ОБЩАЯ ХИМИЯ

Метод основан на измерении объема водорода, который выделяется при взаимодействии кислоты с металлом по уравнению: Me 2HCl→ MeCl₂ H₂,

Следовательно М_Э(Н)=М(Н)/(nē), где nē – число электронов, принятых 1 моль водорода.

Из уравнения реакции видно, что 2Н 2е = Н_2, отсюда М_Э(Н)=1/1= 1 г/моль.

Выполнение работы.

Проверьте прибор на герметичность, предварительно подобрав пробирку нужного диаметра. Убедившись в герметичности прибора, отсоедините пробирку, налейте в нее 1,0-1,5 мл 2 н раствора соляной кислоты и добавьте 1-2 капли раствора катализатора (CuSO₄). Затем осторожно внесите в пробирку взвешенный металл и соедините пробирку с прибором. Запишите в журнал начальный объем воды в бюретке. Наклоните штатив так, чтобы металл упал в кислоту. Наблюдайте выделение водорода и вытеснение воды в уравнительный сосуд (воронку). По окончании реакции следует подождать 1-3 минуты, пока газ примет комнатную температуру, и уровень жидкости в бюретке станет постоянным. Тогда приведите воду в бюретке и уравнительном сосуде к одному уровню, т.е. создайте в бюретке давление равное атмосферному. По положению нижнего края мениска воды в бюретке определите конечный объем, а затем по разности (V_КОН – V_НАЧ) вычислите объем выделившегося водорода (V_Н2). Запишите условия проведения определения: температуру и барометрическое давление.

Запись данных опыта и расчеты:

B(валентность металла) = 2

m(масса металла), г =

V_НАЧ.(начальный объем воды в бюретке), мл_.=

V_КОН.(конечный объем воды в бюретке), мл =

V(Н₂) = V_КОН.–V_НАЧ. (объём, выделившегося водорода), мл =

t (температура),ºС =

T(абсолютная температура) =273 t⁰С, К =

Р(атмосферное давление), мм. рт. ст. =

h (Н₂О) (давление насыщенного водяного пара), мм.рт.ст.=

Р(Н₂)(парциальное давление водорода) = Р- h (Н₂О), мм.рт.ст.=

Числовое значение h _Н2О берут из справочной таблицы.

R(универсальная газовая постоянная), мм.рт.ст·мл/моль·К

По полученным данным рассчитайте молярную массу эквивалента металла двумя способами:

I-й способ. Применяя уравнение идеального газа Клапейрона — Менделеева

PV= nRT, зная, что n = m/M вычислите массу водорода в измеренном вами объеме. На основании закона эквивалентов вычислите молярную массу эквивалента металла. По закону эквивалентов:

m(H₂)/m(Me) = M_Э(H₂)/ M_Э(Me), откуда M_Э(Me) = m(Me)·M_Э(H₂) / m(H₂),

II-й способ. Приведите объем V(H₂) выделившегося водорода к нормальным условиям Vo(H₂), используя уравнение объединенного газового закона:

PV/T = P_ОV_О / T_О;

Заменив в выражении закона эквивалентов массу и молярную массу

эквивалента водорода на пропорциональные им объемные значения:

V_О(H₂)/m(Me) = V_Э(H₂)/ M_Э(Me), получим расчетную формулу:

M_Э(Me)= m (Ме)·V_Э(H₂) / V_О(H₂)

Зная, что А_ПРАКТ.(Ме) = М_Э(Ме)∙В(Ме), вычислите практическую атомную(мольную) массу металла. Затем по таблице Д.И.Менделеева определите какой это металл. Перепишите из таблицы Д.И.Менделеева теоретическое значение атомной массы металла.

Вычислите погрешности (ошибки) опыта: абсолютную (∆ =А_ТЕОР — А_ПРАКТ.) и относительную (∆% =.∆ ∙!00 ∕ А_ПРАКТ.).

