Материалы по запросу: рассчитать ph раствора
4. Рассчитать pH раствора, в 4 л которого содержится 1,48 г Ca(OH)2 (а=100%).
4. Рассчитать pH раствора, в 4 л которого содержится 1,48 г Ca(OH)2 (а=100%).
[Росдистант] Высокоэнергетические методы обработки материалов (практические задания по вариантам)
Выберите металлы, которые при погружении в раствор своей соли окисляются - железо - медь - цинк - серебро - свинец 10. Выберите металлы, которые при погружении в раствор своей соли восстанавливаются - железо
[Росдистант] Производственная практика (практика в ИТ-сфере) 38.03.01 «Экономика» 38.03.02 «Менеджмент» 38.03.03 «Управление персоналом» Росдистант ТГУ
пользователю рассчитать площадь прямоугольного пола в помещении: веб-приложение должно предоставлять возможность пользователям вводить значения длины и ширины помещения, и получать рассчитанную площадь пола
Записать уравнения гидролиза соли K2CO3 (молекулярные, ионно- молекулярные, сокращённые ионно-молекулярные) по всем ступеням. Указать окраску универсального индикатора в растворе этой соли,
сокращённые ионно-молекулярные) по всем ступеням. Указать окраску универсального индикатора в растворе этой соли,
Ответы на тест / РОСДИСТАНТ / Аналитическая химия и физико-химические методы анализа 1 / Итоговый тест
Снять флажок Навеску 0,600 г Н2C2O4 • 2H2O растворили в мерной колбе на 100,000 мл. На титрование 20,000 мл полученного раствора израсходовали 11,540 мл раствора NaOH. Определите молярную концентрацию NaOH;
1. Дайте определение понятию термодинамическая система 2. Какая термодинамическая функция является критерием
определение понятию термодинамическая система. Укажите виды термодинамических систем. Приведите пример. Рассчитайте энтальпию реакции горения метана. Составьте термохимическое уравнение этой реакции. Вычислите количество
4 Задачи по электрохимии
степень диссоциации ZnSO4 в более разбавленном растворе равна 35%. Вычислить кажущуюся степень диссоциации в более концентрированном растворе. 2 Рассчитать ЭДС элемента Cu-Pd (сплав) | CuSO4 (0,1моль/л)
Зачётная работа первого семестра 2023/2024 учебного года
добавить дополнительное количество хлора? 4.Рассчитать pH раствора, в 5 л которого содержится 8,55 г Ва(OH)2 (α=100%). 5. Какова молярность раствора серной кислоты, pH которого равен 3? (α=100%). 6. а) Закончить
[Росдистант] Экология.ЛАБОРАТОРНЫЕ РАБОТЫ 1-3 Росдистант ТГУ 2025г.
проведения опыта по исследованию цветности воды (эталонные колбы); 3. Оборудования для исследования pH воды; 4. Оборудование для проведения опыта по исследованию содержания хлоридов; 5. Оборудование
Контрольная работа по дисциплине «Химическое сопротивление материалов и защита от коррозии»
деполяризацией в растворе NaCl со значением pH = 10 при температуре 25 ℃ и парциальном давлении кислорода РO2 = 0,1 атм. Стандартный потенциал кадмия равен –0,402 В, активность ионов кадмия в растворе 2•103. Рассчитать
Рассчитать pH раствора К 5 мл 0.1 М раствора КOH добавили 45мл 0.02 М раствора NaOH. Чему равен рН полученного…
Рассчитать pH раствора К 5 мл 0.1 М раствора КOH добавили 45мл 0.02 М раствора NaOH. Чему равен рН полученного раствора?
