Электролитическая диссоциация

Электролитическая диссоциация. Водородный показатель

Введение

Вода является весьма слабым электролитом. Диссоциация воды может быть выражена уравнением

Н₂О « Н⁺+ОН^- .

Константа диссоциации определяется уравнением

K = [H⁺]×[OH^-] /[H₂O].

Поскольку в разбавленных растворах концентрация воды практически постоянна, то

Kw = K×[H₂O] =[H⁺]×[OH^-] = const.

Величина, обозначаемая Kw, называется ионным произведением воды. Она зависит только от температуры. При 25^оС

Kw = [H⁺]×[OH^-] = 1× 10^-14.

Постоянство Kw означает, что в любом водном растворе (нейтральном, кислом или щелочном) представлены оба вида ионов, т.е. ионы водорода и гидроксильные ионы. Характер среды определяется теми ионами, концентрация которых больше. Понятия кислая, нейтральная и щелочная среда приобретают количественный смысл:

если [H⁺]=[OH^-]=Ö1× 10^-14 = 10 ^{- 7} моль/л - среда нейтральная;

если [H⁺] > 10^-7 моль/л - среда кислая;

если [H⁺] < 10^-7 моль/л - среда щелочная.

Для характеристики среды удобнее пользоваться не значениями концентраций, а их логарифмами, взятыми с обратным знаком. Эти величины называются соответственно водородным и гидроксильным показателями и обозначаются символами рН и рОН:

рН = - lg[H⁺]; pOH = - lg[OH^-]

соответственно

рН + рОН = 14.

Для экспериментального определения кислотности или основности среды используют слабые органические кислоты и основания, которые называются индикаторами. Окраска индикаторов в недиссоциированном состоянии отличается от окраски их ионов. Диссоциацию на ионы такого индикатора, например, метилового оранжевого, можно представить в общем виде следующим образом:

RH « H⁺+R^-

красный желтый

При увеличении [H⁺] равновесие сместится влево, в сторону красной окраски, при уменьшении [H⁺], т.е. при добавлении [OH^-] - соответственно вправо, в сторону желтой окраски.

Интервалы перехода окраски некоторых индикаторов

Индикатор	Интервал перехода рН	Изменение цвета
Метиловый оранжевый Метиловый красный Лакмус Фенол-фталеин	3,2-4,4 4,4-6,2 5,0-8,0 8,2-10,0	От красного до желтого От красного до желтого От красного до синег От бесцветного до малинового

На основе свойств кислотно-основных индикаторов создан универсальный индикатор. Смесь простых индикаторов подобрана так, что окраска раствора с каплей такой смеси изменяется непрерывно с изменением рН в широком интервале. Промышленность выпускает универсальную бумагу. По изменению окраски такой индикаторной бумаги с помощью цветовой шкалы определяют рН раствора. Для измерения рН наряду с химическими индикаторами используется специальный прибор - рН-метр. РН-метр состоит из милливольтметра и двух электродов. В исследуемый раствор опускают два электрода - стандартный и индикаторный. Потенциал стандартного электрода j_станд. постоянен в любом растворе, потенциал индикаторного электрода j_инд. зависит от рН раствора. Милливольтметр рН-метра отградуирован не в вольтах, а в единицах рН. Поэтому при измерении разности потенциалов (j_станд. - j_инд.) по шкале милливольтметра определяется рН раствора.

Лабораторная работа

Реактивы:

1. Соляная кислота - 0.2 N

2. Гидроксид калия - 0.2 N

3. Метиловый оранжевый

4. Фенолфталеин

5. Метиловый красный

6. Лакмус

7. Уксусная кислота - конц.

8. Уксусная кислота разной концентрации: 0.1 М; 0.2 М; 1 М и т.д.

9. Гидроксид аммония разной концентрации : 0.1 М; 0.2 М; 1 М и т.д.

Опыт 1.

