Вода является очень слабым электролитом, степень ее

Определение и вычисление рН: доцент Полещук И.Н., ассистент
Русейкина А.В. методические указания для студентов специальности
ВиВ, дневное отделение - 2 курс, 3 семестр; заочное отделение – 3 курс, 5
семестр, Тюмень: ТюмГАСУ, 2008 год, 25 с.
Рецензент: к.х.н., доцент Краева Наталья Викторовна.
(степень, звание, Фамилия, Имя, Отчество)
Учебно-методический материал утвержден на заседании кафедры:
Протокол № 66 от «27» февраля 2008 г.
Учебно-методический материал утвержден на УМК университета:
Протокол №
от « »
Тираж 50
2008 г.
экземпляров
1.ВВЕДЕНИЕ
Предлагаемые методические указания предназначены для выполнения
практической работы на тему «Определение рН» по курсу «Качественный и
количественный
анализ природных и
сточных
вод» для
студентов
специальности «Водоснабжение и водоотведение».
3
2. ПРАВИЛА РАБОТЫ В ЛАБОРАТОРИИ
Студент должен соблюдать правила работы в химической лаборатории:
1. Все приборы, посуду и реактивы располагать на столе в определенном
порядке.
После
использования
эти
предметы
ставить
вновь
на
предназначенные для них места.
2. Следить за тем, чтобы реактивы не загрязнялись. Пробки от склянок с
реактивами класть на стол верхним концом вниз. Склянки не оставлять
открытыми на продолжительное время. Если отлитый из склянки реактив
полностью не использован, не выливать его обратно в склянку.
3. Все реакции, сопровождающиеся выделением дыма или газа с
неприятным запахом, проводить под тягой.
4. Перед применением реактива прочесть этикетку на склянке, чтобы
убедиться в том, что взят нужный реактив.
5. Не использовать поврежденные колбы, воронки, пипетки.
6. Аликвоты растворов набирать с помощью специальных дозаторов.
7. Проводить анализ следует строго в той последовательности, которая
указана в руководстве.
8. Измерения с помощью рН-метра производить после ознакомления с
основными правилами его эксплуатации.
9. По окончании работы необходимо вымыть посуду, тщательно убрать
рабочее место.
4
3. ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ
3.1. Диссоциация воды. Шкала рН и рОН
Вода является очень слабым электролитом, степень ее диссоциации
равна 2 10 9 . Полярные молекулы воды в очень небольшой степени
диссоциируют на ионы:
Н2О  Н+ + ОН-,
или с учетом гидратации:
2Н2О  Н3О+ + ОННа основании законов химического равновесия запишем выражение
константы диссоциации воды:
Н  ОН  ,


КД

Н 2 О
отсюда
 
К Д  Н 2 О  Н   ОН 

По данным измерения электропроводности при температуре 18
К Д 1,8 10 16 ,
а
молярная
концентрация
чистой
С
0
воды
Н 2О  1000 / 18  55,6 моль / л. Получаем значение Н   ОН   1,8 10 16  55,6  10 14.
Это произведение Н   ОН   К W называется ионным произведением воды.
Если Н    ОН   , то концентрация каждого из ионов воды равна
10 14 =10-7 моль/л. Ионы водорода являются носителем кислотных свойств, а
гидроксид-ионы – щелочных, следовательно, при равенстве их концентраций
реакция среды раствора является нейтральной.
При Н    10 7 моль/л реакция среды будет кислой, а при Н    10 7 щелочной. Таким образом, концентрация ионов водорода является мерой
кислотности или щелочности раствора.
5
Более удобен способ выражения реакции среды в виде водородного – рН
и гидроксидного – рОН показателей – отрицательных десятичных
логарифмов концентрации водородных и гидроксидных ионов:
 ;
рН   lg Н 
pOH   lg [OH ] ; pKW  pH  pOH 14
(1)
В нейтральной среде рН = 7; в кислой – рН < 7; в щелочной – рН > 7.
