Уравнение диссоциации гидроксида аммония

Задача 1. Рассчитать концентрацию ионов водорода в растворе HCN (См = 10 -3 М ), если = 4,2∙10 -3 .

Решение: Диссоциация цианистоводородной кислоты протекает по уравнению HCN ↔ H + + CN ; концентрации ионов [H + ] и [CN ] в растворе равны между собой ( т.к. Н+ : СN = 1:1, где

 – стехиометрические коэффициенты) т.е. [H + ] = [CN ] = Cм, моль/л; Тогда [H + ] = [CN ] = 4,2∙10 -3 ∙ 10 -3 = 4,210 -7 моль/л.

Задача 2. Рассчитать концентрацию ионов водорода и гидроксид-ионов в рстворе NH4OH, концентрацией См= 0,01М, если Кд = 1,810 -5 .

Решение: Гидроксид аммония диссоциирует следующим образом:

NH4OH ↔ NH4 + + OH – , константа диссоциации имеет вид

Кд =;

концентрации ионов аммония [NН4 + ] и гидроксида [OH – ] совпадают ( (NH4 + ) : (OH – ) = 1:1), обозначим их за х:

[NH4 + ] = [OH – ] = х моль/л , тогда выражение для Кд примет вид

1,810 -5 = х 2 / 0,01-х. Считая, что х -5 =x 2 / 0,01, относительно х: х = =4,2∙10 -4 моль/л; [OH – ]= 4,2∙10 -4 моль/л.

Концентрации ионов водорода и гидроксида связаны через ионное произведение воды Кw= [H + ][OH – ] =10 -14 , выразим концентрацию ионов водорода [H + ] = Kw/[OH – ] и рассчитаем её значение:

[H + ]=110 -14 /4,210 -4 = 2,310 -11 моль/л.

Задача 3. Определить рН раствора НСl (=1), если См =2∙10 -3 М

Решение: Диссоциация соляной кислоты протекает по уравнению

HCl  H + + Cl – , концентрация ионов водорода [H + ] = Cм =1∙2∙10 -3 = =2∙10 -3 моль/л. Водородный показатель рН = – lg[H + ] = – lg2∙10 -3 = 2,7.

Задача 4. Определить молярную концентрацию гидроксида аммония, если рН=11, а Кд=1,8∙10 -5 .

Решение: Концентрация ионов водорода [H + ]=10 – pH =10 -11 моль/л. Из ионного произведения воды определяем концентрацию [OH – ] = Kw / [H + ] = 10 -14 /10 -11 =10 -3 моль/л. Гидроксид аммония – слабое основание и характеризуется уравнением реакции диссоциации

NH4OH ↔ NH4 + + OH – . Выражение для константы диссоциации

Кд=.

из закона Оствальда следует, что [NH4 + ] = [OH – ] = ∙Cм, а Кд = 2 См. Объединяя уравнения, получимСм=[OH – ] 2 /Kд = 10 -6 / 1.8∙10 -5 = 0,056 моль/л

Произведение растворимости

Вещества, в зависимости от своей природы, обладают различной растворимостью в воде, которая колеблется от долей миллиграмма до сотен граммов на литр. Трудно растворимые электролиты образуют насыщенные растворы очень маленьких концентраций, поэтому можно считать, что степень их диссоциации достигает единицы. Таким образом, насыщенный раствор труднорастворимого электролита представляет собой систему, состоящую из собственно раствора, находящегося в равновесии с осадком растворенного вещества. При постоянных внешних условиях скорость растворения осадка равна скорости процесса кристаллизации: КnАmn К + m + mA – n (1)

Для описания этого гетерогенного равновесного процесса используют константу равновесия, называемую произведением растворимости ПР = [K + m ] n [A – n ] m , где [K + m ] и [A n ] – концентрации ионов в насыщенном растворе (моль/л). Например:

AgCl= Ag + +Cl – , ПР = [Ag + ] [Cl – ]; здесь n=m=1.

