Задачи к разделу Ионное произведение воды:
Задача 1. Что называется ионным произведением воды? Чему оно равно? Дайте вывод выражения ионного произведения воды. Как влияет температура на ионное произведение воды?
Решение.
Вода является слабым электролитом, ее молекулы в незначительной степени распадаются на ионы:
H 2 O ↔ H + + OH —
Константа равновесия реакции диссоциации воды имеет следующий вид:
K = ·/
при 22° K = 1,8 × 10 -16 .
Пренебрегая концентрацией диссоциированных молекул воды и принимая массу 1 л воды за 1000 г получаем:
1000/18 = 55,56 г
K = ·/55,56 = 1,8 × 10 -16
· = 1,8 × 10 -16 · 55,56 = 1·10 -14
Определяет кислотность раствора, – определяет щелочность раствора.
В чистой воде = = 1 × 10 -7 .
Произведение и называется
K Н 2 О = · = 1·10 -14
Ионное произведение воды увеличивается с ростом температуры, так как при этом диссоциация воды также увеличивается.
Кислотность раствора обычно выражают через :
Lg = pOH
pH < 7 в кислой среде
pH > 7 в щелочной среде
pH = 7 в нейтральной среде.
Кислотность среды можно определить с помощью .
Задача 2. Сколько граммов гидроксида натрия находится в состоянии полной диссоциации в 100 мл раствора, рН которого равен 13?
Решение .
pH = -lg
10 -13 М
Решение.
Для определения pH раствора необходимо перевести в :
Предположим, что плотность раствора равна 1, тогда V(раствора) = 1000 мл, m(раствора) = 1000 г.
Найдем сколько грамм гидроксида аммония содержится в 1000 г. раствора:
В 100 г раствора содержится 2 г NH 4 OH
В 1000 г — х г NH 4 OH
M (NH 4 OH) = 14+1·4+16+1 = 35 г/моль
1 моль раствора содержит 35 г NH 4 OH
у моль — 20 г NH 4 OH
Для слабых оснований , которым является NH 4 OH, справедливо соотношение
= K Н 2 О /(К д. осн · С осн) 1/2
По справочным данным, находим К д (NH 4 OH) = 1,77·10 -5 , тогда
10 -14 /(1,77·10 -5 ·0,57) 1/2 = 3,12·10 -12
pH = -lg = — lg 3,12·10 -12 = 11,5
Решение.
pH = -lg
10 — pH
10 -12,5 = 3,16·10 -13 М
pOH = 14 –12,5 = 1,5
pOH = -lg
10 — pOH
10 -1,5 = 3,16·10 -2 М
Задача 5. Найдите водородный показатель концентрированного раствора сильного электролита – 0,205 М HCl .
Решение. При значительной концентрации сильного электролита, его активная концентрация отличается от истинной. Следует ввести поправку на активность электролита. Определим ионную силу раствора:
I = 1/2ΣC i z i 2 , где
C i и z i – соответственно концентрации и заряды отдельных ионов
I = ½(0,205·1 2 + 0,205·1 2) = 0,205
f H + = 0,83, тогда
a H + = · f H + = 0,205·0,83 = 0,17
pH = -lg[a H+ ] = -lg 0,17 = 0,77
Категории ,ИПВ – это величина, постоянная при данной температуре для воды и любых водных растворов, равная произведению концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов.
K(H2O) = *
K(H2O) = 1* (t = 25C)
Водородный показатель (pH) – это количественная характеристика кислотности среды, равная отрицательному десятичному логарифму концентрации свободных ионов водорода в растворе.
Гидроксильный показатель (pOH) – это величина, равная отрицательному десятичному логарифму концентрации свободных гидроксид-ионов в растворе
|
Нейтральная | ||||
|
Щелочная |
Расчет pH растворов сильных и слабых основании и кислот.
Слабая кислота: pH=1/2pKk-1/2lgCk где pK= -lgK – называется показатель константы диссоциации слабой кислоты или основания.
