Методика проведения опытов Опыт1. Измерение водородного показателя раствора методом визуального колориметрирования.

Колориметрический метод измерения рН основан на способности некоторых органических соединений изменять свою окраску в зависимости от активности иона водорода а_н+ в растворе электро­лита. Эти соединения называют кислотно-основными индикатора­ми. В таблице 1 приведены названия некоторых индикаторов и указаны области перехода их окраски.

Таблица 1.

Характеристика некоторых кисотно-щелочных индикаторов

Индикатор	Область перехода рН	Окраска в растворе
		более кислом	более щелочном
Малахитовый зеленый	0,0-2,0	Желтая	Голубовато-зеленая
Метиловый оранжевый	3,1-4,4	Красная	Желтая
о-Нитрофенол	5,0-7,0	Бесцветная	»
Фенолфталеин	8,2-10,0	»	Малиновая
Малахитовый зеленый	11,5-13,2	Голубовато-зеленая	Бесцветная

Каждый из перечисленных индикаторов может служить для приготовления цветовой шкалы, которая используется при определении водородного показателя среды колориметрическим методом (визуальное колориметрирование). Например, эталонные растворы для цветовой шкалы, с индикатором фенолфталеином, могут быть такими: 1). рН 8,0; 2). рН 8,6; 3). рН 9,0; 4). рН 9,5; 5). рН 10,0.

Анализируемую пробу с добавлением того же количества инди­катора, что и при изготовлении шкалы, сравнивают с эталонами и визуально устанавливают значение рН с точностью до 0,5 единиц рН.

Из 1 н. раствора NaOH приготовьте в мерной колбе 100 мл (или 50 мл) раствора меньшей концентрации (задание получите у препо­давателя). Необходимое количество концентрированного раствора NaOH (расчет проверьте у преподавателя) внесите в мерную колбу из бюретки. Доведите раствор до метки дистиллированной водой, закройте колбу пробкой и тщательно перемешайте.

Определите рН раствора, пользуясь шкалой эталонов для визу­ального колориметрирования. Для этого налейте в пробирку приго­товленный раствор и добавьте к нему индикатор (малахитовый зеленый). Объем раствора и число капель индикатора должны соответствовать используемой шкале малахитового зеленого.

Вычислите рН приготовленного раствора NaOH.

При оформлении результатов опыта запишите:

1. Полученное задание.

2. Объем 1 н. раствора NaOH, необходимый для приготовления заданного раствора (расчет).

3. Индикатор; область перехода окраски индикатора.

4. Опытное значение рН приготовленного раствора NaOH.

5. Расчетное значение рН.

Опыт 2. Измерение водородного показателя среды раствора НС1 электрохимическим методом.

Электрохимический метод определения водородного показателя среды более точен; он основан на измерении разности потенциалов двух электродов, помещенных в анализируемый раствор. Один ИЗ этих электродов — электрод сравнения — в процессе измерения имеет постоянный потенциал, а потенциал второго электрода (обычно стеклянного) зависит от величины а_н+ в анализируемом растворе.

Потенциал стеклянного электрода относительно электрода сравнения измеряется рН-метром, показывающая шкала которого градуирована в единицах рН и позволяет производить непосред­ственный отсчет измеряемой величины. Электрохимический метод определения водородного показателя называют еще методом рН-метрии (подробно о рН-метрах смотрите в конце работы).

Из 1 н. раствора НС1 приготовьте в мерной колбе 100 мл (или 50 мл) раствора меньшей концентрации (задание получите у препода­вателя).

Рассчитанный объем 1 н. раствора НС1 внесите в мерную колбу из бюретки. Доведите раствор до метки дистиллированной водой, закройте колбу пробкой и тщательно перемешайте.

Измерьте рН раствора с помощью рН-метра.

При оформлении результатов опыта запишите:

1. Полученное задание.

2. Расчет объема 1 н. НС1, необходимого для приготовления раствора заданной концентрации.

3. Измеренное значение рН приготовленного раствора НС1.

4. Расчет значения рН раствора НС1 заданной концентрации.

Опыт 3. Зависимость рН раствора уксусной кислоты от её концентрации

Опыт выполняется бригадой из 3 студентов.

Из концентрированного раствора уксусной кислоты (СНзСООН) приготовьте в мерных колбах на 100 мл три раствора меньшей концентрации. Задание получите у преподавателя( каждый студент готовит один раствор).

