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.