Слабое основание: pH=14-1/2pKо+1/2lgCо
Сильная кислота: pH= -lg(zCk) где z – число ионов водорода.
Сильное основание: pH=14+lg(zCo) где z – число ионов гидрооксидов.
Расчет pH буферных систем. Основные уравнения. Уравнение Гендерсона-Гассельбаха.
Буферными называют растворы или системы, pH которых не изм-ся от добавления к ним небольших кол-в сильной кислоты или щелочи, а также при разведении. Простейший буферный раствор-это смесь слабой кислоты и соли, имеющий с этой кислотой общий анион. Например смесь CH 3 COOH-уксусной кислоты и ацетата натрия CH 3 COONa.
Классификация: по составу различают
1)кислотные – состоят из слабой кислоты и её соли. Например: оксигемоглабин, фосфатный бикорбанат.
2) основные состоят из слабого основания и ее соли. Например амиачные: амфотерные, амфолитные -состоят из веществ, которые проявляют свойства как кислот, так и основании (белковый буфер). Для буферной системы состящей из HAn моль/л слабой кислоты и KtAn моль/л ее соли, концентрация ионов водорода H + =K Han =, -называют уравнением Гендерсона-Гассельбаха,отсюда H + =K HAn = где K Han - константа эл.диссоциации слабой кислоты. Логарифмируя обе части и меняя знаки на обратные, приходим к уравнению для расчета pH рассматриваемого буферного раствора pH=p KHAn - lg, где p KHAn - десятичный логарифм константы эл.диссоциации слабой кислоты. Способность буферного раствора сохранять pH по мере прибавления сильной кислоты или щелочи приблизительно на постоянном уровне далеко не беспредельна и ограничена величиной называемой буферной емкости В. За единицу буферной емкости обычно принимают емкость такого буферного раствора, для изменения pH которого на единицу требуется введение сильной кислоты или щелочи в количестве 1 моль эквивалента на 1л раствора. Буферная емкость В может быть рассчитана по формуле В=. Общая буферная емкость артериальной крови достигает 25.3 ммоль/л, у венозной крови она несколько ниже и обычно не повышает 24.3 ммоль/л.
Механизм буферного действия на примере хлоридноамиачного раствора.
При добавлении сильной кислоты (HCl)
Сильная кислота(HCl) взаимодействует со слабым основанием (NH4OH)
Происходит реакция нейтрализации, и кислота заменяется эквивалентным количеством соли.
Концентрация свободных гидроксид – ионов восполняется за счет потенциальной основности гидроксида аммония, а потому pH раствора практически не изменяется.
NH4OH+HCl=NH4Cl+H2O
NH4OH+H+Cl=NH4+Cl+H2O
При добавлении сильного основания(NaOH)
Щелочь (NaOH) взаимодействует с солью (NH4Cl)
Образуется слабое основание (NH4OH), и pH раствора не изменяется.
NH4Cl+NaOH=NH4OH+NaCl
→ → →PHformula
pHformula (пашформула) – это первая система фарма-космецевтических продуктов и процедур, созданная в результате союза космецевтики и медицины. Эта система позволяет справиться с рядом нарушений состояния кожи: акне, чрезмерной пигментацией, розацеа, сильной чувствительностью и преждевременным старением. При этом продукты pHformula не только решают уже имеющиеся проблемы, но и выступают в качестве профилактического средства, не допуская повторения ситуации в дальнейшем.
История
Лаборатории, в которых была создана pHformula, были основаны в конце XIX века в Барселоне. В настоящее время ими управляет уже четвертое поколение семьи фармацевтов, специализирующихся на дерматологии. Бренд активно инвестирует в исследовательскую деятельность для научного обоснования и доказательства эффективности действия своих продуктов, активно сотрудничая с лучшими медицинскими учреждениями. Все активные компоненты формул являются фарма-космецевтическими ингредиентами, а исследования, демонстрирующие их эффективность, опубликованы в открытом доступе.
