Расчет водородного показателя сильных и слабых кислот и оснований.

       а) Растворы сильных кислот

       HA = H⁺ + A^-

В растворах сильных кислот [H⁺] = С_Н⁺ можно принять равной общей концентрации сильной кислоты [H⁺] = С_общ.НА. Тогда

рН = - lg С_общ.НА                                                                  (4.10)

Пример 4.2.1

       Рассчитайте рН раствора HNO₃ молярная концентрация которого равна 0.02 моль/л.

Решение.

рН = - lg 0.02 = - lg 2*10^-2 = - (lg 2 + lg 10^-2) = - [0.3 + (- 2)] = 1.7.

б) Растворов слабых кислот

Вследствие неполной диссоциации [H⁺] ¹ С_общ.НА.

             С_Н⁺ *С_А^_

К_ДИСС. =             ;    С_Н⁺ = С_А^_, т.е. 

                            С_НА

 

               С_Н^{+  2}

К_ДИСС. =             ;      С_Н⁺ = Ö К_ДИСС.*С_НА

                             С_НА

 

Тогда

рН = - lg С_Н⁺ = - lg Ö К_ДИСС.*С_НА 

           рН = 1/2 рК_ДИСС. + 1/2 - lg С_НА                                                              (4.11)

 

    - lg К_ДИСС. = рК - силовой показатель кислоты.

 

       Пример 4.2.2

Рассчитайте рН раствора цианистоводородной кислоты, молярная концентрация которой 0.1 моль/л, К_ДИСС. = 4.90*10^-10.

Решение.

рН = 1/2 рК_ДИСС. + 1/2 - lg С_НCN = 1/2*3.15 - 1/2lg 1*10^-1 = 2.07.

pK = - lg (7*10^-4) = 3.15.

 

в) Растворов сильных оснований

KtOH = Kt⁺ + OH^-

[OH ^-] = С_общ.KtOH

Тогда рОН = - lg[ОH^-];              

 рОН = - lg С_общ.KtOH                                                                             (4.12)

рН = 14 - рОН.

    Пример 4.2.3

       Рассчитайте рН раствора КОН, молярная концентрация которого равна 3*10^{- 3} моль/л.

       Решение.

       рОН = - lg (3*10^{- 3}) = 2.56.

pH = 14 - 2.56 = 11.44.

г) Растворов слабых оснований.

В растворе слабого электролита

KtOH ÜÞ Kt⁺ + OH^-

С_{О Н}- ¹ С _{общ. KtOH}

С_{О Н}- = Ö К_ДИСС.* С _{общ. KtOH}; рОН = - 1/2 lg К_ДИСС. - 1/2 lg С _{общ. KtOH,}   а

рН = 14 - 1/2 рК_ДИСС. + 1/2 lg С _{общ. KtOH,}                                                  (4.13)

 

Пример 4.2.4

Рассчитайте рН раствора гидроксида аммония, молярная концентрация которого равна 0.002 моль/л, К_ДИСС. = 1.79*10^-5.

Решение.

рН = 14 - 1/2 lg (1.79*10^-5) + 1/2 lg 0.002 = 10.27.

4.2.1. Контрольные задания 51 - 60.

Заполните графы таблицы.

 

Вариант	Вещество	Молярная концентрация, моль/л	Степень диссоциации a	СН+	рН	СОН-	рОН
51.	HClO	0.001
52.	HCN	0.050
53.	NaOH				11.87
54.	Mg(OH)2				11.67
55.	HCN	0.235
56.	HBr	0.010
57.	HCN	0.003	0.0265
58.	HNO3				2
59	CH3COOH	0.001
60.	H2SO3	0.020

 

Лабораторная работ № 3.

Определение жесткости воды.

1. Чем обусловлена жесткость воды?

2. Временная и постоянная жесткость воды, методы ее устранения.

3. В чем выражают жесткость воды?

 

       Карбонатная или временная жесткость воды обусловлена присутствием в природных водах гидрокарбонатов магния и кальция.

       Жесткость воды (Ж) выражают числом ммоль магния и кальция в 1 л воды. На основе этого показателя различают: мягкую воду, в которой жесткость воды менее 2 ммоль/л, воду средней жесткости (жесткость от 2 до 100 ммоль/л) и жесткую воду (жесткость более 10 ммоль/л).

Суммарная концентрация катионов магния и кальция (вв моль/л) называется общей жесткостью. Ее обычно определяют титриметрическим способом. Главной операцией титриметрического способа является процесс титрования. Для этого собирают титровальную установку, которая состоит из штатива с закрепленной в нем бюреткой. Бюретка представляет собой градуированную стеклянную трубку с оттянутым нижним концом. На него надета резиновая трубка, внутри которой помещается стеклянный шарик. При надавливании пальцами на последний жидкость из бюретки начинает вытекать. Заполнение бюретки раствором трилона Б проводят через воронку. Для отбора аликвоты анализируемого раствора применяют пипетку Мора. Заполнение пипетки проводят с помощью резиновой груши.

       Методика определения: В коническую колбу помещают 50 мл воды из под крана, добавляют 5 мл аммонийного буферного раствора, несколько кристалликов индикатора - эриохрома черного Т. Раствор приобретает вишнево-красный цвет. Из бюретки постепенно по каплям прибавляют раствор трилона Б до тех пор, пока окраска раствора не перейдет в синюю.