PbI2 = Pb 2+ +2I – , ПР =[Pb 2+ ][I – ] 2 ; здесь n=1, m=2.

ПР зависит от природы растворенного вещества и температуры. ПР является табличной величиной. Зная ПР,можно вычислить концентрацию насыщенного раствора вещества, а также оценить его растворимость в г на 100 мл воды ( величинаs, приводимая в справочной литературе) и определить возможности выпадения вещества в осадок.

Для уравнения (1) взаимосвязь концентрации насыщенного раствора трудно растовримого вещества (См, моль/л) с величиной ПР определяется следующим уравнением:

,

где nиm –стехиометричекие коэффициенты в ур. 1.

Задача 5. Концентрация насыщенного раствора (См)Mg(OH)2равна 1,110 -4 моль/л. Записать выражение для ПР и вычислить его величину.

Решение: В насыщенном раствореMg(OH)2устанавливается равновесие между осадком и растворомMg(OH)2↔Mg 2+ +2OH – , для которого выражение ПР имеет вид ПР = [Mg 2+ ][OH – ] 2 . Зная концентрации ионов, можно найти его численное значение. Учитывая полную диссоциацию

Читайте также:  Вирус шифровальщик как восстановить файлы

Mg(OH)2, концентрация его насыщенного раствора См = [Mg 2+ ]= 1,110 -4 моль/л, а [OH – ] = 2[Mg 2+ ] = 2,210 -4 моль/л. Следовательно, ПР= [Mg 2+ ][OH – ] 2 =1,1. 10 -4 (2,2 10 -4 ) 2 = 5,3. 10 -12 .

Задача 6. Вычислить концентрацию насыщенного раствора и ПР хромата серебра, если в 0,5 л воды растворяется 0,011 г соли.

Решение: Для определения молярной концентрации насыщенного раствораAg2CrO4 воспользуемся формулойCM= ,гдеm– масса растворенного вещества (г), М- молярная масса ( г/моль),V– объем раствора (л). М(Ag2CrO4) =332 г/моль. См =9,48 . 10 -5 моль/л. Растворение хромата серебра (I) сопровождается полной (=1) диссоциацией соли:Ag2CrO4 ↔ 2Ag + +CrO4 2- , ПР=[Ag + ] 2 [CrO4 2- ], где [CrO4 2- ] = См= 9,48 . 10 -5 моль/л, а [Ag + ] = 2 [CrO4 2- ]=1,89610 -4 .

Таким образом ПР = (1,89610 -4 ) 2 (9,4810 -5 ) = 3,410 -12 .

Задача 7. Можно ли приготовить растворы соли СаСО3с концентрациями СаСО3 С1=10 -2 М и С2 = 10 -6 М , если ПРСаСО3= 3,810 -9 .

Решение: Зная величину ПР, можно рассчитать концентрацию

насыщенного раствора соли и, сравнив ее с предлагаемыми

концентрациями, сделать вывод о возможности или невозможности приготовления растворов. Растворение карбоната кальция протекает по схеме CaCO3↔Ca 2+ +CO3 2- В данном уравненииn = m =1, тогда

= ≈ 6,2•10 -5 моль/л ,

С1> См– раствор приготовить нельзя, так как будет выпадать осадок;

С2 2+ +SO4 2- +2Na + +2OH – Fe(OH)2+2Na + +SO4 2— ионно-молекулярное уравнение (ИМУ).

Fe 2+ +2OH –  Fe(OH)2 (ПР Fe(OH)2 = 4,810 -16 ) – краткое ионно-молекулярное уравнение образования осадка;

2) выделение газа

образования летучего соединения.

3) образование слабых электролитов

а) простые вещества:

2K + + 2CN – + 2H + +SO4 2-  2HCN + 2K + +SO4 2- (ИМУ)

CN – +H + HCN(Кд HCN= 7,8•10 -10 ) –ионно-молекулярное ур-е образования слабого электролитаHCN.