Значения водородного и гидроксидного показателя легли в основу
шкалы кислотности и основности растворов или шкалы рН и рОН.
Среда
сильно
кислая
слабо
нейтральная
рН
рОН
рН
рОН
0
14
14
0
1
13
13
1
2
12
12
2
3
11
11
3
4
10
10
4
5
9
9
5
6
8
8
6
7
7
Среда
сильно
щелочная
слабо
нейтральная
Шкала рН и рОН имеет большое теоретическое и практическое значение
в аналитической химии, так как с её помощью можно рассчитывать
концентрацию Н+ и ОН- в растворах, их влияние на равновесные состояния
веществ, провести качественные и количественные аналитические реакции.
3.2. Определение рН
При качественном анализе большое значение имеет величина рН
исследуемого раствора. Определение рН проводят двумя методами:
химическим и инструментальным.
6
I. Химический метод основан на способности некоторых веществ
изменять свою окраску при изменении рН. Эти вещества называются
кислотно-основными индикаторами. Индикаторы применяют в виде в
виде
растворов
или
в
виде
индикаторных
реактивных
бумаг,
представляющих собой кусочки фильтровальной бумаги, пропитанные
раствором индикатора и высушенные.
1. Колориметрический метод.
Для определения рН раствора, в него добавляют кислотно-основной
индикатор и сравнивают окраску исследуемого раствора с окраской,
полученной от прибавления того же индикатора к буферным растворам –
эталонам с известным значением рН. Концентрация Н+ исследуемого
раствора соответствует значению рН одинаково окрашенного эталона.
Недостаток метода: непригоден для определения рН мутных и
окрашенных растворов.
2. Использование нескольких кислотно-основных индикаторов,
меняющих свою окраску при различных значениях рН.
По ионной теории индикаторы – это органические красители, молекулы
которых содержат кислотные или основные функциональные группы.
Изменение рН приводит к потере или приобретению протона молекулой
кислотно – основного индикатора и к резкому изменению его цвета, т.к.
процесс перехода протона сопровождается существенными структурными
изменениями индикатора.
HInd
H+ + Ind- ,
где HInd – молекулярная форма индикатора (кислая);
Ind - - основная форма индикатора (анион).
Окраска двух форм различна. Повышение концентрации ионов водорода
(или уменьшение рН) смещает равновесие в сторону обратной реакции и
приводит к образованию HInd, и раствор приобретает окраску кислой формы.
7
Наоборот, увеличение рН сдвигает равновесие диссоциации в сторону
образования Ind-, что приводит также к изменению окраски раствора.
Например:
Метиловый
оранжевый
(гелиантин,
диметиламиноазобензолсульфокислоты)
натриевая
–двухцветный
соль
n-
индикатор,
имеющий окрашенную как кислую, так и основную форму.
HInd
H+ + Ind-
красная
желтая
форма
форма
Смешение красного и желтого цветов (молекулярной [HInd] и ионной
[Ind-] форм индикатора метилового оранжевого) приводит к появлению
промежуточной - оранжевой окраски, наблюдаемой при рН ≈ 4.
Прибавление в раствор кислоты ведет к увеличению [Н+] и [HInd] и
уменьшению [Ind-], т.е. к усилению окраски, свойственной молекулярной
форме индикатора. Прибавление индикатора в раствор щелочи вызывает
обратное действие – усиление окраски, свойственной ионной форме
индикатора.
Таким образом, переход одной окраски, присущей молекулярной форме
кислотно-основного индикатора, в другую, свойственную его ионной форме,
происходит под влиянием Н+ и ОН— -ионов, т.е. зависит от рН раствора.
Некоторые кислотно-основные индикаторы представлены в таблице 1,
где указаны окраски кислых и основных форм каждого индикатора и
значения рН, при которых доминирует в растворе та или иная окрашенная
форма.
Интервал значений рН, внутри которого заметно изменение окраски
индикатора называется интервалом рН перехода окраски.
8
Таблица 1.
