Розрахунки pH та рОН у розчинах слабких електролітів на прикладі одноосновних кислот та однокислотних основ.

Слабкі кислоти – розчинені у воді, частково дисоціюють на іони, тому можна допустити, що концентрація недисоційованих молекул кислоти практично дорівнює загальній концентрації кислоти:

[HA] = C_k

pH = ½ pK_k - lgC_k, де pK_k –логарифм константи дисоціації кислоти з від’ємним знаком. Для 1 н. розчину слабкої кислоти C_k=1, а lg 1=0, формула для обчислення рН розчину 1 н. слабкої кислоти має вигляд:

рН= ½ pK_k

З рівняння витікає, що із зміною концентрації кислоти змінюється рН розчину.

Слабкі основи. Концентрацію гідроксильних йонів слабих основ рОН обчислюють так само, як і рН слабких кислот:

рОН = 1/2рК_о = ½ lgС_о

знаючи рОН, знаходять рН за рівнянням рН = 14-рОН.

 

Дано:

V(р-ну)=2дм

Т(KMnO₄/Na₂C₂O₄)=0,008348г/см

m (наважки)=?

______________________________________

m (KMnO₄)=c 1/5 KMnO₄ *V (Na₂C₂O₄)/1000

T=c* Me/1000 c (1/5 KMnO₄ )=T*1000/ Me Me=1/5*158.036=31.6

c (1/5 KMnO₄ )= 0,008348г/см*1000/31.6=0.2641

m (KMnO₄)=0.2641*2/1000=0.00053

3.Визначення вмісту йонів купруму (II) методом йодометричного титрування

Купрум (II) взаємодіє з калій йодидом, окиснюючи до вільного йоду,кількість речовини якого встановлюють титруванням стандартним стандартним розчином Na₂S₂O₃ * 5 H₂O

4 KI + 2 CuSO₄ = I₂ +2 CuI + 2 K₂ SO₄

2 Na₂S₂O₃ + I₂ = Na₂S₄O₆ + 2 NaI

При йодометричному титруванні ввизначенні купруму використовують метод титрування замісника

m (наважки)=М(CuSO₄ * 5 H₂O)* с (CuSO₄ * 5 H₂O)* V_КОЛБИ/1000

 

Білет 20

1. Загальним принципом майже всіх методів розділення і концентрування є

використання процесів розподілу речовини між двома фазами, причому аналізована речовина зосереджується в одній з фаз: рідкій, твердій чи газоподібній. Для розділення і концентрування елементів існує багато різних методів, серед яких одне з перших місць займають хроматографічні методи. Велике значення також має осадження з водних і неводних розчинів органічними і неорганічними осаджувачами, електролітичне осадження, співосадження, екстрагування і відгін летких речовин. Хроматографія – це спосіб розділення речовин, заснований на розходженні в їхніх коефіцієнтах розподілу між двома фазами, одна з яких нерухома, а інша направлено рухається щодо першої (уздовж стовпчика чи тонкого шару нерухомої фази). Екстракція – найбільш важливий і розповсюджений метод концентрування. Він відрізняється універсальністю, придатний і для скидання матриці, і для відділення мікрокомпонентів, забезпечує досить високу ефективність концентрування. Недолік методу - відносно невисокий ступінь концентрування; правда, екстракційна хроматографія забезпечує дуже високий ступінь абсолютного концентрування. Кількісно екстракцію можна описати за допомогою константи розподілу:

, де а1 і а2 — активності речовини, розподіленої в органічній і водній фазах.

Метод осадження застосовують для більш грубого поділу елементів. При його застосуванні завжди спостерігаються втрати внаслідок розчинності осадів, часто заважає співосадження. Осадження дозволяє тільки перерозподілити елементи між розчином і осадом, кожний з яких завжди містить суміш усіх присутніх елементів.

Співосадження, засноване на виділенні в осад мікрокомпонентів з органічним або неорганічним колектором, не знайшло настільки широкого поширення, як екстракція, через більшу трудомісткість і тривалість. Мікрокомпоненти часто виділяються не повністю. Однак по ступені абсолютного концентрування, простоті й апаратурному оформленню співосадження є одним із кращих методів. Не слід віддавати перевагу тому чи іншому методу аналізу, не беручи до уваги характер досліджуваного об'єкта, його призначення, агрегатний стан, концентрацію, наявність домішок, мети аналізу, необхідну точність, термін виконання аналізу і т. ін.