Сильные стороны бренда
- фарма-космецевтические продукты
- клиническая эффективность формул в эстетической косметологии
- использование самых современных научных разработок
- система дерматологически протестирована
- простая система назначений и использования продуктов домашнего ухода
- уникальная возможность создания многофункциональных комбинаций процедур обновления кожи
- высокая эффективность процедур
- фармацевтический уровень активности ингредиентов
- продукты не содержат ланолин и искусственные красители
- pHformula – это некомедогенные продукты (не закупоривают поры)
- система консервантов не содержит парабены
- уникальный транспортный комплекс PH-DVC™ для доставки активных веществ*
- надежная защита от ультрафиолета, созданная для сохранения и восстановления ДНК клеток кожи
*Уникальный транспортный комплекс PH-DVC™ помогает активным ингредиентам равномерно проникать в глубокие слои кожи, тем самым повышая их биологическую доступность и удлиняя период их действия. Использование комплекса PH-DVC™ позволяет применять максимальные концентрации ингредиентов без риска негативных реакций и осложнений, характерных для большинства традиционных пилингов.
Система контролируемого обновления кожи pHformula. Профессиональный уход
Система контролируемого обновления кожи pHformula состоит из 3-х последовательных этапов: подготовка кожи к процедурам обновления, курс профессиональных обновляющих процедур, восстановление после курса. Препараты для домашнего ухода для подготовки и восстановления кожи имеют максимально активные составы и их использование необходимо для получения оптимальных результатов и снижения рисков возникновения осложнений.
Процедуры pHformula персонализируются посредством выбираемых продуктов для решения той или иной проблемы кожи, но основная задача каждой процедуры - отшелушивание (эксфолиация), а также активная стимуляция клеточной регенерации и восстановления.
pHformula - это первая линия продуктов, в которой используется сочетание альфа-кето-, альфа-гидрокси-, альфа-бета- и поли-гидрокси кислоты. Такой комплекс кислот действует менее травматично, чем продукты на основе одной кислоты в высокой концентрации.
Кроме комбинаций кислот во всех составах pHformula содержатся компоненты для восстановления кожи: витамины, антиоксиданты, микроэлементы, переносчики кислорода, метаболизаторы. Эти вещества помогают коже быстрее восстановиться после процедур обновления и снижают вероятность осложнений.
Лаборатория phformula разработала широкий спектр процедур обновления кожи, с помощью которых можно корректировать различные нарушения состояния кожи, такие как акне, розацеа, признаки старения, гиперпигментация. Также в арсенале возможностей pHformula есть процедура по эффекту, аналогичная микродермабразии и методики, сочетающие действие обновляющих продуктов и мезороллертерапию. В весенне-летний сезон также могут выполняться обновляющие процедуры для кожи кистей рук, шеи и декольте, а также в области вокруг глаз.
Специалист pHformula подберет подходящую для Вас процедуру с учетом особенностей Вашей кожи и желаемых результатов на этапе консультации.
Показания к использованию системы pHformula
1. Старение
- Фотостарение (повреждения, вызванные действием УФ лучей)
- Неравномерная пигментация
- Лентиго
- Телеангиэктазии
- Тусклый цвет кожи
- Гиперкератоз
- Неровная текстура кожи
- Поверхностные и умеренно выраженные морщины
2. Гиперпигментация
- Мелазма
- Хлоазма
- Фотопигментация
- Поверхностная гиперпигментация (эпидермальная)
- Поствоспалительная гиперпигментация
- Солнечное лентиго
- Веснушки
3 степени акне:
- 1 степень: открытые и закрытые комедоны, избыточная продукция себума, расширенные поры
- 2 степень: открытые и закрытые комедоны, единичные папулы и пустулы, незначительное воспаление
- 3 степень: воспаленное папуло-пустулезное акне, появление единичных узловых элементов
Постакне
4. Хроническое покраснение (розацеа)
- Покраснение, чувствительность
- Телеангиэктазии
5. Домашний уход
- Фарма-космецевтические продукты для обновления кожи
Рекомендации pHformula по уходу до и после процедур обновления кожи были специально разработаны для ускорения восстановления и получения наилучших результатов без повреждения кожи. Продукты pHformula для домашнего использования снабжают кожу всеми необходимыми активными ингредиентами (витаминами, антиоксидантами, аминокислотами и т.д.), значимость которых для подготовки кожи к процедурам обновления и быстрого восстановления после них была клинически доказана: активные подготавливающие концентраты и восстанавливающие концентраты для решения проблем старения, гиперпигментации, акне и хронического покраснения кожи, а также дополнительные средства для всех состояний и типов кожи (очищения, защиты от УФЛ, кремы для лица, тела, рук, тонирующие средства).