Ответ на вопрос
Для начала найдем количество вещества KOH и NaOH, добавленных в раствор:n(KOH) = 0.1 М 5 мл = 0.0005 моль KOH
n(NaOH) = 0.02 М 45 мл = 0.0009 моль NaOHТеперь найдем общее количество вещества в полученном растворе:n(общ) = n(KOH) + n(NaOH) = 0.0005 моль + 0.0009 моль = 0.0014 мольОбъем полученного раствора равен сумме исходных объемов:V(общ) = 5 мл + 45 мл = 50 мл = 0.05 лТеперь можем рассчитать концентрацию вещества в полученном растворе:C(общ) = n(общ) / V(общ) = 0.0014 моль / 0.05 л = 0.028 МТеперь рассчитаем pOH по формуле:pOH = -log(C(общ)) = -log(0.028) = 1.55Так как pH + pOH = 14, то:pH = 14 - pOH = 14 - 1.55 = 12.45Итак, pH полученного раствора равен 12.45.
Еще 80
1
Нужно решение задачи При какой концентрации гидроксида аммония раствор диссоциирован на 50% ? Рассчитать…
Нужно решение задачи При какой концентрации гидроксида аммония раствор диссоциирован на 50% ? Рассчитать pH раствора. pK=4,75 ,Кд=1,8*10^-5
Ответ на вопрос
Для решения задачи нам необходимо использовать уравнение диссоциации гидроксида аммония:NH4OH ⇌ NH4+ + OH-Из условия задачи нам известно, что раствор диссоциирован на 50%, следовательно, концентрация ионов гидроксида и аммония будет равна:[NH4+] = [OH-] = 0.5 * СЗатем необходимо записать уравнение равновесия для реакции диссоциации гидроксида аммония:Kd = [NH4+][OH-] / [NH4OH]Так как концентрация ионов NH4+ и OH- равны и мы обозначили их как 0.5 * С, то можно переписать уравнение:Kd = (0.5 C)^2 / (C - 0.5 C)Kd = 0.25 C / 0.5 CKd = 0.5Теперь найдем концентрацию гидроксида аммония С:0.5 = 0.25 C / (C - 0.5 C)0.5 = 0.25 / 0.5C = 1Таким образом, концентрация гидроксида аммония равна 1 M. Теперь можно рассчитать pH раствора, используя формулу:pOH = pK - log([OH-])pOH = 4.75 - log(1) = 4.75pH = 14 - pOH = 14 - 4.75 = 9.25Следовательно, pH раствора гидроксида аммония с концентрацией 1 M будет равен 9.25.
Еще 86
1
Интересные вопросы по химии Рассчитать pH раствора, в 5 л которого содержится 8,55 г Ва(OH)2 (α=100%).…
Интересные вопросы по химии Рассчитать pH раствора, в 5 л которого содержится 8,55 г Ва(OH)2 (α=100%).
Ответ на вопрос
Для решения этой задачи необходимо сначала определить количество моль вещества Ba(OH)2, а затем рассчитать концентрацию и pH раствора.Определим количество моль Ba(OH)2:
molar mass Ba(OH)2 = 137,33 г/моль + 216,00 г/моль + 21,01 г/моль = 171,35 г/моль
молярная масса 1 моль = 171,35 г
молярная масса 8,55 г = x моль
x = 8,55 г / 171,35 г/моль = 0,05 мольРассчитаем концентрацию раствора:
V (объем раствора) = 5 л
n (количество моль Ba(OH)2) = 0,05 моль
c (концентрация) = n / V = 0,05 моль / 5 л = 0,01 МТеперь рассчитаем pH раствора Ba(OH)2:
Ba(OH)2 распадается на ионы Ba2+ и 2OH-. Поскольку α = 100%, то концентрации каждого иона равны половине концентрации Ba(OH)2:
[OH-] = 2c(Ba(OH)2) = 20,01 М = 0,02 МpOH = -log[OH-] = -log(0,02) = 1,69897pH = 14 - pOH = 14 - 1,69897 = 12,30103Ответ: pH раствора Ba(OH)2 составляет 12,3.
