Водородный показатель. Гидролиз солей (стр. 1 )

Федеральное агентство по образованию

Бийский технологический институт (филиал)

государственного образовательного учреждения

высшего профессионального образования

«Алтайский государственный технический университет

им. »

, ,

Водородный показатель.

Гидролиз солей

Методические рекомендации к лабораторной работе по курсу

«Общая и неорганическая химия» для студентов специальностей 260204 всех форм обучения

Бийск

Издательство Алтайского государственного технического
университета им.

2010

УДК

Рецензент: профессор, к. х.н. (БТИ АлтГТУ).

Разгоняева, Т. П.

Водородный показатель. Гидролиз солей: методические рекомендации к лабораторной работе по курсу «Общая и неорганическая химия» для студентов специальностей 240706 всех форм обучения / , , ; Алт. гос. техн. ун-т, БТИ. – Бийск: Изд-во Алт. гос. техн. ун-та, 2010. – 34 с.

Методические рекомендации содержат теоретические сведения по теме «Растворы», описание методик и правил проведения лабораторной работы, задачи и примеры с их решениями, а также примерный перечень вопросов на защиту работы.

УДК

Рассмотрены и одобрены на заседании кафедры общей химии и экспертизы товаров. Протокол № 08 от 01.01.2001 г.

	© , , Морозова А. А., 2010
	© БТИ АлтГТУ, 2010

СОДЕРЖАНИЕ

1 ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ……..…………………………...…….. 1.1 Водородный показатель………………………………..…… 1.2 Вычисление рН в растворах кислот и оснований…….....… 1.3 Буферные растворы……………………………………….… 1.4 Гидролиз солей…………………………………………....… 2 ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ……………………...………… 3 ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОЙ РАБОТЫ……………….. 3.1 Ионные уравнения…………………………………………... 3.2 Диссоциация кислот и оснований. Буферные растворы….. 4 Теоретические вопросы к коллоквиуму по теме «Растворы»……………………………………………………….. Константы диссоциации некоторых слабых кислот и оснований…………………………………………..……….. ЛИТЕРАТУРА…………………………………………………..…….

4 4 6 8 11 15 19 19 21 31 32 33

1 Теоретическая часть

1.1 Водородный показатель

Водные растворы большинства неорганических соединений являются электролитами. Вода как растворитель или реагент имеет ряд особенностей, обусловленных строением молекулы воды и способностью образовывать ассоциаты. Дипольный характер молекул воды, обладающих неподеленными электронными парами, обуславливает ее способность к образованию гидратированных ионов, молекул и ассоциатов воды.

Вода относится к слабым электролитам, к процессу диссоциации воды можно применить закон действия масс

2 Н2О ↔ Н3О+ + ОН–,

где Н3О+ – ион гидроксония.

Для простоты вместо иона гидроксония будем указывать негидратированный ион Н+.

Н2О ↔ Н+ + ОН–

Установлено, что константа диссоциации воды равна при 25 °С

.

Из значения этой величины (вода очень слабый электролит) следует, что концентрация распавшихся молекул очень мала по сравнению с концентрацией недиссоциированных молекул, поэтому последнюю можно считать постоянной и равной [Н2О] = 55,56 моль/л (число молей воды в 1 литре воды). Подставляя это значение в выражение для константы диссоциации воды, получим:

[Н2О] = [Н+][ОН–] = 1,810-16 55,56 = 110-14.

Произведение концентраций водородных и гидроксид-ионов, являющееся при данной температуре постоянной величиной, называется ионным произведением воды и обозначается , или . Увеличение концентрации водородных ионов вызывает соответствующее уменьшение концентрации гидроксид-ионов, и наоборот.

Равновесие между Н+ и ОН– ионами существует не только в воде, но и во всех водных растворах. В случае равенства концентраций

.

В кислой среде: [Н+]>10-7 и [ОН–]<10-7 моль/л.

В щелочной среде: [Н+]<10-7 и [ОН–]>10-7 моль/л.

Для характеристики среды можно пользоваться любой из этих величин, так как

Обычно кислотность и щелочность среды характеризуется концентрацией водородных ионов. Удобнее пользоваться водородным показателем рН. Он равен десятичному логарифму концентрации ионов водорода, взятому с обратным знаком:

рН= – lg.

Наглядно шкалу рН можно выразить схемой, представленной на рисунке 1, из которой видно, что с увеличением кислотности раствора рН уменьшается, и наоборот, с увеличением щелочности раствора рН возрастает.

100 10–1 10–2 10–3 10–4 10–5 10–6 10–7 10–8 10–9 10–10 10–11 10–12 10–13 10–14

Рисунок 1 – Схема шкалы рН

Аналогично концентрацию ОН– ионов можно выразить через показатель гидроксид-ионов – рОН

рОН= – lg.