индикатор
окраска
Кислая форма
Метиловый
оранжевый
Метиловый
красный
Нейтральный
красный
Фенолфталеин
Тимолфталеин
Основная
форма
Интервал рН перехода
окраски
Кислая
щелочная
форма
форма
доминирует
доминирует при
при рН
рН
красная
желтая
3,1
4,4
красная
желтая
4,2
6,2
красная
янтарна
я
розовая
голубая
6,7
8,0
8,0
9,3
9,6
10,6
бесцветная
бесцветная
Для определения рН среды к отдельным пробам исследуемого раствора
последовательно прибавляют по 1-2 капли каждого из индикаторов.
Недостаток метода: небольшая точность, полученное значение рН –
приближённое.
3. Универсальный индикатор (универсальная индикаторная бумага).
Из индикаторных бумаг наибольшее применение получили: 1) лакмусовая –
красная в кислой и синяя в щелочной среде; 2) фенолфталеиновая – красная
в щелочной среде; 3) универсальная, цвет которой меняется при нескольких
значениях рН.
Индикаторные бумаги выпускают в виде книжек. Универсальные
бумаги на обложке имеют сравнительную цветную шкалу значений рН. При
определении цвет индикаторной бумаги сравнивают со шкалой и по шкале
судят (приближённо) о величине рН.
II. Инструментальный метод - измерение рН при помощи прибора –
рН-метра.
Измерительная ячейка состоит из измерительного (индикаторного)
электрода, потенциал которого зависит от концентрации ионов водорода в
растворе и электрода сравнения, который не чувствителен к определяемому
9
веществу. Наиболее широко известны ионселективные стеклянные электроды
для измерения рН.
Комбинированный стеклянный хлорсеребряный электрод, общий вид
которого приведен на рис. 1, очень хрупкий и требует крайне осторожного
обращения: не разрешается прикасаться руками к нижнему шарику (1)
электрода, являющемуся его активной частью; при промывании электрода
остатки жидкости снимаются с него легким прикосновением фильтровальной
бумагой; держать электрод можно лишь за верхнюю пластмассовую часть (6).
Рис.1 Стеклянный хлорсеребряный электрод
1 – стеклянная рН-чувствительная мембрана;
2 – 0,1 М раствор HCl, насыщенный AgCl;
3 – серебряная проволочка;
4 – стеклянная трубка;
5 – изоляция;
6 – токоотвод.
3.3. Вычисление рН и рОН в растворах кислот и
оснований.
Расчет рН раствора — одна из наиболее частых расчетных операций,
проводимых химиком-аналитиком. Проводят его для определения условий
проведения анализа, выбора индикаторов, построения кривых титрования,
условий осаждения осадков и т. д. Методы расчета рН среды в водных
растворах различаются в зависимости от силы кислот и оснований.
1. В растворах с и л ь н ы х к и с л о т происходит полная ионизация
кислоты и количества образовавшихся Н3О+ -ионов (или упрощенно водород10
ионов Н+) практически равно количеству растворенных молекул кислоты.
Следовательно, концентрация водород-ионов в таких растворах равна
концентрации кислоты СА (в единицах молярности):
[Н+] = СА;
2.
В
pH= -lgCA.
растворах
сильных
(2)
оснований
концентрация
гидроксид-ионов вследствие полной диссоциации основания в воде
равна концентрации основания С в и находится из уравнений:
[OH-] = CВ ;
рН=14 - рОН.
pOH = - lg CB;
(3)
3. В растворах с л а б ы х к и с л о т необходимо учитывать, что не
,
все молекулы кислоты распадаются на ионы.
кислот
концентрация
водородных
Для
ионов
однопротонных
равна
концентрации
образующегося аниона кислоты, а остаток неионизированных молекул
НА равен общей концентрации кислоты за вычетом концентрации
водород-ионов:
HA  H   A  ;
[HA] = CA – [H+].