Еще 60
1
Рассчитайте pH раствора ,полученного после смешения растворов кислоты и щелочи равной объему 0.005 М раствора…
Рассчитайте pH раствора ,полученного после смешения растворов кислоты и щелочи равной объему 0.005 М раствора гидроксида натрия и 0.01 М раствора азотной кислоты
Ответ на вопрос
Для начала определим pKa для азотной кислоты и гидроксида натрия:Азотная кислота (HNO3): pKa = -log(Ka) = -log(1.7 x 10^-5) = 4.77
Гидроксид натрия (NaOH): pKa = 14 - pKb = 14 - 15.74 = -1.74Теперь найдем pH раствора после их смешивания. Для этого используем метод кислотно-основного баланса:
НО3- + H2O <-> HNO3 + OH-
Na+ + H2O <-> NaOH + H+Сначала найдем концентрации OH- и H+ после реакции:[HNO3] = 0.01 M
[NaOH] = 0.005 M
[OH-] = 0.005 M
[H+] = 0.005 MТеперь найдем pH:pH = 14 - pOH
pOH = -log([OH-]) = -log(0.005) = 2.3
pH = 14 - 2.3 = 11.7Итак, pH раствора после смешивания равен 11.7.
Еще 67
1
ЗАДАНИЕ 5 А. Определите, к какому классу относятся соединения, назовите их. Укажите степени окисления. N2O, HCl, NaH2PO4, Cr(OH)3 Б. Напишите эмпирические формулы соединений. Гидрокарбонат натрия, сульфат кальция, фосфат бария
объеме газа. Какова масса одной молекулы в граммах? ЗАДАНИЕ 30 Определите факторы эквивалентности и рассчитайте молярные массы эквивалентов подчеркнутых веществ в реакциях, протекающих по уравнениям а и б. a)
Как рассчитать pH в растворе соли , образованной слабой кислотой и слабым основанием ? Вот например pH 1M раствора…
Как рассчитать pH в растворе соли , образованной слабой кислотой и слабым основанием ? Вот например pH 1M раствора Nh4HCO3 Ка 4,5*10-⁷. Кб 1,76*10-⁵ (pH=7,79)
Ответ на вопрос
Для расчета pH раствора соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием, необходимо использовать систему уравнений, основанную на константах диссоциации. В вашем случае рассматривается соль аммоний бикарбонат (NH4HCO3), которая образуется из аммониевой кислоты (NH4^+) и бикарбонат-ионов (HCO3^-).Шаг 1: Определение константы степени диссоциацииСначала вычислим константу диссоциации для соли. Мы знаем, что:Константа кислотности ( K_a ) аммониевой кислоты (NH4+):
[ K_a = 4.5 \times 10^{-7} ]Константа основности ( K_b ) угольной кислоты (HCO3^-):
[ K_b = 1.76 \times 10^{-5} ]Из этих констант можно найти ( K_w ) - константу ионного произведения воды (при 25°C ( K_w \approx 1.0 \times 10^{-14} )):
[
K_w = K_a \cdot K_b
]Шаг 2: Рассчитать pHДля раствора 1M NH4HCO3 можно использовать уравнение, учитывающее ионное равновесие. Так как аммоний (NH4^+) будет диссоциировать, создавая H+ и HCO3^-:[
NH4^+ \rightleftharpoons H^+ + NH3
]Составим уравнение на основе Ka и используем для расчета pH:[
K_a = \frac{[H^+][NH3]}{[NH4^+]}
]Поскольку концентрации всех компонентов приблизительно равны, можно записать: [
K_a = \frac{x^2}{C - x} \quad (C = 1M)
]При этом ( x ) - это концентрация ( [H^+] ). Для достаточно разбавленных растворов ( x ) можно считать небольшой величиной по сравнению с ( C ), поэтому приближаемся:[
K_a \approx \frac{x^2}{1} \implies x^2 = K_a \implies x = \sqrt{K_a} = \sqrt{4.5 \times 10^{-7}} \approx 0.0006708 \,M
]Шаг 3: Рассчитаем pHТеперь мы можем рассчитать pH:[
pH = -\log[H^+] = -\log(0.0006708) \approx 3.17 + 7 = 10.83
]Это значение pH будет корректно анализировать в зависимости от ионов в растворе. Объединяя эффекты как NH4^+, так и HCO3^-.УточнениеПри диполярных солях, у которых наблюдается плоская реверсия осмотической активности, а также при рассчете pH необходимо будет использовать данный подход , уравнение равноценной реверсии. Пожалуйста уточните путь подтверждения.