Рассчитанный объем исходного раствора, необходимый для приготовления раствора заданной концентрации, внесите в мерную колбу из бюретки; доведите объем раствора до метки дистиллиро­ванной водой,

Плотно закройте колбу пробкой и хорошо перемешайте раствор, после чего измерьте рН раствора с помощью рН-метра.

Результаты работы бригады сведите в таблицу 2.

Таблица 2.

Фамилия студента	Концентрация раствора уксусной к-ты	Расчетный объем исходного. раствора, мл	Значение рН среды
			измеренное	Вычисленное

Постройте график зависимости рН раствора уксусной кислоты от концентрации С_о (по теоретическим и экспериментальным дан­ным).

Получите контрольный раствор СН₃СООН (один для всей бри­гады), измерьте его рН и определите концентрацию по кривой.

Запишите результат контрольного опыта.

Полученные данные занесите в таблицу 3

Таблица 3.

Номер контрольного образца	Измеренное значение рН	Найденная концентрация Со

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

Пример 1. Вычислите рН 0,01 М раствора HNO₃.

Решение. Активность иона водорода - функция концентрации иона водорода: а_н+ = f_н+C_H+. Коэффициенты активности ионов для растворов с различной ионной силой приведены в приложении в таблице 15 учебника [3]). Ионную силу раствора считают по уравнении Дебая - Хюкелья

I = ½C_iZ_i= ½ (0.011² + 0.011²)= 0.01, где C_H+= 0,01 моль/л; Z_H+=1;

С_NO = 0.01 моль/л, Z_NO = 1.

Из таблицы 15 для I=0,01 f_H+=0.92.

Далее рассчитываем активность иона водорода и по формуле (1) рН раствора:

а_н+ = 0,920,01 = 9,210³моль/л;

рН =-lg 9,210³ = 2,04.

В случае расчета рН раствора щелочи целесообразно воспользоваться приведенной схемой для вычисления гидроксильного показателя среды рОН, а затем найти водородный показатель среды по разности рН = 14 - рОН.

При расчете водородного показателя среды водных растворов слабых кислот и оснований следует учитывать обратимость процес­са их электролитической диссоциации (а < I):

СНзСООН СНзСОО^- + H⁺

NH₃H₂O NH₄⁺ + OH^-

Н₂СО₃ Н+ + НСО₃^-

Концентрация ионов H⁺ в растворах слабых кислот и концентра­ция ионов ОН^- в растворах слабых оснований численно равны концентрации продиссоциировавших молекул электролита, а не исходной концентрации раствора, как в случае сильных кислот и оснований.

Концентрацию продиссоциировавших на ионы молекул электро­лита определяют, исходя из степени диссоциации: С= аС_о , где С_о - исходная концентрация молекул, моль/л.

Степень диссоциации рассчитывают на основании закона разбавления Оствальда:

К_Д =

Значения К_Д, некоторых слабых электролитов приведены в [2] (cм.приложения, таблица 14.)

Примечание. Чаще пользуются формулой К_Д = , или , считая, что« 1. В случаях, когда расчет по упрощенному уравнению дает результaта > 0,1, вычисления повторяют, не пренебрегая величиной а в знаменателе дроби.

Определив степень диссоциации а и концентрацию молекул, распавшихся на ионы, С, вычисляют рН или рОН раствора электролита, считая, что С = С_Н+ , (кислота) или С = С_ОН- (основание).

При вычислении водородного или гидроксильного показателя среды раствора слабой кислоты или слабого основания можно считать, что = С_Н+ и =С_ОН- в виду малых ионных сил (I) растворов.

Пример 2. Вычислите рН 0,01 М раствора аммиака.

Решение. Степень диссоциации NH₃ • Н₂О в 0,01 М растворе равна:

=

Находим концентрацию молекул NH₃•Н₂О, распавшихся на ионы, и равную ей концентрацию ионов ОН^-:

С= аС_о = 4,210^-2 10^-2 = 4,210^-4 моль/л,

C_ОН- = = 4,210^-4 моль/л.

Определяем рОН и рН 0,01 М раствора аммиака:

рОН = -lg С_ОН- = -lg 4,210^-4 = 3,33,

рН = 14 - 3,33 = 10,67.