Методи практичного визначення водневого показника

· За допомогою індикаторів.

Індикатори - реагенти, які змінюють свій колір у залежності від концентрації гідроген-іонів. Зміна кольору протікає в межах певного, характерного для даного індикатора інтервалу значень рН, який називається областю переходу індикатора.

Застосовують кислотно-основні (метилоранж, фенолфталеїн) та окисно-відновні індикатори.

· За допомогою фізико-хімічних методів (наприклад, потенціометричний метод визначення рН розчинів).

Буферні системи в аналітичній хімії

Буферний розчин - суміш слабкої кислоти (чи основи) з її сіллю, яка регулює концентрацію гідроген-іонів у розчині, зменшуючи вплив різних факторів, що змінюють рН розчину.

Здатність буферних розчинів підтримувати постійне рН базується на тому, що компоненти їх зв'язують гідроген- чи гідроксид-іони кислот чи основ, які вводять у розчин. Ця здатність не безмежна і залежить від концентрації компонентів буферної суміші.

Висновки:

· Будь-яка буферна суміш практично зберігає сталість рН лише до додавання деякої певної кількості кислоти чи лугу, тобто має певну буферну ємність.

Буферна ємність - максимальна кількість сильної кислоти чи лугу певної концентрації, яку можна додати до буферного розчину, щоб значення його рН змінилось не більше ніж на одиницю.

· Максимальна буферна ємність спостерігається в тих розчинах, які містять рівні концентрації слабкої кислоти та її солі, чи слабкої основи та її солі.

· Буферна ємність розчину тим більше, чим вище концентрація компонентів буферної суміші.

· Під час додавання до буферного розчину кислоти чи лугу стійкість розчину до зміни рН зменшується.

Таблиця 1

Найбільш уживані буферні суміші

Назва суміші	Склад	рН
Форміатна	HCOOH+HCOONa	3,8
Бензоатна	C6H5COOH+C6H5COONa	4,2
Ацетатна	CH3COOH+CH3COONa	4,8
Фосфатна	NaH2PO4+Na2HPO4	6,6
Амонійна	NH4OH+NH4Cl	9,2

Концентрації компонентів однакові.

Література: [1] с.56-64, 65-79; [6] с.213-227, 243-248, 256-265; [9] с. 102-119

РІВНОВАГА У РОЗЧИНАХ СОЛЕЙ, ЯКІ ПІДДАЮТЬСЯ

ГІДРОЛІЗУ

Лекція №8 (2 години)

 

План

1. Амфоліти. Застосування амфотерності в аналітичній хімії.

2. Гідроліз солей.

3. Кількісні характеристики процесу гідролізу.

4. рН розчину солей, що піддаються гідролізу.

 

Амфоліти. Застосування амфотерності в аналітичній хімії

З точки зору теорії електролітичної дисоціації кислоти - це електроліти, які дисоціюють у розчинах з утворенням гідроген-іонів, а луги - електроліти, які дисоціюють у розчинах із відщепленням гідроксид-іонів. Гідроксиди можуть взаємодіяти з кислотами з утворенням солей. Існують гідроксиди, які здатні вступати у взаємодію й утворювати солі не тільки з кислотами, але і з гідроксидами. Наприклад,

Zn(OH)₂+2HCl=ZnCl₂+2H₂O,

Zn(OH)₂+2NaOH=Na₂ZnO₂+2H₂O.

Такі гідроксиди називають амфотерними електролітами. До них відносяться Al(OH)₃, Zn(OH)₂, Cr(OH)₃, Pb(OH)₂, Sn(OH)₂, As(OH)₃ та інші.

Явище амфотерності можна пояснити тим, що в молекулах амфолітів міцність зв’язку між металом та киснем не сильно відрізняється від міцності зв’язку між киснем та воднем. Дисоціація таких молекул можлива за місцями обох цих зв’язків. Якщо позначити амфоліт ROH, то дисоціацію можна виразити схемою:

Н⁺+RO^-ÛROHÛR⁺+OH^-.

Таким чином у розчині амфоліту існує складна рівновага, в якій приймають участь продукти дисоціації як за типом кислоти, так і за типом основи. Наприклад,

Zn(OH)₂¯

ß

2H⁺+ZnO₂^2-ÛZn(OH)₂ÛZn²⁺+2OH^-

Гідроліз солей

Гідроліз солей - взаємодія речовин із водою при якій складові частини речовини з’єднуються зі складовими частинами води.

Існує чотири випадки гідролізу:

Гідроліз за катіоном, якому підлягають солі утворені сильною кислотою і слабким лугом

NH₄Cl+ H₂O ®NH₄OH+HCl,

NH₄⁺+ H₂O ®NH₄OH+H⁺ pH<7

У випадку двохзарядного катіону гідроліз іде за ступенями.

MgI₂+ H₂O ®MgOHI+HI,

Mg²⁺+ H₂O ®MgOH⁺+H⁺. pH<7

Гідроліз за аніоном, якому підлягають солі утворені із сильного лугу та слабкої кислоти

NaNO₂+H₂O ®NaOH+HNO₂,

NO₂^-+ H₂O® HNO₂+OH^- pH>7

У випадку двохзарядного аніону гідроліз іде за ступенями.

Na₂S+ H₂O ®NaHS+NaOH,

S^2-+ H₂O ®HS^-+OH^-. pH>7

Гідроліз за катіоном та аніоном, якому підлягають солі утворені слабкою кислотою і слабким лугом

CH₃COONH₄+ H₂O ®CH₃COOH+NH₄OH.

Щоб з’ясувати середовище, треба з’ясувати К_д(CH₃COOH) і К_д(NH₄OH).

К_д(CH₃COOH) = К_д(NH₄OH). Це означає, що в цьому випадку рН=7.

Якщо сіль утворена із сильних кислоти та лугу, то гідроліз не іде, тільки дисоціація електроліту

NaOH+HCl®NaCl+H₂O,

NaCl+H₂O®Na⁺+Cl^-+H⁺+OH^-. рН=7