Еще 134
1
Объясните, как буферные растворы работают на молекулярном уровне; приведите примеры биологических и аналитических…
Объясните, как буферные растворы работают на молекулярном уровне; приведите примеры биологических и аналитических применений и опишите, как рассчитать состав буфера с заданным pH и емкостью.
Ответ на вопрос
Кратко, по пунктам.
Молекулярный механизм
- Буфер — смесь слабой кислоты HA и её сопряжённой основы A−. Реакция: \(\mathrm{HA} \rightleftarrows \mathrm{H}^+ + \mathrm{A}^-\). При добавлении сильной кислоты H+ равновесие смещается влево (поглощение H+), при добавлении сильного основания OH− A− реагирует с OH−, образуя HA (подавление изменения [H+]). Это поддерживает pH.
- Важны константа диссоциации \(K_a\) (или \(\mathrm{p}K_a = -\log_{10}K_a\)), сольность/ионная сила и активность ионов (реально pH зависит от активностей, не только концентраций). Приближённо работает, когда концентрации HA и A− сопоставимы (обычно в интервале \(\mathrm{p}K_a \pm 1\)).
Примеры применений
- Биологические: буферная система крови (бикарбонат \(\mathrm{HCO}_3^-/\mathrm{H}_2\mathrm{CO}_3\)), внутриклеточные буферы (фосфаты, белки), буферные среды для культивирования клеток (например, HEPES при pH~7.2–7.4), стабилизация pH для ферментативных реакций.
- Аналитические: подготовка растворов для титраций и калибровки pH-электродов, буферы в электрофорезе, мобильные фазы в HPLC, контроль pH в спектрофотометрических и кинетических измерениях.
Расчёт состава буфера (основные формулы и алгоритм)
1. Выберите кислоту с \(\mathrm{p}K_a\) близким к требуемому pH (лучше в пределах ±1).
2. Отношение концентраций даёт уравнение Хендерсона—Хассельбаха:
\[
\mathrm{pH} = \mathrm{p}K_a + \log_{10}\frac{[\mathrm{A}^-]}{[\mathrm{HA}]},
\]
откуда
\[
\frac{[\mathrm{A}^-]}{[\mathrm{HA}]} = 10^{\mathrm{pH}-\mathrm{p}K_a}.
\]
3. Если задана общая (той самой «ёмкости» в смысле доступного количества буферных пар) молярная концентрация \(C = [\mathrm{HA}]+[\mathrm{A}^-]\), то
\[
[\mathrm{HA}] = \frac{C}{1+10^{\mathrm{pH}-\mathrm{p}K_a}},\qquad
[\mathrm{A}^-] = C - [\mathrm{HA}] = \frac{C\cdot 10^{\mathrm{pH}-\mathrm{p}K_a}}{1+10^{\mathrm{pH}-\mathrm{p}K_a}}.
\]
Для приготовления раствора объёмы/массы рассчитывают как \(n=[\text{конц}]\cdot V\) (моль) и переводят в граммы/объёмы растворов.
4. Связь между «ёмкостью буфера» \(\beta\) (buffer capacity; чувствительность pH к добавлению сильного кислоты/основания) и концентрацией:
Общее выражение приближённо
\[
\beta = 2.303\,C\,\frac{K_a[H^+]}{(K_a+[H^+])^2}.
\]
В форме через pH и pKa:
\[
\beta = 2.303\,C\,\frac{10^{\mathrm{pH}-\mathrm{p}K_a}}{\big(1+10^{\mathrm{pH}-\mathrm{p}K_a}\big)^2}.
