31.Эксперементальное определение водородного показателя

Многие органические вещества могут изменять свой цвет в зависимости от кислотности. Самый известный подобный «индикатор» это чай. Когда вы бросаете в стакан с крепким коричневым чаем ломтик лимона, чай в стакане становится значительно светлее. При снижении pH, то есть при увеличении кислотности благодаря лимонной кислоте чай меняет свою окраску на более светлую.

Другим не менее известным «индикатором» является сок столовой свеклы. Хозяйки давно знают его способность принимать более насыщенный красный цвет в кислой среде. После того как борщ практически готов и имеет оранжевый цвет добавьте в него немного уксуса и прямо на глазах ваше блюдо окрасится в ярко красный цвет.

Сейчас наиболее известными индикаторами в химии являются лакмус, фенолфталеин, метиловый оранжевый (метилоранж) и ряд других.

Эти индикаторы могут иметь два цвета в зависимости от кислотности среды. Цвет для каждого из индикаторов может изменяться в диапазоне 1 – 2 единицы рН.

Следовательно, этот метод определения водородного показателя имеет ряд недостатков.

Во-первых, определять кислотность можно лишь в определенном небольшом диапазоне значений рН. Этот недостаток иногда обходят, приготовляя универсальный индикатор – смесь нескольких из выше перечисленных индикаторов. Но этот индикатор все же не охватывает всю шкалу активности водорода.

Во-вторых использование изменения окраски индикатора для определения активности водородных ионов сильно затруднено, а иногда и невозможно в мутных и цветных средах.

32.Расчет рН в растворе сильного электролита.

Для сильных кислот и щелочей, полностью диссоциированных на ионы,

Н⁺ = zC_к и ОН^ = zC_щ, (2.4)

где С_к и С_щ  моляльные концентрации кислоты и, соответственно, щелочи, z  основность кислоты или кислотность основания.

Пример.

Вычислить рН раствора серной кислоты концентрацией 0,005 моль/кг в воде и в растворе хлорида алюминия концентрацией 0,005 моль/кг.

Решение. 1. Составить уравнение диссоциации серной кислоты:

.

2. Согласно уравнению диссоциации концентрация катионов водорода , концентрация сульфат-ионов.

3. Оценить рН раствора по концентрации катионов водорода:

.

4. Вычислить ионную силу раствора:

5. Вычислить значение коэффициента активности катионов водорода:

6. Вычислить значение активности катионов водорода в растворе серной кислоты:

7. Вычислить значение рН:

.

8. Вычислить ионную силу раствора, содержащего серную кислоту и хлорид алюминия

9. Вычислить коэффициент активности катионов водорода

10. Вычислить рН раствора серной кислоты в присутствии хлорида алюминия

Вывод: увеличение ионной силы раствора приводит к снижению активности катионов водорода и снижению рН.

33.Расчет рН в растворе слабого электролита.

Слабые кислоты и основания в водных растворах диссоциированы не полностью и основная масса вещества существует в растворе в молекулярной форме. Процесс диссоциации слабого электролита протекает ступенчато. Например, для слабой двухосновной кислоты H₂An:

–первая ступень диссоциации;

–вторая ступень диссоциации.

Основной количественной характеристикой силы слабого электролита является константа равновесия процесса диссоциации или константа диссоциации. Каждая ступень диссоциации характеризуется своей константой равновесия. Для слабой двухосновной кислоты H₂An существует две константы диссоциации:

Значения констант диссоциации для 25°С приводятся в справочной литературе или могут быть вычислены через энергию Гиббса реакции диссоциации.

, (2.13)

где вычисляется, в соответствии с законом Гесса, для конкретной ступени диссоциации через энергии Гиббса образования ионов в водном растворе и энергии Гиббса образования молекул слабого электролита в водном растворе. Например, для слабой одноосновной кислоты:

;

.

Обычно константа диссоциации по второй ступени приближенно в 10⁴-10⁵ раз ниже, чем по первой. По третьей ступени константа диссоциации еще во столько же раз ниже. Поэтому при расчетах рН в растворах многоосновных слабых кислот обычно учитывают только первую ступень диссоциации, пренебрегая второй и третьей ступенями.

и (2.15)

, (2.16)

где – первая константа диссоциации слабого электролита,С_к и С_щ  молярные концентрации кислоты и, соответственно, щелочи.

Пример.

Вычислить рН раствора гидроксида аммония концентрацией 0,5 моль/л;

Решение. 1. Записать уравнение диссоциации гидроксида аммония

2. Вычислить концентрацию гидроксид-ионов в растворе аммиака в воде

и величину рН (полагая )