Методические указания по выполнению лабораторных работ ( - № 9-15)

и организации подготовки к их защите студентами I курса специальностей

270800 - «Строительство»

 

БРЯНСК 2011

 

 

Составители: д.х.н., профессор Пашаян А.А.

к.х.н., доцент Кулеш И.А.

ст. преподаватель Винникова О.С.

 

Рецензент к.х.н., доцент каф. Химии БГУ

Щетинская О.С.

 

 

Рекомендовано учебно-методической комиссией лесохозяйственного факультета

 

Протокол № _____от ___________2004г.

 

 

СОДЕРЖАНИЕ

 

Работа 11. Водородный показатель среды - рН------------------------ 4 - 12

Работа 12. Гидролиз солей -------------------------------------------------- 13 - 21

Работа 13. Буферные растворы --------------------------------------------- 22 - 26

Работа 14. Окислительно-восстановительные реакции---------------- 27- 33

Работа 15. Гальванический элемент --------------------------------------- 34 - 41

Работа 16. Дисперсные системы ------------------------------------------- 42 - 50

Работа 17. Жесткость воды и методы ее определения ----------------- 51 - 57

 

 

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 11

ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ СРЕДЫ рН

Цель работы: - определение водородного показателя среды методами рН-метрии и визуального колориметрирования; проведение расчетов рН водных растворов сильных и слабых кислот и оснований.

Оборудование и реактивы: Кислотно-основные индикаторы, 1 н растворы NaOH, НСI, концентрированную уксусную кислоту, рН - метр.

ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ПОЯСНЕНИЯ

Водородный показатель среды водного раствора электролита рН равен взятому с обратным знаком десятичному логарифму актив­ности ионов водорода в этом растворе:

рН = -lg а_н+. (1)

Среда водного раствора электролита может быть кислой, ней­тральной или щелочной. Носителями кислотных свойств являются

ионы Н⁺, а основных - ион ОН^-, поэтому в кислых растворах а_н+ > а_он-

а в щелочных - а_н+ < а_он-. Растворы, в которых а_н+ = а_он- называют нейтральными.

При электролитической диссоциации воды образуется равное количество ионов H⁺ и ОН^-:

Н₂О Н⁺ + ОН^-

Константа диссоциации воды при 295 К равна 1,8 х10^-16, а а_{н о}

при той же температуре равна примерно 55,56 моль/л:

К_Д = = 1,8 х10^-16

Отсюда а_н+ а_он- = 1,8 10^-16 х 55,56=10^-14.

Величина K_W = а_н+ а_он- называется ионным произведением воды (буква w- от слова water- вода).

При 295 К_W = 10^-14. В нейтральных растворах а_н+ =

= 10^-7 моль/л (рН= 7), в кислых а_н+ >10-⁷ моль/л (рН < 7), в щелочных а_н+ < моль/л (рН > 7).

Наряду с показателем рН используется показатель рОН:

рОН = -lg а_он-. (3)

Исходя из значения ионного произведения воды, при 295 К рН + рОН = 14.

При расчете водородного показателя среды водных растворов сильных кислот и оснований следует учитывать необратимость процесса их электролитической диссоциации (a = 1):

НС1 Н⁺+ С1^- и NaOH Na⁺ + ОН^-

Концентрация ионов Н⁺ в растворах сильных кислот и концент­рация ионов ОН^- в растворах щелочей численно равны молярности растворов. Например, C_Н+ в 0,001 М растворе НС1 равна 0,001 моль/л, а С_ОН- в 0,01 М растворе NaOH равна 0,01 моль/л.

Чтобы вычислить значение водородного или гидроксильного показателя среды (рН или рОН), нужно знать активность ионов H⁺ или ОН- (а_н+ или а_{он -}). а_н+ = f C_H+ и а_{он -} = f С_ОН- . Коэффициенты активности ионов находят по справочным таблицам как функцию ионной силы раствора / (см. таблицу 15 приложения [2]).

