Практическое занятие №2. Способы выражения концентрации растворов

Цель: овладеть методикой расчета концентрации веществ в водных растворах и перехода от одного способа выражения концентрации к другому.

Контрольные задания

1–10. Рассчитать массу вещества (m, г), необходимое для приготовления определенного раствора

вещество	объем раствора (V, л)	концентрация (CH или СМ)	ответ
1. серная кислота	1	1н	49
2. гидроксид лития	2	2н	96
3. азотная кислота	1	1н	63
4. соляная кислота	2	1н	73
5. гидроксид натрия	1	1М	40
6. гидроксид калия	0,5	2М	56
7. фторид калия	2	0,5М	58
8. хлорид натрия	1	1н	58,5
9. угольная кислота	0,5	2н	31
10. хлорид лития	1	1М	42,5

11–20. Определить молярность раствора (С_М), зная массу раств. в-ва (m, г) и объем раствора (V, мл)

вещество	объем раствора (V, мл)	масса (m, г)	ответ
11. глицерин (М=92)	500	46	1М
12. фосфорная кислота	10	0,98	1М
13. нитрат калия	500	50,5	1М
14. мочевина (М=60)	200	60	5М
15. соляная кислота	100	3,65	1М
16. сульфат меди	20	16	5М
17. соляная кислота	1000	36,5	1М
18. нитрат калия	250	25,25	1М
19. фосфорная кислота	100	9,8	1М
20. сульфат меди	40	32	5М

21–30. Вычислите титр раствора, г/мл

вещество	концентрация CH	ответ
21. гидроксида натрия	0,2	0,008
22. иодид калия	0,1	0,0166
23. нитрат калия	0,2	0,0202
24. хлорид натрия	0,4	0,0234
25. соляная кислота	2,5	0,09125
26. угольная кислота	0,3	0,0093
27. нитрат натрия	0,1	0,0085
28. нитрат калия	0,1	0,0101
29. серная кислота	0,2	0,0098
30. гидроксид калия	0,5	0,028

ВАРИАНТЫ ЗАДАНИЙ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОЙ РАБОТЫ

№ варианта	№ задачи	№ варианта	№ задачи
1	1, 11, 21	16	5, 12, 30
2	2, 12, 22	17	8, 14, 28
3	3, 13, 23	18	7, 16, 27
4	4, 14, 24	19	10, 18, 26
5	5, 15, 25	20	9, 20, 24
6	6, 16, 26	21	2, 19, 22
7	7, 17, 27	22	4, 18, 21
8	8, 18, 28	23	6, 16, 22
9	9, 19, 29	24	8, 14, 23
10	10, 20, 30	25	1, 12, 24
11	2, 11, 29	26	3, 11, 25
12	1, 13, 27	27	5, 13, 26
13	4, 15, 25	28	7, 15, 27
14	3, 17, 23	29	9, 17, 28
15	6, 19, 21	30	10, 20, 29

ОСНОВНЫЕ СВЕДЕНИЯ О ВОДОРОДНОМ ПОКАЗАТЕЛЕ (рН) И ИОННОМ ПРОИЗВЕДЕНИИ ВОДЫ

Водородный показатель величина, характеризующая активность или концентрацию ионов водорода в растворах. Водородный показатель обозначается рН.

Водородный показатель численно равен отрицательному десятичному логарифму активности или концентрации ионов водорода, выраженной в молях на литр: pH = -lg[ H⁺ ]

В воде концентрация ионов водорода определяется электролитической диссоциацией воды по уравнению H₂O ↔ H⁺+OH^-

Константа диссоциации при 22° С составляет

Пренебрегая незначительной долей распавшихся молекул, можно концентрацию недиссоциированной части воды принять равной обшей концентрации воды, которая составляет: С[H₂O] = 1000/18 = 55,55моль/л.

Тогда: C[ H⁺ ]•C[ OH^- ] = K•C[H₂O] = 1,8•10^-16•55,55 = 10^-14

Для воды и ее растворов произведение концентраций ионов Н⁺ и ОН^- величина постоянная при данной температуре. Она называется ионным произведением воды К_В и при 25°С составляет 10^-14.

Постоянство ионного произведения воды дает возможность вычислить концентрацию ионов H⁺ если известна концентрация ионов OH^- [ H⁺ ] = С_Н+= К_В / [ OH^- ]

и наоборот: [ OH^- ] = С_ОН- = К_В / [ H⁺ ]

Понятия кислая, нейтральная и щелочная среда приобретают количественный смысл.