Сформулируйте и запишите вывод.

СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ.

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ.

Химическая кинетика– раздел физической химии, изучающий вопросы о скоростях и механизмах химических реакций.

Скорость химической реакцииопределяется изменением концентрации реагирующих веществ за единицу времени в единице реакционного пространства.

Скорость химической реакции зависит от природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры, давления и присутствия катализатора.

Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ выражается основным законом химической кинетики – законом действия масс:при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению молярных концентраций реагирующих веществ, возведенных в степень их стехиометрических коэффициентов.

Химические реакции, в которых исходные вещества целиком превращаются в продукты реакции, называются необратимыми:

2KClO₃ = 2KCl 3O₂↑

υ₁ = k₁· С²(KClO₃)

Значительно чаще происходят реакции, идущие одновременно в двух противоположных направлениях – прямом и обратном:

2NO O₂ ↔ 2NO₂

υ₁ = k₁·[NO]²·[O₂],

υ₂ = k₂·[NO₂]²,

Состояние обратимой реакции, при котором скорости прямой и обратной реакций равны между собой, называется химическим равновесием.

При химическом равновесии υ₁ = υ₂ , откуда

K_С = k₁ / k₂ = [NO₂]² / [NO]² · [O₂]

Где K_С – константа химического равновесия (величина табличная), выраженная через равновесные молярные концентрации реагирующих веществ,

k₁, k₂ – константы скоростей прямой и обратной химических реакций

[NO₂],[NO],[O₂] – равновесные молярные концентрации реагирующих веществ.

Для обратимой химической реакции: отношение произведения равновесных концентраций продуктов реакции к произведению равновесных концентраций исходных веществ есть величина постоянная при постоянной температуре, и называется константой химического равновесия. Она зависит от температуры, природы реагирующих веществ, наличия катализатора, и не зависит от концентраций реагирующих веществ.

Пример 1. Как изменится скорость реакции горения этилена при увеличении концентрации кислорода в три раза?

Решение. С₂Н₄ 3О₂ = 2СО₂ 2Н₂О

Скорость реакции горения этилена до изменения концентрации кислорода

υ₁= k₁[C₂H₄]∙[O₂]³ (закон действия масс)

С увеличением концентрации кислорода в три раза скорость реакции станет равной

υ₁¢= k₁ [C₂ H₄](3[O₂])³ = 27k₁[C₂H₄][O₂]³=27υ_1.

Следовательно, скорость увеличивается в 27 раз.

Пример 2. Во сколько раз увеличится скорость реакции при повышении температуры от 20 до 70°С, если температурный коэффициент равен 2?

Решение. Зависимость скорости химической реакции от температуры определяется правилом Вант-Гоффа (при повышении температуры на каждые 10^оС скорость химической реакции возрастает в 2-4 раза) по формуле: υt₂ =υt₁×g^t2-t1/10 Находим, что

υt₂/υt₁ = 2^70-20/10 = 2⁵ = 32

Следовательно, скорость реакции увеличится в тридцать два раза.

Пример 3. В какую сторону сместится равновесие в гомогенных системах

1.2HBr Û H₂ Br₂ – 70,18 кДж;

2.2NO O₂ Û 2NO₂ 117 кДж

вследствие повышения давления и температуры?

Решение. В первой системе реакция идет без изменения объема, поэтому изменение давления не вызывает смещения равновесия, а повышение температуры приведет к увеличению скорости прямой эндотермической реакции. (Принцип Ле — Шателье)

Во второй системе повышение давления вызовет смещение равновесия в сторону прямой реакции, идущей с уменьшением объема, а повышение температуры – в сторону обратной реакции (эндотермической).

Лабораторная работа № 2.

а) Влияние соли слабой кислоты на диссоциацию этой кислоты

Выполнение работы.В две пробирки внести по 5 капель 0,1 н раствора уксусной кислоты (СН₃СООН), которая распадается незначительно на ионы:

CH₃COOH ↔ CH₃COO⁻ H (Ка = 1,8 ·10⁻⁵).