МЕТОДИКА ПРОВЕДЕНИЯ ОПЫТОВ

Опыт 1. Измерение водородного показателя раствора методом визуального колориметрирования.

Колориметрический метод измерения рН основан на способности некоторых органических соединений изменять свою окраску в зависимости от активности иона водорода а_н+ в растворе электро­лита. Эти соединения называют кислотно-основными индикатора­ми. В таблице 1 приведены названия некоторых индикаторов и указаны области перехода их окраски.

Таблица 1.

Характеристика некоторых кисотно-щелочных индикаторов

 

Индикатор	Область перехода рН	Окраска в растворе
более кислом	более щелочном
Малахитовый зеленый	0,0-2,0	Желтая	Голубовато-зеленая
Метиловый оранжевый	3,1-4,4	Красная	Желтая
о-Нитрофенол	5,0-7,0	Бесцветная	»
Фенолфталеин	8,2-10,0	»	Малиновая
Малахитовый зеленый	11,5-13,2	Голубовато-зеленая	Бесцветная

Каждый из перечисленных индикаторов может служить для приготовления цветовой шкалы, которая используется при определении водородного показателя среды колориметрическим методом (визуальное колориметрирование). Например, эталонные растворы для цветовой шкалы, с индикатором фенолфталеином, могут быть такими: 1). рН 8,0; 2). рН 8,6; 3). рН 9,0; 4). рН 9,5; 5). рН 10,0.

Анализируемую пробу с добавлением того же количества инди­катора, что и при изготовлении шкалы, сравнивают с эталонами и визуально устанавливают значение рН с точностью до 0,5 единиц рН.

Из 1 н. раствора NaOH приготовьте в мерной колбе 100 мл (или 50 мл) раствора меньшей концентрации (задание получите у препо­давателя). Необходимое количество концентрированного раствора NaOH (расчет проверьте у преподавателя) внесите в мерную колбу из бюретки. Доведите раствор до метки дистиллированной водой, закройте колбу пробкой и тщательно перемешайте.

Определите рН раствора, пользуясь шкалой эталонов для визу­ального колориметрирования. Для этого налейте в пробирку приго­товленный раствор и добавьте к нему индикатор (малахитовый зеленый). Объем раствора и число капель индикатора должны соответствовать используемой шкале малахитового зеленого.

Вычислите рН приготовленного раствора NaOH.

При оформлении результатов опыта запишите:

1. Полученное задание.

2. Объем 1 н. раствора NaOH, необходимый для приготовления заданного раствора (расчет).

3. Индикатор; область перехода окраски индикатора.

4. Опытное значение рН приготовленного раствора NaOH.

5. Расчетное значение рН.

Опыт 2. Измерение водородного показателя среды раствора НС1 электрохимическим методом.

Электрохимический метод определения водородного показателя среды более точен; он основан на измерении разности потенциалов двух электродов, помещенных в анализируемый раствор. Один ИЗ этих электродов — электрод сравнения — в процессе измерения имеет постоянный потенциал, а потенциал второго электрода (обычно стеклянного) зависит от величины а_н+ в анализируемом растворе.

Потенциал стеклянного электрода относительно электрода сравнения измеряется рН-метром, показывающая шкала которого градуирована в единицах рН и позволяет производить непосред­ственный отсчет измеряемой величины. Электрохимический метод определения водородного показателя называют еще методом рН-метрии (подробно о рН-метрах смотрите в конце работы).

Из 1 н. раствора НС1 приготовьте в мерной колбе 100 мл (или 50 мл) раствора меньшей концентрации (задание получите у препода­вателя).

Рассчитанный объем 1 н. раствора НС1 внесите в мерную колбу из бюретки. Доведите раствор до метки дистиллированной водой, закройте колбу пробкой и тщательно перемешайте.

Измерьте рН раствора с помощью рН-метра.

При оформлении результатов опыта запишите:

1. Полученное задание.

