Прыклады пытанняў па абмеркаванні сілы і pH кіслот і асноў
Кіслотна-асноўная сувязь і pH — важныя тэмы ў хіміі, асабліва ў галіне кіслот і асноў. У гэтым артыкуле мы абмяркуем, як вызначыць кіслотную і асноўную сувязь і разлічыць pH раствора, выкарыстоўваючы некалькі прыкладаў задач.
Уводзіны ў кіслоты і шчолачы
І адна
Кіслата — гэта злучэнне, якое можа вызваляць іоны вадароду (H⁺) пры растварэнні ў вадзе. У залежнасці ад іх здольнасці вызваляць іоны H⁺ кіслоты падзяляюцца на два тыпы:
1. Моцная кіслата: кіслата, якая дысацыюе на 100% у растворы, цалкам вызваляючы іоны H⁺. Прыклады: саляная кіслата (HCl), серная кіслата (H₂SO₄), азотная кіслата (HNO₃).
2. Слабая кіслата: кіслата, якая толькі часткова дысацыюе ў растворы, толькі некаторыя малекулы вызваляюць іоны H⁺. Прыклады: воцатная кіслата (CH₃COOH), вугальная кіслата (H₂CO₃), сінільная кіслата (HCN).
Баса
Аснова — гэта злучэнне, якое можа вызваляць гідраксід-іоны (OH⁻) пры растварэнні ў вадзе. У залежнасці ад іх здольнасці вызваляць OH⁻-іоны, асновы таксама класіфікуюцца на два тыпы:
1. Моцная аснова: аснова, якая дысацыюе на 100% у растворы, цалкам вызваляючы іоны OH⁻. Прыклады: гідраксід натрыю (NaOH), гідраксід калію (KOH).
2. Слабая аснова: аснова, якая толькі часткова дысацыюе ў растворы, толькі некаторыя малекулы вызваляюць іоны OH⁻. Прыклады: аміяк (NH₃), гідраксід магнію (Mg(OH)₂).
Паняцце pH
pH — гэта паказчык кіслотнасці або шчолачнасці раствора. Ён вызначаецца як адмоўны лагарыфм канцэнтрацыі іёна вадароду (H⁺):
\[ \text{pH} = – \log [H⁺] \]
Для асноўных раствораў таксама выкарыстоўваецца pOH, які вызначаецца як адмоўны лагарыфм канцэнтрацыі гідраксід-іона (OH⁻):
\[ \text{pOH} = – \log [OH⁻] \]
Суадносіны паміж pH і pOH:
\[ \text{pH} + \text{pOH} = 14 \]
pH 7 называецца нейтральным, pH менш за 7 — кіслым, а pH больш за 7 — шчолачным.
Прыклады пытанняў і абмеркаванне
Прыклад пытання 1: Разлік pH моцнай кіслаты
Пытанне: Вызначце pH 0,01 М раствора HCl.
Абмеркаванне: HCl — гэта моцная кіслата, якая цалкам дысацыюе на іоны H⁺ і Cl⁻. Паколькі HCl і H⁺ маюць молярнасць 1:1, канцэнтрацыя H⁺ складае 0,01 М.
\[ \text{pH} = – \log [H⁺] \]
\[ \text{pH} = – \log (0,01) \]
\[ \text{pH} = 2 \]
Такім чынам, pH 0,01 М раствора HCl роўны 2.
Прыклад пытання 2: Разлік pH слабай кіслаты
Пытанне: Вызначце pH 0,1 М раствора CH₃COOH (воцатнай кіслаты), калі K_a CH₃COOH роўны 1,8 × 10⁻⁶.
Абмеркаванне: Слабыя кіслоты не дысацыююць цалкам, таму мы выкарыстоўваем канстанту дысацыяцыі кіслаты ( \( K_a \) ) для вызначэння канцэнтрацыі H⁺. Для CH₃COOH ураўненне дысацыяцыі мае выгляд:
\[ \text{CH₃ COOH} \rightleftharpoons \text{H⁺} + \text{CH₃ COO⁻} \]
Зыходзячы з правіла буфернага раствора, мы мяркуем, што \(x \) — гэта канцэнтрацыя ўтвораных іонаў H⁺:
\[ K_a = \frac{ [H⁺][CH₃ COO⁻] }{ [CH₃ COOH] } \]
\[1,8 \times 10^{-5} = \frac{ (x)(x) }{ 0,1 – x } \]
Паколькі \(x\) вельмі малае ў параўнанні з 0,1 M, можна занядбаць x у назоўніку:
\[1,8 \times 10^{-5} \approx \frac{ x^2 }{ 0,1 } \]
\[ x^2 \прыблізна 1,8 \раз 10^{-6} \]
\[ x \прыблізна \sqrt{ 1,8 \times 10^{-6} } \]
\[ x \прыблізна 1,34 \раз 10^{-3} \]
Такім чынам, канцэнтрацыя H⁺ роўная \(1,34 \times 10^{-3} \):
\[ \text{pH} = – \log [H⁺] \]
\[ \text{pH} = – \log (1,34 \times 10^{-3}) \]
\[ \text{pH} \прыблізна 2,87 \]
Такім чынам, pH 0,1 М раствора CH₃COOH складае каля 2,87.
