Главная страница
Навигация по странице:

  • Краткая теория к работе

  • Экспериментальная часть

  • Выполнение работы

  • Лаб № 9 Определение pH растворов. Отчет по лабораторной работе Определение pH растворов


    Скачать 23.83 Kb.
    НазваниеОтчет по лабораторной работе Определение pH растворов
    АнкорЛаб № 9 Определение pH растворов.docx
    Дата22.04.2017
    Размер23.83 Kb.
    Формат файлаdocx
    Имя файлаЛаб № 9 Определение pH растворов.docx
    ТипОтчет
    #1357

    Министерство образования и науки Российской Федерации

    Владимирский государственный университет

    Кафедра химии

    Отчет по лабораторной работе

    «Определение pH растворов»


    Работу выполнил:

    Студент группы С-211

    Антропов А.С.

    Работу принял: Федоров Н.В.

    Владимир 2011г.

    Краткая теория к работе:

    Как известно, вода является слабым электролитом, диссоциирующим по уравнению: H2O H++OH-

    Для воды, а также для водных растворов любых электролитов произведение активных равновесных концентраций водородных и гидроксильных ионов - величина постоянная при данной температуре. Она называется ионным произведением воды и при 22°С составляет Kw=1,010-14. Следовательно, для чистой воды можно записать:

    [H+]=[OH-]=1,010-7 моль/л.

    Прибавление к воде кислоты или щелочи смещает ионное равновесие воды. Концентрации ионов Н+ или OH- изменяются. Однако произведение концентраций [Н+][ОH-] остается постоянным и равным ионному произведению воды. Это дает возможность, зная концентрацию одного иона, вычислить концентрацию другого:



    Более удобно характеризовать кислотность и щелочность среды величинами, являющимися десятичными логарифмами концентраций ионов Н+ и ОН-, взятыми с обратными знаками. Эти величины называются водородным (рН) и гидроксильным (рОН) показателями.

    pH=-lg[H+]; pOH=-lg[OH-]

    В нейтральной среде: [Н+] = 110-7 моль/л; рН = 7.

    В кислой среде: [Н+] > 110-7 моль/л; рН < 7.

    В щелочной среде: [Н+] < 110-7 моль/л; рН>7.

    Для определения кислотности или щёлочности среды используют индикаторы - вещества, которые меняют свою окраску в зависимости от рН среды. Это изменение происходит в определенном интервале рН, например, у метилового оранжевого (или кратко - метилоранжа) окраска от желтой до красной изменяется в интервале рН 4,4 - 3,1. При помощи индикаторов возможно определение рН раствора. Например, если в испытуемом растворе индикатор метилоранж желтеет, а лакмус краснеет, то рН раствора лежит между 4,4 - 5,0.

    Для характеристики поведения слабых электролитов в растворах используют понятие константы диссоциации слабого электролита, которая, по своему смыслу, является константой равновесия процесса распада молекул этого электролита на ионы. Для слабых кислот она носит название константы кислотности (Кa а для слабых оснований - константы основности (Кb).

    Например, для процесса диссоциации уксусной кислоты СН3СООН CH3COO + H+ выражение константы кислотности примет вид:



    Поскольку все слабые электролиты диссоциируют частично и обратимо, существует ещё одна характеристика глубины протекания этого процесса, она носит название степени диссоциации () и показывает отношение числа молекул, подвергшихся распаду на ионы Ni, к общему количеству молекул Nобщ, введённых в раствор:



    Степень диссоциации и константа диссоциации слабого электролита связаны между собой уравнением разведения Оствальда:



    где с - молярная концентрация слабого электролита.

    При малых значениях концентрации вещества и очень низкой степени диссоциации (т. е. с 0 и α 0) уравнение разведения Оствальда можно упростить до вида

    Экспериментальная часть:

    Приборы и реактивы: иономер (рН-метр); компаратор; колбы мерные на 50 мл - 2 шт.; стаканчики химические по 50 мл - 2 шт.; пипетки мерные на 5 мл; пробирки. Растворы: уксусная кислота 1 М; гидроксид натрия 0,05 М. Лакмус; метилоранж; фенолфталеин; универсальный индикатор.

    Выполнение работы:

    Опыт 1: Окраска индикаторов в различных средах

    Индикатор

    Среда

    кислая

    нейтральная

    щелочная

    Лакмус

    красная

    фиолетовая

    синяя

    Фенолфталеин

    бесцветная

    бесцветная

    малиновая

    Метилоранж

    розовая

    оранжевая

    желтая

    Опыт 2: Определение pH раствора уксусной кислоты

    Вычисляю активную концентрацию ионов OH- в растворе по формуле:

    [OH-] = 0,9 0.005 = 0.0045 моль/л.

    Экспериментальное значение pH равно: pHэкс = 11,21. Экспериментальное значение оказалось больше, чем теоретическое.



    pH = -lg[H+];

    pH = -lg|2.2 10-12| = 11,65

    = 0,04

    Опыт 3: Определение pH раствора

    ;

    ;

    [H+] = α Cm b

    [H+] = 0.0136 0.1 1 = 0.00136 моль/л.

    pH = -lg|0.00136| = 2.82

    = 0,106
    Экспериментальное значение pH: pHэкс = 3.12. Экспериментально значение pH оказалось больше, чем теоретическое. Это может быть обусловлено факторами погрешности визуальной неточностью и погрешностью приборов, использовавшихся в ходе выполнения работы.
    написать администратору сайта