2. Расчет объема 1 н. НС1, необходимого для приготовления раствора заданной концентрации.

3. Измеренное значение рН приготовленного раствора НС1.

4. Расчет значения рН раствора НС1 заданной концентрации.

Опыт 3. Зависимость рН раствора уксусной кислоты от её концентрации

Опыт выполняется бригадой из 3 студентов.

Из концентрированного раствора уксусной кислоты (СНзСООН) приготовьте в мерных колбах на 100 мл три раствора меньшей концентрации. Задание получите у преподавателя(каждый студент готовит один раствор).

Рассчитанный объем исходного раствора, необходимый для приготовления раствора заданной концентрации, внесите в мерную колбу из бюретки; доведите объем раствора до метки дистиллиро­ванной водой,

Плотно закройте колбу пробкой и хорошо перемешайте раствор, после чего измерьте рН раствора с помощью рН-метра.

Результаты работы бригады сведите в таблицу 2.

Таблица 2.

Фамилия студента	Концентрация раствора уксусной к-ты	Расчетный объем исходного. раствора, мл	Значение рН среды
измеренное	Вычисленное

 

Постройте график зависимости рН раствора уксусной кислоты от концентрации С_о (по теоретическим и экспериментальным дан­ным).

Получите контрольный раствор СН₃СООН (один для всей бри­гады), измерьте его рН и определите концентрацию по кривой.

Запишите результат контрольного опыта.

Полученные данные занесите в таблицу 3

Таблица 3.

Номер контрольного образца	Измеренное значение рН	Найденная концентрация Со

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

Пример 1. Вычислите рН 0,01 М раствора HNO₃.

Решение. Активность иона водорода - функция концентрации иона водорода: а_н+ = f_н+ C_H+. Коэффициенты активности ионов для растворов с различной ионной силой приведены в приложении в таблице 15 учебника [3]). Ионную силу раствора считают по уравнении Дебая - Хюкелья

I = ½ C_iZ_i= ½ (0.01 1² + 0.01 1²)= 0.01, где C_H+= 0,01 моль/л; Z_H+=1;

С_NO = 0.01 моль/л, Z_NO = 1.

Из таблицы 15 для I=0,01 f_H+=0.92.

Далее рассчитываем активность иона водорода и по формуле (1) рН раствора:

а_н+ = 0,92 0,01 = 9,2 10³моль/л;

 

рН =-lg 9,2 10³ = 2,04.

В случае расчета рН раствора щелочи целесообразно воспользоваться приведенной схемой для вычисления гидроксильного показателя среды рОН, а затем найти водородный показатель среды по разности рН = 14 - рОН.

При расчете водородного показателя среды водных растворов слабых кислот и оснований следует учитывать обратимость процес­са их электролитической диссоциации (а < I):

 

СНзСООН СНзСОО^- + H⁺

NH₃ H₂O NH₄⁺ + OH^-

Н₂СО₃ Н+ + НСО₃^-

Концентрация ионов H⁺ в растворах слабых кислот и концентра­ция ионов ОН^- в растворах слабых оснований численно равны концентрации продиссоциировавших молекул электролита, а не исходной концентрации раствора, как в случае сильных кислот и оснований.

Концентрацию продиссоциировавших на ионы молекул электро­лита определяют, исходя из степени диссоциации: С= а С_о , где С_о - исходная концентрация молекул, моль/л.

Степень диссоциации рассчитывают на основании закона разбавления Оствальда:

К_Д =

Значения К_Д, некоторых слабых электролитов приведены в [2] (cм.приложения, таблица 14.)

Примечание. Чаще пользуются формулой К_Д = , или , считая, что «1. В случаях, когда расчет по упрощенному уравнению дает результaт а > 0,1, вычисления повторяют, не пренебрегая величиной а в знаменателе дроби.

Определив степень диссоциации а и концентрацию молекул, распавшихся на ионы, С, вычисляют рН или рОН раствора электролита, считая, что С = С_Н+, (кислота) или С = С_ОН- (основание).