б) комплексные соединения:

Zn 2+ +4NH3 [Zn(NH3)4] 2+ – краткое ионно-молекулярное уравнение образования комплексного катиона.

Встречаются процессы, при которых слабые электролиты или малорастворимые соединения входят в число исходных веществ и продуктов реакции. Равновесие в этом случае смещается в сторону образования веществ, имеющих наименьшую константу диссоциации или в сторону образования менее растворимого вещества:

Равновесие сдвинуто в сторону образования молекул воды.

Б) AgCl + NaI AgI + NaCl (МУ)

AgCl + Na + +I – AgI+ Na + +Cl –

AgCl + I – AgI + Cl – (ИМУ)

Равновесие сдвинуто в сторону образования осадка AgI.

В) Могут встречаться процессы, в уравнениях которых есть и малорастворимое соединение и слабый электролит

MnS + 2H + +2Cl –  Mn 2+ + 2Cl – + H2S

MnS + 2 H +  Mn 2+ + H2S (ИМУ)

ПРMnS=2,510 -10 ; [S -2 ]= =1,58.10 -5 моль/л

Kд H2S= K1K2 = 610 -22 ; [S 2- ] ==5,4.10 -8 моль/л

Связывание ионов S 2- в молекулыH2Sпроисходит полнее, чем вMnS, поэтому реакция протекает в прямом направлении, в сторону образованияH2S

Гидролиз является результатом поляризационного взаимодействия ионов соли с их гидратной оболочкой. Гидролиз – это обменная реакция в растворе между молекулами воды и ионами соли. В результате гидролиза, благодаря образованию слабого электролита (слабой кислоты или слабого основания), изменяется ионное равновесие Н2О⇄Н + + ОН – из-за связывания Н + или ОН – и изменяется рН-среды. Гидролизу подвергаются соли, в состав которых входят ионы слабой кислоты или слабого основания. Соли, образованные ионами сильной кислоты и сильного основания, гидролизу не подвергаются (NaCl,Na2SO4). Продуктами гидролиза могут быть слабые электролиты, малодиссоциирующие, труднорастворимые и летучие вещества. Гидролиз – стадийная реакция, в случае многозарядного иона число стадий равно его заряду. Гидролизу покатионуподвергаются соли, образованные анионами сильной кислоты и катионами слабого основания. Например, к слабым основаниям относятся гидроксидыpиd-металлов (Кд10 -4 ), а также гидроксид аммония.

Читайте также:  Дополнительная видеокарта для компьютера

Хлорид цинка – соль, образованная слабым основанием Zn(OH)2 и сильной кислотой HCl. Катион цинка имеет заряд 2+, поэтому гидролиз будет проходить в две ступени:

Zn 2+ + HOH ↔ ZnOH + + H + I ступень

ZnOH + +HOH↔ Zn(OH)2+H + IIступень

В результате этого взаимодействия возникает избыток ионов Н + ([Н + ]  [ОН – ]) , раствор подкисляется (рН -3 ) и катионами сильного основания (Kд>10 -3 ). Рассмотрим гидролиз карбоната калия – соли, образованной слабой угольной кислотойH2CO3(Kд I = 4,5. 10 -7 ) и сильным основаниемKOH, карбоксо-анион имеет заряд (2-). Гидролиз протекает в две ступени:

В этом случае высвобождаются ионы ОН – ([Н + ]  [ОН – ]) – раствор подщелачивается (рН >7).

Необратимый гидролиз. Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой, гидролизуются по катиону и аниону. Результат гидролиза будет зависить от значения Кд основания и кислоты. Рассмотрим гидролиз фторида аммония – соли, образованной слабым

основанием NH4OH (Кд =1,8 . 10 -5 ) и слабой кислотой HF (Кд = 6,8 . 10 -4 ):

Определение гидроксида аммония и его формула

Гидроксид аммония (аммиачная вода, гидрат аммиака) представляет собой химическое соединение, принадлежащее классу оснований и образованное взаимодействием аммиака с водой.

