Естественнонаучных направлений и специальностей

ФЕДЕРАЛЬНОЕ ГОСУДАРСТВЕННОЕ БЮДЖЕТНОЕ

ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ ВЫСШЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ

«СЫКТЫВКАРСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ»

 

 

ХИМИЧЕСКИЙ ПРАКТИКУМ.

МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ ДЛЯ СТУДЕНТОВ

ЕСТЕСТВЕННОНАУЧНЫХ НАПРАВЛЕНИЙ И СПЕЦИАЛЬНОСТЕЙ

 

Составители: к.х.н., доцент Грищенко Н.В.

преподаватель Рочева Т.К.

преподаватель Старцева О.М.

 

Сыктывкар 2014

Оглавление

1. Введение. 4

2. Правила работы в химической лаборатории. Техника безопасности. 4

Требования к оформлению отчетов по лабораторным работам.. 4

3. Тема 1. Растворы. Классификация растворов. Способы выражения состава растворов. Приготовление растворов: по точной навеске, из фиксанала. Разбавление и концентрирование растворов. 8

Лабораторная работа № 1. 21

Приготовление разбавленного раствора хлорида натрия из его концентрированного раствора путем разбавления. Контроль состава раствора методом денсиметрии. 21

4. Тема 2. Введение в объемный (титриметрический) анализ. Основные понятия и определения. Классификация методов объемного анализа. Метод нейтрализации. Индикаторы в методе нейтрализации. 25

Лабораторная работа №2. 31

2.1 Алкалиметрическое определение серной кислоты в растворе с индикаторами фенолфталеином и метилоранжем.. 31

2.2 Ацидиметрическое определение карбоната натрия в водном растворе с индикаторами фенолфталеином и метилоранжем.. 34

5. Тема 3. Равновесия в растворах слабых электролитов, кислых и гидролизующихся солей 38

6. Тема 4. Теория кислот и оснований Аррениуса и Бренстеда-Лоури. Сопряженные кислотно-основные пары. Буферные системы.. 48

Лабораторная работа №3. 57

Приготовление буферного раствора заданного состава и исследование его свойств 57

7. Тема 5. Гетерогенные равновесия и процессы.. 60

Лабораторная работа № 4. 65

4.1. Изучение свойств растворов гидролизующихся солей. 65

4.2. Изучение равновесий осадок малорастворимого электролита – его насыщенный раствор 67

8. Тема 6. Окислительно-восстановительные реакции и процессы. Окислительно-восстановительное титрование. Индикаторы в методе окислительно-восстановительного титрования 69

Лабораторная работа № 5. 70

9. Тема 7. Реакции комплексообразования в методах объемного анализа. Комплексоны. Комплексонометрия. Индикаторы в методе комплексонометрии, требования к ним.. 75

Лабораторная работа №6. 83

Комплексонометрическое определение общей жесткости воды.. 83

6.1 Определение общей жесткости водопроводной воды.. 84

6.2 Определение временной жесткости водопроводной воды.. 84

6.3 Определение общей и временной жесткости минеральной воды.. 85

10. Тема 8. Физико-химические основы поверхностных явлений. Сорбция и ее виды. Поверхностно-активные вещества. 86

Лабораторная работа № 7. 90

Изучение адсорбции уксусной кислоты из водного раствора на активированном угле. 90

11. Тема 9. Физикохимия дисперсных систем. Классификация дисперсных систем. Лиофобные коллоидные системы (золи), их получение, свойства. Коагуляция золей электролитами. Правило Шульце-Гарди. 93

Лабораторная работа №8. 94

Экспериментальная проверка правила Шульце-Гарди. 94

ПРИЛОЖЕНИЕ. 95

(Справочные материалы) 95

 

Введение

Преподавание дисциплины «Химия» осуществляется по принципу сочетания теоретической подготовки с выполнением лабораторного практикума как наиболее оптимальному алгоритму усвоения естественнонаучной дисциплины. В конечном счете, студент должен овладеть не только знаниями в области химии, но и практическими навыками. Очевидно, что выполнение лабораторных работ является необходимым средством приобретения практических навыков.