В случае, если [ H⁺ ] = [ OH^- ]эти концентрации (каждая из них) равны 1•10^-7 моль/л, т.е

[ H⁺ ] = [ OH^- ] = 10^-7моль/л и среда нейтральная, в этих растворах pH = -lg[ H⁺ ] = 7 и

рОН = -lg[ OH^- ] = 7

Если [ H⁺ ] > 10^-7моль/л, [ OH^- ] < 10^-7моль/л - среда кислая; рН < 7

Если [ H⁺ ] < 10^-7моль/л, [ OH^- ] > 10^-7моль/л - среда щелочная; рН > 7

В любом водном растворе рН + рОН = 14, где рОН = -lg[ OH^- ] 

Вычисление рН растворов кислот и оснований.

Для вычисления рН растворов кислот и оснований следует предварительно вычислить молярную концентрацию свободных ионов водорода (H⁺) или свободных гидроксил ионов

(OH^-), а затем воспользоваться формулами: pH = -lg[ H⁺ ]; рОН = -lg[ OH^- ]; рН + рОН = 14

Концентрация любого иона в моль/л в растворе электролита можно вычислить по уравнению С_{М иона} = С_М•α•n

где С_{М иона} – молярная концентрация иона в моль/л;

См – молярная концентрация электролита в моль/л;

α - степень диссоциации электролита;

n - количество ионов данного вида, которое получается при распаде одной молекулы электролита.

Если электролит слабый, то значение степени диссоциации может быть определено на основании закона разбавления Оствальда:

тогда C_Mиона = См•α•n =

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

Расчет рН в растворах сильных кислот и оснований

Расчет рН в растворах сильных одноосновных кислот и оснований проводят по формулам (1-2):

рН = - lgC_к (1)

рН =14 + lgС_о (2)

где C_к , С_о –молярная концентрация кислоты или основания, моль/л

Пример 1. Вычислить рН, рОН, Н+, ОН- в 0,01М HCl Решение. Соляная кислота относится к сильным кислотам, поэтому можно принять концентрацию ионов водорода равной концентрации кислоты Н+ =0,01моль/л. Значение рН вычисляется по формуле (1) и равно рН = -lg0,01 = 2. Концентрацию гидроксид-ионов можно найти, зная величину ионного произведения воды: ОН- = 10-14/Н+ = 10-14/0,01 = 10-12 Значение рOH = -lg10-12 = 12 Кроме того величину рОН можно найти из известного равенства (3) рН + рОН = 14 (3)

Расчет рН в растворах слабых кислот и оснований

Расчет рН в растворах слабых одноосновных кислот и оснований проводят по формулам (4-5)

рН = 1/2 (рК_к – lgC_к) (4)

рН = 14 - 1/2(рК_О - lgC_О) (5)

Пример 2. Вычислить рН 0,03М раствора NH4OH после смешивания его с водой в соотношении 1:2. Решение. После смешивания 0,03М раствора аммиака с водой, его концентрация уменьшится в три раза. Подставляя в формулу (5) значение рК(NH4OH)= 4,76 и концентрацию раствора после разбавления, получим: рН = 14 – 1/2 (4,76- lg 0,01) = 10,62

Расчет рН в растворах гидролизующихся солей

Различают 3 случая гидролиза солей:

а) гидролиз соли по аниону (соль образована слабой кислотой и сильным основанием, например CH₃COONa). Значение рН рассчитывают по формуле (7):

рН = 7 + 1/2 рК_к + 1/2 lgС_с (7)

б) гидролиз соли по катиону (соль образована слабым основанием и сильной кислотой, например NH₄Cl). Расчет рН в таком растворе ведут по формуле (8):

рН = 7 - 1/2 рК_о - 1/2 lgС_с (8)

в) гидролиз соли по катиону и аниону (соль образована слабой кислотой и слабым основанием, например CH₃COONH₄). В этом случае расчет рН ведут по формуле (9):

рН = 7 + 1/2 рК_к - 1/2 рК_о (9)

Если соль образована слабой многоосновной кислотой или слабым многопротонным основанием, то в перечисленные выше формулы (7-9) расчета рН подставляются значения рК_к и рК_о по последней ступени диссоциации