Затем в каждую пробирку прибавить по 1 капле индикатора — метилового оранжевого. Под влиянием, каких ионов метиловый оранжевый приобретает красный цвет? Одну пробирку с уксусной кислотой оставить в качестве контрольной, а в другую внести 3 капли насыщенного раствора ацетата натрия (CH₃COONa → CH₃COO ⁻ Na ) и перемешать раствор. Сравнить окраску полученного раствора с окраской раствора в контрольной пробирке. На изменение концентрации, каких ионов указывает изменение цвета метилового оранжевого?

Запись данных опыта.Написать выражение константы диссоциации уксусной кислоты. Объяснить, как согласно принципу Ле Шателье смещается равновесие диссоциации кислоты при добавлении к ней ацетата натрия. Как меняются при этом степень диссоциации уксусной кислоты и концентрация ионов водорода [H ]?

б) Влияние соли слабого основания на диссоциацию этого основания

Выполнение работы.В две пробирки внести по 5 капель 0,1 н раствора аммиака NH₃∙H₂О (Кв=2,0∙10⁻⁵). В каждую пробирку прибавить по 1 капле индикатора — фенолфталеина. Под влиянием, каких ионов фенолфталеин приобретает малиновый цвет? Одну пробирку с раствором аммиака оставить в качестве контрольной, а в другую внести несколько кристалликов хлорида аммония (NH₄С1→NH₄ С1⁻) и раствор тщательно перемешать. Сравнить окраску полученного раствора с окраской раствора в контрольной пробирке. На изменение концентрации, каких ионов указывает изменение цвета фенолфталеина?

Запись данных опыта. Схема равновесия в водном растворе аммиака: NH₃ H₂О↔ ↔NH₄ OH⁻.Объяснить, как смещается равновесие в этом растворе при добавлении к нему хлорида аммония. Почему при этом цвет фенолфталеина становится менее интенсивным (розовый)?

Опыт2 Характер диссоциации гидроксидов

Выполнение работы. Поставить в два ряда 10 пробирок. Затем в две пробирки №1 внести по 2 капли 0,5 н раствора хлорида магния (MgCl₂), №2 – нитрата алюминия (Al(NO₃)₃), №3 – силиката натрия (Na₂SiO₃), №4 – сульфата никеля (NiSO₄), №5 – сульфата цинка (ZnSO₄). В две пробирки №№ 1,2,4,5 по каплям добавлять 2 н раствор гидроксида натрия (NaOH) до выпадения осадков гироксидов магния, алюминия, никеля и цинка. В две пробирки №3 добавлять до выпадения осадка гидроксида кремния (кремниевая кислота) 2 н раствор хлороводородной кислоты. Написать уравнения, протекающих реакций. Отметить цвет осадков.

Определить химический характер гидроксидов. Для этого в один ряд пробирок с осадками добавить по 4 капли раствора гидроксида натрия, а в другой – по 4 капли раствора хлороводородной кислоты. В каких случаях осадки растворились только в щелочи, только в кислоте, и какие осадки растворились и в щелочи и в кислоте? Написать уравнения соответствующих реакций. При этом следует учесть, что при растворении амфотерных гидроксидов в водных растворах щелочей образуются гидроксокомплексы. Например, при растворении гидроксида цинка в растворе гидроксида натрия образуется тетрагидроксоцинкат натрия:

Zn(OH)₂ 2NaOH → Na₂[Zn(OH)₄]

Запись данных опыта.

Указать кислотными, основными или амфотерными свойствами обладают гидроксиды магния, алюминия, кремния, никеля, цинка? Составить уравнения диссоциации (без ступеней), полученных гидроксидов, без учета процессов гидратации.

