Методические указания по выполнению лабораторных работ (№1 - № 8)

Кафедра химии

Х И М И Я

Методические указания по выполнению лабораторных работ (№1 - № 8)

и организации подготовки к их защите студентами I курса специальностей

270800 - «Строительство»

БРЯНСК 2011

Брянская государственная инженерно-технологическая академия

Кафедра химии

УТВЕРЖДЕНО

Научно-методическим советом

БГИТА

Протокол № ___ от ______2011г.

Х И М И Я

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

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= аС_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= аС_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.

ЛИТЕРАТУРА

1. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. - М.: Высш. шк., 1981.

2. Глинка Н.Л. Общая химия. - Л.: Химия. 1983. –с. 231-248.

3. Любимова Н.Б. Вопросы и задачи по общей и неорг. химии. -М.: ВШ., 1990.

4. Глинка Н.А. Задачи и упражнения по общей химии. - Л.: Химия, 1985. 120-134.

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 12

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Цель работы: изучить свойства водных растворов солей, связанные с реакцией гидролиза.

Оборудование и реактивы: штативы с пробирками, спиртовка, держатель для пробирок, индикаторы: фенолфталеин, метиловый оранжевый, лакмус, универсальная индикаторная бумага с цветной шкалой значения рН, 0,1М растворы NaCl, Na₂SO₄, Na₂CO₃, Na₂SO₃, CH₃COO(NH₄), (NH₄)₂SO₄; 1н растворы

ZnCl₂, Al₂(SO₄)₃, FeCl₃, дистиллированная вода.

ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ПОЯСНЕНИЯ

Гидролиз (разложение водой (лат.) - в широком смысле слова—процесс обменного взаимодействия между водой и веществом. Гидролиз соединений различных классов проте­кает по-разному. Например, при гидролизе растительного сырья происходит гидролитическое расщепление полисахаридов с образованием моносахаридов:

(С₆Н₁₀О₅)_n + nН₂О = nC₆H ₁₂O₆

В дайной работе рассматриваются процессы гидролиза солей.

ВОПРОСЫ И ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОКОНТРОЛЯ

1. При хранении растворов солей гидролиз не желателен. Что нужно сделать, чтобы ослабить гидролиз сульфата кобальта (II)?

2. Какие из перечисленных ниже солей будут подвергаться гидролизу? Написать соответствующие молекулярные и ионно-молекулярные уравнения. Рассчитать для 0,2М растворов константу гидролиза, степень гидролиза и рН среды, учитывая только первую ступень гидролиза: K₂SO₄; NaClO₄; Na₂S; CuSO₄; КNО₃; РЬ(N0₃)₂; (NН₄)₂СО_3; КNO₃.

3. При сливании растворов Al₂(SO₄)₃ и Na₂S выпадает белый осадок и ощущается неприятный запах. Объясните причину этого, приведя соответствующие уравнения реакций.

4. Почему раствор NаН₂Р0₄, имеет слабокислую, а раствор Nа₃Р0₄ щелочную реакцию? Ответ мотивировать соответствующими уравнениями реакций и расчетами. Воспользоваться данными табл.1 и 2.

5. Какие из приведенных ниже солей гидролизуются? Для гидролизующихся солей написать ионные и молекулярные уравнения гидролиза и указать реакцию раствора: NH₄NO₃, ВеСl₂, К₂S0₄, NаNО₂, Nа₂СО₃, ВаС1₂, Al₂(SO₄)₃, NазР0₄, FеS0₄, (NH₄)₂S, Са(СН₃СОО)₂.

6. Напишите ионные и молекулярные уравнения гидроли­за солей и укажите качественно значение рН растворов: K₂S0₃, СгС1з, СuS0₄, K₂S, КзР0₄, Fе(NOз)з.

7. Что произойдет при нагревании и разбавлении растворов? Напишите уравнения реакций.

8. Вычислите константу гидролиза, степень гидролиза и рН растворов солей: а) 0,5М NH₄NОз, б) 0,1М KNO₂, в) 0,1М Nа₂S, г) 0,3М FеС1з, д) 0,5М СНзСООNН₄.

