Кажущаяся константа устойчивости комплексного иона и рН раствора электролита

Вычисление условной константы устойчивости комплекса 

Задача 456.
Рассчитать условную константу устойчивости комплекса Fe³⁺ с анионом этилендиаминтетрауксусной кислоты (ЭДТА) при pН = 2.
Решение:
Для расчета используем формулу:

KMY = α4 ^. βMY, где

KMY - условная (кажущаяся) константа устойчивости, описывающая равновесие только при значении рН, для которого рассчитана величина α4;
α4 – доля свободных незакомплексованных ионов ЭДТА, существующих в виде Y4-;
βMY - константа устойчивости комплекса металла с ЭДТА.

Величину условной константы устойчивости комплекса комплексона III с ионами Fe³⁺ при рН = 2 можно получить по константе устойчивости (см. табл. данные) и величине α4 для ЭДТА при рН = 2 (табл. данные):

Константы устойчивости комплекса Fe³⁺ с анионом этилендиаминтетрауксусной кислоты, FeY = 1,3^.10²⁵.
Величине α4 для ЭДТА при рН = 2 равна 3,7 ^. 10^-14.

Тогда

КFeY- = α4 ^. βFeY = (3,7 · 10^-14) ^. (1,3^.10²⁵) = 4,81^.10¹¹.
 

Расчет рН раствора электролита
 

Задача 457. 
Определите pH 0,04 М раствора Ca(CN)₂.
Решение:
См[Ca(CN)₂] = 0,04 М;
pH = ?

Ca(CN)₂ - соль сильного основания и слабой кислоты гидролизуется по аниону:

CN^- + H₂O ⇔ HCN + OH^-.                 

Находим константу гидролиза соли:

Kr[Ca(CN)₂] = K(H₂O)/K(HCN) =
= (10^-14)/(7,9 ^. 10^-10) = 1,27 ^. 10^-5.

Находим степень гидролиза соли:

h = √[Kr[Ca(CN)₂]/Cм[Ca(CN)₂] =
= √(1,27 ^. 10^-5)/0,04 = √(3175 ^. 10^-6) = 1,78 ^. 10^-2.

Находим концентрацию гидроксид-ионов в растворе соли:

[OH^-] = h ^. См =
= (1,78 ^. 10^-2) ^. 0,04 = 7,1 ^. 10^-4 моль/л.

Находим рОН 0,04 М раствора соли:

рОН = -lg[OH^-] = -lg7,1 ^. 10^-4 =
= 3 - lg7,1 = 4 - 0,85 = 3,15.

Находим рН 0,04 М раствора соли:

рН = 14 - рОН = 14 - 3,15 = 10,85.

Ответ: рН = 10,85.
 

Задача 458.
Вычислите рН раствора в 250 мл которого содержится 4,9 г цианида натрия.
Решение:
K(HCN) = 7,9 ^. 10^-10;
M(NaCN) = 49,0074 г/моль;
V_(p-pa) = 250 мл;
m(NaCN) = 4,9 г.

Рассчитаем См соли, получим:

См(NaCN) =
= [m(NaCN) ^. 1000]/[M(NaCN) ^. V_(p-pa)] = 0,4 моль.

NaCN - соль сильного основания и слабой кислоты гидролизуется по аниону:

CN^- + H₂O ⇔ HCN + OH-. 
             
Находим константу гидролиза соли:

Kr(NaCN) = K(H₂O)/K(HCN) =
= (10^-14)/(7,9 ^. 10^-10) = 1,27 ^. 10^-5.

Находим степень гидролиза соли:

h = √[Kr(NaCN)]/Cм(NaCN) =
= √(1,27 ^. 10^-5)/0,4 = √(3175 ^. 10^-6) = 5,6 ^. 10^-3.

Находим концентрацию гидроксид-ионов в растворе соли:

[OH^-] = h ^. См = (5,6 ^. 10^-3) ^. 0,4 =
= 2,24 ^. 10^-3 моль/л.

Находим рОН 0,4 М раствора соли:

рОН = -lg[OH-] = -lg2,24 ^. 10^-3 =
= 3 - lg2,24 = 3 - 0,35 = 2,65.

Находим рН 0,4 М раствора соли:

рН = 14 - рОН = 14 - 2,65 = 11,35.

Ответ: рН = 11,35.
 

Задача 459.
Как изменится ph, если к 0,5 л чистой воды добавили 0,73 г соляной кислоты (α = 1)? Объем раствора не изменился.
Решение:
V(HCl) = 36,5 г/моль;
m(HCl) = 0,73 г;
V_(p-pa) = 0,5 л = 500 мл;
рН = ?

1. Рассчитаем количество HCl:

n(HCl) = [m(HCl)/M(HCl ^. 1000]/V_(p-pa) =
= (0,73/36,5 ^. 1000)/500 = 0,04 моль.

2. Рассчитаем рН с учетом α = 1, получим:

[H⁺] = Cм(HCl) ^. α = 0,04 = 1 = 0,04 моль = 4 ^. 10^-2.
Тогда

рН = -lg[H⁺] = -lg4 ^. 10^-2 = 2 - 0,6 = 1,4.

Ответ: рН = 1,4.
 

Задача 460.
Определите рН децинормального водного раствора ацетата натрия, если степень гидролиза соли составляет 0,01%.
Решение:
h(СН₃СООNа) = 0,01% = 0,0001;
CМ(СН₃СООNа  = 0,1 моль/л;
рН = ?

СН₃СООNа - соль сильного основания и слабой кислоты, поэтому гидролиз проходит по аниону:

СН³СОО– + H₂O = СН₃СООH + OH^–.

Степень гидролиза соли СН₃СООNа нам известна [h(СН₃СООNа) = 0,01%].

Так как гидролиз соли СН₃СООNа протекает с выделением ОН^– - ионов, то рассчитаем [OH^–]:

[OH^–] = h ^. Cм = h(СН3СООNа) ^. Cм(СН₃СООNа)  =
=  (0,0001 ^. 0,1) = 0,00001 или 1 · 10^–5 моль/л;

рОН = -lg[OH–] = -lg1 ^. 10^–5 = 5 - 0,0 = 5;

pH = 14 - pOH = 14 - 5 = 9.

Ответ: рН = 9.