Лабораторная работа по дисциплине «Общая и неорганическая химия» для ВлГУ, пример оформления

Лабораторная работа “Определение ph растворов” Ионное произведение воды. Водородный показатель среды Как известно, вода является слабым электролитом, диссоциирующим по уравнению: H2O ↔ H+ + OH- Для воды, а также для водных растворов любых электролитов произведение активных равновесных концентраций водородных и гидроксильных ионов – величина постоянная при данной температуре. Она называется ионным произведением воды и при 22°С составляет Кw = 1.0*10-14. Следовательно, для чистой воды можно записать: [H+] = [OH-] = 1.0*10-7 моль/л Прибавление к воде кислоты или щелочи смещает ионное равновесие воды. Концентрации ионов H+ и OH- изменяются. Однако произведение концентраций [H+] и [OH-] остается постоянным и равным ионному произведению воды. Это дает возможность, зная концентрацию одного иона, вычислить концентрацию другого: [H+] = 1.0*10-14 / [OH-] [OH-] = 1.0*10-14 / [H+] Более удобно характеризовать кислотность щелочность среды величинами, являющимися десятичными логарифмами концентраций ионов H+ и OH-, взятыми с обратными знаками. Эти величины называются водородным (pH) и гидроксильным (pOH) показателями. pH = -lg [H+] pOH = -lg [OH-] В нейтральной среде [H+] = 1.0*10-7 моль/л; pH = 7 В кислой среде [H+] > 1.0*10-7 моль/л; pH < 7 В щелочной среде [H+] < 1.0*10-7 моль/л; pH > 7 Для определения кислотности или щелочности среды используют индикаторы – вещества, которые меняют свою окраску в зависимости от pH среды. Это изменение происходит в определенном интервале pH, например, у метилового оранжевого (или кратко – метилоранжа) окраска от желтой до красной изменяется в интервале pH 4.4-3.1. При помощи индикаторов возможно определение pH раствора. Например, если в испытуемом растворе индикатор метилоранж желтеет, а лакмус краснеет, то pH раствора лежит между 4,4-5,0. Для характеристики поведения слабых электролитов в растворах используют понятие константы диссоциации слабого электролита, которая по своему смыслу, является константой равновесия процесса распада молекул этого электролита на ионы. Для слабых кислот она носит название константы кислотности (Ka), а для слабых оснований – константы основности (Kh). Например, для процесса диссоциации уксусной кислоты CH3COOH ↔ CH3COO- + H+ Выражение для константы кислотности примет вид: Ka = [CH3COO-]*[H+] / [CH3COOH] Поскольку все слабые электролиты диссоциируют частично и обратимо, существует еще одна характеристика глубины протекания этого процесса, она носит название степени диссоциации (α) и показывает отношение числа молекул, подвергшихся распаду на ионы, к общему количеству молекул, введенных в раствор: Степень диссоциации и константа диссоциации слабого электролита связаны между собой уравнением разведения Оствальда: Ka = с α 2 / (1- α), где с – молярная концентрация слабого электролита При малых значениях концентрации вещества очень низкой степени диссоциации ( т.е с→ 0, α → 0 ) уравнение разведения Оствальда можно упростить до вида Ka ≈ с α 2 Экспериментальная часть. Опыт 1. Окраска индикаторов в различных средах. В три пробирки налить по 1,5-2 мл (половина микропробирки) дистиллированной воды и добавить по 2 капли лакмуса. В одну пробирку добавить 2 капли 2 М HCl, в другую 2 капли 2 М NaOH. Наблюдать окраску лакмуса в нейтральной, кислой и щелочной средах. После выполнения опыта растворы вылить, посуду тщательно вымыть. Повторить опыт с использованием индикаторов фенолфталеина и метилоранжа. Цвет индикаторов занести в следующую таблицу.      

Индикатор	Среда
	Кислая	Нейтральная	Щелочная
Лакмус	Красный	Фиолетовый	Синий
Фенолфталеин	Бесцветный	Бесцветный	Малиновый
Метил. Оранж.	Розовый	Оранжевый	Желтый

  Опыт 2. Определение pH раствора уксусной кислоты. В мерной колбе на 50 мл приготовить 0,1 М раствор из 1 М уксусной кислоты. Для этого пипеткой на 5 мл набрать нужное количество 1 М уксусной кислоты в мерную колбу и долить до метки дистиллированной воды. Вычислить степень диссоциации 0,1 М раствора кислоты по формуле α= (Ka / См)0,5, где α – степень диссоциации, Ka — константа кислотности, для уксусной кислоты , Ka = 1,86*10-5 , См — молярная концентрация кислоты. Затем, используя значение α, вычислить концентрацию ионов водорода [H+] по формуле [H+] = α* См * b, где b – число ионов водорода, получающихся при диссоциации одной молекулы кислоты (для уксусной кислоты b = 1). После этого рассчитать водородный показатель раствора pH. Приготовленный раствор перелить в стаканчик вместимостью 50 мл и измерить величину рН на приборе. Сравнить измеренную величину рН и теоретически вычисленное значение. Вычислить относительную ошибку опыта. α= (1,86*10-5 / 0,1)0,5 = 0,0136 [H+] = 0,0136* 0,1 * 1= 0,00136 pH = -lg [H+]; pH =2.87 n= 2.87-3.08/3.08*100% = 6.8%   Опыт 3. Приготовить 50 мл 0,005 М раствора из 0,05 М раствора NaOH. Для этого пипеткой на 5 мл отобрать нужное количество 0,05 М раствора NaOH в мерную колбу и долить до метки дистиллированной воды. Вычислить активную концентрацию ионов OH– в растворе по формуле [OH– ] = gOH–·cMNaOH, где gOH– – коэффициент активности иона OH– . 50 Рассчитать активную концентрацию ионов водорода, а затем – теоретическое значение рН раствора. Измерить значение водородного показателя приготовленного раствора на рН-метре. Вычислить относительную ошибку опыта. f = 0,9 aOH- = 0,005 * 0,9 = 0,0045 pOH = — lg 0,0045 = 2,35 pH = 11,55 n= (0,01/11,55) * 100% = 0,086%