При вычислении водородного или гидроксильного показателя среды раствора слабой кислоты или слабого основания можно считать, что = С_Н+ и = С_ОН- в виду малых ионных сил (I) растворов.

Пример 2. Вычислите рН 0,01 М раствора аммиака.

Решение. Степень диссоциации NH₃ • Н₂О в 0,01 М растворе равна:

=

Находим концентрацию молекул NH₃•Н₂О, распавшихся на ионы, и равную ей концентрацию ионов ОН^-:

С= а С_о = 4,2 10^-2 10^-2 = 4,2 10^-4 моль/л,

C_ОН- = = 4,2 10^-4 моль/л.

Определяем рОН и рН 0,01 М раствора аммиака:

рОН = -lg С_ОН- = -lg 4,2 10^-4 = 3,33,

рН = 14 - 3,33 = 10,67.

ВОПРОСЫ И ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОКОНТРОЛЯ

1. Что называют степенью диссоциации электролита? Чему равна степень диссоциации сильных электролитов?

2. В ряду электролитов NaOH, КОН, Н₂О, СНзСООН, H₂S, HNO₃, HC1 подчеркните те, диссоциация которых в водных растворах протекает обра­тимо.

3. Составьте уравнения электролитической диссоциации уксусной и сероводородной кислот (две ступени). Запишите выражения соответствую­щих констант диссоциации.

4. Вычислите ионную силу 0,05 М раствора NaOH. Найдите активность иона ОН- (а_он-) в этом растворе. Ответ: 0,05; 0,0425 моль/л.

5. Рассчитайте концентрацию ионов ОН^- в 0,05 М растворе аммиака. Ответ: 9,4-10^-4 моль/л.

6. Рассчитайте активность ионов ОН^- в растворе, если а_н+ = 10^-2 моль/л. Ответ: 10^-12 моль/л.

7. Активность ионов ОН^- в водном растворе равна 10^-3 моль/л. Вычис­лите рН раствора. Ответ: 11,0.

8. Рассчитайте рН 0,05 М водного раствора HNO₃. Ответ: 1,36.

9. Рассчитайте рН 0,05 М водного раствора КОН. Ответ: 11,675.

10. Найдите молярную концентрацию раствора HC1, рН которого 2,5. Ответ: 0,003 М.

11. Найдите молярную концентрацию раствора NaOH, рН которого 12. Ответ: 0,01 М.

12. Что называют разведением раствора? Какова единица измерения разведения?

13. Что является аргументом и функцией в законе разведения Оствальда?

14. Зная константу диссоциации NH₃•Н₂О, найдите: а) степень диссоциации; б) концентрацию ионов ОН^- ; в) рН раствора, если концентрация раствора аммиака 0,01 моль/л. Ответ: 4,2%; 4,2 10^-4 моль/л; 10,62.

15. Учитывая только первую ступень диссоциации, вычислите водород­ный показатель среды 0,02 М раствора НзСОз. Ответ: 4,025.

16. Сколько миллилитров 0,5 н. раствора HC1 нужно взять для приго­товления 100 мл 0,01 н. HC1? Ответ: 2 мл.

17. Смешали равные объемы растворов гидроксида натрия и соляной кислоты с концентрацией по 0,001 моль/л. Рассчитать рН образовавшегося раствора.

18. Смешали 100 мл раствора NaOH концентрацией 0,01 моль/л и 200мл раствора соляной кислот, концентрацией 0,005моль/л. Рассчитать рН образовавшегося раствора.

19. Смешали 100 мл раствора HCl, концентрацией 0,01 моль/л со 100 мл раствора NaOH концентрацией 0,02 моль/л. Рассчитать рН образовавшегося раствора.

20. Смешали 200 мл раствора HCl, со 100 мл раствора NaOH равных концентраций. Рассчитать рН образовавшегося раствора.