Добавил:
Upload Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз: Предмет: Файл:
neorganika_laboratornye.doc
Скачиваний:
0
Добавлен:
01.05.2025
Размер:
1.71 Mб
Скачать

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: розчини: хлоридна (HCl) та оцтова (CH3COOH) кислота 0,01 н, оцтова кислота для контрольного завдання; мірна колба об’ємом 100 мл, бюретка, хімічні стакани об’ємом 50 мл, колба-промивалка, рН-метр, фільтрувальний папір

Теоретичний мінімум

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

Сильні електроліти дисоціюють незворотньо, 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, HCOOH,

H3PO4 та інші

HNO3, H2SO4,

HCI, HCIO4, HJ, HBr

Основи

NH4OH,

нерозчинні

Ca(OH)2

Луги-гідратні форми

оксидів металів

І«А» гр.

і з ІІ «А»гр. Ba(OH)2, Sr(OH)2

Солі

HgCl2, Hg2Cl2, нерозчинні у воді

-

Розчинні

Концентрація кожного утвореного при дисоціації іона

Сіон = αnС,

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 МеОН  Ме+ + ОН,

Слабка кислота Слабка основа

де А - аніон кислотного залишку, Ме+ - катіон металу, Н+ - іон гідрогену, ОН - гідроксид іон

Константа рівноваги процесу дисоціації слабкого електроліту називається - константою дисоціації K.

[H+] [A] [M+] [OH]

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

[HA] [MOH]

Величина К не залежить від концентрації електроліту, а залежить тільки від природи електроліту і розчинника та від температури.

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

α2

K =   C.

1 – α

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

K = α2·C

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

На основі закону Оствальда розраховують значення величин α, К та концентрації електроліту і його йонів.

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+)∙а(ОН-) = 1∙10-14 моль/л,

де а+), а(ОН-) – активності гідроген- та гідроксид- іонів.

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+) = а(ОН-) = 1∙10-7 моль/л:

а+) = 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 показником рН середовища.

рН = -lg а+)

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

Рис.32. Воднева шкала середовища

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

Метиловий оранжевий

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

Рожева 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

Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]