В практикум включены классические методы аналитической химии, которые, с одной стороны, на конкретных примерах способны подтвердить фундаментальные законы, лежащие в основе теоретического курса, с другой – помочь приобрести навыки обращения с химическим оборудованием и реактивами, физико-химической аппаратурой. Необходимость освоения классического титриметрического анализа вызвана тем, что его методы принадлежат к числу повседневных процедур, используемых для оценки кислотно-основного состояния и водно-электролитного обмена, для оценки окислительно-восстановительных свойств исследуемых объектов, при контроле окружающей среды и т. д.

Лабораторные работы тесно увязаны с соответствующими разделами теоретического курса.

Практикум построен таким образом, что каждая его тема включает в себя минимальные сведения из теоретического курса, необходимые для выполнения работы, изложение порядка выполнения практической работы, требования к ее оформлению, набор задач для самостоятельной работы с типичными примерами разбора некоторых из них. Приводится отдельное описание назначения и правил работы с химической аналитической посудой, что обеспечивает быстрое овладение простейшими навыками работы в химической лаборатории.

Таким образом, практикум способствует приобретению необходимых навыков лабораторного эксперимента уже на начальной стадии обучения - с постановкой задачи, получением количественных характеристик эксперимента, их последующей статистической обработкой, представлением полученных результатов в различных формах, с глубоким итоговым осмыслением. Это позволит успешно освоить современные методы инструментального анализа, глубокое знание которых необходимо современному квалифицированному специалисту естественнонаучного направления.

2. Правила работы в химической лаборатории. Техника безопасности.

Требования к оформлению отчетов по лабораторным работам

Цель занятия:

1. Ознакомление с правилами работы в химической лаборатории; проведение инструктажа по технике безопасности.

2. Ознакомление с организацией дисциплины «Химия», реализацией теоретического курса, практических и лабораторных занятий. Требования к выполнению лабораторных работ, ведению лабораторного журнала, составлению отчетности.

Значение темы. Работа в химической лаборатории никогда не относилась к категории безопасных. История науки со времен средневековых алхимиков и до наших дней изобилует примерами тяжелых несчастных случаев, нередко с человеческими жертвами из-за взрывов, пожаров в лаборатории. Современная химия немыслима без широкого использования электроэнергии, агрессивных и токсичных соединений, большинство из которых обладает взрыво- или пожароопасными свойствами.

Обязанности дежурного:

1. Перед началом занятий проверить готовность доски к началу занятий (мел, тряпка), контролировать наличие дистиллированной воды в емкостях, при необходимости наполнять их.

2. По окончании занятия проверить рабочие места студентов.

3. Стереть записи с доски.

4. Сдать химическую лабораторию лаборанту.

Обязанности студентов:

1. Иметь постоянное место в лаборатории.

2. Поддерживать чистоту, порядок на рабочем месте и в лаборатории.

3. Использованные приборы и реактивы возвращать на свои места.

4. Выполнять ту работу, которая указана в инструкции.

5. Беречь электроэнергию, приборы, посуду, реактивы.

6. Сухие реактивы отбирать чистыми, сухими шпателем, пробиркой, ложечкой.

7. Брать при этом минимальное количество реактивов, если в описании не указано, сколько:

– сухого вещества в количестве, закрывающем дно пробирки;

– раствора не более 1/6 объема пробирки.

8. Держать склянку этикеткой к ладони, наливая из нее раствор.

9. Отверстие нагреваемого сосуда направлять в сторону от себя и от товарища.

10. Смешивая концентрированную кислоту с водой, лить кислоту в воду, а не наоборот.

11. После использования склянку с реактивом закрыть пробкой и поставить на место.

12. Работы, связанные с выделением вредных газов или дыма, выполнять в вытяжном шкафу при включенной вентиляции.

13. Быть осторожным при работе с концентрированными кислотами, щелочами, горючими и легковоспламеняющимися жидкостями.

14. Не оставлять без присмотра работающие приборы, газовые горелки.

15. Окончив работу, вымыть с мылом руки, посуду.

16. Записать результаты лабораторной работы в тетрадь, указав дату, название и цель работы, индивидуальное задание, краткое содержание (теоретическое обоснование), уравнения химических реакций, расчетные формулы, расчеты, рисунки, графики, выводы по работе. По результатам проделанной работы составить отчет согласно прилагаемой методике, защитить его.

17. Сдать рабочее место дежурному.

Студент должен знать: местоположение в лаборатории: аптечки, огнетушителя, ящика с песком, мойки, корзины для мусора, рубильника.

