Ход роботи. Підготовка рН-метру до роботи виконується згідно з технічними вимогами приладу

Підготовка рН-метру до роботи виконується згідно з технічними вимогами приладу. Перед початком експериментальних вимірювань необхідно провести калібрування шкали і електроду за двома стандартними буферними розчинами: 0,05 М розчином кислого фталевого калію KHC₈H₄O₄ (рН = 4) і за 0,01 М розчином тетраборату натрію Na₂B₄O₇ (рН = 9,22) при 20С.

Для цього до одної поліетиленової пробірки внести 1н. розчин хлороводневої кислоти, а в другу – дистильовану воду. Необхідно знати, що електрод повинний бути занурений у розчин на 0,5 см вище місця виходу азбестової нитки. Рівень розчину КСІ в електроді повинний бути трохи нижче заливного отвору, але вище рівню розчину у пробірці.

Занурити скляний електрод до розчину хлороводневої кислоти і через 3-4 хвилини витягнуть його та промити дворазовим зануренням у дистильовану воду. Надлишок води видаляють з електроду обережним торканням фільтровального паперу. Після цього проводять калібрування буферними розчинами.

Отримати у викладача розчини і провести вимірювання рН, не забуваючи перед кожним зануренням електроду до розчину ретельно промивати його дистильованою водою та видаляти надлишок води. Вимірювання проводять у наступній послідовності.

§ Увімкнути рН-метр і установити стрілку на 0

§ Перевірити положення ручки установки температури

§ Закріпити скляний електрод у вертикальному положенні в штативі

§ Увімкнути скляний електрод до роз’єму на приладі.

§ Витягнути з залівного отвору гумову пробку

§ Налити до поліетиленової пробірки досліджуваний розчин і підняти її на електрод

§ Перевести перемикач у положення вимірювання рН

§ За шкалою визначити рН досліджуваного розчину

§ Промити електрод дистильованою водою

Вірність отриманих результатів значень рН перевірити у викладача.

При оформленні результатів досліду записати:

1. Отримане завдання.

2. Виміряні значення рН приготованих розчинів.

3. Розрахунок значення рН дослідних розчинів заданої концентра­ції.

КОНТРОЛЬНІ ПИТАННЯ

1. Дисоціація води. Що називають іонним добутком води?

2. Пояснити, як залежить величина іонного добутку води від температури?

3. Поняття про водневий (рН) та гідроксильний (рОН) показники.

4. Зв’язок водневого показника зі ступенем та константою дисоціації.

5. Методи визначення величини рН.

6. Принцип роботи та будова рН-метру.

7. Поняття про буферні розчини.

8. Буферна ємність.

9. Визначення рН буферних розчинів.

ЗАДАЧІ

1. Розрахуйте концентрацію іонів ОН^- в 0,05М розчині
NН₄ОН. Відповідь: 9,4*10^-4 моль/л.

2. Розрахуйте рН 0,05М водного розчину НNО₃. Відповідь:1,36.

3. Знаючи константу диссоціації гідроксиду амонію NН₄ОН,
знайти: а) ступень диссоціації; б) концентрацію іонів ОН^--,
в) рН розчину, якщо концентрація розчину NН₄ОН 0,01моль/л.
Відповідь: 4,2%; 4,2-10'* моль/л; 10,62.

4. Враховуючи лише першу ступень дисоціації, розрахуйте водневий показник середовища 0,02М розчину К₂СО₃. Відповідь: 4,025.

ТЕМА: ГІДРОЛІЗ СОЛЕЙ

Гідролізом називають обмінні хімічні реакції, що протікають з участю води. Якщо до обмінної реакції з водою вступає сіль, то взаємодію називають гідролізом солі.

Ознакою гідролізу солі є зміна нейтраль­ної реакції середовища водного розчину. Наприклад, при розчиненні у воді хлориду амонію NН₄С1 утворюється надлишок іонів Н⁺ і розчин підкислюється (рН < 7):

NН₄С1 + Н₂О = КН₄ОН + НС1

або

NН₄⁺ + H₂O = NH₄OH + H⁺

Якщо ж розчинити у воді ацетат натрію СН₃СООNa, розчин підлужнюється (рН > 7) внаслідок утворення надлишку іонів ОН^-:

СНзСOONa + Н₂О = СН₃СООН + NаОН

або

СН₃СОО^- + Н₂О = СНзСООН + ОН^-

Тобто, водні розчини солей можуть мати кис­лу або лужну реакцію середовища тому, що вони вступають до хімічної взаємодії з водою. Проте, не всі солі вступають до реакції гідролізу. Якщо розчинити у воді хлорид калію КС1, нейтральна реакція (рН 7), харак­терна для чистої води, не зміниться і у розчині зберігається равенство Сн⁺ = Сон^-:

КС1 + Н₂О = КОН + НС1

або

Н₂О = Н⁺ + ОН^-

Можна стверджувати, що солі, утворені сильною основою і сильною кислотою (КС1, LiNО₃, КаС1), до реакції гідролізу не вступають.

З водою взаємодіють:

1) солі, утворені слабкими основами і сильними кислотами (КН₄С1, СuС1₂, NН₄NОз);

2) солі, утворені слабкими кислотами і сильними основами (Na₂S, КСN, Nа₂СО₃);

3) соли, утворені слабкими основами і слабкими кислотами (NH₄СНзСОО).

