Экспериментальные данные

Приблизительное значение рН _____________

Выбранный индикатор ____________________________

Светофильтр ___________________

Значения оптической плотности: А_х = ______________ А_max= ________________

Обработка результатов эксперимента.

1. Рассчитывают степень ионизации индикатора α в исследуемом растворе, для чего используют соотношение: α =А_х/А_max.

2. Для расчета рН используют уравнение:

рК_а+lgα

рН= -----------

1- α

Расчеты:

*В Выводе указывают значение рН исследуемого раствора, относительную ошибку.

Выводы

Дата _______ Занятие _________

Задания для самостоятельной работы

5.69; 5.70; 5.72; 5.75

Дата _______

Лабораторная работа 6.2 Изучение простых и совмещенных протолитических равновесий.

Цель: Приобрести навыки химического эксперимента на примере качественных опытов по равновесиям гидролиза и ионизации.

Задание: Изучить протолитические равновесия с позиции конкуренции различных по силе оснований за протон. Рассчитать константы и степени гидролиза изучаемых солей.

Оборудование и реактивы:Набор пробирок в штативе, капельницы с растворами; пипетки глазные.

Растворы сульфита натрия, гидросульфита натрия, карбоната натрия, гидрокарбоната натрия, хлорида натрия, сульфата алюминия, ацетата аммония, уксусной кислоты, растворы метилового оранжевого и фенолфталеина, ацетат натрия кристаллический, универсальная индикаторная бумага. С(растворов солей)=0,1 моль/л.

Сущность работы: Изучение гидролиза различных солей и влияние температуры на смещение равновесия гидролиза ацетата натрия. Водные растворы солей, образованных слабыми кислотами и сильными основаниями, имеют щелочную среду. Формула расчета рН раствора соли, гидролизующейся по аниону:

рН = 7 + 0,5рК_а + 0,5lgc(B^-),

где с(B^-) - концентрация аниона, численно равная или кратная концентрации соли.

Водные растворы солей, образованных сильными кислотами и слабыми основаниями, имеют кислую среду. Формула расчета рН раствора соли, гидролизующейся по катиону:

рН = 7 – 0,5рК_b– 0,5lgс(НВ⁺),

где с(НВ⁺) – концентрация катиона, численно равная или кратная концентрации соли.

Реакции гидролиза обратимы, поэтому их равновесие описывается соответствующей константой гидролиза:

К_г= К(Н₂О)/ К_аи К_г= К(Н₂О)/ К_b

где К_аи К_b – константы диссоциации слабой кислоты и слабого основания.

По аналогии с законом разведения Оствальда степень гидролиза солей этих двух типов рассчитываются по формулам:

К(Н₂О) К(Н₂О)

α= √ ---------- α= √ -----------

К_а∙ с₀ К_b∙ с₀,

где с₀– исходная концентрация солей.

В протолитическом совмещенном равновесии объектом конкуренции является протон. Выигрывает конкуренцию тот анион кислоты, который способен связать протон в более устойчивое соединение(т.е. обладающее меньшим значением константы кислотности). О преобладании того или иного процесса судят по значению общей константы совмещенного равновесия, которая определяется через частные константы кислотности.

Например: Na₂CO₃ + CH₃COOH = CH₃COONa + NaHCO₃

Ka(CH₃COOH)

K_общ= ---------------------

Ka(HCO₃^-)

Выполнение эксперимента:

Опыт 1. Гидролитические равновесия в растворах солей.

Ионные уравнения гидролиза; указать рН среды, конкурирующие частицы:

УказатьрН среды;

- конкурирующие частицы;

- частицу, выигрывающую конкуренцию за протон.

Вывод:

Опыт 2. Полный совместный гидролиз.

Ионное уравнение реакции:

Наблюдения:

Вывод:

Опыт 3. Влияние температуры на смещение равновесия гидролиза.

Ионное уравнение реакции:

Наблюдения:

Вывод:

Опыт 4. Совмещенные протолитические равновесия в растворах слабых кислот.

Уравнения реакций:

Наблюдения:

Расчет общей константы протолитического равновесия для каждого случая:

Вывод:

Опыт 5. Равновесие гидролиза и ионизации.

Ионное уравнение реакции:

Наблюдения:

Вывод:

Дата ___________ Занятие ________