Для опису концентрування використовують такі кількісні характеристики:

- ступінь вилучення

;

- коефіцієнт концентрування

;

- коефіцієнт розділення

, де Q0 і Q – кількість мікроелемента в зразку і в концентраті; Q0м і Qм – кількість матриці до і після концентрування відповідно.

2. Закон діючих мас встановлює співвідношення між масами реагуючих речовин в

хімічних реакціях при рівновазі, а також залежність швидкості хімічної реакції від концентрації вихідних речовин. Швидкість хімічної реакції прямо пропорційна добутку концентрацій реагуючих речовин. Так, для реакції А + В = С маємо u = k [A] [B], де u - швидкість; k - коефіцієнт пропорційності (константа швидкості); [A] і [B] - концентрації речовин А і В.

1. Якщо у рівноважну систему при сталій температурі ввести додаткову кількість речовини, то стан рівноваги порушується, і реакція знову починається; стан рівноваги встановиться при тій самій константі рівноваги.

2. При додаванні у рівноважну систему початкових продуктів реакції або при зменшенні кінцевих її продуктів рівновага зміщу-ється вправо; при додаванні кінцевих продуктів реакції або зме-ншенні початкових її продуктів рівновага зміщується вліво.

3. Під час проходження процесу швидкість прямої реакції зме-ншується, а швидкість зворотної реакції збільшується.

4. Якщо константа рівноваги зростає, то рівновага зміщується вправо, вихід кінцевих продуктів реакції зростає, і навпаки.

За теорією сильних електролітів сильні електроліти у розбавлених водних розчинах практично дисоціюють повністю. Причиною такої дисоціації сильних електролітів є йон-дипольна взаємодія сильного електроліту з молекулами води.

До сильних електролітів відноситься більша частина солей, які мають йонну кристалічну структуру, і розведені водні розчини кислотних і основних гідроксидів.

У водних розчинах електролітів виявляються лише гідратовані катіони і аніони. Наприклад, у водному розчині купрум дихлориду – CuCl₂ присутні [Cu(OH)₆]^2-, [Cl(H₂O)_n], H₃O⁺ тощо.

У водних розчинах сильних електролітів між йонами є електростатична взаємодія та інші взаємодії, що обумовлює меншу рухливість йонів, а отже, і активність їх. Активність враховує взаємне притягання йонів, взаємодію розчиненої речовини з структурними елементами розчинника, присутність інших електролітів, які змінюють рухливість йонів у розчині.

Активність для безкінечно розбавлених водних розчинів дорівнює молярній концентрації речовини у розчині: а(Х) = с(Х), моль/дм³.

У реальних розчинах активність йонів менша, ніж молярна концентрація речовини у розчині, причиною цього є сильна міжіонна взаємодія. Для врахування цього вводиться поняття про коефіцієнт активності йона:

f_x= a(X) / [X]

Йонна сила розчину є мірою електростатичної взаємодії між йонами і визначається рівнянням:

M = 1/2 ∑c(X_i)∙ z²_Xi, моль/дм³

1. Для розбавлених розчинів електролітів типу К⁺А^-(KCl, NaNO₃)^

M = c(KA) = c(X)

2. Для розбавлених розчинів електролітів типу К⁺А^2-(K₂S, Na₂S) i K²⁺A

(ZnCl₂, CaCl₂): M = 3c(X)

3. Для розбавлених розчинів електролітів типу K²⁺A^2- (ZnSO₄, MnSO₄):

М = 4с(Х)

У розчинах слабких електролітів йонна сила дорівнює нулю.

Алгоритм обчислення активності йона у розчині – а(Х):

1) Розрахунок йонної сили розчину - М(Х);

2) Розрахунок коефіцієнтів активності - f_x

3) Обчислення активності йона: а(Х) =[X]∙ f_x

 

 

3.Фотометричне визначення вмісту феруму за методом калібрувального графіка.

Суть методу калбрувального графіка полягає в тому, що при лінійній залежності між двома параметрами, при дослідженні стандартних зразків можна одержати реперні точки, побудувати графік, який з’єднує ці точки. Потім, використовуючи цей графік, можна знайти значення в проміжних точках.