Для электролитов, степень диссоциации которых меньше 5% при концентрации более 10 моль/дм или Кд меньше 1*10 -4 закон разбавления Оствальда выражается:
Для слабого основания:
Примеры решения задач по расчёту рН растворов слабых кислот и оснований.
Пример 8. Вычислить рН 0,001 Н уксусной кислоты, если =0,13
Решение:
Пример 9. Определить:
А) рН 0,01н СН 3 СООН, если 
В) рН 0,01н NH 4 OH, если 
Решение:
Представив уравнение 
в логарифмической форме получим 
,
таким образом для одноосновной кислоты 
Следовательно 
, для слабого основания 
;
, следовательно
Пример 10. Концентрация ионов Н + в растворе равна 2 . 10 -4 моль/дм . Вычислить концентрацию ОН - , рН и рОН в этом растворе.
Решение:
;
Пример 11. Вычислить рН раствора, в 500мл которого растворено 2г NaOH.
Решение:
РН=14-рС основ;
; рН = 14 – 1 = 13
Решение.
В водном растворе аммиака имеет место равновесие
NH 3 + Н 2 O Û NH 4 + + ОН -
Поскольку раствор аммиака - слабое основание и K B < 1*10 -4 , то расчёт ведут следующим образом:
рОН= - lg [ОН - ] = - lg 4,2 10-3 = 3- 0,623= 2,38
pH = 14- рОН = 14 - 2,38= 11,62
Пример 13. Степень диссоциации СН 3 СООН в 0,1 моль/дм 3 растворе равна 1,32*10 -3 . Вычислить концентрации ионов Н + и СНзСОO - , pH раствора и К д кислоты.
Решение.
Записывают уравнение диссоциации уксусной кислоты
СН 3 СООН + Н 2 O Û Н 3 О + + СН 3 СОО -
СН 3 СООН - слабая кислота, поэтому
A*CH 3 COOH = 1,32*10 -2 *0,1 = 1,32*10 -3 моль/дм 3
pH= - lg = - lg 1,32 10 -3 = 3 - 0,12 = 2,88 [Н + ] = [СН 3 СОО - ] = 1,32*10 -3 моль/дм 3
Из закона разбавления Оствальда находят К СН3СООН:
К СН3СООН = a 2 * С СН3СООН = (1.32*10 -2) 2 0,1 = 1,74 *10 -5
Задачи:
Расчет концентрации ионов и ионной силы в растворах сильных электролитов
1. Считая диссоциацию полной, вычислить концентрации ионов:
А) К + в 0,5М растворе K 2 SO 4 , K 3 PO 4 ;
Б) Al 3+ в 2М растворе Al 2 (SO 4) 3 , AlCl 3 .
2. Вычислить ионную силу в растворах:
0,3 М хлорида бария, 0,06 М ортофосфата калия, 0,02 М сульфата алюминия.
Ответ: (0,82; 2,45 10 моль/дм 3)
5. Вычислить активность ионов Na + ,H + ,SO 4 2- в растворе с концентрацией 2 10 моль/дм 3 сульфата натрия и 5 10 моль/дм 3 серной кислоты.