ПРОИЗВЕДЕНИЕ РАСТВОРИМОСТИ

Гетерогенное равновесие: осадок ↔ насыщенный раствор

подчиняется правилу произведения растворимости –в насыщенном растворе трудно растворимого сильного электролита произведение концентраций (активностей) ионов, возведенных в степени стехиометрических коэффициентов, есть величина постоянная при данной температуре.

Если малорастворимый электролит распадается на ионы по уравнению:

Ca₃(PO₄)₂ = 3Ca² 2PO₄³⁻,

то выражение для произведения растворимости будет иметь вид:

ПР(Ca₃(PO₄)₂) = a³(Ca² ) · a² (PO₄³⁻) = fa(Ca² )·[Ca² ]³· fa(PO₄³⁻)·[PO₄³⁻]².

В разбавленных растворах, какими являются насыщенные растворы трудно растворимых электролитов, при fа =1, а =С, тогда: ПР(Ca₃(PO₄)₂)= [Ca² ]³·[PO₄³⁻]².

Отсюда вытекают два следствия:

1. Условие растворения осадка: произведение концентраций ионов возведенных в степень стехиометрических коэффициентов, должно быть меньше величины произведения растворимости ПР(Ca₃(PO₄)₂) > [Ca² ]³·[PO₄³⁻]².

2. Условие образования осадка: произведение концентраций ионов возведенных в степень стехиометрических коэффициентов, должно быть больше величины произведения растворимости ПР(Ca₃(PO₄)₂)< [Ca² ]³·[PO₄³⁻]².

Пример 1.Растворимость (S) карбоната кальция в воде при температуре 25⁰ С составляет 6,9 ·10 ⁻⁵ моль/л. Найти ПР(CaCO₃). S S S

Решение.В насыщенном растворе карбоната кальция: CaCO₃ ↔ Ca² CO₃²⁻,

[Ca² ] = [CO₃²⁻] = S = 6,9 ·10 ⁻⁵ моль/л. Отсюда, ПР(CaCO₃) =[Ca² ]·[CO₃²⁻]=S·S= S².

Подставляем числовые значения: ПР(CaCO₃) = (6,9 ·10 ⁻⁵)² = 4,8·10 ⁻⁹.

Пример 2.Произведение растворимости йодида свинца ПР(PbI₂) = 1,1·10−⁹. Чему равна S (растворимость) йодида свинца? S S 2S

Решение.Запишем уравнение диссоциации: PbI₂ ↔ Pb² 2I⁻. Из каждой молекулы йодида свинца образуется один ион Pb² и два иона I⁻. Следовательно, в насыщенном растворе PbI₂, растворимость ионов свинца [Pb² ] = S, а йодид –ионов [I⁻] = 2S. Отсюда получаем: ПР(PbI₂) = [Pb² ]·[I⁻]² = S·(2S)² = 4S³. Растворимость йодида свинца

___________ __________

[PbI₂]= S = ³√ ПР(PbI₂) / 4 ; S= ³√ 1,1·10⁻⁹ / 4 = 6,5·10⁻⁴ моль/л.

Лабораторная работа № 4

Произведение растворимости

Опыт 1. Дробное осаждение.

Выполнение работы.В две пробирки внести по 1 капле 0,5 н раствора нитрата серебра (AgNO₃). В пробирку №1 добавить 2 капли 0,5 н раствора хлорида калия (AgNO₃ КС1→AgCl↓ KNO₃), №2 —2 капли 0,5 н раствора хромата калия (2AgNO₃ K₂CrO₄→Ag₂CrO₄↓ 2KNO₃).

Написать ионные уравнения реакций, отметить цвет осадков хлорида и хромата серебра.

Какое вещество будет выпадать в осадок первым из раствора, содержащего ионы Cl⁻, CrO₄²⁻ и Ag в равных концентрациях?