\]
При \(\mathrm{pH}=\mathrm{p}K_a\) максимальная ёмкость \(\beta_{\max}=2.303\,C/4\approx 0.576\,C\).
5. Если задана требуемая ёмкость \(\beta\) и pH, можно найти необходимую \(C\):
\[
C = \frac{\beta}{2.303}\,\frac{(1+10^{\mathrm{pH}-\mathrm{p}K_a})^2}{10^{\mathrm{pH}-\mathrm{p}K_a}}.
\]
Практическое примечание
- Учитывайте активность (особенно при высокой/низкой ионной силе), температуру (смещение \(\mathrm{p}K_a\)), влияние растворённых солей и CO2 (для открытых систем, особенно бикарбонатных буферов).
- Для приготовления чаще используют соль основы (NaA) и свободную кислоту (HA) или переводят часть кислоты в соль добавлением эквивалента сильного основания/кислоты.
Краткий пример
- Требуется pH 7.4, выбран фосфат с \(\mathrm{p}K_a=7.21\), задан \(C=0.05\ \mathrm{M}\):
\[
r=10^{7.4-7.21}=10^{0.19}\approx 1.55,
\]
\[
[\mathrm{HA}]=\frac{0.05}{1+1.55}\approx 0.0195\ \mathrm{M},\quad
[\mathrm{A}^-]=0.05-0.0195\approx 0.0305\ \mathrm{M}.
\]
Ёмкость в этой точке:
\[
\beta=2.303\cdot 0.05\cdot\frac{1.55}{(1+1.55)^2}\approx 0.023\ \mathrm{M\ per\ pH\ unit}.
\]
Это покрывает молекулярный принцип, области применения и основные расчёты для состава буфера с заданным pH и требуемой ёмкостью.
Еще 24
1
Какие факторы определяют кислотно-основные свойства аминокислот в растворе, как изменяются их заряды при…
Какие факторы определяют кислотно-основные свойства аминокислот в растворе, как изменяются их заряды при различных pH, и как рассчитать и интерпретировать изоэлектрическую точку для смеси аминокислот или
Ответ на вопрос
Коротко — по пунктам, с формулами и примерами.1) Что определяет кислотно-основные свойства аминокислотНаличие и тип ионизуемых групп: карбоксильная (−COOH/−COO−), амино (−NH3+/−NH2) и боковые цепи (например, COOH у Asp/Glu, NH3+ у Lys/Arg, Imidazol у His, тиол у Cys, фенол у Tyr).Значения pKa для каждой ионизуемой группы — pH, при котором половина данной группы протонирована.Микроокружение: соседние заряды (электростатические эффекты), водородные связи, гидрофобность, связывание ионов/металлов, местный диэлектрический коэффициент — всё это может сдвигать pKa (у пептидов и белков pKa часто отличаются от свободных аминокислот).Температура и ионная сила раствора — влияют на величины pKa и поведение титрования.2) Как меняются заряды при разном pH (общая логика)Для каждой ионизуемой группы можно ввести фракцию протонированной формы через уравнение Хендерсон–Хассельбалха:
доля протонированной формы = 1 / (1 + 10^(pH − pKa))доля депротонированной = 1 / (1 + 10^(pKa − pH))Заряд группы = charge_prot fraction_prot + charge_deprot fraction_deprot.
