ВУЗ:
Составители:
Рубрика:
29
Пример расчета рН водного раствора H
2
S
K
a,1
= 1.0·10
-7
, K
a,2
= 2.5·10
-13
. Для расчета требуется
использование следующих уравнений:
константы равновесий
H
2
S ↔ H
+
+ HS
-
K
a,1
= [H
+
]·[HS
-
]/[H
2
S]
HS
-
↔ H
+
+ S
2-
K
a,2
= [H
+
]·[S
2-
]/[HS
-
]
H
2
O ↔ H
+
+ OH
-
K
w
= [H
+
]·[OH
-
];
уравнение материального баланса
c
S
= [H
2
S] + [HS
-
] + [S
2-
];
уравнение электронейтральности
[H
+
] = [HS
-
] + 2[S
2-
] + [OH
-
].
Эта система рассматривается как достаточно сложная
и может быть решена как уравнение 4-ой степени относи-
тельно концентрации ионов водорода [H
+
] на ЭВМ. Приве-
дем ряд допущений:
а) в растворе кислоты H
2
S следует неравенство
[OH
-
] << [H
+
]
б) так как кислота слабая, то [HS
-
] << [H
2
S]
в) поскольку последовательные константы диссоциа-
ции различаются значительно, то [S
2-
] << [HS
-
].
С учетом этих допущений система уравнений значи-
тельно упростится, сведясь к выражению для константы ки-
слотной диссоциации H
2
S:
K
a,1
= [H
+
]·[HS
-
]/[H
2
S],
т.е. к уравнению материального баланса в форме
c
S
= [H
2
S],
а также к уравнению электронейтральности в виде:
[H
+
] = [HS
-
].
Таким образом,
[H
+
] = (K
a,1
·c
S
)
1/2
= 1.0·10
-4
M
pH = - lg [H
+
] = 4.00.
Если бы концентрация кислоты H
2
S была очень
низкой, то вклад ионов H
+
, образующихся при диссоциа-
ции воды, был бы сопоставим с концентрацией ионов Н
+
,
30
образующихся при диссоциации кислоты H
2
S. Поэтому
допущение [OH
-
] << [H
+
] было бы неправомерным и рас-
чет рН очень разбавленного раствора потребовал бы
значительных усилий.
II. КИСЛОТНО-ОСНОВНЫЕ РАВНОВЕСИЯ
II.1. Введение в теорию
Расчеты кислотно-основных равновесий базируются
на вычислении рН, по величинам которых можно рассчи-
тать равновесные концентрации всех компонентов раствора.
Общий метод расчета равновесных концентраций основан
на том, что выражают все условия равновесия в виде неиз-
вестных и затем решают систему уравнений.
Рассмотрим пример реакции взаимодействия слабой
одноосновной кислоты НА с водой. При этом имеют место
следующие реакции:
НА + НОН ↔ Н
3
О
+
+ А
-
(2.1)
НОН+ НОН ↔ Н
3
О
+
+ ОН
-
(2.2)
__________________________________
НА+ 3НОН ↔ 2Н
3
О
+
+ А
-
+ ОН
-
(2.3)
В дальнейшем для простоты рассуждений ион гидро-
ксония Н
3
О
+
будем обозначать как ион Н
+
.
Исходя из уравнений реакций, можно рассчитать сле-
дующие равновесные молярные концентрации [строго го-
воря, в физико-химических расчетах вместо концентраций
необходимо применение соответствующих активностей:
a
HA
, a
H
+
, a
A
−
и a
OH
−
, отличающихся от молярных концентра-
ций коэффициентами активности, но мы будем продолжать
пользоваться концентрациями]: недиссоциированной ки-
слоты С, ионов водорода С
Н
+, анионов кислоты С
А
-, ионов
гидроксила С
ОН
-.
В действительности, в водном растворе НА, так же как
и любого электролита KtAn, происходят значительно слож-
ные взаимодействия, приводящие, как минимум, к образо-
29 30
Пример расчета рН водного раствора H2S образующихся при диссоциации кислоты H2S. Поэтому
Ka,1 = 1.0·10-7, Ka,2 = 2.5·10-13. Для расчета требуется допущение [OH-] << [H+] было бы неправомерным и рас-
использование следующих уравнений: чет рН очень разбавленного раствора потребовал бы
константы равновесий значительных усилий.
H2S ↔ H+ + HS- Ka,1 = [H+]·[HS-]/[H2S]
HS- ↔ H+ + S2- Ka,2 = [H+]·[S2-]/[HS-] II. КИСЛОТНО-ОСНОВНЫЕ РАВНОВЕСИЯ
II.1. Введение в теорию
H2O ↔ H+ + OH- Kw = [H+]·[OH-];
Расчеты кислотно-основных равновесий базируются
уравнение материального баланса
на вычислении рН, по величинам которых можно рассчи-
cS = [H2S] + [HS-] + [S2-];
тать равновесные концентрации всех компонентов раствора.
уравнение электронейтральности
Общий метод расчета равновесных концентраций основан
[H+] = [HS-] + 2[S2-] + [OH-].
на том, что выражают все условия равновесия в виде неиз-
Эта система рассматривается как достаточно сложная
вестных и затем решают систему уравнений.
и может быть решена как уравнение 4-ой степени относи-
Рассмотрим пример реакции взаимодействия слабой
тельно концентрации ионов водорода [H+] на ЭВМ. Приве-
одноосновной кислоты НА с водой. При этом имеют место
дем ряд допущений:
следующие реакции:
а) в растворе кислоты H2S следует неравенство
[OH-] << [H+] НА + НОН ↔ Н3О+ + А- (2.1)
+ -
б) так как кислота слабая, то [HS-] << [H2S] НОН+ НОН ↔ Н3О + ОН (2.2)
в) поскольку последовательные константы диссоциа- __________________________________
ции различаются значительно, то [S2-] << [HS-]. НА+ 3НОН ↔ 2Н3О+ + А- + ОН- (2.3)
С учетом этих допущений система уравнений значи- В дальнейшем для простоты рассуждений ион гидро-
тельно упростится, сведясь к выражению для константы ки- ксония Н3О+ будем обозначать как ион Н+.
слотной диссоциации H2S: Исходя из уравнений реакций, можно рассчитать сле-
Ka,1 = [H+]·[HS-]/[H2S], дующие равновесные молярные концентрации [строго го-
т.е. к уравнению материального баланса в форме воря, в физико-химических расчетах вместо концентраций
cS = [H2S], необходимо применение соответствующих активностей:
а также к уравнению электронейтральности в виде: aHA, aH+, aA− и aOH−, отличающихся от молярных концентра-
[H+] = [HS-]. ций коэффициентами активности, но мы будем продолжать
Таким образом, пользоваться концентрациями]: недиссоциированной ки-
[H+] = (Ka,1·cS)1/2 = 1.0·10-4 M слоты С, ионов водорода СН+, анионов кислоты СА-, ионов
pH = - lg [H+] = 4.00. гидроксила СОН-.
Если бы концентрация кислоты H2S была очень В действительности, в водном растворе НА, так же как
низкой, то вклад ионов H+, образующихся при диссоциа- и любого электролита KtAn, происходят значительно слож-
ции воды, был бы сопоставим с концентрацией ионов Н+, ные взаимодействия, приводящие, как минимум, к образо-
Страницы
- « первая
- ‹ предыдущая
- …
- 13
- 14
- 15
- 16
- 17
- …
- следующая ›
- последняя »
