Опыт 3. Установление зависимости буферной ёмкости раствора от разбавления

1. Приготовьте два ацетатных буферных раствора с одинаковым соотношением концентраций составляющих его компонентов, но с разной суммарной концентрацией.

В пробирке № 1 приготовьте 10 мл буферного раствора с соотношением концентраций ацетата натрия и уксусной кислоты, равным 1:9, отмеряя рассчитанные объемы веществ при помощи пипетки.

В пробирку № 2 поместите при помощи пипетки 1,0 мл раствора из пробирки № 1 и добавьте 8,0 мл дистиллированной воды (точно), после чего раствор перемешайте. В обе пробирки добавьте по 2 капли раствора метилового оранжевого. Наблюдаемую окраску запишите в таблицу 3.

2. Сравните буферную ёмкость приготовленных растворов при добавлении к ним небольшого количества щелочи.

К растворам в обеих пробирках добавьте по 5 капель раствора гидроксида натрия с концентрацией 0,1 моль/л. Растворы перемешайте, наблюдаемую окраску запишите в таблицу 3.

3. Сделайте вывод о зависимости буферной ёмкости раствора от разбавления.

 

Таблица 3 − Наблюдения изменения окраски буферных растворов при установлении зависимости буферной ёмкости раствора от разбавления

 

№ пробирки	Объект исследования	Окраска раствора после добавления метилоранжа	Окраска раствора после добавления 0,1 М NaOH
	Исходный буферный раствор
	Разбавленный буферный раствор

 

Опыт 4. Определение буферной ёмкости раствора по кислоте и
основанию

1. Приготовьте испытуемые буферные растворы и растворы-свидетели.

В колбах № 1 и № 3 приготовьте по 20 мл испытуемого ацетатного буферного раствора с равными молярными концентрациями компонентов (5:5).

В колбах № 2 и № 4 приготовьте буферные растворы-свидетели с соотношением концентраций соли и кислоты, равными: в колбе № 2 1:9 и в колбе № 4 9:1.

2. Определите буферную ёмкость по кислоте.

В колбы № 1 и № 2 добавьте по 5 капель метилового оранжевого, растворы перемешайте и наблюдаемую окраску запишите в таблицу 4. Испытуемый раствор в колбе № 1 оттитруйте соляной кислотой до получения окраски, одинаковой с окраской раствора-свидетеля. Результаты титрования отметьте в таблице 11.

Буферную ёмкость В _а (моль/л) рассчитайте по формуле

 

 

где – изменение рН испытуемого буферного раствора в процессе добавления соляной кислоты

 

Величины для расчета рН определялись в задании 1.

 

3. Определите буферную ёмкость по основанию.

В колбы № 3 и № 4 добавьте по 5 капель метилового красного, растворы перемешайте и наблюдаемую окраску запишите в таблицу 4. Испытуемый раствор в колбе № 3 оттитруйте раствором гидроксида натрия до получения окраски, одинаковой с окраской раствора-свидетеля. Результат титрования запишите в таблицу 4.

Буферную ёмкость В _в рассчитайте по формуле

 

 

где - изменение рН испытуемого буферного раствора в процессе добавления раствора NаОН .

Величины для расчета рН определялись в задании 1.

 

Таблица 4 – Результаты определения буферной емкости растворов по кислоте и основанию

Номер колбы	Объект изучения	CH3COONa:CH3COOH	рН до титрования	V титранта	рН после титрования	В, моль/л
По кислоте (с метилоранжем)
	Испытуемый раствор	5: 5
	Раствор-свидетель	1: 9		-	-	-
По основанию (с метиловым красным)
	Испытуемый раствор	5: 5
	Раствор-свидетель	9: 1		-	-	-

Контрольные вопросы и задания

1. Какие растворы называют буферными?

2. Для чего используются буферные растворы?

3. Что входит в состав буферных растворов? Приведите примеры.

4. На чем основано действие буферных растворов?

5. Зависит ли рН буферных растворов от соотношения концентраций
составляющих их компонентов и от разведения?

6. Что называется буферной емкостью раствора?

7. От чего зависит буферная емкость?

8. Приведите формулу расчета буферной емкости раствора по кислоте (по основанию).

 

 

Лабораторная работа № 5

 

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

 

Цель работы

Изучить условия протекания процессов гидролиза солей и влияние факторов, обуславливающих смещение ионного равновесия при гидролизе.

 

ОСНОВНЫЕ ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ПОЛОЖЕНИЯ

 

Гидролизом соли называется обменная реакция взаимодействия соли с водой, приводящая к смещению равновесия диссоциации воды и, как правило, к изменению кислотности среды.

Гидролизу могут подвергаться только те соли, ионы которых способны связывать Н⁺ или ОН^–- ионы воды в малодиссоциированные соединения, т.е. соли, образованные слабыми кислотами и (или) слабыми основаниями. Соли, образованные сильными кислотами и сильными основаниями, гидролизу не подвергаются.

В результате гидролиза солей образуется либо кислота (кислая соль) и основание, либо основание (основная соль) и кислота. Следовательно, процесс гидролиза соли можно рассматривать как процесс, обратный реакции нейтрализации. Так как реакции нейтрализации обычно идут практически до конца, то равновесие реакции гидролиза смещено в сторону реагирующих веществ. Концентрация продуктов гидролиза соли, как правило, мала.