ПР(AgCl)=1,8∙10⁻¹⁰; ПР(Ag₂CrO₄) = 4∙ 10⁻¹²

Проверить предположение опытом, для чего в пробирку №3 внести сначала

2 капли 0,5 н раствора хлорида калия (КС1), затем 2 капли 0,5 н раствора хромата калия (K₂CrO₄), добавить 3 капли дистиллированной воды. Раствор тщательно перемешать. Осторожно прибавить к нему 1 каплю 0,5 н раствора нитрата серебра (AgNO₃), перемешать. Какое вещество при этом образуется? Добавить ещё несколько капель раствора нитрата серебра, тщательно перемешать. Наблюдается ли образование хромата серебра? Отметить его образование при дальнейшем увеличении концентрации катионов серебра.

Запись данных опыта.Описать наблюдаемые явления. Написать выражения, произведений растворимости хлорида и хромата серебра. Объяснить, применив следствие правила произведения растворимости, последовательность образования осадков в данном опыте (пробирка №3), учитывая величины произведений растворимости хлорида и хромата серебра. На все вопросы ответить письменно.

Выполнение работы.Подготовить семь пробирок. В каждую пробирку внести

1 каплю индикатора (нейтральный раствор лакмуса). Затем в 1-ю пробирку добавить

5 капель дистиллированной воды (контроль), а в остальные — по 5 капель 0,5 н растворов следующих солей: во 2-ю – ацетат натрия (CH₃COONa), в 3-ю— нитрат алюминия (Al(NO₃)₃), в 4-ю – карбонат натрия (Na₂CO₃), в 5-ю – карбонат аммония ((NН₄)₂CO₃), в 6-ю – хлорид калия (КСl), в 7-ю – ацетат аммония (CH₃CООNН₄).

Все растворы тщательно перемешать. По изменению цвета лакмуса в растворах солей по сравнению с контрольной пробиркой сделать вывод о реакции среды в растворе каждой соли.

Запись данных опыта.Полученные результаты свести в таблицу.

Какие из исследованных солей подвергаются гидролизу? Написать ионные и молекулярные уравнения реакций их гидролиза и указать вид гидролиза каждой соли (простой или сложный ступенчатый).

В случае ступенчатого гидролиза написать уравнение реакции только для первой ступени, так как практически в достаточно концентрированных растворах последующие ступени протекают очень слабо.

Опыт 2. Факторы, влияющие на степень гидролиза солей.

а) Влияние силы кислоты и основания, образующих соль, на степень её гидролиза.

Выполнение работы.Подготовить две пробирки, затем в одну пробирку внести несколько кристалликов сульфита натрия (Na₂SO₃), в другую – столько же кристалликов карбоната натрия (Na₂CO₃). В каждую пробирку добавить по 4 капли дистиллированной воды и по 1 капле фенолфталеина.

Написать ионные уравнения гидролиза сульфита натрия и карбоната натрия по 1-й ступени. В растворе, какой соли цвет фенолфталеина интенсивнее? В каком растворе концентрация гидроксид-ионов (ОН^–) более высокая? Вычислить константу гидролиза каждой соли. Константа гидролиза, какой соли больше? Почему?

Сделать общий вывод о влиянии силы кислоты или основания, образующих соль, на степень её гидролиза.

б) Влияние разбавления раствора на степень гидролиза соли

Выполнение работы.В пробирку внести 2 капли раствора 0,5 н хлорида сурьмы (III) (SbCl₃) и постепенно по каплям добавлять дистиллированную воду до выпадения осадка хлорида оксосурьмы (SbOCl). Этот осадок образуется на второй ступени гидролиза из хлорида дигидроксосурьмы (Sb(OH)₂Cl) вследствие отщепления воды.

Запись данных опыта. Написать ионные уравнения первой и второй ступеней гидролиза хлорида сурьмы (III) и общее уравнение её гидролиза до образования Sb(OH)₂Cl. Написать формулу для вычисления константы гидролиза хлорида сурьмы (III) для первой ступени. Показать при помощи этой константы, как влияет разбавление на степень гидролиза хлорида сурьмы (III)? Проверить свое заключение опытом. Сделать общий вывод о влиянии разведения на степень гидролиза солей.