[H+] = [A-];
Из уравнения константы диссоциации после подстановок получаем:
KA 
[ H  ] [ A  ]
[ H  ]2

;
[ HA]
C A  [H  ]
[H  ] 
[H+]2 + KA[H+] - KACA = 0
 K A  K A2  4 K A C A
2
Если кислота слабо ионизирована (а < 0,03), то знаменатель
уравнения можно принять равным С А и тогда находим:
4.
KA 
[ H  ]2
;
CA
В
растворах
откуда [ H  ]  K A C A ;
слабых
pH 
оснований,
1
1
pK A  lg C A
2
2
применив
(4)
аналогичные
рассуждения, получаем:
11
KB =
[OH  ]2
;
CB
[OH  ]  K B  C B ;
pH 14 
pOH 
1
1
pK B  lg C B ;
2
2
1
1
pK B  lg C B
2
2
(5)
П о л и п р о т о н н ы е к и с л о т ы ионизируют в несколько ступеней.
Обычно процесс ионизации по первой ступени проходит на несколько
порядков (примерно в 1000 раз) интенсивнее, чем по второй и
последующим ступеням. В связи с этим при расчёте рН в растворах
полипротонных кислот поэтому пренебрегают (ввиду малого влияния на
рН) концентрацией Н + -ионов, образующихся при ионизации по второй и
последующим
ступеням,
принимая
полипротонную
кислоту
за
однопротонную. Расчет рН в растворах таких кислот производят по
формулам, учитывающим первую константу кислотности :
[ H  ]  K 1A  C A ;
pH 
1
1
pK 1A  lg C A .
2
2
(6)
3.4. Равновесие в буферных растворах.
К буферным относят растворы веществ, способные сохранять
постоянное значение рН при добавлении к ним небольших количеств
сильных кислот или оснований, а также при разбавлении. Буферный
раствор содержит либо слабую кислоту и ее соль (кислотные буферные
системы), либо слабое основание и его соль (основные буферные
системы).
В
кислотных
буферных
системах
устанавливается равновесие между слабой кислотой и ее анионом. При
добавлении небольших количеств сильной кислоты протоны Н +
связываются с анионом А -, образуя слабую кислоту НА, рН раствора при
этом изменяется незначительно. Если добавить сильное основание В,
12
то оно отбирает протоны Н + у слабой кислоты НА, при этом образуется
анион слабой кислоты А -, что также приводит к малому изменению рН.
Например, в ацетатном буферном растворе, содержащем уксусную
кислоту и ацетат натрия, постоянство рН обеспечивается сдвигами
равновесий:
CH3COOH + KOH  H2O + CH3COOK
CH3COO- + HCl  CH3COOH + Cl Аналогичные явления происходят и в
системах.
Например,
аммиачный
оcновных
буферный
буферн ы х
раствор
сохраняет
постоянство рН бла годаря с двигам р ав новесий :
NH4OH + HCl  H2O + NH4Cl
NH4+ + KOH  NH4OH + K+
Буферные системы характеризуют двумя параметрами: значением
создаваемого рН и буферной емкостью. Значение рН в буферных системах
определяется величиной констант ионизации слабой кислоты или слабого
основания соответственно, а также в кислотных системах соотношением
концентраций слабой кислоты СА
И
ее соли СС; в основных системах —
соотношением концентрации слабого основания СВ и его соли СС.
Формулы для расчёта рН в буферных растворах:
1. Кислотные буферные системы:
pH  pK A  lg
CC
CA
(7)
2. Основные буферные системы:
13
pH  pKW  pK B  lg
CC
CB
(8)
Буферная емкость – это количественная характеристика способности
буферного раствора поддерживать определённое значение рН. Она показывает
какое число молей сильной кислоты или сильного основания можно добавить к 1
дм3 буферного раствора, чтобы рН буфера изменился на 1.