Формула – ( NH_<4>OH ) или ( NH_<3>OH cdot H_<2>O )

Молярная масса составляет 35.046 г / моль.

Физические свойства – бесцветная жидкость с сильным запахом.

Гидроксид аммония – слабое основание, константа диссоциации ( K_=1,8cdot 10^-5 )

Диссоциация протекает в соответствии с уравнением:

( N H_<3>+H_ <2>O leftrightarrows N H_<4>^<+>+O H^ <->)

Химические свойства гидроксида аммония

Гидроксид аммония является термически нестабильным, и когда раствор кипятят, выделяется аммиак:

Относительно реакционноспособный, обладает понижающими свойствами. Вступает в обменные реакции:

( NH_<4>OH=HNO_ <3>
ightarrow NH_<4>NO_<3>+H_<2>O )

Качественная реакция на гидрат аммиака представляет собой образование коричневого осадка с ( 4NH_<4>OH=2K_<2>H_I_<4>
ightarrow(H_N)Icdot H_<2>O downarrow+4KI+3NH_<4>I+3H_<2>O )

Основой метода получения гидроксида аммония является реакция газообразного аммиака и воды:

( NH_<3>+H_<2>Oleftrightarrows NH_<3>cdot H_<2>Oleftrightarrows NH_<4>OH ) заявка

Растворенные растворы аммиака 10% ( NH_ <3>) называются аммиаком и используются в медицине, концентрированные растворы 25% ( NH_ <3>) представляют собой аммиачную воду. В пищевой промышленности он зарегистрирован как пищевая добавка E527. В сельском хозяйстве используется как удобрение. Вода аммиака используется для производства аммониевых солей (азотных удобрений), в производстве соды, красителей.

Примеры решения проблем

Рассчитать рН раствора аммиака с массовой долей 30% и плотностью 0,882 г / мл.

Напишите выражение для вычисления молярной концентрации раствора:

где ( C_ ) – молярная концентрация раствора; n – количество молей растворенного вещества; V – объем решения; m – масса вещества; M – молярная масса вещества; ( omega ) – массовая доля вещества; (
ho ) – плотность раствора.

Нужно подставить плотность раствора в g / l в формулу, но поскольку в ссылках приведены данные в г / мл, мы умножаем выражение на 1000:

Замените числовые значения в полученной формуле:

Теперь напишем уравнение диссоциации ( NH_<4>OH )

Пусть х представляет собой концентрацию гидроксида аммония, которая диссоциирует, то равновесные концентрации ионов аммония и ионного гидроксида будут равны х, т.е.

Запишем выражение для константы диссоциации:

Численное значение ( K_=1,77cdot 10^ <-5>) (из справочника)

Поскольку ( K_ ll 1 Rightarrow C_-x approx C_ Rightarrow K_=frac<2>>> )

Найти концентрацию ионов гидроксида:

Рассчитайте (
ho OH ) решение:

Вычислить (
ho H ) раствор:

(
ho H=14-
ho OH=14-1,934=12,07 )

(
ho H ) раствора аммиака составляет 12,07

Какова массовая доля гидроксида аммония в растворе, которая образуется при растворении 1 кубического метра ( NH_ <3>) в 2 литрах воды в стандартных условиях.

Стандартными условиями являются Т = 298 К и Р = 1 атм = 101325 Па.

Вычислим число ( NH_ <3>) в 1 кубе в данных условиях с использованием уравнения состояния идеального газа (при данных Т и Р газ можно считать идеальным):

Читайте также:  Функция open в си

( Pcdot V=ncdot Rcdot T )

R – универсальная газовая постоянная, ( R=8,314 Дж/моль cdot K )

Экспресс и вычислить из этого выражения количество моля аммиака:

Рассчитайте массу ( NH_ <3>) :

Теперь мы находим массу ( H_<2>O ) :

Нам дано, что (
ho (H_<2>O)=1мл ); ( V=2л=2000 мл )

Тогда ( m(H_<2>O)=
ho cdot V=1 cdot 2000=2000г )

Найдите массу решения:

Рассчитайте массовую долю гидроксида аммония:

Массовая доля гидроксида аммония составляет 25,8%.