Пример 3. Вычислить массу (г) Na2CO3 в 100 мл раствора с рН =11,16 Решение. Воспользуемся формулой (7). Подставим значение константы диссоциации угольной кислоты по второй ступени и вычислим значение молярной концентрации соли в растворе: 11,16 = 7 + 1/2•10,32 + 1/2 lgСс Сс = 0,01моль/л. Зная Сс в растворе, рассчитаем массу соли в растворе по известной формуле m = C•М•V/1000 = 0,01•106•100/1000 = 0,1060г

Буферные системы

К буферным системам относятся смеси:

а) слабой кислоты и ее соли, например CH₃COOH + CH₃COONa

б) слабого основания и его соли, например NH₄OH + NH₄Cl

в) смесь кислых солей разной кислотности, например NaH₂PO₄ + Na₂HPO₄

г) смесь кислой и средней солей, например NaНCO₃ + Na₂CO₃

д) смесь основных солей разной основности, например Al(OH)₂Cl + Al(OH)Cl₂ и т.д.

Расчет рН в буферных системах ведут по формулам (10-11)

рН = рК_к – lg C_к /С_с (10)

рН = 14 – рК_о+ lg C_о /С_с (11)

Пример 4. Сколько грамм NH4Cl надо растворить в 200мл 0,1М NH4OH, чтобы получить раствор с рН = 9,24? Решение. При растворении NH4Cl в растворе NH4OH образуется буферная система. Расчет ведут по формуле (11). Подставляя численные значения рН, рКо,, вычисляют концентрацию соли: Сс = 0,1моль/л. Рассчитывают массу соли: m = C•М•V/1000 = 0,1•53,5•200/1000 = 1,0700г.

Расчет рН в растворах различных смесей кислот и оснований

При сливании кислоты и основания рН полученной смеси зависит от количеств взятой кислоты и основания и их силы.

Пример 5. Вычислить значение рН раствора, полученного при сливании 50 мл 0,1н HCl c а) 20мл 0,2 н NaOH; б) 51мл 0,1 н NaOH; в) 50мл 0,1 н NaOH Решение. Первоначально рассчитывают количество миллиэквивалентов взятых кислоты и основания (nк, nо, мэкв) до реакции. Затем рассчитывают количество кислоты и основания в растворе после проведения реакции и вычисляют рН. а) Рассчитываем количество кислоты и основания до реакции: nк = Сн•V = 50•0,1 = 5 мэкв; nо = 20•0,2 = 4мэкв Рассчитываем количество кислоты и основания после проведения реакции: nк = 5 - 4 = 1 мэкв; nо = 0 Т.о. после проведения реакции в растворе останется сильная кислота, которая будет определять рН раствора. Расчет ведут по формуле (12): рН = - lg H+ ост = - lg ((Сн•V)к – (Сн•V)о))/(Vk +Vo) (12) рН= - lg (50•0,1 -20•0,2 )/70 = -lg0,014 = 1,85 б) Рассчитываем количество кислоты и основания до реакции: nк = Сн•V = 50•0,1 = 5 мэкв; nо = 51•0,1 = 5,1 мэкв После реакции: nк = 0; nо = (5,1 – 5,0) = 0,1 мэкв Т.о. после проведения реакции в растворе останется сильное основание, которое будет определять рН раствора. Расчет ведут по формуле (13): рН =14 + lg ОH-ост = 14 + lg ((Сн•V)о – (Сн•V)к))/(Vk +Vo ) (13) рН =14 + lg(51•0,1 -50•0,1 )/101 = 11 в) Рассчитываем количество кислоты и основания до реакции: nк = Сн•V = 50•0,1 = 5 мэкв; nо = 50•0,1 = 5 мэкв После реакции: nк = 0; nо = 0 Кислота и основание взяты в эквивалентных количествах. В растворе будет соль NaCl, которая не подвергается гидролизу, рН =7

Практическое занятие №3. Расчет рН в растворах кислот и оснований

Цель: изучить методы расчета рН растворов электролитов

КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ

1–10. Рассчитать рН раствора

вещество	концентрация СМ	ответ
1. Н2SO4	1М
2. NaOH	2М
3. HNO3	1М
4. HCl	1М
5. KOH	1М
6. NH4OH	2М
7. KCl	0,5М
8. H2S	1М
9. CH3COOH	2М
10. HCN	1М