Буферные растворы широко применяют в качественном и количественном
анализе для создания и поддержания определенного значения рН среды при
проведении реакций. Так, Ва2+ отделяют от Са2+ и Sr2+ осаждением дихроматионами Сг2О72- в присутствии ацетатного буферного раствора. Цветные
качественные реакции с органическими реагентами выполняют при строго
определенных значениях рН, создаваемых с помощью буферных растворов. В
химическом анализе широкое применение нашел ряд буферных растворов
— ацетатный (СН 3 ССОН + CH3COONa), формиатный (НСООН +
HCOONa), фосфатный (Na2HPO4 + NaH2PO4), аммиачный (NH4ОН + NH4CI)
и др.
14
4. ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ
Опыт 1. Приближенное определение рН в водных растворах при
помощи индикаторов
а) Окраска некоторых индикаторов в различных средах
Кислотно-основные
раствора
в
индикаторы
определенном,
меняют
окраску
характерном
для
них
и н т е р в а л е з н а ч е н и й рН, к о т о р ы й н а з ы в а е т с я о б л а с т ь ю
п е р е х о д а и н д и к а т о р а . Так, в присутствии фенолфталеина
раствор бесцветен при рН  8, а при рН  10 имеет интенсивно
красную окраску. Область перехода фенолфталеина лежит в интервале
рН, равном 8—10, т.е. в щелочной среде. Независимо от того, в
кислой или щелочной среде находится область перехода, ф о р м а
индикатора,
в
которой
он
существует
в
растворах,
и м е ю щ и х рН м е н ь ш е н и ж н е г о п р е д е ла о б л а с т и п е р е х о д а ,
называется
которой
выше
его
кислотной
существует
верхнего
называется
его
формой,
индикатор
предела
а та
при
значениях
области
щелочной ф о р м о й .
форма,
При
в
рН
перехода,
значениях
рН,
лежащих внутри области перехода, окраска раствора получается
смешанная, приближаясь по оттенку либо к кислотной, либо к
щелочной форме в зависимости от рН среды.
Выполнение работы. В четыре пронумерованные пробирки
внести по 10 капель 0,1 н. раствора соляной кислоты (НСl); в другие
четыре пробирки с теми же номерами — такой же объем 0,1 н.
раствора гидроксида натрия (NaOH). Разместить пробирки в штативе
таким образом, чтобы за пробиркой с кислотой следовала пробирка с
тем же номером, содержащая щелочь. После этого в об е пробирки
№ I (с кислотой и cо щелочью) добавить по одной капле индикатора
15
метилового оранжевого, в пару пробирок № 2 — по одной капле
метилового красного, в пробирки № 3 прибавить по 5 капель
лакмуса (при меньшем количестве лакмуса его окраска заметна менее
четко), в последние две пробирки — по одной капле фенолфталеина.
Запись данных опыта. Свои наблюдения по окраске кислотной и
щелочной форм индикаторов записать по прилагаемой ниже форме, где уже
проставлены интервалы рН областей перехода каждого индикатора и
окраска его в этой области
Название
рН
области
Кислая форма
Окраска индикатора
Обл. перехода
Щелочная
форма
индикатора
перехода
Метиловый
3,1 – 4,4
Оранжевая
4,4 – 6,2
Оранжевая
5,0 – 8,0
Фиолетовая
оранжевый
Метиловый
красный
Лакмус
фенолфталеин 8,0 – 10,0
Розовая
Область перехода какого из исследованных индикаторов находится
ближе всего к нейтральной среде? Какие индикаторы имеют область
перехода в кислой среде? В щелочной?
Вычислить рН в 0,1 н. растворе соляной кислоты и сказать, можно ли
в
этом
растворе наблюдать окраску кислотной формы индикатора
тимолового синего, первую область перехода которого посмотреть в табл. 1
Приложения. Вычислить рН в 0,1 н. растворе гидроксида натрия и
указать, щелочную форму какого индикатора из приведенных в табл. 1
Приложения нельзя наблюдать в этом растворе.
16
б) Определение рН раствора с применением набора индикаторов.
Определение рН раствора при помощи набора индикаторов основано на
изменении окраски испытуемого раствора при добавлении к нему разных
индикаторов. Каждый индикатор добавляется к отдельной порции раствора,
и на основании окраски раствора делается оценка рН среды с точностью
определения ±0,5 рН.