В 3 пробирки налить по 1 мл дистиллированной воды. Во вторую пробирку добавить 2 - 3 капли соляной кислоты, а в третью 2 - 3 капли гидроксида калия. С помощью универсальной бумаги определить рН растворов в каждой пробирке, затем в каждую пробирку добавить по 1-2 капли раствора метилового оранжевого. Отметить в таблице (см. следующую страницу) цвет индикатора и рН по универсальной бумаге. Повторить опыт для индикаторов, указанных в таблице.

.

			Реакция раствора
Индикатор	рН< 7		рН = 7		рН>7
	цвет	универ. РН	цвет	унвер. РН	цвет	универ. РН
1.Метиловый оранжевый 2.Метиловый красный 3.Фенолфталеин 4. Лакмус

Опыт 2.

Получить стаканчик с раствором уксусной кислоты. Вместе с лаборантом определить рН раствора с помощью рН-метра. Рассчитать концентрацию ионов водорода, степень и константу диссоциации вещества. Концентрацию вещества узнать у преподавателя. Заполнить таблицу.

Конц-ция СН3СООН,г/л	См , Моль/л	рН	[H^+]		Кд

Контрольные вопросы

1. Можно ли с помощью фенолфталеина отличить кислую среду от нейтральной?

2. Почему кислотно-основные индикаторы при изменении рН меняют окраску раствора ?

3. С помощью какого способа можно точно оределить рН : универсальный индикатор, основно-кислотный индикатор, рН-метр ?

4. При какой концентрации бромноватистой кислоты (К = 2,5 × 10^-9) рН ее раствора равен 5?

5. Определить в каком растворе больше рН : 0,01 М растворе НС1 или 0.1 М растворе НCN? К_HCN= 7.9 × 10^-10.

Буферные растворы.

Введение.

В лабораторной практике по химии, в медицине, в биологии встречается необходимость проведения работ в растворах, способных сохранять рН практически постоянным, не изменяющимся от разбавления раствора и от добавления к нему некоторых количеств сильных кислот и оснований. Такие растворы существуют и получили название буферных растворов (смесей).

Наиболее часто применяемые буферные растворы представляют собой смесь слабой кислоты с солью, образованной этой кислотой и сильным основанием, например (СН₃СООН + СН₃СООNa)-ацетатная буферная смесь, а также смесь слабого основания с солью, образованной этим основанием и сильной кислотой, например (NH₄OH + NH₄Cl)-аммиачный буферный раствор. Буферные растворы слабых кислот имеют рН<7, в буферных растворах слабых оснований рН>7.

Способность буферных смесей поддерживать практически постоянный рН основана на том, что входящие в них компоненты связывают Н⁺ ионы кислот или ОН^- ионы оснований, вводимых в раствор или образующихся в результате реакции, протекающей в этом растворе. Например, если к ацетатной буферной смеси добавлять сильную кислоту, то Н⁺ ионы добавляемой кислоты будут соединяться с СН₃СОО^- ионами соли в малодиссоциированные молекулы СН₃СООН, а не увеличивать концентрацию Н⁺ ионов в растворе. При добавлении щелочи добавляемые ОН^- ионы будут связывать Н⁺ ионы буферной кислоты в малодиссоциированные молекулы воды, но концентрация Н⁺ ионов будет тут же восстанавливаться вследствие смещения равновесия в сторону увеличения диссоциации уксусной кислоты СН₃СООН ↔ СН₃СОО^- + Н⁺ . Таким образом рН среды в обоих случаях остается практически постоянным. Аналогичный механизм буферного действия имеет место в аммиачной буферной смеси.

Опыт 1 Приготовление ацетатного(СН₃СООН + СН₃СООNa) и аммиачного(NH₄OH + NH₄Cl) буферных растворов.

В небольшой стаканчик взять по 5 мл 0,1М растворов уксусной кислоты и ацетата натрия и перемешать их стеклянной палочкой.

Во втором стаканчике приготовить таким же образом аммонийную буферную смесь из 0,1М растворов аммиака и хлорида аммония.

Определить рН приготовленных растворов с помощью универсального индикатора и при помощи вычисления. Растворы сохранить для следующих опытов.