В лаборатории запрещается:

– принимать пищу, курить, громко разговаривать;

– находиться без халата;

– сливать в раковину растворы кислот, щелочей, солей ртути, серебра, органические жидкости;

– выбрасывать остатки химических веществ, фильтры, спички, стеклянный бой в раковину;

– ставить на тетради и инструкции (бумажные носители) склянки с реактивами;

– зажигать спиртовку от другой спиртовки;

– пользоваться реактивами без этикеток на банках (склянках) или с сомнительными надписями на них;

– засасывать жидкости в пипетки ртом;

– сливать излишки реактива обратно в банку (склянку);

– отбирать аликвотные части растворов с использованием пипетки из общей банки (склянки);

– ставить пробки от реактивов нижней частью на стол;

– пробовать реактивы на вкус.

 

ОБУЧАЮЩИЕ ЗАДАЧИ

Расчеты при приготовлении раствора заданного состава, его разбавлении, концентрировании, смешивании растворов одного и того же вещества объединяет одна общая идея – во всех случаях записывают уравнения материального баланса, связывающие характеристики конечного раствора и его исходных составляющих. В результате получают систему из двух алгебраических уравнений, решая которую, определяют искомые величины, необходимые для приготовления раствора с заданными характеристиками.

В расчетах с использованием массовой доли w (А) основу составляют два закона сохранения масс – относительно массы раствора (смеси) и относительно массы растворенного вещества, составленные на основе характеристик составных частей I и II, а также самого раствора (смеси):

1) баланс по массе раствора (смеси):

m_р-ра(I) + m_р-ра(II) = m(р-ра) (или m(смеси))

2) баланс по массе растворенного вещества А:

m_A(I) + m_A(II) = m_A(р-р) (или m_A(смеси))

Далее величины, представленные в этих уравнениях, выражают согласно условию задачи через объемы, плотности и массовые доли растворенного вещества соответствующих растворов I и II (соответствующих компонентов I и II) раствора.

Следует отметить, что закон сохранения объема при смешивании растворов в общем виде не выполняется, то есть объем смеси не всегда равен сумме объемов исходных растворов.

В расчетах с использованием молярной концентрации с(А) основу составляют закон сохранения количества растворенного вещества и приближенно выполняющийся закон сохранения объема раствора (смеси) в случае разбавления и смешения растворов. Последний выполняется тем точнее, чем более разбавлены смешиваемые растворы:

1) баланс по объему смеси при разбавлении и смешивании:

V_р-ра(I) + V_р-ра(II) = V_смеси

2) баланс по количеству растворенного вещества:

n_А(I) + n_А(II) = n_А(смеси)

или с_А(I)V_р-ра(I) + с_А(II)V_р-ра(II) = с_А(смесь)V(смесь)

Пример 1.

Какие количества составных частей I и II необходимо взять для приготовления 220 см³ раствора хлорида кальция с w (CaCl₂)= 8 %, плотность раствора r = 1,066 г/мл. Рассмотреть следующие способы приготовления раствора:

а) m(CaCl₂)_(тв) и V(H₂O) – растворение CaCl_2(тв) в воде;

б) m(CaCl₂·6H₂O) и V(H₂O) – растворение кристаллогидрата CaCl₂·6H₂O в воде;

в) m (CaCl₂)_(тв) + V_р-ра с w (СaCl₂) =2 % и r =1,015 г/см³ – концентрирование раствора

г) V_р-ра с w (СaCl₂) =25 % и r =1,228 г/см³ и V(Н₂О) – разбавление концентри­рованного раствора;

д) V_р-ра с w (СaCl₂) =25 % и r =1,228 г/см³ и V_р-ра с w (СaCl₂)= 2 % и r =1,015 г/см³ – смешивание двух растворов;

е) V_р-ра с w (СaCl₂)= 2 % и r =1,015 г/см³ концентрирование раствора путем упаривания растворителя.

Решение.