Пример: −COOH (протонат) имеет заряд 0, −COO− (депротонат) заряд −1. −NH3+ → +1, −NH2 → 0.Общий заряд молекулы = сумма вкладов всех ионизуемых групп.При pH << всех pKa молекула максимально протонирована; при pH >> всех pKa — максимально депротонирована.3) Как рассчитать изоэлектрическую точку (pI)pI — это значение pH, при котором суммарный (средний) заряд молекулы = 0.Для аминокислоты без ионизируемой боковой цепи (например, глицин):
pI = (pKa(COOH) + pKa(NH3+)) / 2.Для кислотных аминокислот (Asp, Glu) ионизируемая боковая группа — кислотная, и pI = среднее между двумя pKa, окружающими нейтральное (нулевое) состояние — обычно это два более низких pKa (альфа-COOH и боковой COOH).Для основных аминокислот (Lys, Arg, His) pI = среднее между двумя более высокими pKa (те, которые окружают нейтральную форму).Общий практический алгоритм для пептида или смеси:
Перечислить все ионизуемые группы: N-термин (α-NH3+/NH2), C-термин (α-COOH/COO−) и все боковые цепи с ионизацией.Взять pKa для каждой группы (учитывая, что pKa в пептидной среде может отличаться).Для заданного pH вычислить доли протонированных/депротонированных форм каждой группы по HH-уравнению и суммировать их заряды → получить общий заряд Z(pH).Найти pH, где Z(pH) = 0. На практике делается численный поиск (например, перебирать pH с шагом 0.01 и/или линейно интерполировать между точками).Для смеси аминокислот: считается суммарный заряд всей смеси (в молях или долях): Z_total(pH) = Σ_i n_i * Z_i(pH) (где n_i — число молей/доля компонента i). pI смеси — pH, при котором Z_total(pH) = 0. (Важно: «pI смеси» — это свойство смеси как совокупности; отдельные компоненты при этом имеют свои pI и будут разделяться в изоэлектрическом фокусировании.)4) ПримерыГлицин: pKa(COOH)=~2.34, pKa(NH3+)=~9.60 → pI = (2.34+9.60)/2 ≈ 5.97.Глутамат (кислый): pKaα≈2.19, pKaR(боковой COOH)≈4.25, pKaNH3≈9.67 → pI = (2.19+4.25)/2 ≈ 3.22 (среднее двух низких pKa).Лизин (основный): pKaCOOH≈2.18, pKaα-NH3≈8.95, pKaR≈10.53 → pI = (8.95+10.53)/2 ≈ 9.74.5) Практические замечания и ограниченияpKa в белке/пептиде зависят от третичной структуры и окружения; при расчёте pI для белков используют эмпирические поправки или специализированные программы (PROPKA, H++, и т. п.).Ионная сила и температура сдвигают pKa — указывать условия.В электрофорезе при pI молекула мигрирует минимально; при pH выше pI молекула отрицательно заряжена, при pH ниже — положительно.Для точных расчётов больших пептидов/белков нужны численные методы и экспериментальные данные pKa.Если хотите, могу:Привести пошаговый численный пример расчёта Z(pH) для конкретного пептида (укажите последовательность и pKa),Показать скрипт/алгоритм (на Python) для автоматического вычисления pI для смеси.
Еще 24
1
Дан раствор уксусной кислоты и её соли в воде — как рассчитать и объяснить поведение pH при добавлении сильного…
Дан раствор уксусной кислоты и её соли в воде — как рассчитать и объяснить поведение pH при добавлении сильного основания или при разбавлении, используя понятия равновесия и константы кислотности
Ответ на вопрос
Кратко и по делу — используем равновесие и константу кислотности.
1) Основная связь (равновесие):
\[
K_a=\frac{[H^+][A^-]}{[HA]}
\]
Для уксусной кислоты \(A^-=CH_3COO^-\), \(pK_a\approx4.76\). Логарифм даёт Хендерсон—Хассельбалх:
\[
pH=pK_a+\log\frac{[A^-]}{[HA]}
\]
(годится, когда концентрации задают активности приближённо).
2) Добавление сильного основания (например \(OH^-\)):
реакция стехиометрическая: \(OH^-+HA\to A^-+H_2O\).
Если до введения были концентрации \([HA]_0,[A^-]_0\) и добавлено количество основания \(\Delta\) (в молях на объём или в концентрации), то новые концентрации
\[
[HA]=[HA]_0-\Delta,\qquad [A^-]=[A^-]_0+\Delta.
