ПОИСК Статьи Рисунки Таблицы Равновесие в многокомпонентных кислотно-основных системах из "Химический анализ" Если в равновесии с водой и ее ионами находится более чем одна сопряженная пара кислота — основание, то точное математическое выражение для вычисления [Н+] становится сложным, особенно в том случае, если необходимо охарактеризовать все возможные начальные условия с помощью одного уравнения [27,28]. Вывод таких уравнений позволяет выяснить сущность допущений, используемых при их практических приложениях. Однако во многих случаях можно добиться значительного упрощения, используя для определения концентраций основных компонентов приближенные расчеты и проверяя затем правильность принятых допущений. Если концентрации или константы равновесия такого порядка, что простые уравнения становятся некорректными, тогда следует использовать точные уравнения [28—31]. [c.50] Точное решение этих уравнений может оказаться затруднительным, однако с помошью простых допущений можно упростить расчеты. [c.51] С помощью полученных значений [Н+] и [НА ] более точно рассчитывают значение [А ], а именно [А -] , и найденное значение подставляют вместо [А ] в уравнения (3-39) и (3-40). Однако почти никогда не бывает необходимости в этих дополнительных допущениях, в чем можно убедиться из приведенных ниже примеров. [c.51] Следовательно, допущение, что [Н+] = 10 М, обосновано, поскольку второй ступенью ионизации можно пренебречь. [c.51] Пример 3-6. Рассчитайте концентрацию водородных ионов в 10 М растворе кислоты НзА, если константы ионизации К = I0- К2 = 10-. [c.51] Решение. Из (3-37) в форме полного квадратного уравнения [Н+] = = [НА-] = 6,2-10- М. [c.51] Даже в этом крайнем случае, когда раствор кислоты очень разбавлен и кислота имеет две близкие ступени ионизации, второе приближение вполне удовлетворительно. На практике же в большинстве случаев достаточно первого приближения. [c.51] Раствор амфолита. В этом разделе рассматриваются равновесия в растворе кислой соли НА двухосновной кислоты НгА. Поскольку выведенные выше уравнения не зависят от того, имеет кислота заряд или нет, то такие уравнения пригодны также для расчета равновесий в растворах солеи ВН+А (где ВН+ — катионокислота слабого основания В), а также для промежуточных соединений, образующихся при нейтрализации многоосновных кислот НгА , НА - и т. д. [c.52] Таким образом, концентрация водородных ионов в первом приближении не зависит от концентрации соли. Если К К2 Kw, то раствор имеет кислую реакцию, если К1К2 /С — щелочную. Очевидно, что переход от уравнения (3-46) к уравнению (3-47) особенно оправдан для кислых растворов, так как в этом случае константа /Сг определенно несоизмерима с константой /( ,. [c.52] Если К Кт/С пренебрежимо мало по сравнению с К К2, что и имеет место при обычных значениях С К /С мало), и если К2 не меньше Кт, то полученное уравнение снова превращается в уравнение (3-48). Таким образом, в предельных случаях уравнения (3-47) и (3-50) переходят в уравнение (3-48) однако влияние концентрации С в этих двух случаях различно. [c.53] Пример 3-7. Рассчитайте концентрацию ионов водорода в 0,01 М растворе ЫаНЗ, если Л , = 9-10 и /Сг = 10- б. [c.53] Обратите внимание на то, что приближенное уравнение (3-48) дало бы результат [Н+] 10- М. [c.53] Таким образом, на практике для характеристики конечной точки титрования почти всегда можно использовать простые уравнения (3-27) и (3-28). Однако если концентрация аниона слишком мала, то при вычислении растворимости мало растворимых солей слабых многоосновных кислот следует учитывать все последовательные ступени гидролиза (см. разд. 7-4). [c.54] Вернуться к основной статье