Для побудови калібрувального графіка береться шість розчинів і замірюються їх оптичні величини. Далі будується калібрувальний графік

А= (С) і А= (Т), оптична густина є залежністю від концентрації або від титру. Графік повинен бути прямолінійним. І тоді замірявши А_х на основі графіка спустивши на вісь х (абсцис) перпендикулярно одержують цю концентрацію.

4.

Дано: m(наважки) = 0,2254г. Vколби = 100см3 V(дослідж. розчину) = 10см3 V(AgNO3) = 18см3 c(AgNO3) = 0,0204 моль/дм3 V(NH4SCN) = 5,78 см3 c(NH4SCN) = 0,0458 моль/дм3	Сl- + Ag+надлишок = AgCl↓+ Ag+ Ag+зал + SCN-титрант = AgSCN↓ W (%)(Cl-) = ME(Cl-) ∙(c(AgNO3) ∙ V(AgNO3) – c(NH4SCN) ∙ V(NH4SCN))∙ Vколби ∙ 100 / 1000 ∙ m(наважки) ∙ 10 = 35,45 г/моль ∙ (0,0204 моль/дм3 ∙ 18 см3 – 0,0458 моль/дм3 ∙ 5,78 см3) ∙ 100см3 ∙ 100 / 1000∙ 0,2254 г. ∙10см3 = 16,117%

W(%)(Cl^-) -?

Відповідь: W(%)(Cl^-) = 16,117%

 

Білет 21

1. Сорбція-процес поглинання газів, парів та розчинених речовин твердими або рідкими поглиначами на твердому носії (сорбентами). Класифікація сорбційних методів заснована на різниці механізму взаємодії речовин з сорбентами. Розрізняють абсорбцію (хемосорбція) і адсорбцію (фізична адсорбція), розподіл речовин між двома несмешивающимися фазами (розчинник і рідка фаза на сорбенті) і капілярну конденсацію - утворення рідкої фази в порах і капілярах твердого сорбенту при поглинанні пари речовини. У чистому вигляді кожний з перерахованих механізмів, як правило, не реалізується, і зазвичай спостерігаються змішані механізми. Таким чином, сорбційні процеси різні за їх механізму. Проте будь-який сорбційний процес починається з адсорбції на кордоні дотичних фаз, які можуть бути рідкими, газоподібними або твердими.
Сорбція може проходити в статичних або динамічних умовах. Сорбцію називають статичною, коли поглинається речовина (сорбтів), що знаходиться в газоподібному фазі або рідкої фазі, наведено в контакт з нерухомим сорбентом або перемішується з ним. Статичну активність сорбенту характеризують кількістю поглиненої речовини на одиницю маси сорбенту в певних умовах.
Динамічної сорбцію називають у тому випадку, коли поглинається речовина знаходиться в рухомій або газоподібній фазі, яка фільтрується через шар сорбенту. Динамічну активність адсорбенту характеризують часом від початку пропускання адсорбтіва до його проскакування, тобто до появи його за шаром адсорбенту

Активне вугілля - неполярні сорбенти з сильно розвиненою пористою структурою. Їх отримують з карбоновмісних речовин шляхом високотемпературного окислення в струмені водяної пари або хімічною обробкою, наприклад, фосфорної або сірчаної кис лотами. Активне вугілля мають пори різного розміру: мікропори з діаметром 1-2 їм, пори перехідного розміру (5 - 50 їм) і макропори (понад 100 їм). Питома поверхня мікропор складає 1000 1800 м '/ р. макропор - близько 1 м2 / г. У газовій хроматографії застосовуються вугілля з максимально розвиненою поверхністю мікропор.
Активне вугілля вибірково адсорбують вуглеводні та їх похідні, ароматичні сполуки, барвники, слабкіше - нижчі спирти, карбонові кислоти, складні ефіри.

Кремнезем (SіОn-хН2О) - це сухий гель силіцієвої кислоти з аморфною структурою, гідрофільний сорбент з розвиненою пористою структурою. У гранично гідроксильованому кремнеземі на поверхні знаходяться 4,6-4,8 ОН- груп/нм2. Наявність цих груп, що мають слабкокислотні властивості, та їх нерівномірне розміщення на поверхні зумовлюють неоднорідність властивостей поверхні адсорбенту.