9. Рассчитайте Кг и рН 1М растворов NаН₂Р0₄,Nа₂НР0₄ и Nа₃Р0₄. Какая из солей гидролизуется в наибольшей сте­пени и почему? Сравнивая величины К_г и соответствующие К_к-ты, объясните, почему в растворе .NаН₂P0₄ среда кислая, а в растворе Nа₂НР0₄ - щелочная.

10. Напишите ионные и молекулярные уравнения реакций, происходящих при сливании растворов: а) А1(NО₃)₃ и (NH₄)₂S, б) Fe₂(S0₄)₃ и Nа₂СО₃, г) СгС1з и К₂S0₃. Объясни­те смещение равновесия гидролиза и практически необрати­мое его протекание.

11. Вычислить степень гидролиза Na₃PO₄ по первой ступени в О,1м растворе. Какое значение рН этого раствора?

12. Вычислить константу, степень гидролиза и рН О,1 М раствора сульфита натрия.

13. Почему раствор NaHCO₃ имеет слабощелочную, а раствор NaHSO₃ слабокислую?

14. Вычислить степень гидролиза О,1 М раствора NaHS. Какое значение рН имеет этот раствор?

15. Какой рН имеют растворы NaHCO₃ и NaHSO₃? Объясните причину таких результатов.

16. рН О,1 М раствора натриевой соли некоторой органической кислоты равен 10. Вычислить константу диссоциации этой кислоты.

17. Вычислить константу, степень гидролиза и рН О,2 М раствора Na₂CO₃ и 0,01M NaHCO₃.

18. Вычислить константу и степень гидролиза и рН 0,1 М раствора ортофосфата натрия.

19. Вычислить рН , константу и степень гидролиза 0,1 М раствора Na₂CO₃.

Таблица 2

Качественные и количественные характеристики растворов гидролизующих солей

№	Тип соли	Реакция растворов	Продукты гидролиза	Кг	h	[H+] или [OH-]
1.	Соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой (гидролиз по катиону)	Кислая pН< 7	Слабые основания или основные соли	Кн о Косн		[H+]=
2.	Cоль, образованная слабой кислотой и сильным основанием (гидролиз по аниону)	Щелочная pН>7	Слабые кислоты или кислые соли	Кн о Ккисл		[ОH-]= [H+]=
3.	Соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой (гидролиз по аниону и по катиону).	Близкая к нейтраль ной pН = 7	Слабые кислоты и слабые основания или кислые соли	Кн о КкКос	=	[H+]=
4.	Кислая соль, образованная слабой двухосновной кислотой и сильным основанием	pН>7 (Kг>Kкисл) рН <7 (Kг<Kкисл)	Слабая кислота			[H+]=

ЛИТЕРАТУРА

1. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. - М.: Высш. шк., 1981.

2. Глинка Н.Л.Общая химия. - Л.: Химия. 1983.

3. Любимова Н.Б. Вопросы и задачи по общей и неорганической химии. -М.: Высш. шк., 1990.

4. Глинка Н.А. Задачи и упражнения по общей химии. - Л.: Химия, 1985.

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 13.

БУФЕРНЫЕ РАСТВОРЫ.

Цель работы: приготовить буферные растворы и на их примере изучить свойства буферных растворов.

Оборудование и реактивы: штативы с пробирками, держатель для пробирок, индикаторы: фенолфталеин, метиловый оранжевый, лакмус, универсальная индикаторная бумага с цветной шкалой значения рН, рН-метр, 0,1 М растворы уксусной кислоты, ацетата натрия, гидроксида аммония, хлорида аммония, гидроксида натрия и соляной кислоты.

Буферными называют раствор, рН которого не изменяется при его разбавлении или добавлении небольших объемов сильной кислоты или сильного основания. Буферный раствор состоит из слабой кислоты и ее соли (СН₃СООН-СН₃ССОNa) или слабого основания и его соли (NH₄OH - NH₄Cl). Из слабых многоосновных кислот и их солей также можно приготовить буферные растворы, например Н₃РО₄ – NaH₂PO₄ и NaH₂ РО₄ – Na₂HPO₄ .

Значения рН буферного раствора, состоящего из кислоты и его соли, рассчитывают по уравнению

рН= рК_НА- lg (1)

где: С_НА и С_ВА- молярные концентрации кислоты и соли в буферном растворе, моль/л; К_НА- константа диссоциации кислоты, моль/л.

