Опыт 1. Измерение водородного показателя среды раствора HCl 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 изменения имеет постоянный потенциал, а потенциал второго электрода (обычно стеклянного) зависит от величины в исследуемом 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.

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

Рассчитанный объем 1н. раствора HCl внесите пипеткой в мерную колбу. Доведите уровень раствора до метки дистиллированной водой, тщательно перемешайте.

Измерьте рН раствора с помощью рН – метра.

При оформлении результатов опыта запишите:

1.Полученное задание;

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

3.Измеренное значение рН приготовленного раствора HCl;

4.Расчет значения рН приготовленного раствора HCl заданной концентрации.

5.Схема измерительной установки (рН-метра).

 

Опыт 2. Зависимость рН раствора уксусной кислоты от концентрации.

Из концентрированного раствора уксусной кислоты СНзСООН приготовьте в мерных колбах на 100 мл три раствора меньшей концентрации. Задание получите у препода­вателя.

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

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

 

Результаты работы сведите в таблицу:

 

Таблица №1.

Зависимость рН раствора уксусной кислоты от ее концентрации.

 

Концентрация приготовляемого раствора СН3СООН, моль/л	Рассчитанный объем исходного раствора, мл	Значение рН среды
измеренное	вычисленное

 

 

Постройте график зависимости рН раствора СНзСООН от ее концентрации с_о(по теоретическим и экспериментальным данным).

 

Контрольные вопросы и задачи:

1.Что называют степенью диссоциации электролита? Чему равна степень диссоциации сильных электролитов?

2.В ряду электролитов NaOH, КОН, NH₄OH, H₂O, CH₃COOH, H₂S, HNO₃, HC1 подчеркните те, диссоциация которых в водных растворах протекает обратимо.

3.Составьте уравнения электролитической диссоциации уксусной и сероводородной кислот (две ступени). Запишите выражения соответствующих констант диссоциации.

4.Вычислите ионную силу 0,05М раствора NaOH. Найдите активность иона ОН^- ( ) в этом растворе. Ответ: 0,05; 0,0425 моль/л.

5.Рассчитайте концентрацию ионов ОН^- в 0,05 М растворе NH₄OH.

Ответ: 9,4; 10^-4 моль/л.

6.Рассчитайте активность ионов ОН^- в растворе, если моль/л.

Ответ: 10 моль/л.

7.Активность ионов ОН^- в водном растворе равна 10^-3моль/л. Вычислите рН раствора. Ответ: 11,0.

8.Рассчитайте рН 0,05 М водного раствора HNO₃ без учета ионной силы раствора. Ответ. 1,3.

9.Рассчитайте рН 0,005 М водного раствора КОН без учета ионной силы раствора. Ответ. 11,7.

10Найдите молярную концентрацию раствора НС1, рН которого 2,5 (считайте ) Ответ: 0,003 М.

11.Найдите молярную концентрацию раствора NaOH, pH которого 12 (считайте ) Ответ: 0,01 М.

12.Что называют разведением раствора? Какова размерность разведения?

13.Что является аргументом и функцией в законе разведения Оствальда?

14.Зная константу диссоциации гидроксида аммония NH₄OH. найдите: а) степень диссоциации; б) концентрацию ионов ОН^-; в) рН раствора, если концентрация раствора NH₄OH 0,01 моль/л. Ответ: 4,2%; 4,2·10^-4 моль/л; 10,62.

15.Учитывая только первую ступень диссоциации, вычислите водородный показатель среды 0,02М раствора Н₂СО₃. Ответ: 4,02.

16.Сколько миллилитров 0,5 н. раствора НС1 нужно взять для приготовления

100 мл 0,01 н. НС1? Ответ: 2 мл.
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 10

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Цель работы: изучение некоторых свойств водных растворов солей, связанных с реакцией гидролиза.