Кислий гідратований кремнезем (рН 3-5) називають також силіцієвою кислотою. Нейтральний кремнезем використовують для розділення нейтральних сполук або сполук, які виявляють основні властивості, а для розділення сполук з кислотними властивостями застосовують силіцієву кислоту. Нерухомі фази на основі кремнезему, особливо з модифікованою поверхнею, є найпоширенішими сорбентами у високоефективній рідинній і газовій хроматографії. Фірми, які випускають колонки для хроматографії, розробляють силікагель різноманітних марок, діаметр зерен яких варіює від 2 до 10 мкм, діаметр пор - від 3 до 75 нм, відповідно величина питомої поверхні - від ЗО до 700 м2/г. Недоліками кремнезему як сорбенту для хроматографії є: розчинність при рН менше 2 і більше 9; неоднорідність поверхневих силанольних груп, що призводить до викривлення форм піків;

 

2. Для буферної системи 1-го типу, наприклад, ацетатної, концентрацію іонів Н ⁺ у розчині легко обчислить, виходячи з константи кислотно-лужної рівноваги оцтової кислоти:

Кількість речовини сильної кислоти або основи, яка при додаванні до буферного розчину викликає зміну рН на невелику певну величину, характеризує буферну ємність (Р).

Кількісно буферну ємність визначають як кількість речовини сильної основи або кислоти, яку необхідно прилити до 1 дм3 розчину, щоб змінити значення його рН на одиницю. Буферна ємність розчину підвищується із збільшенням кількості речовини буфера в системі. Найбільша буферна ємність за даної концентрації буфера досягається тоді, коли спряжені кислота і основа присутні у розчині буфера в еквімолярних концетраціях. Буферна ємність розчину залежить від: 1) концентрації його компонентів; 2) природи речовини, тобто К_д кислоти чи основи; 3) співвідношення концентрацій кислоти і солі чи основи і солі.

При введенні до буферної суміші розчину сильної кислоти або сильної основи змінюється концентрація слабкої кислоти або основи, проте рН буферного розчину практично не змінюється. Це пояснюється тим, що слабка кислота або слабка основа взагалі мало дисоціює, а при наявності однойменних йонів її солі дисоціація буде ще менш відчутною. Розведення розчину не впливає на його рН, оскільки водневий показник залежить лише від співвідношення концентрацій солі () та кислоти () і не залежить від ступеня розведення.

Для кислого буферного розчину, утвореного слабкою кислотою та її сіллю, кислотність обчислюють за рівняннями

або . (2.36)

Для лужного буферного розчину, утвореного слабкою основою та її сіллю, кислотність розраховують за рівняннями

або .

 

 

 

3. Ионний добуток води. Шкала рН і рОН

У 1879 р німецький фізик і фізико-хімік Ф. Кольрауш розробив метод, який дозволяє встановлювати ступінь дисоціації електроліту. Пізніше, в 1894 р. за допомогою цього методу він експериментально встановив, що вода (дигідроґен оксид)1- слабкий електроліт, дисоціація якого на гідроґен(1+)- і гідроксид-іони проходить за рівнянням:

.

Для стану рівноваги константа дисоціації води має вигляд

 

моль/л.

що за кімнатної температури в 1 дм³ води міститься 10-⁷ моль гідроґен(1+)- і Ю"⁷ моль гідроксид-іонів.

Отже, дисоціює на йони всього 10~⁷ моль молекул Н₂0 у 1 дм³ води.

Вода (Н₂0) ^ слабкий електроліт, тому с(Н₂0) = [Н₂0] = 55.5 моль/дм³. Таким чином, кількість речовини дигідроґен окси­ду (Н₂0) 55.5 моль/дм³ можна вважати сталою величиною. Рівняння (2.1) можна записати

, (2.2)

де йонний добуток води.

Як би не змінювались концентрації йонів або , їх добуток у будь-якому водному розчині є величиною сталою при кімнатній температурі. Йонний добуток води залежить лише від температури. З підвищенням температури збільшується йонний добуток води. При , а концентрації йонів гідрогену та гідроксиду однакові: моль/л. Співвідношення між концентраціями йонів гідрогену та гідроксиду справедливе не лише для чистої води, але й для будь-яких водних розчинів.

 

Отже, йонний добуток води теж повинен зростати, що й підтверджують експерименти.

З йонного добутку води виходить, що молярні концентрації речовин гідроґен(1+)- і гідроксид-іонів зв'язані між собою і обер­нено пропорційні одна одній. Якщо вони рівні, то середовище нейтральне. При додаванні до води кислоти молярна концент­рація речовини гідроґен(1+)-іонів підвищується, а гідроксид- іонів понижується.