Опыт 3. Случаи полного (необратимого) гидролиза солей.

Выполнение работы.В две пробирки внести по 2 капли 0,5 н раствора нитрата алюминия (Al(NO₃)₃). Затем в пробирку №1 добавлять по каплям 0,5 н раствор сульфида натрия ((NH₄)₂S), №2 – 0,5 н раствор карбоната натрия (Na₂CO₃) до выпадения осадка гидроксида алюминия (Al(OH)₃). Отметить выделение сероводорода (H₂S) в первой пробирке и диоксида углерода (CO₂) во второй.

Запись данных опыта.Написать в ионном виде уравнения реакций гидролиза, которые привели к образованию гидроксида алюминия в обоих случаях. сероводорода в первом и диоксида углерода во втором случае. Составить общие уравнения, протекающих реакций. Объясните, почему не образуются сульфид и карбонат алюминия.

ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ.

БУФЕРНЫЕ РАСТВОРЫ.

Большинство реакций, применяемых в анализе, протекают в водных растворах. Вода относится к слабым электролитам и, хотя в незначительной степени, но подвергается ионизации:

H₂O ↔ H OH⁻

Процесс ионизации воды характеризуется константой ионизации (диссоциации):

[H ]·[OH⁻] / [H₂O] = K(H₂O) (1)

Преобразуем это уравнение:

[H ]·[OH⁻] = K(H₂O) · [H₂O] (2)

В приведенном уравнении [H₂O] (при постоянной температуре) можно считать практически постоянной. Следовательно, правая часть уравнения (2), а значит, и произведение [H ]·[OH⁻] – величина постоянная. Её называют ионным произведением воды и обозначают Kw:

Kw: = [H ]·[OH⁻] (3)

При температуре 25⁰ С в чистой воде [H ] = [OH⁻] = 10^-7моль/л, следовательно

Kw = 10^-7·10^-7 = 10^-14. При повышении температуры Kw быстро увеличивается. Смысл уравнения (3) заключается в следующем: как бы, не изменялась, концентрация ионов H и OH⁻, их произведение [H ]·[OH⁻] в любом водном растворе сохраняет постоянное значение равное 10^-14 при 25 ⁰С.

Вместо концентрации [H ] удобнее пользоваться отрицательным десятичным логарифмом из этой величины – водородным показателем (рН).

pH = −ℓg[H ] (4)

Кроме водородного показателя (рН) при расчетах широко используют и гидроксильный показатель (рОН) и прологарифмированный показатель ионного произведения воды

рОН =−ℓg[ОH⁻],

рКw = −ℓgКw,

рКw = рН рОН.

В кислых растворах рН <7, в щелочных растворах рН >7, в нейтральных растворах рН = 7.

Пример 1. Вычислить рН и рОН 0,25 М раствора Са(ОН)₂

Решение: Запишем уравнение электролитической диссоциации гидроксида кальция, являющегося сильным электролитом. Са(ОН)₂ → Са² 2ОН⁻. Из уравнения диссоциации видно, что [ОН⁻] =2[Са(ОН)₂]= 2∙0,25 = 5∙10⁻¹ моль/л.

Вычислим рОН по уравнению рОН = − lg [ОН⁻];

рОН = − lg 5∙10⁻¹ = 1 − lg 5 = 1 −0,7 = 0,3

Вычислим рН по уравнению рН = 14 − рОН ; рН = 14 − 0,3 = 13,7.

Пример 2. Какова концентрация гидроксид — ионов в растворе, рН которого 10,8?

Решение. Находим концентрацию ионов водорода в растворе

pH = − lg [H ] ; [H ] = 10^−pH;

[H ] = 10^−10,8 =10⁻¹¹∙10^0,2 =1,6 · 10⁻¹¹ моль/л.

