Неорганическая химия (стр. 20 )

Диапазоны изменения активности катионов H+ и рН для растворов с различной реакцией среды представлены ниже:

Среда Кислая Нейтральная Щелочная

αН+ , моль/л от 102 до 10-7 10-7 от 10-7 до 10-15,8

рН от -2 до 7 7 от 7 до 15,8

Для точного определения рН используют стеклянные электроды, потенциал которых меняется в зависимости от активности катионов Н+ в исследуемом растворе. Потенциал стеклянных электродов измеряют с помощью электронных потенциометров. Для приблизительного определения рН служат кислотно-основные индикаторы.

Кислотно-основные индикаторы – это вещества, которые изменяют окраску в зависимости от рН раствора.

Широкое распространение получили индикаторы, представляющие собой слабые органические кислоты или основания, ионная и молекулярная формы которых сообщают раствору различную окраску. Например, молекулы индикатора метилового оранжевого окрашивают раствор в красный цвет, а его анион – в желтый.

Диссоциация кислотно-основных индикаторов, которые являются слабыми электролитами, подчиняются закону действующих масс. Например, индикатор метиловый оранжевый является слабой кислотой, в его растворе устанавливается равновесие между молекулами HInd и Ind - –ионами:

HInd H+ + Ind+

красный желтый

Это обратимая реакция характеризуется константой диссоциации индикатора

[Ind-] [H+]

КHInd = [Hlnd] (14)

Уравнение (14) легко преобразить в форму:

[Ind-] КHInd

[Hlnd] = [H+] (15)

Которая показывает, что отношение концентраций различно окрашенных форм [Ind-] и [Hlnd] зависит от концентрации [H+] и природы индикатора, которая проявляется через константу диссоциации индикатора КHInd.

Содержание индикатора в растворе ничтожно по сравнению с содержанием основных компонентов раствора, поэтому его диссоциация не сказывается на рН раствора. Наоборот, равновесие диссоциации индикатора смещается в зависимости от рН анализируемого раствора. Если индикатор вводится в раствор, в котором [H+] = КHInd, то концентрации различно окрашенных ионной [Ind-] и молекулярной [Hlnd] форм индикатора становятся равными, и раствор приобретает цвет, промежуточный между цветами, характерными для анионной и молекулярной форм (для метилового оранжевого это оранжевый цвет, средний между красным и желтым). Если концентрация H+ намного больше, чем КHInd, то окраска раствора будет определяться молекулярной формой индикатора, так как [Hlnd] >> [Ind-] . Наоборот, если КHlnd >> [H+], то окраска раствора определяется ионной формой индикатора, так как [Ind-] >>[Hlnd].

После логарифмирования уравнения (15) получаем уравнение

[Ind-]

рН = -ℓg КHlnd + ℓg [Hlnd] (16)

позволяющее определить, при каком рН происходит изменение окраски индикатора, если известна его константа диссоциации.

11 Буферные растворы – растворы, поддерживающие определенную концентрацию катионов водорода (рН) при разбавлении и незначительно изменяющие ее при добавлении небольших количеств сильных кислот и оснований.

Буферные растворы содержат либо слабую кислоту и ее соль, образованную сильным основанием, либо слабое основание и его соль, образованную сильной кислотой. Буферными свойствами обладают также растворы, содержащие смеси солей слабых многоосновных кислот. Составы некоторых буферных растворов приведены в таблице 2.

Таблица 2. Буферные растворы

Буферный раствор	Слабый электролит	Соль слабого электролита
Ацетатный	Уксусная кислота СН3СООН	Ацетат натрия СН3СОONa
Формиатный	Муравьиная кислота НСООН	Формиат натрия HCOONa
Аммиачный	Гидроксид аммония NH4OH	Хлорид аммония NH4Cl

Действие буферных растворов можно объяснить, используя закон действующих масс. Рассмотрим в качестве примера буферное действие ацетатного буферного раствора, содержащего уксусную кислоту и ее соль – ацетат натрия. Уксусная кислота и ацетат натрия диссоциируют с образованием ацетат-ионов СН3СОО - .

Уксусная кислота – слабый электролит. Ее диссоциация, описываемая уравнением

СН3СООН СН3СОО - + Н+

подчиняется закону действующих масс:

[СН3СОО-] [Н+]

Ккисл. = [СН3СООН] (17)

Ацетат натрия – сильный электролит – в растворе диссоциирует полностью:

СН3СОONa → СН3СОО - + Na+

Под влиянием избытка ацетат-ионов СН3СОО- равновесие диссоциации слабого электролита – уксусной кислоты – смещается влево, ее диссоциация подавляется. Вследствие незначительной диссоциации уксусной кислоты в буферном растворе ее равновесная концентрация мало отличается от общей концентрации кислоты скисл. , а равновесная концентрация СН3СОО- мало отличается от концентрации соли ссоли. . Заменив в уравнении (17) [СН3СООН] на скисл. , а [СН3СОО-] на ссоли, получаем

скисл

[Н+] = Ккисл. ссоли (18)

Так как Ккисл – постоянная величина, то концентрация катионов Н+ зависит только от соотношения концентраций слабой кислоты и ее соли. При разбавлении или концентрировании раствора меняются абсолютные значения концентрацией, а их отношение остается неизменным, поэтому при разбавлении и концентрировании концентрация Н+ и рН в буферном растворе не изменяются.