а) Составим два балансовых уравнения

1)по массе раствора:

m (CaCl₂) + m (Н₂О) = m (р-ра) = V·r

2)по массе растворенного вещества:

M (CaCl₂) = V·r·w (СaCl₂)

Подставляем данные из условия задачи и получаем систему двух уравнений:

m (CaCl₂) + m (Н₂О) = 220 см³ ·1,066 г/см³ =234,52 г

m (CaCl₂) = 220 см³ ·1,066 г/см³ ·0,08=18,76 г

Отсюда m (H₂O)= 234,52 г – 18,76 г = 215,76 г

Ответ: для приготовления раствора необходимо 18,76 г CaCl_2(тв) и 215,76 см³ Н₂О

(при условии, что r =1 г/см³).

б) Рассуждая подобным образом:

1) Уравнение материального баланса по массе раствора:

m (CaCl₂·6Н₂О) + m (Н₂О) = m (р-ра) = V·r

2) Уравнение материального баланса по массе вещества CaCl₂ в растворе:

m (CaCl₂/ CaCl₂· 6H₂O) = V·r·w (СaCl₂),

где m (CaCl₂/CaCl₂· 6H₂O) = из соображения, что n(CaCl₂) = n(CaCl₂·6H₂O)

Система уравнений принимает вид: m(CaCl₂· 6H₂O) + m(Н₂О) = m(р-ра) = V·r

= V·r·w(СaCl₂),

подставляем данные из условия задачи:

m (CaCl₂· 6H₂O) + m(Н₂О) = 220 см³ ·1,066 г/см³ =234,52 г

= 220 см³ ·1,066 г/см³ ·0,08 = 18,76 г

Отсюда m (CaCl₂· 6H₂O) =

и m (H₂O) = 234,52 г – 37,01 г = 197,51 г

Ответ: для приготовления раствора необходимо 37,01 г CaCl₂· 6H₂O и 197,51 см³ H₂O.

в) Составим два балансовых уравнения:

1) по массе раствора:

m (CaCl₂) + m₁ = m_р-ра или

m (CaCl₂) + V₁r₁ = Vr

2) по массе растворенного вещества:

m (CaCl₂) + m (CaCl₂/исх.р-р) = m (CaCl₂/конечн.р-р)

или m(CaCl₂) + V₁· r₁· w₁ = V·r·w

Подставляем данные из условия задачи:

m (CaCl₂) + V₁ ·1,015 г/см³ = 220 см³ ·1,066 г/см³ = 234,52 г

m (CaCl₂) + V₁· 1,015 г/см³ ·0,02 = 220 см³ ·1,066 г/см³ ·0,08 =18,76 г

Решая систему двух уравнений методом вычитания из первого уравнения второго, получаем:

V₁· 1,015 г/см³ ·(1-0,02) = 234,52 г -18,76 г = 215,76 г

и V₁ =

m (CaCl₂) = 234,52 г -216,91 см³ ·1,015 г/см³ = 14,35 г

Ответ: для приготовления раствора нужно 14,35 г CaCl₂ и 216,91 см³ исходного раствора с w (CaCl₂)= 2 %

 

г) Составим два балансовых уравнения:

1) по массе раствора V₁ ·r₁ + m (H₂O) = V·r

2) по массе растворенного вещества V₁·r₁·w₁ = V·r·w

получим систему: V₁·r₁ + m (H₂O) = V·r

V₁·r₁·w₁ = V·r·w

подставляем данные из условия задачи:

V₁ · 1,228 г/см³ + m(H₂O) = 220 см³ ·1,066 г/ см³ =234,52 г

V₁ ·1,228 г/см³ ·0,25 = 220 см³ ·1,066 г/см³ ·0,08=18,76 г

Отсюда и

m (H₂O)= 234,52 г – (61,11 см³ ∙ 1,228 г/см³) =159,48 г

Ответ: для приготовления раствора необходимо 61,11 см³ исходного раствора с w(CaCl₂)= 25 % и 159,48 см³ H₂O

д) Составим два балансовых уравнения:

1)-по массе раствора V₁r₁ + V₂r₂= V·r

2)-по массе растворенного вещества V₁ ·r₁ ·w₁+ V₂ ·r₂ ·w₂ = V·r·w

Подставляем данные из условия задачи:

V₁ ·1,228 г/см³ +V₂ ·1,015 г/см³ = 220 см³ ·1,066 г/см³ =234,52 г

V₁ ·1,228 г/см³ ·0,25 + V₂ ·1,015 г/см³ ·0,02 = 220 см³ ·1,066 г/см³ ·0,08=18,76 г

Решая систему двух уравнений с двумя неизвестными, находим V₁ =49,81 см³ и V₂ =170,79 см³.

