідь. 11,7.

10Найдіте молярна концентрація розчину НС1, рН якого 2,5 (вважайте) Відповідь: 0,003 М.

11.Найдіте молярна концентрація розчину NaOH, pH якого 12 (вважайте) Відповідь: 0,01 М.

12.Что називають розведенням розчину? Яка розмірність розведення?

13.Що є аргументом і функцією в законі розведення Оствальда?

14.Зная константу дисоціації гідроксиду амонію NH4 OH. знайдіть: а) ступінь дисоціації; б) концентрацію іонів ОН -; в) рН розчину, якщо концентрація розчину NH4 OH 0,01 моль / л. Відповідь: 4,2%; 4,2 · 10 -4 моль / л; 10,62.

15.Учітивая тільки перший ступінь дисоціації, обчисліть водневий показник середовища 0,02М розчину Н2 СО3. Відповідь: 4,02.

16.Сколько мілілітрів 0,5 н. розчину НС1 потрібно взяти для приготування

100 мл 0,01 н. НС1? Відповідь: 2 мл.
Лабораторна робота 10

Мета роботи: вивчення деяких властивостей водних розчинів солей, пов'язаних з реакцією гідролізу.

Гідролізом називають обмінні хімічні реакції, що протікають за участю води. Якщо в обмінну реакцію з водою вступає сіль, то взаємодія називають гідролізом солі. Ознакою гідролізу солі є зміна нейтраль-ний реакції середовища води. Наприклад, при раство-рении в воді хлориду амонію NH4 C1 утворюється надлишок іонів Н + і розчин подкисляется (рН <7):

або в іонному вигляді

Якщо ж розчинити у воді ацетат натрію CH3 COONa, розчин подщелачивают (рН> 7) внаслідок утворення через Битків іонів ОН -:

Отже, водні розчини солей можуть мати кислу або лужну реакцію середовища тому, що вони вступають в хімічну взаємодію з водою. При гідролізі деяких солей рН води не змінюється. Однак не всі солі вступають в реакцію гідролізу. Якщо розчинити у воді хлорид калію, нейтральна реакція середовища (рН = 7) характерна для чистої води, не зміниться, тобто в розчині збережеться рівність:

KCl + H2 O Û KOH + HCl

Можна стверджувати, що солі, утворені сильною основою і сильною кислотою (KCl, LiNO3. NaCl і т.п.), в реакцію гідролізу не вступають.

З водою взаємодіють: 1) солі, утворені слабкими основами і сильними кислотами (NH4 Cl, CuCl2. NH4 NO3 і т.п.); 2) солі, утворені слабкими кислотами і сильними основами (Na2 S, KCN, Na2 CO3 і т.п.); 3) солі, утворені слабкими основами і слабкими кислотами (NH4 CH3 COO і т.п.).

З розглянутих прикладів випливає, що в реакцію з водою вступають катіони слабких основ і аніони слабких кислот. Якщо ці іони багатозарядні (Fe 3+. Cu 2+. CO3 2-. SiO3 2- і т.п.), їх взаємодія з водою зазвичай йде до утворення основного кислого іона (перший ступінь гідролізу), наприклад:

Про глибину протікання процесу гідролізу при заданих умовах можна судити за ступенем гідролізу солі b, яка є відношенням концентрації гідролізовані іонів (с) до їх вихідної концентрації (С0):

Реакція гідролізу солі оборотна. У прямому напрямку (®) вона протікає в бік утворення молекул (основних іонів) слабких основ або молекул (кислих іонів) слабких кислот, а в зворотному () в бік утворення молекул води. Реакцію освіти молекул води з іонів Н + і ОН - називають реакцією нейтралізації. Отже, реакція гідролізу солі обратна реакції нейтралізації.

До реакції гідролізу солі застосовні всі положення і закони вчення про хімічний рівновазі. Константа рівноваги реакції гідролізу називається константою гідролізу солі Кг. Її величина характеризує співвідношення між рівноважними концентраціями (активностями) всіх компонентів системи. Зв'язок між константою гідролізу солі (Кг) і ступенем гідролізу (b) в розчині заданої концентрації (С0) виражається законом Оствальда:

Рівновага процесу гідролізу, що відповідає рівності швидкостей реакції гідролізу і нейтралізації (), рухливо і може бути зміщений вправо () або ліворуч () відповідно до принципу Ле Шательє. Так, наприклад, при підвищенні температури рівновага гідролізу зміщується вправо, так як пряма реакція ендотермічна (DH> 0), а зворотна (нейтралізація) - екзотермічна (DH <0). При постоянной температуре Т равновесие гидролиза можно сместить вправо, уменьшая концентрацию раствора (разбавляя раствор); это следует из закона Оствальда: при КГ = constb тем больше, чем меньше с0 .