Выполнение
работы.
Получить
у
преподавателя
3—4
мл
исследуемого раствора. В чистую пробирку до 1/3 ее объема налить раствор
нейтрального лакмуса, внести в него 3—4 капли исследуемого раствора и
размешать палочкой, наблюдая за окраской. Если при этом раствор
покраснеет, то реакция исследуемого раствора кислая, рН  5.
Посинение лакмуса покажет, что раствор имеет щелочную реакцию, рН
 8. Если окраска не меняется, раствор считают нейтральным, рН = 7.
Если на лакмус реакция раствора окажется кислая, уточнить рН,
пользуясь табл. 1 Приложения, следующим образом. Взять в другую
пробирку 5 капель исследуемого раствора и прибавить к нему одну
каплю метилового красного. Появление желтой окраски определит рН,
равное 6,2 (это может быть в том случае, когда лакмус очень слабо
розовел);
при
оранжевой
окраске
раствора
рН
можно
считать
приблизительно равным 5 (в области перехода индикатора); красная
окраска раствора покажет, что рН  4,4. В этом случае следует
продолжить уточнение рН. Взять снова в чистую пробирку 5 капель
исследуемого раствора и добавить одну каплю метилового оранжевого.
Какая окраска должна наблюдаться с этим индикатором, если рН
исследуемого раствора равно 4,4? Если окраска окажется розовой,
следовательно рН < 3,1. Продолжить уточнение рН с тимоловым синим
(первая область перехода).
17
В том случае, если реакция раствора на лакмус оказалась щелочная,
уточнить рН, аналогично описаному выше с помощью индикаторов, область
перехода которых лежит в щелочной среде, начиная с фенолфталеина или
тимолового синего (вторая область перехода последнего).
Проверить
у
преподавателя
правильность
определения
рН
в
исследованном растворе.
в) Определение рН раствора при помощи универсального индикатора.
Для
приближенного
определения
рН
удобно
пользоваться
так
называемыми универсальными - индикаторами, представляющими собой
смеси нескольких индикаторов, изменяющими окраску раствора в широком
интервале рН. Бумага, пропитанная универсальным индикатором и
высушенная, называется универсальной индикаторной бумагой. К пачке
такой бумаги прилагается цветная шкала, показывающая, какие окраски
принимает
индикаторная
бумага
при
различных
величинах
рН
нанесенного на нее раствора. Универсальные индикаторы применяются и
в виде растворов. В этом случае предварительно готовится серия
эталонов в герметически закрытых сосудах с указанием на каждом из
них рН, соответствующего цвету эталона-раствора.
Выполнение работы. Получить у преподавателя раствор, рН которого
требуется определить. При помощи пипетки перенести 2—3 капли этого
раствора на индикаторную бумагу. Сравнить окраску еще сырого пятна,
полученного на бумаге, с цветной шкалой и выбрать на ней оттенок,
наиболее близкий к цвету полученного пятна. На цветной шкале
приводятся окраски, соответствующие целым значениям рН, поэтому, в
случае
необходимости,
можно
по
промежуточной
окраске
пятна
ориентировочно оценивать десятые доли рН. Сделать вывод о рН
исследуемого
раствора
и
указать
реакцию
среды.
Проверить
правильность своего вывода у преподавателя.
18
Опыт 2. Буферные растворы
а) Приготовление буферных растворов
Выполнение работы. Приготовить ацетатный буферный раствор
(СНзСООН + CH3COONa), для чего поместить в небольшой стаканчик по 5
мл 0,1 М растворов уксусной кислоты и ацетата натрия и перемешать их
стеклянной палочкой.
Во втором стаканчике приготовить таким же образом аммонийную
буферную смесь (NH4ОН + NH4C1) из 0,1 М растворов аммиака и хлорида
аммония.
Определить рН приготовленных растворов с помощью универсального
индикатора (см. опыт 1в). Полученные растворы сохранить для опытов 2б,
2в.