Ответ: для приготовления смешанного раствора необходимо 49,81 см³ раствора с w (CaCl₂) =25 % и 170,79 см³ раствора с w (CaCl₂) =2 %.

е) При выпаривании раствора масса растворенного вещества не изменяется, а уменьшается лишь масса летучего растворителя - воды. Составим балансовое уравнение по массе растворенного вещества и определим объем исходного раствора, который необходимо взять для выпаривания:

m (CaCl₂/до выпаривания)=m (CaCl₂/после выпаривания)

или V₁ ·r₁ ·w₁ = V·r·w, откуда

Определим массу воды, которую необходимо выпарить:

 

m(H₂O)=m_{(исх.р-р)} – m_{(конечн.р-р)}=V₁·r₁-V·r = 924,14 см³ ·1,015 г/см³ – 220 см³ ·1,066 г/см³ =703,48 г.

 

Ответ: нужно взять 924,14 см³ раствора с w (CaCl₂) =2 % и 703,48 см³H₂O.

Пример 2. Какие объемы газообразного аммиака (н.у.) и его раствора с w (NH₃) =3 % и плотностью r = 0,985 г/см³ необходимо взять для приготовления 100 см³ нашатырного спирта (раствор с w (NH₃) =10 % и r = 0,957 г/см³).

Решение.

Запишем два уравнения материального баланса на основе двух составных частей смеси:

I	II	III(конечный раствор)))
NH3(газ) V(NH3)=? (н.у.)	Раствор аммиака w2(NH3)= 3 % r2 = 0,985 г/см^3 V2=?	Раствор аммиака V (NH3) = 100 см^3 w(NH3) =10 % r = 0,957 г/см^3

Составляем уравнения материального баланса

1) по массе смеси:

2) по массе аммиака , где V_m = 22,4 дм³ /моль.

Подставив данные задачи, получим систему двух уравнений:

Решая систему из двух уравнений, находим необходимые объемы 3 % раствора аммиака (V₂) и объема аммиака (газа): V(NH₃) =8,9 дм³; V₂ = 90,3 см³

Ответ: для приготовления 100 см³ нашатырного спирта потребуется 90,3 см³ 3% -ного раствора аммиака (r = 0,985 г/см³) и 8,9 дм³ (н.у) NH₃

Пример 3. Какой объем раствора соляной кислоты с w (HCl) = 20 % и r = 1,098 г/см³ необходим для приготовления одного литра 2М раствора?

Решение.

Исходный раствор HCl является более концентрированным, чем 2 М раствор и приготовление последнего связано с разбавлением первого раствора водой. Поскольку при добавлении чистого растворителя содержание чистого вещества не меняется, то взятый для приготовления объем V_р-ра с w (HCl) =20 % должен содержать такую же массу HCl, что и конечный разбавленный раствор:

m _исх.р-р (HCl) =m _{конечн.р-р} (HCl) или V·r·w (HCl) =c(HCl)·V·M(HCl) или

V ·1,098 г/см³ · 0,20 = 2 моль/дм³ ·1 дм³ ·36,5 г/моль, тогда V = .

Ответ: объем раствора кислоты необходимый для приготовления 1 дм³ 2 М раствора HCl, равен 332,4 см³.

Методика приготовления 2 М раствора: в мерную колбу на 1 дм³ вносят 332,4 см³ исходного раствора с w (HCl) =20 % и затем разбавляют дистиллированной водой до метки, до общего объема в 1 дм³.

Если при смешивании растворов некоторых веществ протекают химические реакции, то количества реагирующих веществ находят через заданные концентрации растворов. В этих случаях важно безукоризненно знать формулировку каждого способа выражения концентрации раствора, а также формулы связи между концентрациями, количеством растворенного вещества и его массой. Кроме того, следует обратить внимание на правильное определение качественного и количественного состава раствора после окончания химической реакции, а также правильное вычисление его массы:

1) количества n [ моль ]продуктов реакции определяет исходное вещество, взятое в недостатке, а исходное вещество, взятое в избытке, всегда присутствует в конечной смеси веществ;

2) масса конечной смеси равна сумме масс составляющих ее исходных растворов и чистых веществ, из которой необходимо вычесть массы всех газообразных и малорастворимых продуктов реакции, которые покидают раствор (образование осадка; выделение газа);

3) объем конечной смеси приближенно равен сумме объемов исходных растворов, а при растворении твердых и газообразных веществ конечный объем раствора считается равным объему растворителя.

