Лабораторна робота № 6.

рН-метричне визначення ступеню та константи дисоціації

Слабкої кислоти

Мета роботи: навчитися з допомогою приладу вимірювати рН розчинів, обчислювати ступінь і константу дисоціації слабкого електроліту.

Матеріали і обладнання: рН-метр, мірна колба місткістю 100 мл, бюретка, склянки місткістю 50мл, колба-промивалка, фільтрувальний папір, розчини хлоридної та оцтової кислот з концентрацією 0,01н, розчини оцтової кислоти для контрольного завдання.

Теоретичний мінімум.

При розчиненні електролітів (солей, кислот та основ) у воді відбувається їх електролітична дисоціація – розкладання на позитивні та негативні іони.

Сильні електроліти дисоціюють необоротно, повністю. Отже, в розчинах сильних електролітів немає молекул, а існують тільки іони.

Слабкі електроліти дисоціюють частково. Число, яке показує, яка частина розчиненого електроліту продисоціювала, називається ступенем дисоціації α. Його значення подається в частках одиниці або у відсотках і змінюється від 0 (для неелектролітів) до 1(100%) при повній дисоціації електроліту.

Ступінь електролітичної дисоціації (α) залежить:

а) від концентрації електроліту (з ростом концентрації зменшується);

б) температури;

в) природи електролітів;

г) наявності в розчинах сторонніх іонів.

Таблиця 6.1 – Розподіл електролітів за ступенем дисоціації

Електроліти	Слабкі α < 3 %	Середні 3 % <α < 30 %	Cильні α > 30 %
Кислоти	HCN, H2S, H2SiO3, H2CO3, HNO2, CH3COOH	HF, H2SO3, H3PO4 та інші	HNO3, H2SO4, HCI, HCIO4, HJ, HBr
Основи	NH4OH, нерозчинні	-	Луги-гідратні форми оксидів металів І«А» гр. і з ІІ «А»гр. Са(ОН)2, Ba(OH)2, Sr(OH)2
Солі	HgCl2, Hg2Cl2	-	Розчинні

Концентрація кожного утвореного при дисоціації іона

с_іон = αnс,

де с – концентрація електроліту, n – число іонів даного типу, утворених при дисоціації однієї молекули.

Процес дисоціації слабкого електроліту оборотний. У розчині молекули та іони перебувають у рівновазі:

НА  Н⁺ + А^ МОН  М⁺ + ОН^

Слабка кислота Слабка основа

Константа рівноваги процесу дисоціації слабкого електроліту називається -

константою дисоціації K.

[H⁺] [A^] [M⁺] [OH^]

Для слабкої кислоти K = , для слабкої основи K = .

[HA] [MOH]

Константа дисоціації змінюється при нагріванні і не залежить від концентрації.

Ступінь і константа дисоціації математично зв’язані залежністю, відомою як закон розведення Оствальда:

α²

K =   с.

1 – α

Для дуже слабких електролітів (α << 1) закон розведення має вигляд:

K = α²·с.

Закон розведення описує дисоціацію слабких бінарних електролітів, тобто електролітів, які дисоціюють на два йони.

Вода – дуже слабкий електроліт, який слабо дисоціює з утворенням іонів Н⁺ і OH^- . Для характеристики процесу дисоціації води можна застосувати закон діючих мас.

Н₂О ↔ Н ⁺ + ОН ^-, тоді :

К (Н₂О) = [Н⁺][ОН^-] = 1∙10^-14 моль/л, або точніше К (Н₂О) = а(Н⁺)∙а(ОН^-) = 1∙10^-14 моль/л. Константа К (Н₂О) називається іонним добутком або константою автоіонізації води.

Тобто в чистій воді або любому водному розчині при сталій температурі добуток концентрацій (активностей) гідроген- та гідроксид- іонів є величина стала, яка називається іонним добутком води.

Константа К (Н₂О) залежить від температури: при підвищенні температури К (Н₂О) зростає.

В чистій воді активності а(Н⁺) = а(ОН^-) = 1∙10^-7 моль/л:

а(Н⁺) = а(ОН^-) = = 1∙10^-7

Знаючи концентрацію одного з цих іонів, завжди можна розрахувати концентрацію іншого іона. Як правило, для характеристики кислотності середовища використовують від’ємний десятковий логарифм активності (концентрації) гідроген- іонів, який називається водневим покажчиком рН середовища:

рН = -lg а(Н⁺)

Нейтральне середовищрН=7, кисле - рН < 7, лужне – рН >7.(рис.32)

Рис.32. Воднева шкала середовища

Реакцію середовища можна характеризувати й гідроксидним покажчиком : рОН = -lg а(ОН^-), або наближено рОН = -lg а[ОН^-]

Тоді логарифмування виразу іонного добутку води дасть рН + рОН = 14.

Існує два основних методи визначення показника рН різноманітних розчинів:

1. Метод потенціометрії. Цей метод ґрунтується на вимірюванні потенціалів водневого, гіпгідронного та скляного електрода, які перебувають у стані рівноваги з іонами гідрогену. Для цього використовують прилади: іономери (рис.33) та рН-метри (рис.34).

Рис. 33. Іономер Рис. 34. pH – метр

2. Індикаторний метод. Визначення рН розчинів цим методом ґрунтується та тому, що індикатори змінюють своє забарвлення при різних значеннях рН. Індикатори - це слабкі основи або кислоти (барвники органічного походження), які при зміні рН розчину змінюють свою структуру і відповідно забарвлення.

Наприклад:

Н Іnd = Н ⁺ + Іnd ^-

забарвлення І забарвлення ІІ

або

Іnd ОН = Іnd ⁺ + ОН ^-

забарвлення І забарвлення ІІ

Кожний індикатор має певний інтервал рН, в якому відбувається зміна його забарвлення. Цей інтервал називається інтервалом переходу індикатора.

Якщо інтервал переходу знаходиться в межах рН<7, індикатор може використовуватися для визначення кислотного середовища (метилоранж), якщо рН>7 - для визначення лужного середовища (фенолфталеїн).

Таблиця 6.2. – Характеристика індикаторів

Назва індикатору	Забарвлення індикатору		Інтервал індикатора в рН
	Кислотна форма	Лужна форма
Метилоранж	Червона рН< 3,1	Жовта pH>4,4	3,1 - 4,4
Метил червоний	Червона pH < 4.2	Жовта pH>6.2	4,2 – 6,2
Лакмус	Червона рН<5	Синя pH>8	5,0 – 8,0
Фенолфталеїн	Безбарвна рН< 8.0	Малинова pH>9.8	8,0 – 9,8