Эксперт по сдаче вступительных испытаний в ВУЗах
Глава 8. ОПРЕДЕЛЕНИЕ рН РАСТВОРОВ
- Ионное произведение воды. Водородный показатель среды
Как известно, вода является слабым электролитом, диссоцииру- ющим по уравнению
Н
2О « Н
+ + ОН
–
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 K
w = 1,0
·10
–14. Следовательно, для чистой воды можно записать
[Н
+] = [ОН
–] = 1,0·10
–7 моль/л
Прибавление к воде кислоты или щелочи смещает ионное рав- новесие воды. Концентрации ионов Н
+ или ОН
– изменяются. Однако произведение концентраций [H
+][OH
–] остается постоянным и равным ионному произведению воды. Это дает возможность, зная концентра- цию одного иона, вычислить концентрацию другого:
[H+ ] =
1×10-14 [OH – ] ;
[OH– ] =
1×10-14 [H+ ] .
Более удобно характеризовать кислотность и щелочность среды величинами, являющимися десятичными логарифмами концентраций ионов Н
+ и ОН
–, взятыми с обратными знаками. Эти величины назы- ваются
водородным (
pH) и
гидроксильным (
pOH)
показателями.
рН
= – lg[Н
+]; рОН =
– lg[OH
–].
В нейтральной среде [H
+] = 1·10
–7 моль/л; рН
= 7. В кислой среде [H
+] > 1·10
–7 моль/л; рН < 7. В щелочной среде [H
+] < 1·10
–7 моль/л; рН > 7.
Для определения кислотности или щёлочности среды используют индикаторы – вещества, которые меняют свой цвет в зависимости от рН среды. Это изменение происходит в определенном интервале рН, на- пример, у метилового оранжевого (или кратко – метилоранжа) цвет от желтого до красного изменяется в интервале рН 4,4 – 3,1. При помощи индикаторов возможно определение рН раствора. Например, если в ис- пытуемом растворе индикатор метилоранж желтеет, а лакмус краснеет, то рН раствора лежит в интервале 4,4 – 5,0.
Для характеристики поведения слабых электролитов в растворах используют понятие
константы диссоциации слабого электролита, которое по своему смыслу является константой равновесия процесса распада молекул этого электролита на ионы. Для слабых кислот оно носит название
константы кислотности (
Ka), а для слабых основа- ний –
константы основности (
Kb).
Например, для процесса диссоциации уксусной кислоты CH
3COOH « CH
3COO
– + H
+
выражение константы кислотности примет вид
[CH 3COO — ][H+ ]
K
a =
[CH
.
3COOH]
Поскольку все слабые электролиты диссоциируют частично и обратимо, существует ещё одна характеристика глубины протекания этого процесса, она носит название
степени диссоциации (α) и пока- зывает отношение числа молекул, подвергшихся распаду на ионы
Ni, к общему количеству молекул
Nобщ, введённых в раствор:
a =
Ni .
Nобщ
Степень диссоциации и константа диссоциации слабого элек- тролита связаны между собой
уравнением разбавления Оствальда:
ca2
K
a = 1- a ,
где
с – молярная концентрация слабого электролита.
При малых значениях концентрации вещества и очень низкой степени диссоциации (т. е. α ® 0) уравнение разбавления Оствальда можно упростить до вида
K
a »
cα
2.
8.2. Выполнение лабораторной работы
Приборы и реактивы: иономер (рН-метр); компаратор; колбы мерные на 50 мл – 2 шт.; стаканчики химические по 50 мл – 2 шт.; пи- петки мерные на 5 мл; пробирки. Растворы: уксусная кислота 1 М; гидроксид натрия 0,05 М. Лакмус; метилоранж; фенолфталеин; уни- версальный индикатор.
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 про- бирку добавить 2 капли 2 М НСl, в другую ‒ 2 капли 2 М NaOН. Наблюдать цвет лакмуса в нейтральной, кислой и щелочной средах. После выполнения опыта растворы вылить, посуду тщательно вы- мыть. Повторить опыт с использованием индикаторов фенолфталеина и метилоранжа. Цвет индикаторов записать в следующую таблицу.
| Индикатор |
Среда |
| Кислая |
Нейтральная |
Щелочная |
| Лакмус |
|
|
|
| Фенолфталеин |
|
|
|
| Метилоранж |
|
|
|
| |
|
|
|
Опыт 2
Определение рН раствора уксусной кислоты
В мерной колбе на 50 мл приготовить 0,1 М раствор из 1 М ук- сусной кислоты. Для этого пипеткой на 5 мл набрать нужное количе- ство 1 М уксусной кислоты в мерную колбу и долить до метки ди- стиллированной воды. Вычислить степень диссоциации 0,1 М раство- ра кислоты по формуле
a = ,
где α – степень диссоциации; К
а – константа кислотности, для ук- сусной кислоты К
а = 1,86·10
–5;
сМ – молярная концентрация кислоты.
Затем, используя значение α, вычислить концентрацию ионов водорода [H
+] по формуле
[H
+] = α·
cM·
b,
где
b – число ионов водорода, получающихся при диссоциации одной молекулы кислоты (для уксусной кислоты
b = 1). После этого рассчи- тать водородный показатель раствора рН.
Приготовленный раствор перелить в стаканчик вместимостью 50 мл и измерить величину рН на приборе. Сравнить измеренную вели- чину рН и теоретически вычисленное значение. Вычислить относитель- ную ошибку опыта.
Опыт 3
Определение рН раствора NaOH
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 рас- твора 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
–.
Рассчитать активную концентрацию ионов водорода, а затем – теоретическое значение рН раствора.
Измерить значение водородного показателя приготовленного раствора на рН-метре. Вычислить относительную ошибку опыта.
Ссылка на первоисточник:
http://ageu-derbent.ru/