Прыклад пытання 3: Разлік pH моцнай асновы
Пытанне: Вызначце pH 0,01 М раствора NaOH.
Абмеркаванне: NaOH — гэта моцная аснова, якая цалкам дысацыюе на іоны Na⁺ і OH⁻. Паколькі молярнасць паміж NaOH і OH⁻ складае 1:1, канцэнтрацыя OH⁻ складае 0,01 М.
\[ \text{pOH} = – \log [OH⁻] \]
\[ \text{pOH} = – \log (0,01) \]
\[ \text{pOH} = 2 \]
Выкарыстоўваючы суадносіны \( \text{pH} + \text{pOH} = 14 \):
\[ \text{pH} = 14 – \text{pOH} \]
\[ \text{pH} = 14 – 2 \]
\[ \text{pH} = 12 \]
Такім чынам, pH 0,01 М раствора NaOH роўны 12.
Прыклад пытання 4: Разлік pH слабай асновы
Пытанне: Вызначце pH 0,1 М раствора NH₃, калі K_b NH₃ роўны 1,8 × 10⁻⁶.
Абмеркаванне: Слабыя асновы не дысацыююць цалкам, таму мы выкарыстоўваем канстанту дысацыяцыі асноў ( \( K_b \) ) для вызначэння канцэнтрацыі OH⁻. Для NH₃ ураўненне дысацыяцыі мае выгляд:
\[ \text{NH₃ + H₂O} \rightleftharpoons \text{NH₄⁺ + OH⁻} \]
Выкарыстоўваючы той жа метад, што і для слабых кіслот, мы мяркуем, што \(y \) — гэта канцэнтрацыя ўтвораных іонаў OH⁻:
\[ K_b = \frac{ [NH₄⁺][OH⁻] }{ [NH₃] } \]
\[ 1,8 \раз 10^{-5} = \frac{ (y)(y) }{ 0,1 – y } \]
Калі y малое, то ўраўненне мае выгляд:
\[1,8 \times 10^{-5} \approx \frac{y^2}{0,1} \]
\[y^2 \прыблізна 1,8 \раз 10^{-6} \]
\[y \approx \sqrt{ 1,8 \times 10^{-6} } \]
\[y \прыблізна 1,34 \раз 10^{-3} \]
Канцэнтрацыя OH⁻ роўная \(1,34 \times 10^{-3} \):
\[ \text{pOH} = – \log [OH⁻] \]
\[ \text{pOH} = – \log (1,34 \times 10^{-3}) \]
\[ \text{pOH} \прыблізна 2,87 \]
Выкарыстоўваючы суадносіны \( \text{pH} + \text{pOH} = 14 \):
\[ \text{pH} = 14 – 2,87 \]
\[ \text{pH} \прыблізна 11,13 \]
Такім чынам, pH 0,1 М раствора NH₃ складае каля 11,13.
Выснова
Вызначэнне pH раствора і разуменне сілы кіслот і асноў з'яўляюцца найважнейшымі асновамі хіміі. Моцныя кіслоты і асновы цалкам дысацыююць у растворы, у той час як слабыя кіслоты і асновы дысацыююць толькі часткова. Выкарыстанне \( K_a \) і \( K_b \) дазваляе лёгка разлічыць pH слабых кіслот і асноў. Гэтыя навыкі неабходныя для прымянення ў розных галінах, у тым ліку ў прамысловай, фармацэўтычнай і экалагічнай хіміі. Разумеючы канцэпцыі і вывучаючы прыклады, мы можам лягчэй вырашаць праблемы, звязаныя з pH і кіслотна-шчолачнай сілай, у паўсядзённым жыцці.