Для достаточно разбавленных растворов можно принять, что r_р-р @ r(H₂O) =1 г/см³.

Пример 4. В 250 г раствора фосфорной кислоты с w (H₃PO₄) = 9,8 % растворили при нагревании 14,2 г оксида фосфора (V). Определить массовую долю растворенного вещества в конечном растворе.

Решение.

1) При растворении P₂O₅ в растворе фосфорной кислоты образуется дополнительное ее количество в результате химической реакции:

P₂O₅ + 3H₂O _{(растворитель)} ® 2H₃PO_4(р-р),

поэтому масса кислоты в конечном растворе равна:

m(H₃PO₄)=m _исх.р-р (H₃PO₄) + m(H₃PO₄).

Рассчитаем каждое слагаемое в отдельности:

m _исх.р-р (H₃PO₄) =m_р-р ·w (H₃PO₄) =250 г · 0,098 = 24,5 г

m(H₃PO₄/пореакции)=n(H₃PO₄)

М(H₃PO₄)=

тогда m_общ(H₃PO₄) =24,5 г + 19,5 г = 44,0 г

2) Масса конечного раствора кислоты равна:

m_{(конечн.р-р})=m_{(исх.р-р)} + m(P₂O₅) =250 + 14,2 = 264,2 г

и w _{конечн.р-р} (H₃PO₄))= или 16,69 %

Ответ: массовая доля ортофосфорной кислоты в конечном растворе составила 16,69 %.

Лабораторная работа № 1.

Требования, предъявляемые к химическим реакциям в объемном анализе.

1) взаимодействие между определяемым веществом и реагентом должно протекать в определенных стехиометрических отношениях;

2) отсутствие побочных взаимодействий в анализируемом растворе; отсутствие мешающих ионов, способных взаимодействовать с данным реагентом;

3) реакция определяемого иона с реагентом должна протекать с достаточно большой скоростью, в противном случае метод прямого титрования неприменим – используют метод непрямого титрования (обратного; титрования заместителя);

4) наличие и возможность использования подходящего индикатора для определения точки конца титрования.

При проведении титрования к известному объему раствора (аликвотной части) определяемого вещества малыми порциями (по каплям) добавляют раствор реагента с точно известной молярной концентрацией эквивалента – стандартный раствор – до тех пор, пока его количество не станет эквивалентно количеству определяемого вещества, содержащегося в аликвотной части исследуемого раствора – до точки конца титрования.

Момент, когда количество стандартного раствора реагента эквивалентно количеству определяемого вещества, содержащегося в аликвотной части титруемого раствора, называется точкой эквивалентности или теоретической точкой конца титрования.

Для экспериментального установления ТКТ, точки эквивалентности используют индикаторы. Индикаторы – вспомогательные вещества, которые вводят в реакционную смесь. Они способны претерпевать видимые изменения в ТКТ (точке эквивалентности), в результате чего может изменяться или появляться окраска раствора, появляться помутнение, образование осадка, изменение цвета осадка.

Точка конца титрования, фиксируемая при помощи индикатора, теоретически может не совпадать с точкой эквивалентности. Задача правильного выбора индикатора состоит в том, чтобы различие между точкой конца титрования и точкой эквивалентности было минимальным. Изменение окраски индикатора должно быть резким и происходить от одной избыточной капли прибавленного рабочего раствора реагента. Прибавление следующей капли рабочего раствора реагента не должно сказаться на окраске индикатора.

 

Метод нейтрализации.

Методом нейтрализации путем прямого титрования можно определять содержание в анализируемых растворах сильных и слабых кислот, растворимых в воде оснований, кислых и гидролизующихся солей. В качестве реагентов (титрантов) используются стандартные растворы сильных кислот и оснований (щелочей). Стандартными называют водные растворы реагентов с точно известной молярной концентрацией эквивалента вещества в растворе. Точку конца титрования устанавливают в присутствии кислотно-основных индикаторов.

– титрование сильных оснований или сильных кислот.

