Контрольные вопросы

1. Что называют химическим равновесием?

2. Каков физический смысл константы равновесия?

Лабораторная работа № 23

Определение pH водных растворов электролитов

Цель работы: ознакомить студентов с методом pH - метрии и применением его для анализа продовольственных товаров.

Оборудование и реактивы:

pH - метр лабораторный,

индикаторы фенолфталеин и метилоранж,

растворы солей NaCI, Na₂Co₃, NH₄CI, раствор HCI, раствор NaOH,

универсальная индикаторная бумага,

фильтровальная бумага, стаканы на 50-100 мл.

Теоретическое введение

Точные измерения показывают, что чистая дистиллированная вода в незначительной мере электропроводна, она имеет ионный характер проводимости, следовательно, вода в незначительной мере диссоциирована, что можно представить уравнением:

H₂O H⁺ + OH^–

В соответствии с законом действия масс, для обратимого процесса диссоциации воды константа диссоциации K выражается уравнением:

K = =1,8×10^–16

где [Н⁺] и [ОН^–] - равновесные концентрации Н⁺ и ОН^- моль/л,

[Н₂О] - равновесная концентрация недиссоциированных молекул воды, моль/л. Принимая во внимание, что вода практически не диссоциирована (из 555 миллионов молекул воды диссоциирует только одна), можно допустить, что равновесная концентрация молекул воды равна общей концентрации воды т.,

[H₂O] = =55,55 моль/л

тогда [H⁺] × [OH^–] = K × [H₂O] = 1,8 × 10^–16 × 55,56 =10^–14

т.е.[H⁺] × [OH^–] = 10^–14 — ионное произведение воды

Произведение концентрации ионов водорода и ионов гидроксила для воды при постоянной температуре (22^○С) есть величина постоянная и называется ионным произведением воды Кв.

Растворы, в которых концентрация ионов H⁺ равна концентрации ионов OH^–, называются нейтральными растворами. В растворе кислоты концентрация ионов H⁺ всегда больше концентрации ионов OH^–. В щелочном растворе концентрация ионов водорода меньше концентрации ионов гидроксила. По концентрации ионов водорода можно судить о характере среды.

[H⁺] = [ОН^–] = 10^–7 - нейтральная среда

Н^+] > 10^–7 > [ОН^–] - кислая среда

[Н⁺] < 10^–7 < [ОН^–] - щелочная среда.

Охарактеризовать кислотность или щелочность среды раствора числами с отрицательными показателями степени очень неудобно, поэтому ввели водородный показатель pH.

рН = – lg [H⁺]

в нейтральной среде pH = 7,

в кислой среде pH < 7,

в щелочной среде pH > 7

Следует различать общую и активную кислотность.

Общая кислотность определяется нормальной концентрацией раствора N, т.е. числом эквивалентов кислоты в объеме раствора. Но так как не все кислоты являются сильными электролитами, то количество свободных ионов [H⁺] может быть меньше теоретически возможного.

Под активной кислотностью понимают концентрацию свободных гидратированных ионов водорода.

Величина pH дает количественную оценку только активной кислотности раствора.

Один из способов определения pH основан на свойстве некоторых веществ называемых индикаторами, изменять свою окраску в зависимости от степени активной кислотности. Такой метод называют колориметрическим. В настоящее время используются универсальные индикаторы в виде раствора и в виде индикаторной бумаги, по изменению окраски которых сразу определяют pH среды.

Определение pH в мутных и окрашенных растворах при помощи индикаторов невозможно, поэтому в этих случаях пользуются специальными электрическими приборами pH - метрами.

На практике часто возникает необходимость иметь растворы с устойчивым значением pH, не зависящим от разведения раствора и незначительно изменяющимся от добавления незначительных количеств сильной кислоты или щелочи. Такие растворы называют буферными. Они чаще всего состоят из смеси слабых оснований с их солью. Например:

СН₃СООН + СН₃СООNa – ацетатный буферный раствор,

H₂CO₃ + NaHCO3 – бикарбонатный буферный раствор,

NH₄OH+NH₄Cl – аммиачный буферный раствор.

Способность буферных растворов противостоять изменению pH при добавлении кислоты или щелочи называется буферным действием.