11–20. Рассчитать концентрацию Н⁺ и ОН^- в моль/л

вещество	концентрация СМ	Кдис	ответ
11. муравьиная кислота НСООН	0,1М	1,8 • 10-4
12. уксусная кислота CH3COOH	0,01М	1,8 • 10-5
13. цианистоводородная кислота HCN	0,1М	7,9 • 10-10
14. пропионовая кислота С2Н5СООН	0,5М	1,35 • 10-2
15. сернистая кислота Н2SО3	1М	1,58 • 10-2
16. фосфорная кислота Н3РО4	2М	1,6 • 10-3
17. гидроксид аммония NH4OH	0,001М	1,8 • 10-5
18. сероводород Н2S	0,1М	1,1 • 10-7
19. азотистая кислота HNО2	0,05М	5 • 10-4
20. угольная кислота Н2СО3	0,1М	2,1 • 10-4

ВАРИАНТЫ ЗАДАНИЙ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОЙ РАБОТЫ

№ варианта	№ задачи	№ варианта	№ задачи
1	1, 20	14	4, 11
2	2, 11	15	5, 12
3	3, 12	16	6, 12
4	4, 13	17	7, 13
5	5, 14	18	8, 14
6	6, 19	19	9, 15
7	7, 15	20	10, 13
8	8, 16	21	1, 16
9	9, 17	22	2, 17
10	10, 20	23	3, 18
11	1, 18	24	4, 14
12	2, 19	25	5, 19
13	3, 20	26	6, 20

Практическое занятие № 4. Расчет рН в растворах гидролизующихся солей, буферных системах

Цель: освоить методы расчета рН растворов электролитов

КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ

1–10. Сколько грамм вещества содержится в V раствора

вещество	Vр-ра, мл	рН	ответ
1. Na2C2O4	100	8,15
2. CH3COOH	500	3,5
3. Н2С2О4	100	3
4. HBr	100	3
5. NH4NО3	250	4,75
6. K2С2О4	200	8,28
7. Na2СО3	200	8,9
8. HClO2	100	1,15
9. Н2SО4	150	2
10. К2CO3	200	8,45

11–20. Рассчитать рН при сливании растворов

	раствор 1	раствор 2	ответ
11.	10мл 0,1М NH4OH	5 мл 0,2М HCl
12.	50 мл 0,2 М CH3COOH	100 мл 0,1 М NaOH
13.	25 мл 0,1М НСООН	20 мл 0,1М NaOH
14.	100 мл 0,1М Н2SО4	200 мл 0,1М NaOH
15.	10 мл 0,1М Н3РО4	10 мл 0,1М NaOH
16.	50 м 0,1М NH4OH	25 мл 0,1М Н2SО4
17.	10 мл 0,1М H3PO4	20 мл 0,1 М КОН
18.	20 мл 0,1 М NН4OH	5 мл 0,2 М HNО3
19.	100 мл 0,2М Н2SО4	200 мл 0,2М КOH
20.	40 мл 0,05М Н2SО4	20мл 0,2 М NaOH

ВАРИАНТЫ ЗАДАНИЙ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОЙ РАБОТЫ

№ варианта	№ задачи	№ варианта	№ задачи
1	1, 20	14	4, 11
2	2, 11	15	5, 12
3	3, 12	16	6, 12
4	4, 13	17	7, 13
5	5, 14	18	8, 14
6	6, 19	19	9, 15
7	7, 15	20	10, 13
8	8, 16	21	1, 16
9	9, 17	22	2, 17
10	10, 20	23	3, 18
11	1, 18	24	4, 14
12	2, 19	25	5, 19
13	3, 20	26	6, 20

Лабораторная работа №2. Определение рН различных растворов

Работа выполняется на РМС «рН-метрия» или УРМС. Допускается выполнять работу на РМС «Кинетика 2» и «Колориметрия».

Цель: определить рН различных растворов.

Теория. В соответствии с теорией Аррениуса, кислота – это электролит, который при диссоциации образует ион H⁺: HB → Н⁺ + В^-,

а основание – OH^-: AOH → A⁺ + OH^-.

По Аррениусу кислота взаимодействует с основанием с образованием воды и соли:

HB + AOH = H₂O + AB.

Сила кислоты или основания по Аррениусу характеризуется константой диссоциации:

г де квадратные скобки означают равновесную молярную концентрацию соответствующего компонента.

По другой теории – Бренстеда-Лоури – кислота это частица, отдающая в данной реакции ион H⁺, а основание – частица, принимающая ион H⁺. При реакции между ними образуется другая кислота и другое основание, отличающиеся от исходных на один ион H⁺:

HB + D^- ↔ HD + B^-.

к-та1 осн.1 к-та2 осн.2

Заряды частиц B и D в этом уравнении могут быть любыми, важно, что заряды HB и B^-, равно как и HD и D^-, различаются на 1. Кислота и основание, отличающиеся друг от друга на один ион Н⁺ (у кислоты на один H⁺ больше), называют сопряженными.