В результате титрования в точке эквивалентности образуется соль сильного основания и сильной кислоты, которая не гидролизуется; рН раствора = 7. Наиболее подходящий кислотно-основный индикатор, показатель титрования (рТ) которого лежит в слабокислой или слабощелочной области, это растворы фенолфталеина или метилоранжа.– титрование слабых оснований.

В точке эквивалентности образуется гидролизующаяся соль – соль слабого основания и сильной кислоты. В результате гидролиза соли рН раствора в точке конца титрования будет меньше 7, следовательно, индикатор должен менять свою окраску в кислой среде. Такими свойствами обладают метиловый красный (метилрот), метиловый оранжевый (метилоранж).

– титрование слабых кислот.

При титровании раствора слабой кислоты раствором сильного основания в точке конца титрования образуется соль, вследствие гидролиза которой раствор имеет щелочную реакцию. Для фиксирования точки эквивалентности используют индикатор, способный изменять окраску в слабощелочной среде. Такими свойствами обладают фенолфталеин, тимолфталеин, метилоранж.

 

Лабораторная работа №2

Титриметрическая реакция

H2SO4	+	2NaOH	=	Na2SO4	+	2H2O
z = 2		z = 1

в точке эквивалентности, согласно формуле (4.1), выполняется закон эквивалентов:

Диссоциация слабой кислоты

Слабые кислоты диссоциируют обратимо; слабые многоосновные кислоты – обратимо и ступенчато.

Пусть молярная концентрация приготовленного раствора слабой кислоты равна с ₀, а ее степень диссоциации 0 < a << 1; к моменту установления равновесия продиссоциировало с _дис. = a с ₀ кислоты, тогда:

 

 

	HХ	Û	H^+	+	Х^-
до диссоциации:	с 0		–		–
равновесие:	[HX] = с 0 – сдисс .= = с 0 (1 – a)		[H^+] = a c 0		[X^–] = a c 0

 

Молярные концентрации всех компонентов раствора в состоянии динамического равновесия называют равновесными концентрациями и записывают их в квадратных скобках.

Связь между равновесными концентрациями осуществляется через константу диссоциации, величину которой при необходимости можно найти в справочнике:

К_дис. = , (5.7)

 

где для слабых электролитов часто используют приближённую формулу, считая, что с ₀ – [H⁺]» с ₀, поскольку с ₀ >> с_дис. = [H⁺].

C другой стороны, в выражение для константы диссоциации, можно ввести степень диссоциации:

К_{дис .} = ,

Таким образом, a» (5.8)

Зависимость степени диссоциации слабого электролита от его природы (К_дис.) и концентрации в растворе называют законом разбавления Оствальда: при разбавлении раствора слабого электролита степень его диссоциации растет.

Концентрацию ионов водорода в растворе слабой кислоты с учетом равновесия ее диссоциации рассчитывают по уравнению:

[H⁺] = [X^–] = a с ₀ = (5.9)

 

В случае диссоциации слабых многоосновных кислот используется аналогичная расчётная схема, в которой учитывается диссоциация только по первой ступени, а диссоциацией по следующим ступеням можно пренебречь, т.к. К_дис. по последующим ступеням достаточно низкие, что является основанием учета диссоциации по первой ступени. В этом случае для расчётов концентрации ионов водорода в растворах слабых многоосновных кислот используют справочныее значения их констант диссоциации по первой ступени. Константу диссоциации кислоты принято обозначать К _а (от английского слова asid - кислота).

 

Диссоциация воды.

Ионное произведение воды К_w.

Аналогичные по форме соотношения можно получить при расчёте равновесия диссоциации слабого основания, например, гидроксида аммония NH₄OH:

 

NH₄OH Û NH₄⁺ + OH^-

a» и [OH^-] = [NH₄⁺] = a × с ₀ = , (5.10)

где с ₀ – молярная концентрация аммиака в его растворе, а К_{дис .} – справочное значение константы диссоциации гидроксида аммония; константу диссоциации основания обозначают К_b (от английского слова base – основание).

Диссоциация слабого электролита – обратимый процесс, в котором положение равновесия можно смещать влево (подавление диссоциации) за счёт добавления в раствор сильных электролитов, при диссоциации которых образуется ион, одноимённый с ионом слабого электролита. Смещение равновесия вправо достигается за счёт связывания продуктов диссоциации в менее диссоциирующие соединения. Например, диссоциацию уксусной кислоты можно подавить за счёт добавления в её раствор ацетата натрия или сильной кислоты, поставляющей в раствор Н⁺.