Ответ: (3,16*10 моль/дм 3 ; 7,9х10 моль/дм 3 ; 8,2*10 моль/дм 3)
6. После растворения хлорида калия, сульфата магния и сульфата железа (III) в воде молярная концентрация этих солей равна соответственно: 0,05; 0,02 и 0,01 моль/дм 3 . Вычислить ионную силу раствора.
Расчет концентрации ионов, рН и РОН в растворах слабых электролитов:
7. Вычислить рН 0,01н раствора гидроокиси аммония, степень диссоциации которой равна 0,1.
8. Активная кислотность желудочного сока равна 0,047. Найти рН желудочного сока.
9. Найти рН молочной кислоты, константа диссоциации которой равна 1,44 . 10 -4 , С=0,01.
10.Вычислить рН раствора азотной кислоты, если массовая доля кислоты в растворе равна 4% (
).
11.Вычислить концентрацию и число ионов водорода в крови объёмом 100мл,если рН крови=7,36.
Расчет активности ионов водорода по уравнениям закона действующих масс значительно упрощается, если брать отрицательные логарифмы входящих в эти уравнения величин. Введем следующие обозначения: а - активность, f - коэффициент активности, С - концентрация, К1 - первая и К2 - вторая константа диссоциации, Кш - константа диссоциации воды. Отрицательный десятичный логарифм активности ионов водорода обозначим рН.
Значения рС, рf, рК для различных концентраций, разной ионной силы и величины констант (рК) некоторых кислот и оснований приведены в табл. 1-3. Величина константы диссоциации воды и значения рКш ее при различных температурах приведены в табл. 4.
Пользуясь табл. 1-4, можно легко рассчитать значения рН некоторых растворов по следующим уравнениям (формулы 6-16):
Примеры расчетов по этим уравнениям приводим ниже. Для упрощения расчетов можно избежать вычислений ионной силы растворов для нахождения рf, приняв для одновалентных электролитов рf - 0,1, для двухвалентных рf - 0,2, для трехвалентных рf - 0,4; эти значения близки к показанным в табл. 3 при концентрациях, обычно применяемых в лабораторной практике (0,025-0,2 м.). В остальных случаях следует пользоваться данными табл. 3. При более приближенных расчетах можно совсем не учитывать поправку на рf.
При пользовании уравнениями (8)-(16) поправку на рf следует учитывать только в том случае, если при расчете используется значение концентрационной константы диссоциации (в табл. 2 эти константы не подчеркнуты).
Вывод уравнений (6)-(16) здесь не приводится; его можно найти в учебниках физической химии.
Сильные кислоты и основан и я - НСl, НNO3, НСlO4, H2SO4, КОН и др. Сильные кислоты и основания диссоциируют почти полностью. Поэтому активность ионов водорода растворов сильных кислот согласно (6) будет a = Cf, или в логарифмическом виде:
Для сильных оснований активность ионов водорода в растворах их может быть рассчитана из уравнения:
вывод которого легко может быть сделан с учетом равенств:
Слабые кислоты и основания - уксусная кислота, водные растворы аммиака, анилина и пр. Отрицательные логарифмы констант некоторых из них, или значения рК их, приведены в табл. 2.
По закону действующих масс для слабых кислот имеем:
Следует заметить, что при выводе уравнений (8) и (9) было принято, что концентрация недиссоциированной кислоты равна общей концентрации ее, или [НА]=С. Это приближенное равенство справедливо с точностью до 1 % только для кислот, константа диссоциации которых К равна или меньше 10в-3 или pК = 3. Таким образом, уравнениями (8) и (9) следует пользоваться для расчета рН кислот и оснований, для которых рК > 3. При рК меньше 3 следует пользоваться более сложными расчетами, которые здесь не приводятся.