\]
Подставляем в HH:
\[
pH_{\text{после}}=pK_a+\log\frac{[A^-_0]+\Delta}{[HA_0]-\Delta}.
\]
Следствия:
- Если \(\Delta\ll[HA]_0,[A^-]_0\), то pH меняется мало — буфер «сдерживает» изменение.
- Если \(\Delta\) близко к одному из начальных чисел (например почти весь \(HA\) нейтрализован), HH уже не применима и нужно решать полное равновесие (или считать остаточную сильную щёлочь/кислоту).
Для малых добавлений можно линейно аппроксимировать приращение:
\[
d(pH)\approx\frac{1}{\ln10}\Big(\frac{d[A^-]}{[A^-]}-\frac{d[HA]}{[HA]}\Big)
=\frac{1}{\ln10}\frac{\Delta}{V}\Big(\frac{1}{[A^-]}+\frac{1}{[HA]}\Big).
\]
3) Разбавление:
- При идеальном разбавлении концентрации \([A^-]\) и \([HA]\) умножаются на один и тот же множитель, поэтому их отношение не меняется и по HH pH остаётся тем же:
\[
\frac{[A^-]}{[HA]}=\text{const}\Rightarrow pH=\text{const}.
\]
- Ограничение: при сильном разбавлении суммарная концентрация \(C_T=[A^-]+[HA]\) становится малой; роль ионов воды и автопротолиза возрастает, активность и степень диссоциации меняются. В предельном случае (если соли почти нет, или \([A^-]_0\) пренебрежимо) можно использовать приближение \([H^+]\approx[A^-]\) и \([HA]\approx C_T-[A^-]\), тогда из \(K_a=\dfrac{[H^+][A^-]}{[HA]}\) (при \([H^+]\ll C_T\) приближённо) получаем
\[
[H^+]\approx\sqrt{K_a\,C_T},
\]
и при \(C_T\to0\) \(pH\) стремится к нейтральному значению, т.к. доминирует автопротолиз воды.
4) Практический алгоритм расчёта:
- При добавлении основания: подсчитать новые числа молей \(HA\) и \(A^-\), вычислить новые концентрации и подставить в HH; если один из концентратов близок к нулю — решать полное равновесие или учитывать избыток сильного основания.
- При разбавлении: если остаётся тот же \( [A^-]/[HA] \), использовать HH; при очень малых концентрациях учитывать уравнения равновесия (массовый баланс и \(K_a\)) и, при необходимости, автопротолиз воды.
Замечание: для высокой точности нужно использовать активности вместо концентраций и учитывать ионную силу раствора.
Еще 17
1
Рассчитайте ph раствора фосфата калия, содержащего 7,0*10^-3 г/мл соли.
Рассчитайте ph раствора фосфата калия, содержащего 7,0*10^-3 г/мл соли.
Ответ на вопрос
Для расчета pH раствора фосфата калия используем уравнение Гендерсона-Хассельбальха:pH = pKa + log([A-]/[HA]),где pKa - постоянная диссоциации кислоты;[A-] - концентрация диссоциированного иона;[HA] - концентрация недиссоциированной кислоты.Для фосфата калия с химической формулой K3PO4 постоянная диссоциации (pKa) примем равной 2,12.Молярная масса K3PO4 = 339,1 + 130,97 + 4*16 = 212,27 г/моль.Перейдем от массовой концентрации к молярной:7,010^-3 г/мл 1000 мл/л / 212,27 г/моль = 0,0329 моль/л.Так как фосфат калия K3PO4 диссоциирует на 4 иона, для дальнейших расчетов умножим концентрацию на 3:[A-] = 0,0329 моль/л * 3 = 0,0987 моль/л,
[HA] = 0,0329 моль/л.Теперь можем рассчитать pH:pH = 2,12 + log(0,0987/0,0329) = 2,12 + log(3) = 2,12 + 0,4771 = 2,6.Таким образом, pH раствора фосфата калия составляет приблизительно 2,6.
Еще 152
1
Что часто ищут
Поможем написать учебную работу