Ph розчинів

Навчитися практично визначати pH розчинів.

Як відомо, вода є слабким електролітом, дисоціює за рівнянням:

Для води, а також для водних розчинів будь-яких електролітів твір активних рівноважних концентрацій водневих і гідроксильних іонів - величина постійна при даній температурі. Вона називається іонним добутком води і при 22 ° С становить КW = 1.0 * 10 -14. Отже, для чистої води можна записати:

[H +] = [OH -] = 1.0 * 10 -7 моль / л

Додаток до води кислоти або лугу зміщує іонну рівновагу води. Концентрації іонів H + і OH - змінюються. Однак твір концентрацій [H +] і [OH -] залишається постійним і рівним іонного добутку води. Це дає можливість, знаючи концентрацію одного іона, обчислити концентрацію іншого:

[H +] = 1.0 * 10 -14 / [OH -]

[OH -] = 1.0 * 10 -14 / [H +]

Більш зручно характеризувати кислотність лужність середовища величинами, які є десятковими логарифмами концентрацій іонів H + і OH -. взятими зі зворотними знаками. Ці величини називаються водневим (pH) і гідроксильних (pOH) показниками.

У нейтральному середовищі [H +] = 1.0 * 10 -7 моль / л; pH = 7

У кислому середовищі [H +]> 1.0 * 10 -7 моль / л; pH <7

У лужному середовищі [H +] <1.0*10 -7 моль/л; pH> 7

Для визначення кислотності або лужності середовища використовують індикатори - речовини, які змінюють своє забарвлення залежно від pH середовища. Ця зміна відбувається в певному інтервалі pH, наприклад, у метилового оранжевого (або коротко - метилоранжа) забарвлення від жовтого до червоного змінюється в інтервалі pH 4.4-3.1. За допомогою індикаторів можливе визначення pH розчину. Наприклад, якщо у випробуваному розчині індикатор метилоранж жовтіє, а лакмус червоніє, то pH розчину лежить між 4,4-5,0.

Для характеристики поведінки слабких електролітів в розчинах використовують поняття константи дисоціації слабкого електроліту, яка за своїм змістом, є константою рівноваги процесу розпаду молекул цього електроліту на іони. Для слабких кислот вона носить назву константи кислотності (Ka), а для слабких основ - константи основності (Kh).

Наприклад, для процесу дисоціації оцтової кислоти

Вираз для константи кислотності набуде вигляду:

Оскільки всі слабкі електроліти дисоціюють частково і зупинити, існує ще одна характеристика глибини протікання цього процесу, вона носить назву ступеня дисоціації (α) і показує відношення числа молекул, що піддалися розпаду на іони, до загальної кількості молекул, введених в розчин:

Ступінь дисоціації і константа дисоціації слабкого електроліту пов'язані між собою рівнянням розведення Оствальда:

Ka = з α 2 / (1 α), де с - молярна концентрація слабкого електроліту

При малих значеннях концентрації речовини дуже низького ступеня дисоціації (тобто з → 0, α → 0) рівняння розведення Оствальда можна спростити до вигляду

Прилади і реактиви:

Іонометр, компаратор, колби мірні на 50 мл - 2 шт. стаканчики хімічні по 50 мл - 2 шт. піпетки мірні на 5 мл, пробірки. Розчини: оцтова кислота 1 М, гідроксид натрію 0,05 М. Лакмус, метилоранж, фенолфталеїн, універсальний індикатор.

Дослід 2. Визначення pH розчину оцтової кислоти.

У мірній колбі на 50 мл приготувати 0,1 М розчин з 1 М оцтової кислоти. Для цього піпеткою на 5 мл набрати потрібну кількість 1 М оцтової кислоти в мірну колбу і долити до мітки дистильованої води. Обчислити ступінь дисоціації 0,1 М розчину кислоти за формулою

α = (Ka / См) 0,5, де α - ступінь дисоціації, Ka- константа кислотності, для оцтової кислоти, Ka = 1,86 * 10-5, См - молярна концентрація кислоти. Потім, використовуючи значення α, обчислити концентрацію іонів водню [H +] за формулою [H +] = α * Див * b, гдеb- число іонів водню, які утворюються при дисоціації однієї молекули кислоти (для оцтової кіслотиb = 1). Після цього розрахувати водневий показник раствораpH.

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

Висновок: Був вивчені методи обчислення pH розчинів.

Для продовження скачування необхідно зібрати картинку: