Лабораторная работа «водородный показатель. Гидролиз солей»

Цель работы: знакомство со свойствами кислотно-основных индикаторов, изучение процесса гидролиза и влияния на гидролиз природы солей и внешних условий

1. Теоретическая часть

1.1. Диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель

Даже самая чистая вода, не содержащая совсем примеси электролитов, обнаруживает очень малую, но измеримую электропроводность. Из величины этой электропроводности можно вычислить степень диссоциации воды. Она оказывается чрезвычайно малой. При t=22С на ионы диссоциирована лишь одна из десяти миллионов молекул H₂O или молей воды в каждом литре. Так как из каждой молекулы при диссоциации образуется по одному иону Н⁺ и ОН^–, концентрации их в чистой воде при указанной температуре равны друг другу: г-ион/л.

Как в случае других слабых электролитов, распад молекулы воды на ионы может быть охарактеризован соответствующей константой диссоциации:

Определим концентрацию воды в 1 литре:

моль/л;

.

Проанализируем уравнение:

Так как вода находится почти исключительно в виде недиссоциированных молекул, то на концентрации воды мало отражаются любые изменения степени диссоциации.

Величину [H₂O] можем считать практически постоянной. Постоянна и К_дисс., поэтому в приведенном уравнении правая часть, а значит и произведение [H⁺][OH^–], является величиной постоянной. Эта постоянная называется ионное произведение воды и обозначается :

.

При t=22С в чистой воде , для данной температуры:

.

Смысл уравнения заключается в следующем:

Как бы ни менялись концентрации ионов Н⁺ или ОН^–, их произведение во всяком водном растворе сохраняет значение, равное при температуре22С.

В чистой воде, а также в любом нейтральном растворе (при 22С). Если, прибавляя к воде кислоту, увеличить концентрацию ионов Н⁺, сделав её выше , то концентрация ионов гидроксила понизится и станет меньше. Следовательно, в кислом растворе:

; и.

Аналогично найдем, что в щелочном растворе:

; ;.

Таким образом, всякий водный раствор, независимо от того, какова его реакция, должен содержать как ионы Н⁺, так и ОН^–. Так как между их концентрациями имеется обратно пропорциональная зависимость, выраженная уравнением , то реакцию любого водного раствора можно показать количественно, указав какова в нем концентрация ионов Н⁺.

Удобно вместо концентрации ионов Н⁺, пользоваться отрицательным десятичным логарифмом концентрации [Н⁺], называемым водородным показателем, обозначаемым рН:

Например, если моль/л, то .

Если моль/л, то .

Очевидно, первый раствор имеет кислую реакцию (рН=4), так как в нем моль/л.

Наоборот, реакция второго раствора (рН=9,3) щелочная, так как г-ион/л. Итак,в кислых растворах pH<7, в щелочных растворах pH>7, в нейтральных рН=7.

Кислотность раствора растет с уменьшением рН, в то время как щелочность возрастает с его увеличением. Изобразим сказанное схемой:

рН	0 1 2 3 4 5 6	7	8 9 10 11 12 13 14
Реакция раствора	кислая	нейтральная	щелочная
	усиление кислотности		усиление щелочности

Кислотность среды растет справа налево. Щелочность растет слева направо. Крайние значения рН на этой схеме отвечают концентрации ионов водорода примерно 1н. раствора HCl (рН0) и 1н. раствора NaOH (рН14).

Подобно водородному показателю применяют иногда и гидроксильный показатель рОН, причем:

.

Если уравнение прологарифмировать, а затем переменить у логарифмов знаки на отрицательные, то получим (приt=22C):

рН+рОН=14.