Вычислить рН ацетатной смеси, исходя из следующих соображений. Соль СН₃СООNa как сильный электролит можно считать полностью диссоциированной на ионы. Высокая концентрация СН₃СОО^-онов соли практически нацело подавляет диссоциацию уксусной кислоты. Вследствие этого равновесную концентрацию недиссоциированных молекул уксусной кислоты можно считать равной ее исходной молярной концентрации, а концентрацию СН₃СОО^- ионов равной молярной концентрации соли:

[СН₃СООNa]_равн. = С_к-ты

[СН₃СОО^-]_р-р = С_соли

Тогда константа диссоциации уксусной кислоты в буферном растворе будет иметь вид:

Откуда:

Логарифмируя полученное выражение и меняя знаки на обратные, получим формулу, позволяющую вычислить рН в буферных смесях из слабых кислот и их солей:

Где рК_к-ты = -lg К_{дисс.к-ты}

В нашем случае концентрации соли и кислоты одинаковы, С_к-ты =С_соли , поэтому и, следовательно, рН = -lg К_{дисс.к-ты} (Значение К_дисс см. в табл.).

Вычислить по полученной формуле рН ацетатной буферной смеси и сравнить его с экспериментально определенным значением.

Аналогичными рассуждениями можно показать, что рН в аммиачной буферной смеси будет определяться формулой:

где рК_осн. = -lg К_{дисс.осн.}

Вычислить по этой формуле рН в приготовленном аммиачном буферном растворе и сравнить с найденным по универсальному индикатору.

Опыт 2а. Исследование буферных свойств ацетатного буферного раствора.

При помощи универсального индикатора определить рН дистиллированной воды. Поместить в 2 пробирки по 10 капель дистиллированной воды, в одну добавить одну каплю 0,1 н. р-ра HCl, в другую-одну каплю 0,1 н. р-ра NaOH .Перемешать растворы чистыми палочками и вновь определить рН растворов.

В 2 другие пробирки поместить по 10 капель ацетатной буферной смеси, приготовленной в опыте1. Прибавить в одну каплю 0,1 н. р-ра HCl, в другую-одну каплю 0,1 н. р-ра NaOH, перемешать палочкой растворы и вновь определить в них рН. Как повлияло на величину рН добавление HCl и NaOH к дист. воде? К буферному раствору?

Опыт 2б. Исследование буферных свойств аммонийного буферного раствора.

Поместить в 2 пробирки по 10 капель приготовленной в опыте 1 аммонийной буферной смеси с измеренным рН. В одну пробирку добавить одну каплю 0,1 н. р-ра HCl, в другую-одну каплю 0,1 н. р-ра NaOH и определить в них значения рН, пользуясь универсальным индикатором. Сделать вывод о влиянии добавок HCl и NaOH к дистиллированной воде и к буферному раствору.

Опыт 3. Влияние разбавления на рН буф. растворов.

В мерную колбу вместимостью 100 мл внести 1 мл ацетатной буферной смеси, приготовленной в опыте 1 и разбавить ее водой примерно в 50 раз (т.е. добавить дистиллированную воду на глаз до половины колбы и перемешать раствор). Определить рН этого раствора. После этого добавить дистиллированную воду до метки, т.е. разбавить уже в 100 раз, перемешать и определить вновь рН. Наблюдается ли изменение рН буферного раствора при разбавлении в 50 и 100 раз? Проделать аналогичный опыт с аммонийным буферным раствором.

Контрольные вопросы.

1.Дайте определение понятия — буферная система.

2.В чем заключается буферное действие? Разберите на примере фосфатного буфера механизм его действия при добавлении к нему небольших количеств HСl и NaOH.

3.Что называется буферной емкостью раствора? От каких факторов она зависит?

4.Концентрация аммиака в буферном растворе равна 0,2 моль/л, а сульфата аммония — 0,05 моль/л. Рассчитайте буферную емкость этого раствора по кислоте и по основанию. Сравните значения и дайте необходимые пояснения.