 

Гидролизом называют обменные химические реакции, про­текающие с участием воды. Если в обменную реакцию с водой вступает соль, то взаимодействие называют гидролизом соли. Признаком гидролиза соли является изменение нейтраль­ной реакции среды воды. Например, при раство­рении в воде хлорида аммония NH₄C1 образуется избыток ионов Н⁺ и раствор подкисляется (рН < 7):

 

NH₄C1 + Н₂0 Û NH₄OH + HC1

или в ионном виде

Если же растворить в воде ацетат натрия CH₃COONa, раствор подщелачивается (рН > 7) вследствие образования из­бытка ионов ОН^-:

 

CH₃COONa + Н₂0 Û СН₃СООН₄ + NaOH

или CH₃COO^- + Н₂0 Û СН₃СООН + OH^-

Следовательно, водные растворы солей могут иметь кислую или щелочную реакцию среды потому, что они вступают в химическое взаимодействие с водой. При гидролизе некоторых солей рН воды не меняется. Однако не все соли вступают в реакцию гидролиза. Если растворить в воде хлорид калия, нейтральная реакция среды (рН = 7) характерная для чистой воды, не изменится, т.е. в растворе сохранится равенство :

 

KCl + H₂O Û KOH + HCl

Можно утверждать, что соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой (KCl, LiNO₃, NaCl и т.п.), в реакцию гидролиза не вступают.

С водой взаимодействуют: 1) соли, образованные слабыми основаниями и сильными кислотами (NH₄Cl, CuCl₂, NH₄NO₃ и т.п.); 2) соли, образованные слабыми кислотами и сильными основаниями (Na₂S, KCN, Na₂CO₃ и т.п.); 3) соли, образованные слабыми основаниями и слабыми кислотами (NH₄CH₃COO и т.п.).

Из рассмотренных примеров следует, что в реакцию с водой вступают катионы слабых оснований и анионы слабых кислот. Если эти ионы многозарядные (Fe³⁺, Cu²⁺, CO₃^2-, SiO₃^2- и т.п.), их взаимодействие с водой обычно идет до образования основного кислого иона (первая ступень гидролиза), например:

 

Fe³⁺ + H₂O Û FeOH²⁺ + H⁺

CO₃^2- + H₂O Û HCO₃⁺ + OH^-

 

О глубине протекания процесса гидролиза при заданных условиях можно судить по степени гидролиза соли b, являющейся отношением концентрации гидролизованных ионов (с) к их исходной концентрации (с₀):

 

b =с/с₀

Реакция гидролиза соли обратима. В прямом направлении (®) она протекает в сторону образования молекул (основных ионов) слабых оснований или молекул (кислых ионов) слабых кислот, а в обратном () в сторону образования молекул воды. Реакцию образования молекул воды из ионов Н⁺ и ОН^- называют реакцией нейтрализации. Следовательно, реакция гидролиза соли обратна реакции нейтрализации.

К реакции гидролиза соли применимы все положения и законы учения о химическом равновесии. Константа равновесия реакции гидролиза называется константой гидролиза соли К_г. Ее величина характеризует соотношение между равновесными концентрациями (активностями) всех компонентов системы. Связь между константой гидролиза соли (К_г) и степенью гидролиза (b) в растворе заданной концентрации (С₀) выражается законом Оствальда:

 

,

если β«1, то

Равновесие процесса гидролиза, отвечающее равенству скоростей реакции гидролиза и нейтрализации ( ), подвижно и может быть смещено вправо ( ) или влево ( ) в соответствии с принципом Ле Шателье. Так, например, при повышении температуры равновесие гидролиза смещается вправо, так как прямая реакция эндотермическая (DH > 0), а обратная (нейтрализация) – экзотермическая (DH < 0). При постоянной температуре Т равновесие гидролиза можно сместить вправо, уменьшая концентрацию раствора (разбавляя раствор); это следует из закона Оствальда: при К_Г = constb тем больше, чем меньше с₀.