П Рис. 5. Установка для определения электропроводности растворов: 1 - амперметр; 2 - стакан с электролитом; 3 - графитовые электроды; 4 - пробка; 5 - реостат. Рактические работы
Сравнительная электропроводность сильных и слабых электролитов.
В стаканы налить растворы, указанные в таблице 10.1. Включив установку в электрическую сеть, снять показания микроамперметра последовательно для изучаемых растворов и занести их в таблицу 10.1. Пользуясь табличными данными записать значения степени диссоциации растворов и дать их характеристику (сильные, слабые, очень слабые электролиты).
Таблица 10.1.
Электролит |
Схема диссоциации |
Показания микроамперметра (μА) |
Степень диссоциации (α) |
Характеристика электролита |
Н2О(дист) Н2О(водопрвод) СН3СООН NH4OH CH3COONH4 Na2SO4 |
|
|
|
|
10.2 Электролитическая диссоциация и рН раствора
Реакция
среды (нейтральная, кислотная или
щелочная) любого водного раствора
электролита определяется соотношением
концентраций ионов водорода (
)
и гидроксила (
).
Вода относится к очень слабым электролитам
– на ионы распадается приблизительно
одна из 556·106
молекул по уравнению:
Н2О Н++ОН– (10.11)
Ион водорода (протон) в воде изолированно существовать не может и присоединяет молекулу воды, образуя ион гидроксония (Н3О+). Для упрощения записи в уравнениях химических реакций указывают ион водорода (Н+). При температуре 25°С в любом водном растворе электролита выполняется постоянство произведения концентраций протонов водорода и гидроксил-иона:
[Н+]·[ОН–]=10–14 (10.12)
называемого ионным произведением воды (КН2О или Кw)
В случае равновесия = =10–7 моль/л. Отметим, что концентрация «воды в воде» – СМ=55,55 моль/л.
При растворении в воде любой кислоты, вследствие повышения в растворе концентрации ионов водорода, среда становится кислотной, т.е. СН+>СОН– (СН+>10–7 моль/л). При растворении в воде основания повышается концентрация ионов гидроксила и среда становится щелочной, т.е. СОН–>СН+ (СН+<10–7 моль/л).
Количественно характер среды определяют величиной СН+, или водородным показателем (рН) раствора. Через рН обозначен десятичный логарифм от концентрации ионов водорода, взятый с обратным знаком:
рН=–lgCH+; (10.13)
Величина рН может принимать значения в интервале от –1 до 14. В нейтральной среде рН=7 (химически чистая вода имеет рН равное 7); в кислотной –рН<7; в щелочной среде рН>7
Обычно рН в растворах определяют с помощью электронных приборов – иономеров – рН-метров или бумажных (хромотографических) индикаторов, которые фиксируют изменение цвета индикатора в зависимости от кислотности или щелочности раствора.
Индикаторы – слабые органические кислоты или основания. Недиссоциированные молекулы индикаторов отличаются по окраске от их ионов. Например, недиссоциированная молекула индикатора кислотного типа HInd- лакмуса имеет красный цвет, а ее анион Ind– – синий: HInd Н++ Ind–. Окраска индикатора определяется смещением этого равновесия. Так, в кислом растворе равновесие диссоциации индикатора сдвигается в сторону недиссоциированных молекул. Для количественного определения рН изучаемых растворов используются так называемые стандартные или эталонные растворы, представляющие собой смеси растворов.
Так, в кислом растворе равновесие диссоциации индикатора сдвигается в сторону недиссоциированных молекул, и происходит изменение окраски раствора. Для определения рН изучаемых растворов используются стандартные, или эталонные растворы представляющие смеси растворов слабых кислот с их солями. Такие растворы сохраняют постоянство значений рН как при разбавлении, так и от добавки небольших количеств сильных кислот и щелочей и носят название буферных. К буферным эталонным растворам добавляют тот же самый индикатор и в том же количестве, что и к испытуемому раствору. Сравнивая окраску испытуемого и эталонных растворов определяют значение рН.