Закон действующих масс

Пример оформления расчетной задачи

Задача 2. Вычислите степень диссоциации и равновесные концентрации ионов [OH – ] и [NH4 + ] в 0,1 М растворе гидроксида аммония, если К NH4OH =1,76∙10 -5 .

1. Записываем уравнение диссоциации гидроксида аммония, справа от уравнения приводим константу ионизации, во второй строке указываем начальные концентрации вещества, в третьей строке – равновесные концентрации всех частиц, в четвертой – убыль концентрации гидроксида аммония.

2. Составляем математическое выражение закона действующих масс, подставляем в него равновесные концентрации всех частиц и решаем относительно x.

.

Математически доказано, что если отношение , величиной x в знаменателе можно пренебречь.

3. Для нахождения степени диссоциации гидроксида аммония можно воспользоваться математическим выражением закона разбавления Оствальда:

либо, опираясь на определение степени диссоциации, провести расчет на основании величин, полученных при решении закона действующих масс (степень диссоциации слабого электролита – это отношение количества распавшихся на ионы молекул к общему количеству растворенного вещества):

Ответ: α=1,33; [OH – ] = [ NH4 + ]=1,33∙10 -3 моль/л.

Слабые электролиты при растворении и расплавлении диссоциируют на ионы частично. Параллельно с процессом диссоциации идет обратный процесс – ассоциация – образование молекул из ионов. В определенный момент времени скорости прямой и обратной реакций выравниваются, и наступает состояние химического равновесия. В данном состоянии система будет находиться столь долго, пока какое-либо внешнее воздействие не приведет к смещению равновесия. Состояние химического равновесия характеризуется константой равновесия.

Выведем выражение для константы химического равновесия, опираясь на понятия химической кинетики.

1. Запишем уравнение диссоциации слабого электролита в общем виде:

2. Запишем уравнения для скорости прямой и обратной реакции через концентрации веществ:

3. Состояние химического равновесия характеризуется равенством скоростей прямой и обратной реакции:

4. Преобразуем последнее выражение, сгруппировав переменные величины (концентрации) в одной части выражения, а постоянные величины (константы скоростей) – в другой:

5. Так как отношение констант скоростей есть величина постоянная, вводим новую константу, которая будет характеризовать состояние химического равновесия.

6. На основании полученного выражения формулируем закон действующих масс. Для обратимой химической реакции в состоянии равновесия произведение равновесных концентраций продуктов реакции в степенях их стехиометрических коэффициентов, отнесенное к такому же произведению для исходных веществ, есть величина постоянная при данной температуре и давлении.

Константа химического равновесия есть величина постоянная при данной температуре и давлении; она не зависит от концентраций реагирующих веществ, а определяется лишь природой вещества и растворителя. Для слабых электролитов эта константа называется константой ионизации. Для сильных электролитов константа диссоциации не имеет смысла, так как данные вещества при растворении полностью диссоциируют на ионы.

Помимо константы ионизации силу электролита характеризует степень диссоциации. Степень диссоциации – это отношение числа распавшихся при диссоциации молекул на ионы, отнесенное к общему числу частиц растворенного вещества.

Между степенью диссоциации и константой ионизации существует математическая связь, выражаемая законом разбавления Оствальда:

если электролит слабый и степень диссоциации мала, то величиной α в знаменателе можно пренебречь по сравнению с единицей, в итоге получим упрощенное выражение закона разбавления Оствальда:

Закон разбавления Оствальда. При разбавлении слабого электролита степень его диссоциации увеличивается.

Закон действующих масс применим для расчета любого ионного равновесия, если в нем участвует малодиссоциирующее соединение (таблица 3).