Из уравнения 1 следует, что значения рН буферных растворов зависит только от отношения общих концентраций компонентов раствора и не зависит от разбавления (в определенных пределах). При изменении объема раствора концентрация каждого компонента изменяется в одинаковое число раз, а отношение концентраций не меняется.

При условии С_НА= С_ВА отношение =1 и lg =о. То есть, рН= рК_НА

Для буферных растворов, состоящих из слабого основания ВОН и его соли ВА, значение рН рассчитывают по формуле

рН=14- рК_{ВОН +} lg ( 2).

Величину буферного действия характеризуют с помощью буферной емкости, равной числу молярных масс эквивалента сильной кислоты или сильного основания , которое можно добавить к 1 литру буферного раствора, чтобы рН изменился на единицу.

Буферная емкость зависит от природы и общих концентраций компонентов буферного раствора, а также от соотношения их концентраций. Чем больше концентрация компонентов буферного раствора и чем ближе к единице отношение (в случае кислых буферов) и (в случае основных буферов), тем больше буферная емкость. Буферная емкость максимальна, когда вышеприведенные отношения равны единице.

Если Б - буферная емкость, а и b- число молярных масс эквивалентов соответственно кислоты (НCl) и основания (NaOH), то

где - изменение рН при добавлении данного количества кислоты или основания к объему (V_b) буферного раствора.

Опыт 1. Приготовление буферных растворов и определение их параметров.

1.1 Приготовление ацетатного и аммонийного буферных смесей.

Ацетатный буфер это водный раствор уксусной кислоты и ацетата натрия, а аммонийный буфер - гидроксида аммония и хлорида аммония. Для приготовления таких буферных смесей необходимо смешать равные объемы 0,1 М растворов уксусной кислоты с ацетатом натрия или гидроксида аммония с хлоридом аммония.

С помощью рН-метра определите значения рН этих смесей. Пользуясь справочными данными и с помощью уравнений 1 и 2 вычислите теоретические значения рН при условии =1 и =1. Сопоставьте экспериментальные и теоретические значения рН.

1.2. Влияние разбавления буферных смесей на значения рН.

Приготовьте по 5 образца растворов кислых и основных буферов путем последовательного 2-х кратного разбавления исходных буферных смесей. Измерьте значения рН всех растворов и сделаете вывод. Объясните наблюдаемые явления исходя их вышеизложенной теории о буферных смесях.

Опыт 2.Определение буферной емкости буферных смесей.

Работу выполнять парами. Каждая пара в стаканах для титрования готовит по 20 мл ацетатной и аммиачной буферных смесей. Каждый студент определяет емкость одного из этих растворов, а результаты измерений обобщают совместно.

Для определения буферной емкости растворов следует измерить начальные значения рН растворов (рН₁). Затем добавьте из бюретки стандартный раствор NaOH (или НСl для аммиачного буфера) известной концентрации. Для оценки емкости достаточно, чтобы изменение рН составляло 0,1-0,3 единиц. Во избежания резких скачков рН стандартные растворы кислоты или щелочи добавить малыми порциями (по 1-2 мл.) до достижения стабильных значений рН на 0,1-0,3 единиц отличающиеся от начальных значений рН. Фиксировать объем израсходованного раствора кислоты или щелочи и с помощью уравнений 3 или 4 вычислите буферные емкости ацетатного и аммиачного буферных смесей.

ПРИМЕТЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

Пример 1. Вычислить [Н⁺], [ОН^-] и рН раствора, образовавшегося в результате смешивания 30 мл 0,1м раствора уксусной кислоты СН₃СООН и 50 мл 0,3м раствора ацетата калия СН₃СООК.

Ответ.Объем образовавшегося раствора образовавшегося в результате смешивания V_общ= 30+50=80мл.

Концентрации уксусной кислоты и ацетата калия после смешивания

[СН₃СООН] = моль/л,

[СН₃СООК] моль/л.