 

       Титрование повторяют еще два раза и результаты помещают в таблицу.

 

Образец	Объем воды, V мл	Объем раствора трилона Б, пошед-ший на титрование, Vтр. мл первое     второе     третье			Среднее значене Vтр.
Вода водопро-водная	50.0
Вода кипяченая	50.0

 

 

 Расчет жесткости воды проводят по формуле:

                            N _ТР. * V _ТР. * 1000

                  Ж =

                                        V _ВОДЫ

 

           

Электродные равновесия.

Классификация электродов.

Все тела могут обмениваться с окружающей средой молекулами, ионами, радикалами и т.п. частицами. Тело, на поверхности которого названные частицы приобретают или теряют электроны, называют электродом, а окислительно-восстановительный процесс, протекающий на его поверхности - электрохимической реакцией. Так, на поверхности раздела полярных фаз металл - раствор возникает скачок потенциала, электродный потенциал j. Величина электродного потенциала выражается уравнением Нернста:

                                       RT

                  j = j⁰₂₉₈ +       ln a                                                           (5.1)

                                      n F

где а - активность ионов в растворе;

   j⁰₂₉₈ - стандартный потенциал электрода;

   R - универсальная газовая постоянная, 8.314 Дж/моль К;

   Т - абсолютная температура, К;

   F - число Фарадея, 9.652*10⁷ к/моль-экв.;

   n - число электронов электродной реакции.

Если в уравнение (5.1) подставить постоянные R, F, а от натурального логарифма перейти к десятичному, то получим:

                             0.059

       j = j⁰₂₉₈ +            lg a                                                                   (5.2)

                                n

 

Абсолютную величину скачка потенциала определить не представляется возможным. Поэтому стандартные электродные потенциалы j⁰₂₉₈ измеряются по отношению к потенциалу нормального j⁰₂₉₈ водородного электрода.

       Последний представляет собой платиновый электрод, погруженный в раствор серной кислоты с активностью ионов водорода, равной 1 моль-ион/л. Через этот раствор под давлением в 1 атм и при температуре 298 К (25⁰С) пропускается газообразный водород. В системе устанавливается равновесие между ионами водорода кислоты и молекулами водорода - газа: 2 Н⁺ + 2 е «Н₂.

По международному соглашению потенциал нормального водородного электрода принят равным нулю.

Для определения значения стандартного потенциала металла составляют гальваническую цепь, один из электродов которой является нормальный водородный электрод. Тогда знак стандартного электродного потенциала соответствует знаку заряда, который электрод приобретает в этой цепи.

Если металл посылает электроны в такой цепи к нормальному водородному электроду (т.е. является восстановителем), то величину его стандартного электродного потенциала выражают со знаком минус (-), если электрод из металла получает электроны от водородного электрода (т.е. является окислителем), то величину стандартного электродного потенциала электрода из металла выражают со знаком плюс (+).

По значению стандартных электродных потенциалов j⁰₂₉₈ все металлы располагаются в ряд напряжений металлов.

Все электроды можно разделить (классифицировать) на следующие группы:

Электроды первого рода - представляют собой металлы или неметаллы, опущенные в раствор электролита, содержащего одноименные ионы, по отношению к которым электрод обратим. Условно такой электрод записывается так: Me^{n +} / Me, тогда электродная реакция будет иметь вид  Me^{n +} + n e «Me. Потенциал такого электрода первого рода равен:

                                      RT

                  j = j⁰₂₉₈ +    ln a _Men+                                                        (5.3)

                                       n F

 

Электроды второго рода  - состоят из металла, покрытого слоем его труднорастворимой соли и погруженного в раствор, содержащий тот же анион, что и труднорастворимое соединение. Схематически такой электрод представляют

  A^{n -} / MeA, Me, а электродная реакция имеет вид: MeA + n e «Me + A^{n -}. Потенциал электрода второго рода равен:

                                RT

                  j = j⁰₂₉₈ +    ln a _Ann -                                                       (5.4)

                                       n F

 

где a _Men+ и a _Ann - - активность катиона и аниона в растворе соответственно.

       Такие электроды часто применяют в качестве электродов сравнения, так как их потенциалы легко воспроизводимы и устойчивы. К ним относятся хлор-серебряные, каломельные, ртутно-сульфатные электроды.

       Наибольшее распространение получил хлор-серебряный электрод. Он представляет собой серебряную проволоку, покрытую нерастворимым хлоридом серебра AgCl, и опущенную в раствор хлорида калия KCl:

                              Ag | AgCl | KCl

       Потенциал такого электрода зависит от активности иона хлора а _Cl - в растворах:

                              j = 0.224 - 0.059 ln а _Cl -                                                         (5.5)

       Для электрода, погруженного в насыщенный раствор KCl при 25⁰С (298К), потенциал равен + 0.197 В.

       Газовые электроды  представляют собой электроды, состоящие из металлического проводника, контактирующего одновременно с соответствующим газом и раствором, содержащим ионы этого газа. Потенциал газовых электродов зависит от активности ионов этого газа и от парциального давления газа. Примером такого рода электродов является нормальный водородный электрод.