Многоосновные слабые кислоты, имеющие две и более констант диссоциации - К1, К2, К3, и пр., например угольная, фосфорная, щавелевая и др. При расчете значения рН их растворов следует иметь в виду два случая: 1) между величинами первой и второй констант имеется существенная разница, так что рК2-рК1 > 3, и 2) величины первой и второй констант близки между собой, так что рК2-рK1 Во втором случае, т. е. когда рК2-рK1
Растворы солей. В зависимости от состава соли растворы их могут иметь щелочную, нейтральную или кислую реакцию. Поэтому при определении рН раствора их следует различать четыре случая: 1) соли, анион и катион которых принадлежат к сильному основанию и сильной кислоте; 2) соли, составленные слабой кислотой и сильным основанием; 3) соли, составленные сильной кислотой и слабым основанием; 4) соли, составленные слабой кислотой и слабым основанием.
Различная реакция водных растворов солей связана с разной степенью диссоциации сильных и слабых кислот и оснований. Выше было указано, что сильные электролиты диссоциируют в водных растворах полностью, а слабые - частично. Так как соли диссоциируют в водных растворах полностью, а слабые кислоты и основания частично, то при наличии в растворе анионов или катионов слабых кислот и оснований последние частично гидролизуются, переходят в сравнительно мало диссоциированные соединения, и в растворе появляется свободная сильная кислота или щелочь. Например, при растворении в воде соли NH4Cl (NH4 - катион слабого основания, Cl - анион сильной кислоты) происходит частичный гидролиз иона NH4 и переход его в сравнительно мало диссоциированное соединение NH4OH, а в растворе появляется свободная HCl:
Раствор такой соли будет кислым. Наоборот, при растворении в воде соли слабой кислоты и сильного основания по тем же причинам происходит подщелачивание раствора:
Очевидно, при расчете значения рН растворов солей следует учитывать степень диссоциации составляющих соль слабых кислот пли оснований или же величину констант диссоциации их.
1. Соли сильного основания и сильной кислоты: КСl, NaCl, KNO3 и др. Растворы этих солей должны иметь реакцию, близкую к нейтральной, так как ни анион, ни катион их не дают с водой малодиссоциированных соединений. Практически же в связи с ничтожной буферностью, присутствием загрязнений, а также растворенного углекислого газа растворы этих солей имеют значения рН, отличающиеся от 7 на величину до единицы и иногда даже более. Тщательная очистка солей перекристаллизацией и удаление из их растворов СO2 приближают реакцию растворов их к нейтральной.
2. Соли сильного основания и слабой кислоты - CH3COONa и др. В этом случае следует учитывать величину константы слабой кислоты, и величина рН растворов может быть вычислена по уравнению (11):
3. Соли слабого основания и сильной кислоты NH4Cl, NH4NO3, (NH4)2SO4 и др. Найти значение рН растворов этих солей можно по уравнению (12):
4. Соли слабого основания и слабой кислоты - CH3COONH4, NH4NO2 и др. Значение рН таких солей не зависит от концентрации их и может быть найдено по уравнению (13):
Кислые соли. Реакция кислых солей типа NaHCO3, КНСO3, кислый виннокислый калий [К(С4Н6О6)] и других в тех случаях, когда концентрация их в растворе превышает по меньшей степени в 100 раз величину первой константы диссоциации (т. е. при рK1-рK2), не зависит от концентрации и может быть вычислена по уравнению (14):
В тех случаях, когда концентрация кислой соли превышает величину первой константы (или второй константы для двузамещенных солей) меньше чем в 100 раз (или при pK1-рС
Расчет по этому уравнению осложняется тем, что до проведения его необходимо подсчитать величину суммы К1+С, а потом найти по табл. 1 значение р(K1+С). Величины констант диссоциации приведены в табл. 2. Например, для фосфорной кислоты K1=7,5 10в_3, или 0,0075. Тогда для 0,01 н. раствора получим: K1+С = 0,0075+0,01 =0,0175, a p(K1+C) = = 1,8.