С. Серенсен запропонував практично виражати молярну концентрацію речовини гідроґен(1+)-іонів за допомогою десят­кового логарифма, взятого з оберненим знаком. Він назвав це число водневим показником і позначив його символом рН. Так, якщо молярна концентрація речовини гідроґен(1+)-іонів у нейт­ральному розчині дорівнює 1-Ю"⁷ моль/дм³, то рН = -lgН⁺] = 7. рОН = -lg[ОН ] = 7. Тоді рН + рОН = 14 і рН = 14 - рОН чи навпаки.

Методи визначення рН. Приблизне визначення рН у водних розчинах проводять за допомогою хімічних індикаторів, які змінюють свій колір у певному інтервалі значень рН. При вико­нанні якісного аналізу визначення рН проводять з метою вияс­нення кислотності середовища, необхідного для виявлення або розділення йонів. Оцінюють приблизне значення рН за допомо­гою лакмусового та інших видів індикаторного папірця.

Лакмусовий папірець - це смужка фільтрувального паперу, яка просочена розчином лакмусу, підфарбованого невеликою кількістю речовини кислоти у рожевий колір або розчином лугу - в синій колір. При висушуванні такого паперу і одержується "червоний або синій лакмусовий папірець".

Якщо при нанесенні на синій лакмусовий папірець краплі досліджуваного розчину папірець стає червоним, то реакція роз­чину кисла (рН < 5). Посиніння червоного лакмусового папірця від краплі досліджуваного розчину показує, що розчин має луж­ну реакцію (рН > 8).

Якщо ні рожевий, ні синій лакмусові папірці не змінюють свого кольору, то досліджуваний розчин нейтральний (рН«7).

Нині для визначення рН розчину часто користуються універ­сальними індикаторами або універсальним індикаторним папе­ром. Універсальними індикаторами називаються суміші з кількох простих індикаторів, за допомогою яких можна визначити вели­чину рН у досить широкому інтервалі значень з точністю до 1-2. Так є універсальний індикатор Кольтгофа, який складається з п'яти різних індикаторів (фенолфталеїн, метиловий червоний, бромтимоловий синій, тимолфгалеїн, диметиламіноазобензен) і змінює свій колір у інтервалі рН 2-10. Універсальний індикатор використовується у вигляді розчи­ну (крапля індикатора змішується на краплинній пластинці з 1-2 краплями досліджуваного розчину) або у вигляді індикатор­ного паперу, який просочений розчином універсального індика­тора і висушений. До пачки індикаторного паперу додається кольорова шкала, яка показує, якого кольору набуває індикаторний папір при різних величинах рН. Визначення рН за шкалою за допомогою індикаторного папірця значно спрощує і прискорює процес виз­начення рН і дає досить точні результати.

Для визначення рН середовища зручно користуватися жов­тим універсальним папером, який просочений розчинами чоти­рьох індикаторів (фенолфталеїну, метилового червоного, бром- метилового синього, тимолового синього). Нижче показано за­барвлення жовтого універсального індикатора залежно від вели­чини рН

Білет 22

1. Для розчину одноосновної сильної кислоти концентрацію йонів гідрогену та її кислотність розраховують за рівняннями

, , (2.14)

де молярна концентрація одноосновної сильної кислоти, моль/л.

Для сильних однокислотних основ концентрація йонів визначається за рівняннями

; ,

 

рОН = -lgСм осн рН = 14 – рОН

 

 

2. С(ВаСl2)= 0,001 M

C (Na2CO3) = 0,001 M

 

Які молярні концентрації кожної речовини у розчині після змішування:

 

С(ВаСl₂)= C (Na₂CO₃) = 0,0005 моль/дм³

Які молярні концентрації Ва ²⁺ і СО₂ ^3- після змішування

 

ВаСl_{2 =} Ва ²⁺ + 2Сl^- Na₂CO_{3 =} 2Na⁺ + СО₂ ^3-

0,0005 1 моль

1 моль 0,0005

 

Добуток молярних концентрацій:

[Ва ²⁺][ СО₂ ^3-]= Й_д = 0,0005. 0,0005 = 2,5 * 10^-7

2,5 * 10^{-7 <} 5 * 10^-7 – осад не утвориться

 

 

Екзаменаційний білет №23