[H ] = 1,6 · 10⁻¹¹ моль/л.

Так как произведение [H ]·[OH⁻]= 10⁻¹⁴, то [OH⁻]= 10⁻¹⁴/ 1,6·10⁻¹¹= 6,25·10⁻⁴ моль/л.

Пример 3. Вычислить рН и рОН 0,5 М раствора сернистой кислоты H₂SO₃.

Решение. Сернистая кислота (H₂SO₃) – электролит средней силы, диссоциирует по двум ступеням. Для расчета концентрации катионов водорода Н будем учитывать диссоциацию сернистой кислоты только по первой ступени — H₂SO₃ ↔ Н HSO₃⁻.

Доля (степень диссоциации) молекул распавшихся на ионы определяется выражением: α = С(Н ) / С(H₂SO₃), откуда С(Н ) = α С(H₂SO₃) (1),

Из выражения закона разбавления Оствальда найдем К₁= α² С(H₂SO₃) (2), откуда

___________

α = √ К₁ / С(H₂SO₃) (3)_, подставляем в уравнение (1),

___________ ____________

С(Н ) = С(H₂SO₃)· √ К₁ / С(H₂SО₃) = √ К₁ · С(H₂SO₃)_,

где К₁ – константа диссоциации сернистой кислоты по 1-й ступени, числовое значение которой переписываем из справочной таблицы.

К₁= 1,4 ∙10⁻²

__________

Подставляем числовые значения С(Н ) = √1,4 ∙10⁻² 0,5 =0,084моль/л.

Вычислим рН рН = −lg С(Н );

рН = −lg 8,4∙10⁻² = 2 − lg 8,4= 2 – 0,92=1,08.

Вычислим рОН рОН = 14 – рН;

рОН = 14 – 1,08 = 12,92.

Пример 4.В каких соотношениях следует взять растворы 0,1 н СН₃СООН и 0,1 н CH₃COONa для приготовления буферной смеси с рН = 4,73.

Решение. pН буферной смеси можно вычислить по уравнению буферного действия. Для ацетатных смесей

рН = рКкисл — lg Cкисл / Ссоли

где рКкисл = — lg Ккисл. – силовой показатель кислоты.

Для аммонийных буферных смесей

рН = 14 – рКосн. lg Сосн / Ссоли

где рКосн = −lg Косн — силовой показатель основания. Следует помнить, что силовой показатель можно вычислить для слабых электролитов, для которых справедлив закон действия масс и существуют термодинамические константы диссоциации Кдисс..

Если концентрации растворов, составляющих буферную смесь, одинаковы, то величина рН будет зависеть от объемов растворов

рН = рКкисл – lg Vкисл / Vсоли

Для ацетатного буферного раствора

рКкисл = −lg 1,8 10 ^–5 = 4,73.

Отсюда 4,73 = 4,73 — lg Vкисл /Vсоли,

т.е. lg Vкисл / Vсоли = 0.

Следовательно, Vкисл / Vсоли = 1 или Vкисл = Vсоли.

Для приготовления ацетатного буферного раствора с рН = 4,73 надо смешать равные объемы 0,1 н растворов уксусной кислоты и ацетата натрия..

Лабораторная работа № 6

Опыт 1. Приближенное определение рН в водных растворах при помощи индикатора.

а) Окраска некоторых кислотно-основных индикаторов в различных средах

Выполнение работы.Определить окраску кислотной и щелочной форм наиболее часто применяемых кислотно-основных индикаторов: метилового оранжевого, метилового красного, лакмуса и фенолфталеина. Наблюдения провести в сильнокислой и сильнощелочной среде, чтобы в первом случае рН был заведомо ниже, а во втором – заведомо выше области перехода указанных индикаторов. Для чего в четыре пронумерованные пробирки внести по 4 капли 0,1 н раствора хлороводородной (соляной) кислоты, а в другие четыре пробирки с теми же номерами по 4 капли 0,1 н раствора гидроксида натрия. Пробирки в штативе поставить в два ряда таким образом, чтобы в одном ряду стояли только пробирки с кислотой, а в другом – пробирки со щелочью. После этого в обе пробирки №1 добавить по 1 капле индикатора метилового оранжевого, в пробирки №2 – метилового красного, в пробирки №3 – лакмуса, в пробирки №4 – фенолфталеина.