При добавлении к ацетатному буферному раствору небольшого количества сильной кислоты существенного изменения концентрации Н+ не происходит потому, что подавляющее большинство катионов Н+, поставляемых в раствор сильной кислотой, связывается ацетат-ионами СН3СОО - в молекулы уксусной кислоты:

Н+ + СН3СОО - → СН3СООН

При добавлении к ацетатному буферному раствору небольшого количества щелочи образующиеся при ее диссоциации гидроксид-ионы взаимодействуют с катионами Н+. Однако и в этом случае заметного изменения концентрации последних в буферном растворе не происходит, так как их убыль возмещается диссоциацией новых молекул уксусной кислоты.

Аналогично действие любого буферного раствора, содержащего слабую кислоту и ее соль, а также буферных растворов на основе солей слабых многоосновных кислот.

Добавление больших количеств сильной кислоты или щелочи приводит к потере буферных свойств раствора. Количество вещества эквивалента сильной кислоты или щелочи (моль), необходимое для смещения рН 1л буферного раствора на одну единицу, называется буферной емкостью. Буферная емкость раствора тем выше, чем больше концентрация компонентов и чем меньше эти концентрации различаются между собой. Буферное действие практически прекращается, когда один из компонентов раствора израсходуется примерно на 90%. Разбавление раствора не влияет заметно на изменение рН, но сильно влияет на буферную емкость.

В таблице 3 приведены формулы расчета концентрации Н+ или ОН- , рН или рОН буферных растворов.

Таблица 3. Формулы для расчета характеристик буферных растворов.

Тип буферного раствора	[Н+] или [ОН-]	рН или рОН
Слабая кислота и ее соль	скисл [Н+] = Ккисл. ссоли	скисл рН = рКкисл - ℓg ссоли
Слабое основание и его соль	сосн [ОН-] = Косн. ссоли	сосн рОН = рКосн. - ℓg ссоли

Рекомендуемая литература:

Основная:

1 , Цитович химия: Учебник для сельскохозяйственных вузов – М.: Высшая школа, 1987, стр. 150-176

2  , Смарыгин химия – М.: Высшая школа, 1990, стр. 56-74

Дополнительная:

3 Глинка химия. – Л.: Химия, 1989

4 Ахметов и неорганическая химия – М.: Высшая школа, 1984.

5  Платонов по неорганической химии. М.: Высш. шк. , 1985, стр.85-100.

Лабораторная работа

Тема: Растворы электролитов

Цель: закрепить полученные теоретические знания на практике; изучить окраску индикаторов под действием растворов кислот и оснований; провести реакции ионного обмена и убедиться на опытах зависимость степени диссоциации от различных факторов.

Оборудование и реактивы: Штатив с пробирками. Водяная баня. Прибор для испытания электрической проводимости веществ. Промывалка с дистиллированной водой. Горелки с треножниками и сеткой. Растворы: соляная кислота (конц., пл.1190 кг/м3 ,2 н., 0,1н), серная кислота (конц., пл. 1190 кг/м3), гидроксид натрия (50%-ный и 2н.), гидроксид аммония (конц., 20-25%-ный, 2 н. и 0,1 н.), хлорид бария (насыщ. раствор), нитрат бария (насыщ. раствор), сульфат натрия, сульфат магния, сульфат алюминия, хлорид калия, хлорид магния, хлорид цинка, хлорид калия, нитрат серебра (1%-ный), лакмус, фенолфталеин, метиловый оранжевый. Сухие соли – хлорид аммония, ацетат натрия. Маленькие пластины или гранулы цинка.

Опыт 1 Окраска индикаторов под действием растворов кислот и оснований

Водородные и гидроксид-ионы обнаруживаются индикаторами.

Выполнение работы. Возьмите 9 пробирок. В три из них налейте по 8-10 капель дистиллированной воды. В первую внесите 1 каплю раствора лакмуса, во вторую – 1 каплю фенолфталеина, в третью – 1 каплю метилового оранжевого.

Наблюдайте окраску индикаторов в воде. Запишите результаты наблюдений в таблицу.

В другие 3 пробирки налейте по 8-10 капель соляной кислоты. В первую внесите 1 каплю раствора лакмуса, во вторую – 1 каплю фенолфталеина, в третью – 1 каплю метилового оранжевого. Наблюдайте окраску индикаторов в кислоте. Запишите результат наблюдений в таблицу.