Сумма рН и рОН равна

рН + рОН = 14.

Для определения рН раствора используют индикаторы – органические вещества, которые изменяют свою окраску в зависимости от реакции среды. При постепенном изменении рН раствора окраска индикатора меняется. Интервал значений рН, в пределах которого
наблюдается смешанная окраска индикатора, носит название «области перехода», или «интервала индикатора». В таблице 1 приведены данные об изменении окраски некоторых индикаторов.

Таблица 1 – Изменение окраски некоторых индикаторов

Название индикатора	Интервал индикатора	Окраска кислотной формы	Окраска основной формы
Метилоранж	3,2–4,5	Красная	Желтая
Метиловый красный	4,4–6,2	Красная	Желтая
Фенолфталеин	8,2–10	Бесцветная	Малиновая
Лакмус	5–8	Красная	Синяя

Удобнее пользоваться так называемыми «универсальными индикаторами» – это смеси различных индикаторов, изменяющие окраску в широком интервале рН. Для приблизительной оценки используют так называемые «индикаторные бумажки», то есть полоски бумаги, пропитанные раствором индикатора и высушенные. На них помещают каплю исследуемого раствора и сравнивают со шкалой, прилагаемой к бумажкам. Они позволяют быстро приближенно (≈ 0,5 ед. рН) определить рН исследуемого раствора.

1.2 Вычисление рН в растворах кислот и оснований

При решении ряда различных задач часто возникает необходимость расчета рН (и рОН) растворов кислот, оснований и т. д. Можно вывести формулу для расчета характера среды различных электролитов.

а) Растворы сильных кислот. В водных растворах ионизация сильных кислот протекает полностью. Поскольку из каждой молекулы сильной кислоты в растворе возникает один ион водорода, то концентрация ионов Н3О+ (или Н+) численно равна общей концентрации кислоты, исходя из степени диссоциации, равной единице:

[Н3О+] ≈ Ск или [Н+] ≈ Ск,

и следовательно,

рН = – lgСк.

ПРИМЕР: Вычислите рН 0,05 М раствора HCl.

РЕШЕНИЕ: [Н+] = Ск = 0,05 моль/л,

рН = – lg0,05 = 1,3.

б) Растворы сильных оснований. В растворах сильных и, следовательно, полностью ионизированных оснований концентрация ионов ОН– зависит от концентрации растворенного основания

[ОН–] ≈ Сосн, рОН = -lg Сосн.

По значению рОН можно определить рН раствора этого основания

,

рН = 14 – рОН (при 25°С).

ПРИМЕР: Вычислить рН и рОН раствора NaOH с концентрацией 0,05 М.

РЕШЕНИЕ: [ОН–] = Сосн = 0,05 моль/л, рОН = – lg 0,05 = 1,3,

рН = 14 – 1,3 = 12,7.

в) Растворы слабых кислот. Для вычисления рН раствора слабой кислоты, кроме концентрации кислоты, необходимо знать ее константу диссоциации ().

HAn + Н2О ↔ Н3О+ + An– или HAn ↔ Н+ + An–

или ,

где [Н+] = [An-];

[HAn] ≈ СHAn (если степень диссоциации кислоты не превыша-
ет 5 %).

Тогда уравнение примет вид

.

.

Для расчета рН раствора слабой многоосновной кислоты, где диссоциация по первой ступени протекает заметно лучше, чем по следующим, и концентрация ионов Н+, образующихся на первой ступени намного выше:

,

где константа диссоциации по первой ступени.

ПРИМЕР 1: Вычислить рН 0,05 М раствора цианистоводородной кислоты (HCN), константа диссоциации которой 6,210-10.

РЕШЕНИЕ:

.

ПРИМЕР 2: Вычислить рН 0,05 М раствора угольной кислоты, = 4,510-7.

РЕШЕНИЕ: ,

.

г) Растворы слабых оснований. Вычисление рН растворов слабых оснований базируется на том же рассуждении, что и для слабых кислот.

ВОН ↔ В+ + ОН–

,

т. к. [В+] = [ОН-], а [ВОН] = Сосн,

,

,

.

ПРИМЕР: Вычислите рН 0,05 М раствора гидроксида аммония ().

РЕШЕНИЕ:

.

1.3 Буферные растворы

Во многих химических реакциях желательно поддерживать рН раствора относительно постоянным на протяжении реакции, в которой ионы водорода поглощаются или образуются. А при разбавлении водой растворов сильных кислот или оснований или при добавлении к ним эквивалентных количеств щелочей или кислот рН меняется очень резко.