Запись данных опыта.Наблюдения по цвету кислотной и щелочной форм индикаторов записать по прилагаемой ниже схеме, где уже указаны интервалы рН областей перехода каждого индикатора и цвет его в этой области.

Область перехода, какого из исследованных индикаторов находится ближе всего к нейтральной среде? Какие индикаторы имеют область перехода в кислой среде? В щелочной? Вычислить водородный показатель (рН) 0,002 н раствора хлороводородной кислоты (HCl) и 0,01 н раствора гидроксида натрия (NaOH).

Опыт 2. Определение водородного показателя (рН) в водном растворе соли с помощью универсального индикатора.

Для приближенного определения рН удобно пользоваться так называемыми универсальными индикаторами, представляющими собой смеси нескольких индикаторов, изменяющими свой цвет в водных растворах различных веществ в широком диапазоне рН. Бумага, пропитанная универсальным индикатором, и высушенная, называется универсальной индикаторной бумагой. К пачке такой бумаги прилагается цветная шкала, показывающая, какой цвет принимает индикаторная бумага (значение рН) при нанесении на неё 1 капли исследуемого раствора. Универсальные индикаторы применяют и в виде растворов. В этом случае готовится серия эталонов в герметически закрытых сосудах с указанием на каждом из них рН, соответствующего цвету эталона – раствора.

Выполнение работы.Получить у преподавателя раствор, водородный показатель (рН) которого требуется определить. При помощи пипетки нанести 1 каплю исследуемого раствора на универсальную индикаторную бумагу. Сравнить окраску пятна, образовавшегося на бумаге, с цветной шкалой и выбрать оттенок, наиболее близкий к цвету полученного пятна. На цветной шкале, приводятся цвета, соответствующие целым значениям рН, поэтому в случае необходимости можно по промежуточной окраске пятна ориентировочно оценить десятые доли рН. Сделать вывод о рН исследуемого раствора и указать реакцию среды. Проверить правильность своего вывода у преподавателя.

Опыт 3. Буферные растворы.

В лабораторной практике и в ряде технологических процессов возникает необходимость применения растворов, в которых водородный показатель (рН) практически не меняется, как при их разбавлении растворителем (водой), так и при добавлении к ним небольших количеств сильных кислот или оснований (щелочей). Такие растворы существуют, и они получили название буферных растворов или буферных смесей.

Наиболее часто применяемые буферные растворы представляют собой смесь слабой кислоты с солью, образованной этой кислотой и сильным основанием, например: (CH₃COOH CH₃COONa) – ацетатная буферная смесь или смесь слабого основания с солью, образованной этим основанием и сильной кислотой, например: (NH₄OH NH₄Cl) – аммонийная буферная смесь.

Буферные растворы слабых кислот имеют рН<7, в буферных растворах слабых оснований рН>7.

Выполнение работы.Приготовить ацетатный буферный раствор (CH₃COOH CH₃COONa), для чего поместить в небольшой стаканчик по 5 мл 0,1М растворов уксусной кислоты и ацетата натрия, полученный раствор перемешать стеклянной палочкой. В другом стаканчике приготовить таким же образом аммонийную буферную смесь (NH₄OH NH₄Cl) из 0,1 М растворов аммиака и хлорида аммония.

Определить рН приготовленных растворов с помощью универсального индикатора (см. опыт 2).

Запись данных опыта.Записать способ приготовления буферных смесей и экспериментально установленные в них значения рН.