Так как ионы водорода образуются только за счет диссоциации уксусной кислоты, а ацетат анионы также и за счет диссоциации ацетата калия, то, принимая Х количество диссоцированной кислоты, получим:

[СН₃СООН]_ост = (0,0375- Х) моль/л; [Н⁺]= Х моль/л;

[СН₃СОО^-] = (0,188+ Х ) моль/л.

Из уравнения К_Han = ; 1,74 10^-5=

Так как Х<< 0,0375 то им можно пренебречь.

Тогда Х = [H⁺] = 3,5 10^-6 моль/л; [OH^-] = (10^-14 /3,5 10^-6 )моль/л;

рН= -lg (3,5 10^-6) = 5,46.

Такой же результат может получен, если пользоваться уравнением 1

рН = рК_НА - lg = - lg (1,74 10^-5) - lg = 4,76 – (-0,7) = 5,46.

Пример 2. Определить рН раствора, получившегося в результате смешения

равных объемов растворов 0,12м СН₃СООН и СН₃СООК.

Ответ. После смешения С_кис= С_соль= 0,12/2=0,06 моль/л

Пользуясь уравнением рН = рК_НА - lg = -lg (1,74 10^-5 ) - lg =

= 4,76 – lg1 = 4,76 - 0 = 4,76.

Пример 3. Сколько миллилитров 0,25м раствора ацетата калия СН₃СООК следует прибавить к 50 мл 1,0 м раствора уксусной кислоты СН₃СООН, чтобы получить буферную систему с рН=3,0?

Ответ: Подставим соответствующие значения в формулу:

рН = рК_НА - lg ; lg = рК_НА – рН = 4,76-3=1,76;

= 10^1,76 = 57,5; Это означает, что после смешения растворов в полученном растворе концентрация кислоты в 57,5 раза должна быть выше, чем концентрация соли. С растворе кислоты имеется 0,05 1,0=0,05 моль кислоты. Следовательно, количество вещества соли в этом растворе должно быть в 57,5 раза меньше, а именно 0,05:57,5=0,00087 моль ацетата калия.

V=0,00087/ 0,25 = 0,00348л= 3,48 мл.

Пример 4. Буферная система, состоящая из дигидрофосфата калия КН₂РО₄ и гидрофосфата калия К₂НРО₄ приготовлена при мольном соотношении солей 16 : 1. Определить рН данного раствора.

Ответ: В данном случае кислотой является КН₂РО₄, то есть кислота Н₂РО₄^- (К₂= 6,2 10^-8 или рК = 7,2).

Используя уравнение рН = рК_НА - lg , получим: рН = 7,2 – lg16= 6,0

Пример 5. Вычислить рН буферного раствора, содержащего 0,2м NH₄Cl и 0,2м _NH4ОН.

В соответствии с уравнением 2, рН=14- рК_{ВОН +} lg .

Так как рК (NH₄ОН) = 4,755, то рН= 14 - 4,755 + lg = 9,25 .

ВОПРОСЫ И ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОКОНТРОЛЯ

1. Что такое буферные растворы? На чем основано их буферное действие?

2. Какое применение находят буферные растворы в быту, технике и науке?

3. Из каких веществ готовят буферные растворы? Можно ли приготовить буферный раствор исходя только из двух солей?

4. Приведите пример буферных растворов, состоящих из смеси солей.

5. Почему рН буферных растворов не меняется при их разбавлении?

6. Не прибегая к эксперименту, определите рН ацетатного и аммиачного буферных смесей, при условии, что в этих буферах концентрация соли равна концентрации кислоты (основания).

7. Какие параметры определяют буферную емкость?

8. Дайте определение понятию “Буферная емкость”.

9. Можно ли приготовить буферный раствор, смешивая сильную кислоту с её солью с сильным основанием или сильное основание с его солью с сильной кислотой?

10. Можно ли, исходя из одних и тех же компонентов, приготовить буферные смеси с различными значениями рН в широком диапазоне? Ответ мотивируйте с математическими выводами.

11. Вычислить рН и рОН буферной смеси, содержащей 0,1 мгидроксида аммония и 0,01м нитрата аммония.

12. Определить рН буферной смеси, состоящей из 0,01м раствора муравьиной кислоты и 0,02 м раствора формиата калия.

