Теоретична частина. Експериментальна частина

ЛАБОРАТОРНА РОБОТА № 7

Експериментальна частина

Визначення величини рН розчинів електролітів

За величиною рН можна не тільки визначити реакцію середовища розчину електроліту, а й порівняти силу відповідних кислот і основ.

а) В одну пробірку налийте 5-6 крапель 0,1 н. розчину СН₃СООН, а в другу 5-6 крапель 0,1 н. НС1 і додайте до них 1-2 краплі універсального індикатора або на полоску універсального індикаторного паперу нанесіть скляною паличкою декілька крапель розчину СН₃СООН і НС1. Визначте рН досліджуваних розчинів. Зробіть висновок відносно сили ацетатної кислоти. Порівняйте значення рН за універсальним індикаторним папером з розрахунковими значеннями рН 0,1 н. СН₃СООН і 0,1 н. HCl. За відомим значенням рН і концентрацією розчину СН₃СООН визначте ступінь дисоціації цієї кислоти.

б) Способом, аналогічним п.а визначте рН 0,1 н розчину NH₄OH та 0,1 н. NaOH.

Порівняйте ці значення з розрахунковими. Зробіть висновок про силу амоній гідроксиду. Знаючи рН розчину NH₄ОН і вихідну концентрацію, розрахуйте ступінь дисоціації цього розчину.

Таблиця 14

Колір універсального індикатора в залежності від рН

рН	Колір	рН	Колір
1-3	червоний		зелено-блакитний
4-5	оранжевий	9-10	блакитний
	жовтий	11-13	фіолетовий
	зелений

Контрольні завдання

Для наведених нижче речовин (таблиця 15):

1) скласти рівняння дисоціації;

2) розрахувати ступінь дисоціації, рH розчину

3) для кислот розрахувати концентрацію іонів Н⁺, для основ – йонів ОН ^-.

Таблиця 15

№	Речовина	КД	CM, моль/л
	HF	7,2.10^–4	0,1
	HF	7,2.10^–4	0,001
	HNO2	4.10^–4	0,001
	HNO2	4.10^–4	0,01
	HCN	7,2.10^–10	0,01
	HCN	7,2.10^–10	0,001
	H3BO3	5,8.10^–10	0,01
	H3BO3	5,8.10^–10	0,1
	H2S	1,1.10^–7	0,001
	H2CO3	4,4.10^–7	0,001
	H2CO3	4,4.10^–7	0,01
	H3PO4	7,1.10^–3	0,01
	H3PO4	7,1.10^–3	0,1
	CH3COOH	1,8.10^–5	0,1
	CH3COOH	1,8.10^–5	0,001
	NH4OH	1,7.10^–5	0,01
	NH4OH	1,7.10^–5	0,1
	H2Se	6.10^–^8	0,1
	H2SO3	1,6.10^–^2	0,01
	H2S	1,1.10^–7	0,01

ГІДРОЛІЗ СОЛЕЙ

Гідроліз солі – це обмінна реакція йонів солі з молекулами води, в результаті чого утворюється слабкий електроліт і змінюється рН середовища.

Гідролізуються лише ті солі, до складу яких входить залишок слабкого електроліту, наприклад NH₄Cl:

L ,

L .

В результаті гідролізу цієї солі утворюється слабка основа NH₄ОН і сильна кислота НС1, рН цього розчину буде кислим (рН < 7).

Солі, до складу яких входять багатозарядні залишки слабких електролітів, гідролізуються ступінчасто, наприклад К₂СО₃:

І ступінь: L

L ; рН > 7.

Як правило, самовільно гідроліз відбувається тільки за І ступенем. Щоб змістити йонну рівновагу і підсилити гідроліз цієї солі, необхідно додати сильну кислоту, щоб нейтралізувати лужну реакцію розчину.

ІІ ступінь:

Продуктами повного гідролізу цієї солі буде слабка карбонатна кислота (СО₂ + Н₂О) і сильна основа КОН.

Якщо сіль утворена слабкою кислотою і слабкою основою, то гідроліз такої солі одночасно відбувається за катіоном і за аніоном, наприклад СН₃COONH₄:

L ,

L ,

L .

Реакція такої солі майже нейтральна.

Кількісно гідроліз солей характеризується величиною ступеня та константи гідролізу. Ступенем гідролізу (h) солі називається відношення молярної концентрації гідролізованої солі до загальної молярної концентрації солі в розчині:

Константа гідролізу солі тісно зв’язана з константою дисоціації слабкого електроліту, що утворюється в результаті гідролізу:

Ступінь та константа гідролізу солі зв’язані залежністю відповідно закону Оствальда:

Дата добавления: 2015-05-24