Гидролиз солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой

Реакция среды при гидролизе соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой, – щелочная (pH>7).

Гидролиз ацетата натрия CH₃COONa

В водном растворе:

Ионы CH₃COO^– и H⁺ связываются, образуя слабую малодиссоциированную уксусную кислоту и вызывая смещение равновесия диссоциации воды вправо, в сторону увеличения концентрации OH^–.

Уравнение реакции гидролиза ацетата натрия:

В ионной форме:

Гидролиз фосфата калия K₃PO₄

Эта соль образована сильным основанием и трехосновной слабой кислотой. Гидролиз солей, образованных многоосновными слабыми кислотами, проходит ступенчато:

I ступень:

II ступень:

III ступень:

Наиболее полно гидролиз протекает по I ступени и практически не протекает по второй и третьей. В растворе при обычных условиях обнаруживаются лишь продукты гидролиза по I ступени. Лишь при условиях, особо благоприятствующих гидролизу, можно обнаружить продукты II и III ступеней гидролиза.

Гидролиз солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой

Реакция среды при гидролизе соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой, – кислая (рН<7).

Гидролиз нитрата аммония NH₄NO₃

Нитрат аммония диссоциирует на ионы NO₃^– и ионы NH₄⁺. Ионы NH₄⁺ связывают ионы OH^– воды, вызывая смещение равновесия диссоциации воды в сторону увеличения концентрации H⁺- ионов в растворе.

Уравнение гидролиза в молекулярной форме:

В ионной форме:

Гидролиз сульфата цинка ZnSO₄

Сульфат цинка образован сильной кислотой и слабым двухкислотным основанием. Гидролиз этой соли может протекать по 2 ступеням, хотя при обычных условиях практически ограничивается лишь I ступенью.

I ступень:

II ступень:

Гидролиз солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой

Подобные соли легче других подвергаются гидролизу, так как ионы этих солей одновременно связываются обоими ионами воды с образованием двух слабых электролитов.

Реакция среды в растворах таких солей зависит от относительной силы кислоты и основания, т.е. водные растворы таких солей могут иметь нейтральную, кислую или щелочную реакцию в зависимости от констант диссоциации образующихся кислот и оснований.

Гидролиз ацетата аммония CH₃COONH₄

Соль CH₃COONH₄ образована слабым основанием NH₄OH и слабой кислотой CH₃COOH одинаковой силы.

К _дис.NH₄OH =1.8∙10^-5; К _дис.CH₃COOH =1.8∙10^-5.

Реакция гидролиза в молекулярной форме:

В ионно-молекулярной форме:

Поскольку концентрация ацетат-ионов и ионов аммония в растворе одинаковы, а константы диссоциации кислоты и основания равны, то реакция среды будет нейтральной (рН=7).

В результате реакции гидролиза цианида аммония NH₄CN

(К _дис.HCN =7.2∙10^-10; К _дис.NH₄OH =1.8∙10^-5)

среда будет слабощелочной (рН>7).

Гидролиз соли, образованной слабым многокислотным основанием и слабой многоосновной кислотой, например, Al₂S₃.

Уравнение реакции гидролиза этой соли:

Ион алюминия связывает ион гидроксила

а сульфид-ион связывает ионы водорода:

В результате в растворе нет накопления ни ионов H⁺, ни ионов OH^–, гидролиз протекает до полного разложения соли с образованием продуктов Al(OH)₃ и H₂S.

Степень гидролиза

Количественно процесс гидролиза можно характеризовать степенью гидролиза h (%).

Основные факторы, влияющие на степень гидролиза соли:

− природа соли (чем более слабым электролитом образована данная соль, тем в большей степени она подвержена гидролизу);

− концентрация соли (по мере уменьшения концентрации соли ее гидролиз усиливается, так как гидролиз соли лимитирован ничтожным количеством H⁺ и OH^–-ионов, образующихся при диссоциации воды. Чем больше ионов воды приходится на долю ионов соли, тем полнее идет гидролиз);

− температура (с увеличением температуры диссоциация воды несколько возрастает, что благоприятствует протеканию гидролиза);

− добавление кислоты, щелочи или других солей (влияние добавления в раствор соли кислоты, основания или другой соли можно определить исходя из принципа Ле-Шателье. В том случае, когда добавляемые электролиты связывают продукты гидролиза соли, гидролиз соли усиливается. Если же добавляемый электролит увеличивает концентрацию продуктов гидролиза или связывает исходные вещества, то гидролиз соли уменьшается).

Например:

Прибавление к этому раствору щелочи, т.е. ионов OH^–, или другой соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием, смещает равновесие гидролиза в сторону реагирующих веществ, а добавление кислоты, т.е. ионов H⁺, или соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием, смещает равновесие гидролиза в сторону продуктов реакции.

 

МЕТОДИКА ЭКСПЕРИМЕНТА И ПОРЯДОК ВЫПОЛНЕНИЯ РАБОТЫ