13. Сколько граммов формиата калия НСООК следует взять, чтобы при растворении в 25 мл 0,03м раствора муравьиной кислоты НСООН, получить смесь с рН=4,0?

14. 4,9г безводного ацетата калия растворили в 250мл 0,2н раствора уксусной кислоты. Определить рН раствора.

15. Сколько граммов хлорида аммония нужно растворить в 20 мл 0,5м раствора гидроксида аммония, чтобы получить концентрацию гидроксид ионов 5 10^-4 моль/л.

16. Рассчитать рН буферного раствора, содержащего в 0,5л 30г уксусной кислоты и 41,0г ацетата натрия.

17. Рассчитать рН и рОН раствора, если к 1,0 литру воды прибавить 11,5г муравьиной кислоты и 10,5г формиата калия.

18. К 100 мл аммонийной буферной смеси добавили 400мл воды. Каков будет рОН раствора, если исходный имел рН равным 10,2?

19. Орпеделить рН буферного раствора, содержащего 1,1м NH₄OH и 1,1м NH₄Cl.

20. Определить рН буферного раствора, полученного при смешении 50 мл 0,1м раствора дигидрофосфата калия КН₂РО₄ и 25 мл 0,2м раствора гидрофосфата калия К₂НРО₄.

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №14

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 15

ГАЛЬВАНИЧЕСКИЙ ЭЛЕМЕНТ

Цель работы: составить гальванический элемент в сочетании с электролизером, получить электрический ток и изучить принцип работы гальванического элемента и электролизера.

Оборудование и реактивы: две химические стаканы объемом по 100 мл, медные и цинковые пластинки, солевой мот, заполненный агар-агаром, одномолярные растворы сульфата меди, цинка и натрия, индикатор фенолфталеин, тестер.

Гальванический элемент – химический источник тока: устройство, вырабатывающее электрическую энергию в результате прямого преобразования химической энергии окислительно-восстановительной реакции.

Электрический ток (направленное движение заряженных частиц) передается по проводникам, которые подразделяют:

- проводники первого рода:- электронные проводники. К ним относятся все металлы и их сплавы, графит, уголь, а также некоторые твердые оксиды. Удельная электропроводимость (ом ^-1 см^-1 ) этих проводников находится в пределах от 10 ² до 10 ⁶ (уголь-200,серебро-6 х10⁵ и алюминий- 3,6 х10⁵).

- проводники второго рода:- ионные проводники. Они характеризуются низкой электропроводностью [ Н ₂О - 4 х10^-8, С ₂Н₅ОН - 3 х10^-6 , 30% р-р Н₂SO₄ - 0,74 , расплав NаCI (750 ^оC ) -3.4] .

Вещества, обладающие электропроводностью ниже 10^-10 ом^-1см^-1 относятся к диэлектрикам ( сера- 2 х10^-16 , SiO ₂ - 5 х10^-17).

При сочетании проводников первого и второго рода образуется электрод. Это, чаще всего металл, опущенный в раствор собственной соли.

При погружении металлической пластинки в воду атомы металла, находящиеся в его поверхностном слое, под действием сильно полярных молекул воды гидратируются. В результате гидратации связь их с остальными атомами ослабляются и некоторое количество атомов, отрываясь от металла, переходит в виде гидратированных ионов в слой жидкости, прилегающий к поверхности металла: металлическая пластинка заряжается при этом отрицательно (см. рис.1а):

Me + mH₂O Meⁿ⁺ х nH₂O + ne ^–

где Me-атом металла; Meⁿ⁺ х mH₂O – гидратированный ион металла; e ^- - электрон, n- заряд катиона металла. Состояние равновесия зависит от активности металла и от концентрации его ионов в растворе. В случае активных металлов, такие как Zn, Fe, Cd, Ni, взаимодействие с полярными молекулами воды оканчивается отрывом от поверхности положительных ионов металла и переходом гидратированных ионов в раствор. Этот процесс является окислительным. По мере увеличения концентрации катионов у поверхности становится вероятным обратный процесс- восстановления ионов металла. На границе раствор - металл создается двойной электрический слой.

При погружении металла не в воду, а в раствор соли этого металла равновесие смещается влево, то есть в сторону перехода ионов из раствора в металл. При этом устанавливается новое равновесие уже