В задачах 757–771 определить кажущуюся степень диссоциации водных растворов электролитов по их температурам кипения

№	Электролит	Содержание, г/100 Н2O	Температура кипения, С
	NaCI NaNO3 KCI КNO3 MgCI2 MgSO4 NH4CI NH4CO3 СаCI2 Ba(NO3)2 SrCI2 ZnSO4 KNO3 NаOH NаOH	10 10 10 25 10 25 10 25 25 25 25 25 4,11 80 2,05	101,6 101,1 101,1 101,7 102,2 101,6 101,5 102,5 105,0 101,0 102,5 101,0 100,4 100,184 100,5

В задачах 772–788 вычислить степень диссоциации и концентрацию ионов водорода в растворах слабых электролитов по величине их констант диссоциации. Данные констант диссоциации взять из табл. 9 приложения

№ задачи	Электролит	Концентрация р-ра, моль/л	№ задачи	Электролит	Концентр. р-ра, моль/л
	HF H2S HCN СН3СООН HNO2 Н3РO4 HCN H2О2 НСООН	0,5 0,1 0,1 0,5 0,01 0,5 1,00 0,01 1	781 782 783 784 785 786 787 788	Н3ВO3 Н2SO3 Н2С2O4 Н2CO3 H2S СН3СООН Н3РO4 NН4ОН	0,05 0,01 0,05 0,1 0,2 0,05 0,01 0,02

5.4. Ионное произведение воды. Водородный показатель

Вода является слабым электролитом и в незначительной степени диссоциирует:

Н₂О = Н⁺ + ОН^–.

Константа равновесия этого процесса при 22 °С:

К=[Н⁺][ОН^–]/[Н₂О]=1,810^-16.

Молярная концентрация воды [Н₂О] вследствие незначительной диссоциации практически равна общей концентрации воды в 1 л:

[Н₂О] = 1000/18 = 55,56 моль/л.

Тогда [Н⁺][ОН^–]= К[Н₂O] = 1,810^-1655,56 = 10^-14 – эта постоянная величина называется ионным произведением воды.

Обозначается К_воды= [Н⁺][ОН^–].

В нейтральном растворе концентрации ионов Н⁺ и ОН^– равны между собой:

[Н⁺] = [ОН^–] = 10^-7 моль/л.

Однако только в разбавленных растворах можно пользоваться истинными концентрациями Н⁺ и ОН^–. В концентрированных растворах нужно пользоваться активными концентрациями.

Водородный показатель рН является количественной характеристикой среды раствора и вычисляется через отрицательный десятичный логарифм от концентрации ионов Н⁺:

pН = -lg[Н⁺].

Для нейтральных растворов [Н⁺] = [ОН^–] = 10^–7, рН = 7; для кислых – [Н⁺] > 10^–7, рН < 7; для щелочных [Н⁺] < 10^-7, рН > 7.

Гидиоксильный показатель рОН можно определить как

рОН = -lg [ОН^–].

Логарифмируя соотношение [Н⁺][ОН^-] = 10^-7 и меняя знаки на обратные, получим

рН + рОН = 14 при 22 °С.

Примеры составления задач и их решения

Задача 789

Вычислить рН 0,1М раствора циановодородной кислоты по величине ее константы диссоциации.

Решение:

Находим степень диссоциации кислоты

.

Отсюда [Н⁺]= С_м ·  = 0,1·7· 10^-5 =7·10^-6 моль/л. Водородный показатель раствора HСN

рН = - lg[Н⁺] = -lg (7·10^-6) =5,15.

Задачу можно решить и другим способом:

[Н⁺]=· С_м= . Тогда [Н⁺] = .

Задача 801

Вычислить рН 0,175 М раствора азотной кислоты.

Решение:

Азотная кислота – сильный электролит, ее активная концентрация будет отличаться от истинной. Поэтому в таких случаях надо вносить поправку на активность электролита.

Находим предварительно ионную силу раствора HNO₃:

В табл. 8 прил. находим коэффициент активности иона Н⁺ для вы­численной ионной силы раствора f_H+ = 0,838. Определяем активность ионов водорода:

а_H+ =f·С_м=0,838·0,175=0,147.

Вычисляем водородный показатель:

pH = -lg а_H+ = - lg 0,147 = = –(–1 + 0,1673) = 0,8327;

pH = 0,83.

При выполнении заданий рекомендуется методические табл. 8,9 приложения.

В задачах 789–800 вычислить рН 0,1М растворов слабых электролитов по величине их констант диссоциации (табл. 9 приложения)

№ задачи	Электролит	№ задачи	Электролит	№ задачи	Электролит
	НСN H2S Н2СO3 NН4ОН		СН3СООН HNO2 H2О2 Н2SO3		НСООН Н2С2O4 Al(OH)3 Cu(OH)2

В задачах 801–810 вычислить рН растворов сильных электролитов с учетом их коэффициентов активности

№ задачи	электролит	Концентрация, моль/л
	HNO3 HClO4 HCI НI Н2SO4 KOH NaOH LiOH Ва(ОН)2 RbOH	0,175 0,150 0,205 0,100 0,100 0,130 0,100 0150 0.100 0.200