Гідролізують катіони слабких основ і аніони слабких кислот. Якщо ці іони багатозарядні (Fе^{3 +}, Сu^{2 +}, СО²₃^-, SiO₃^- и т. д.), їх взаємодія з водою звичайно йде до утворення основного або кислого іону (перший ступень гідролізу), наприклад:

Fе³⁺ + Н₂О = FеОН²⁺ + Н ⁺

СО₃^2- + Н₂0 = НСО₃^-+ ОН^-

Наведені прості рівняння гідролізу не завжди відображають реальний склад всіх продуктів, що утворюються. Так, при гідролізі солей багатозарядних іонів металів поряд з простими основними іонами типу FеОН^{2 +} можуть утворюватися і більш складні комплексні іони — [Fе₂(ОН)₂]⁴⁺.

Про глибину перебігу процесу гідролізу солі при певних умовах можна судити за ступенем гідролізу Р - відношення концентрацій гідролізованих іонів (С) до їх вихідної концентрації у розчині (С₀):

Р = С/С₀

Реакція гідролізу солі зворотна. В прямому напрямку (→) вона протікає в бік утворення молекул (основних іонів) слабких основ або молекул (кислих іонів) слабких кислот, а в зворотному (←) — в бік утворення молекул води. Реакцію утворення молекул Н₂О з іонів Н ⁺ і ОН^- називають реакцією нейтралізації.

До реакції гідролізу солі прикладаються всі положення і закони вчення про хімічну рівновагу. Константа рівно­ваги гідролізу називається константою гідролізу солі К_r. Її величина характеризує співвідношення між рівноваж­ними концентраціями (активностями) всіх компонентів систе­ми. Зв’язок між константою гідролізу солі (К_г) та ступенем гідролізу (Р) в розчині заданої концентрації (С₀) вира­жається законом Оствальда:

K_r=(β²C₀)\1-β

Рівновага процесу гідролізу, що відповідає рівності швидкостей реакцій гідролізу і нейтралізації (v_г = v_н), рухома і може бути зміщено вправо (v_г > v_н) або вліво (V_г < V_н) згідно до принципа Лє-Шател’є. Так, на­приклад, при підвищенні температури рівновага гідролізу зміщується вправо, так як пряма реакція ендотермічна (∆H > 0), а зворотна (нейтралізації) — екзотермічна (∆H<0). При постійній температурі Т рівновага гідролізу можна змістити вправо, зменшуючи концентрацію розчину; це випливає з закону Оствальда: при К_r,=соnst β тим більше, чим менше С₀.

Перше ніж приступити до виконання дослідів, необ­хідно ознайомитися з методикою розрахунків: а) константи гідролізу солей; б) ступеня гідролізу; в) рН розчинів соли, що гідролізує; г) концентрації розчинів солей, що гідролізують за відомим рН.

Розглянемо декілька прикладів (всі розрахунки виконуються з допущенням С= а — рівності концентрацій іонів їх активностям).

Приклад 1. Розрахуйте константу і ступень гідролізу солі Na₂СО₃ в 0,001М розчині при 298 К, враховуючи лише перший ступень процесу.

Рішення. Сіль Nа₂СО₃ утворена сильною основою і слабкою кислотою, тому ггідроліз йде за іонами СО²з^-. Рівняння реакції:

СО₃^2- + Н₂О = HCO₃^- + OH^-

Константа рівноваги процесу К_С=(C_HCO3^-C_OH-)/(Cco₃^2-C_H2O) при помноженні на концентрацію води становить K_CC_H2O=(C_HCO3 – C_OH-)\ Cco₃^2- називається константою гідролізу солі. ЇЇ обчислюють за формулою

К_r = Кw\K_ДНСО3-

де Кw — і онний добуток води; К_днсоз^- - константа дисоціа­ції продукту гідролізу. Тому, К_г= 10-¹⁴/(4,8-10-¹¹).

Слід звернути увагу на те, що величина константи гідролізу залежить лише від температури.

Приклад 2. Обчислити концентрацію розчину СН₃СООNа, рН якого 9,5.

Рішення. Рівняння реакції гідролізу ацетату натрію

СН₃СОО^- + Н₂О = СНзСООН + ОН^—

Щоб знайти концентрацію розчину С₀, треба записати вираз для константи гідролізу

Kr=(CCH₃COOHCOH^--)/CCH₃COO^--

Якщо позначити вихідну концентрацію іону СН₃СОО^-- як С₀, то рівноважна концентрація цього іону буде (Со—С), де С — концентрація гідролізованих іонів СН₃СОО^--

З рівняння реакції гідролізу слідує, що С = С_звор, так як кожний іон ОН^-- утворюється з однієї молекули Н₂О, а одна молекула Н₂О взаємодіє з одним іоном СН₃СОО^--.

Значення Сон знаходимо з іонного добутку води, знаючи C_H⁺: C_H⁺C_OH^- = K_w;

Оскільки рН розчину СН₃СООNa дорівнює 9.5, знаходимо C_H⁺:9,5= -lgС_н+, звідки С_н+ = 10 ^-9.5 моль/л, а С_OH^- = 10 ^-4.5 моль/л.

Підставляючи знайдені значення концентрацій до виразу для константи гідролізу, отримаємо: Kr = (10^-4.5*10^-4.5)/Co^—10^-4.5

Kr = Kw/K_{ДСН3СООН}=10^4,5/1,79*10⁵ = 0,57*10^-9

0,57*10^-9 = (10^-4,5*10^-4,5)/Со^—10^-4,5; звідки Со=1,75моль/л