Запись данных опыта. Записать способ приготовления буферных
смесей и экспериментально установленные в них значения рН.
Вычислить рН ацетатной смеси по уравнению (7) и сравнить его с
экспериментально определенной величиной. Значение КА (КД СНзСООН)
см. в табл. 2 Приложения.
Вычислить рН аммонийной смеси по уравнению (8) и сравнить с
найденным значением по универсальному индикатору. Значение КВ (КД
NH4OH) КW и см. в табл. 2 Приложения.
б) Исследование буферных свойств ацетатного и аммиачного буферных
растворов
Выполнение
работы.
При
помощи
универсального
индикатора
определить рН дистиллированной воды. Поместить в 2 пробирки по 10
капель дистиллированной воды, в одну пробирку прибавить одну каплю
0,1 н. раствора НС1, в другую — одну каплю 0,1 н. раствора NaOH.
Перемешать растворы чистыми палочками и вновь определить в обеих
пробирках рН растворов.
19
В две другие пробирки поместить по 10 капель ацетатной буферной
смеси, приготовленной в опыте 2а, водородный показатель которой был
Вами уже определен (или определить снова). Прибавить в одну пробирку
каплю 0,1 н. раствора НС1, в другую— одну каплю 0,1 н. раствора NaOH,
перемешать растворы стеклянными палочками и вновь определить в них
рН.
Аналогичный опыт проделайте с аммиачным буферным раствором.
Запись данных опыта. Записать полученные данные в следующем виде:
Исходный раствор
Измеренные значения рН
В исходном После добаврастворе
ления НСl
После добавления NaOH
Дистиллированная вода
Ацетатный буферный
раствор
Аммиачный буферный
раствор
Как
повлияло
на
величину
рН
добавление
НС1
и
NaOH
к
дистиллированной воде? К буферным растворам?
в) Влияние разбавления на рН буферных растворов
Выполнение работы. В мерную колбу емкостью 100 мл внести 1 мл
ацетатной буферной смеси, приготовленной в опыте 2а с известным уже рН
(или измерить рН снова), и разбавить ее водой приблизительно в 50 раз. Для
этого добавить дистиллированную воду на глаз до половины колбы,
перемешать раствор встряхиванием и определить в нем рН с помощью
универсального индикатора. После этого добавить дистиллированную воду
до метки, т. в. разбавить буферный раствор в 100 раз, закрыть колбу пробкой,
20
перемешать раствор и вновь определить рН. Наблюдается ли изменение рН
буферного раствора при разбавлении в 50 и 100 раз? Проделать аналогичный
опыт с аммонийным буферным раствором.
Опыт 3. Определение рН на рН-метре.
Выполнение работы. Получить у преподавателя растворы и провести
измерение рН в них. Измерение рН в каждом растворе провести в такой
последовательности:
1. При
измерениях
величины
рН
(Eh)
отсчет
показаний
производить после их установления, время которого зависит от буферной
емкости раствора.
Обычное время установления показаний не превышает 3 мин. Однако,
в некоторых растворах слабой концентрации, а также при измерении рН
сильнокислых и сильнощелочных растворов при температурах, близких к
0 0С, время установления показаний может достигать 10 мин.
2. Электроды промывают дистиллированной водой перед погружением в
буферный или исследуемый растворы; остатки воды с электрода осторожно
удаляют сухой фильтровальной бумагой.
3. По окончании работы с прибором электроды для измерения рН должны
оставаться погружёнными в воду или в 0,1 н раствор соляной кислоты.
Проверить у преподавателя правильность полученных значений рН в
исследованных растворах.
21
5. ПРИЛОЖЕНИЕ
Таблица 1.
Области перехода некоторых индикаторов.