Особый интерес представляет диссоциация воды – слабого амфотерного электролита:

H₂O Û H⁺ + OH^-,

где равновесные концентрации ионов связаны друг с другом через константу диссоциации:

К_{дис .} = ;

ее величина может быть вычислена при любой температуре на основании данных измерения электропроводности чистой воды. При 22 ⁰С К_{дис .} равна 1,8·10^-16; пренебрегая ничтожно малой степенью диссоциации воды, концентрацию молекул воды как в чистой воде, так и в разбавленных водных растворах можно считать величиной постоянной:

.

Тогда выражение для константы диссоциации можно переписать:

произведение [Н⁺]·[ОН^-]=10^-14 называют ионным произведением воды и обозначают К_w: [OH^-]·[H⁺]= К_w =10^-14 (5.11)

Для чистой воды и для разбавленных водных растворов любых веществ ионное произведение воды К_w при данной температуре является величиной постоянной и равно 10^-14. С повышением температуры К_w возрастает, с понижением – уменьшается. Так, например, при 100 ⁰С ионное произведение воды К_w =10^-12.

Используя величину ионного произведения воды К_w и известную концентрацию одного из ионов воды, исходя из формулы (5.11), можно вычислить концентрацию ионов Н⁺ и ОН^- в любом водном растворе:

.

В чистой воде из условия электронейтральности:

Растворы, в которых [Н⁺]=[ОН^-] =10^-7 моль/дм³, называются нейтральными.

Если [H⁺] > [OH^-] > 10^-7 моль/дм³ (>10^-6...10^-1моль/дм³) растворы называются кислыми, если [H⁺] < [OH^-] < 10^-7моль/дм³ – щелочными растворами (<10^-8...10^-14 моль/дм³).

На практике кислотность раствора в водных средах принято характеризовать не молярной концентрацией ионов водорода или гидроксила, а безразмерной величиной – водородным показателем рН.

Водородный показатель рН – количественная характеристика кислотности среды – величина, равная отрицательному десятичному логарифму равновесной концентрации ионов водорода в растворе:

рН = -lg[H⁺].

Аналогично гидроксильный показатель рОН:

рОН = -lg[OH^-].

В любом водном растворе [OH^-]·[H⁺]=К_w=10^-14 (при 22⁰С). Логарифмируя это выражение и учитывая выражения для рН и рОН, получаем:

рН + рОН = 14 (5.12)

В нейтральной среде рН = рОН = 7,0; в кислой среде рН < 7,0; в щелочной – рН > 7,0. В разбавленных водных растворах различных веществ величина рН меняется от 0 до 14.

ОБУЧАЮЩИЕ ЗАДАЧИ

1.Вычислить ионную силу в растворе 0,1 моль/дм³ сульфата натрия.

Решение:

Na₂SO₄→2Na⁺ + SO₄^2-

c [ ]: 0,1 0,2 0,1

Ответ: ионная сила 0,1 моль/дм³ Na₂SO₄ равна 0,3 моль/дм³.

 

2. Вычислить концентрацию ионов ОН^-, рОН и рН для 0,1 моль/дм³ раствора аммиака (К _b =1,76·10^-5).

Решение: NH₃ + H₂O Û NH₄OH Û NH₄⁺ + OH^-

Ответ: [ОН^-]=1,32·10^-3; рОН=2,88; рН=11,12.

 

3. Константа диссоциации уксусной кислоты равна 1,75 10^-5. Определите массу ацетата натрия, которую необходимо добавить к 300 см³ 0,1 моль/дм³ раствора уксусной кислоты, чтобы понизить концентрацию ионов водорода в растворе в 100 раз.

Найдём равновесную концентрацию ионов водорода в 0,1 моль/дм³ растворе CH₃COOH:

.

При добавлении CH₃COONa концентрация ионов H⁺ должна быть в 100 раз меньше (диссоциация частично подавлена), т.е. 1,32 ∙ 10^-5 моль/дм³. Пусть необходимо внести в 1 дм³ исходного раствора кислоты х моль соли, что соответствует добавке x моль ацетат- и