Название индикатора
рН области перехода
Изменение окраски
Тимоловый синий
1,2 – 2,8
Красная – жёлтая
Метиловый оранжевый
3,1 – 4,4
Розовая – жёлтая
Метиловый красный
4,4 – 6,2
Красная – жёлтая
Лакмус
5,0 – 8,0
Красная – синяя
Тимоловый синий
8,0 – 9,6
Жёлтая – синяя
Фенолфталеин
8,0 – 10,0
Бесцветная – малиновая
Ализарин жёлтый
10,0 – 12,0
Жёлтая – оранжевая
Индигокармин
12,0 – 14,0
Голубая – жёлтая
Примечание. Индикатор тимоловый синий имеет две области перехода.
При рН  1,2 окраска его красная; при повышении рН до 2,8 она переходит в
жёлтую и остаётся жёлтой до рН=8. При дальнейшем увеличении рН окраска
раствора переходит в синюю и остаётся синей при рН  9,6.
Таблица 2.
Константы диссоциации воды и некоторых слабых кислот и оснований в
водных растворах при 18 0С.
Название электролита
Вода
Муравьиная кислота
Уксусная кислота
Фосфорная кислота
Формула
Константа диссоциации, КД
Н2О
1,8 10-16
НСООН
1,77 10-14
СНзСООН
1,75 10-5
Н3РО4
К1 = 7,11 10-3
К2 = 6,21 10-8
К3 = 5,03 10-13
Гидроксид аммония
NH4OH
1,76 10-5
22
6. КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ И ЗАДАНИЯ
1. Какие существуют методы определения рН в растворе?
2. Что называется кислотно-основными индикаторами? Принцип их
действия.
3. Что такое область перехода окраски индикатора? Привести примеры.
4. Что называется буферным раствором? Привести примеры.
5. Чем определяется буферное действие таких растворов?
6. Рассчитайте рН 1,0 10-6 М водного раствора уксусной кислоты.
7. Что характеризует буферная ёмкость раствора?
8. Написать уравнения реакций взаимодействия ацетатного буфера с
соляной кислотой и гидроксидом натрия.
9. Вычислить и сравнить рН растворов 0,1 М соляной кислоты и 0,1 М
уксусной кислоты.
10. Какова среда раствора, если: 1) рOH = 10; 2) [OН ] = 10-6 г-ион/ дм3 ?
23
7. ЛИТЕРАТУРА
1.
Крешков
А.П.,
Ярославцев
А.А.
Курс
аналитической
химии.
Количественный анализ. – Под ред. А.П. Крешкова, - 5-е изд., испр.-М.:
Химия, 1982. – 413 c.
2. Ольшанова К.М., Пискарева С.К., Барашков К.М. Аналитическая химия.
М.: Химия, 1980. – 198 c.
3. Посыпайко В. И., Васина Н.А. Аналитическая химия и технический
анализ. Учеб. пособие для вузов. – М.: Высш. школа, 1979. – 243 c.
4. Васильев В.П. Аналитическая химия. Лабораторный практикум: Пособие
для вузов / В.П. Васильев, Р.П. Морозова, Л.А. Кочергина; Под ред. В.П.
Васильева. – 2-е изд., перераб. и доп. – М.: Дрофа, 2004. -345 c.
5. Основы аналитической химии. В 2 кн. Кн.1. Общие вопросы. Методы
разделения. Под ред. Ю.А. Золотова. – М.: Высш. шк.; 2000. – 351с.
6. Пономарев В.Д. Аналитическая химия. – М.: Высш. шк., 1982. – 288с.
7. Основы аналитической химии. Задачи и вопросы: Учеб. Пособие для
вузов/ В.И. Фадеева, Ю.А. Барбалат, А.В. Гармаш и др.; Под ред. Ю.А.
Золотова. – М.: Высш. школа. 2002. – 412 с.
24
7. СОДЕРЖАНИЕ
1. Введение
3
2. Правила работы в лаборатории
4
3. Теоретическая часть
5
3.1. Диссоциация воды. Шкала рН и рОН
5
3.2. Определение рН
6
3.3. Вычисление рН и рОН в растворах кислот и оснований
10
3.4. Равновесие в буферных растворах
12
4. Экспериментальная часть
15
5. Приложение
22
6. Контрольные вопросы и задания
23
7. Литература
24
25