Если кислота или основание попадают в водный раствор, то они взаимодействуют с водой, которая выступает, соответственно, как основание или кислота по Бренстеду-Лоури:

HB + H₂O ↔ H₃O⁺ + B^-.

к-та1 осн.1 к-та2 осн.2

H₂O + B^- ↔ HB⁺ + OH^-.

к-та1 осн.1 к-та2 осн.2

Сила кислоты или основания по Бренстеду-Лоури характеризуется константой равновесия соответствующей реакции. При этом, поскольку вода – растворитель, она находится в большом избытке. Ее концентрацию считают постоянной и выражение для константы не включают.

Силу кислоты характеризует константа кислотности:

силу основания — константа основности:

Константа кислотности и основности по Бренстеду-Лоури численно равны константе диссоциации соответствующего электролита по Аррениусу.

Кислотно-основная реакция по Бренстеду-Лоури идет от более сильной кислоты к более слабой.

Водородный показатель (рН) – величина, характеризующая кислотность данного раствора. Имеет смысл постольку, поскольку поведение многих веществ в водных растворах, содержащих кислоты или основания, определяются концентрацией ионов H₃O⁺ или OH^- и не зависят от того, какая конкретно кислота или основание присутствует в растворе. По определению, рН = -lg[H₃O⁺].

Следовательно, изменение равновесной концентрации H₃O⁺ в десять раз приводит к изменению рН на 1.

Сама по себе вода вступает в реакцию автопротолиза H₂O + H₂O ↔ H₃O⁺ + OH^-,

к-та1 осн.1 к-та2 осн.2

причем произведение [H₃O⁺]•[OH^-] зависит только от температуры и называется ионным произведением воды (ИП(H₂O)). При 25°С ИП(H₂O) = [H₃O⁺]•[OH^-] = 10^-14.

Поскольку ионное произведение воды постоянно, ионы [H₃O⁺] присутствуют во всех водных растворах (в том числе и растворах оснований).

Поэтому величина рН имеет смысл для всех водных растворов.

В растворе сильной кислоты с концентрацией 1М рН=0, у такого же раствора сильного основания рН=14. У чистой воды при 25°C рН=7. Если рН<7, то среда считается кислой, если рН>7 – основной.

Из-за автопротолиза воды константы кислотности и основности сопряженных кислоты и основания взаимосвязаны между собой: Ka(HB)•Kb(B^-) = 10^-14.

Поэтому анионы слабых кислот (по Аррениусу) оказываются основаниями по Бренстеду-Лоури, а катионы слабых оснований (по Аррениусу) – кислотами по Бренстеду-Лоури.

Оборудование. Датчик рН, компьютер с измерительным блоком, стакан на 50 мл, штатив химчиеский.

Реактивы. HCl 0,1M, HCl 0,01M, NaOH 0,1M, NaOH 0,01М, Na₂CO₃ 0,1M, CH₃COOH 0,1M, NaHCO₃ 0,1M свежеприготовленный, CH₃COONa 0,1M, NH₃ 0,1M, KAl(SO₄)₂ 0,1M, пробы соков, газированных напитков, минеральных вод, растворов мыл, стиральных порошков и шампуней.

Подготовка к работе. К первому разъему измерительного блока подключают датчик рН. В меню программы L-Химия – практикум выбирают сценарий «Датчики: Датчик рН: ручной ввод абсциссы». Выходят в окно измерений. Нажимают экранную кнопку «Пуск».

Ход работы.

1. Перед использованием поверхность электрода ополаскивают дистиллированной водой. Закрепляют электрод в штативе.

2. В стакан наливают исследуемый раствор, погружают электрод, перемешивают, покачивая стакан, фиксируют значение рН нажатием на экранную кнопку «Выбор».

3. В появившемся окне вводят число, характеризующее данный раствор, например, его порядковый номер.

4. Стакан и электрод обмывают дистиллированной водой, в стакан наливают новый раствор и процедуру повторяют. И так до тех пор, пока не будут измерены значения рН во всех растворах.

5. Останавливают измерение нажатием экранной кнопки «Стоп» и сохраняют результаты нажатием экранной кнопки «Архив».

Отчет. В отчете следует представить таблицу, в которой указан раствор и значение рН в нем. Там же следует записать уравнения реакций, обосновывающие, почему в растворах солей по Аррениусу рН отличается от 7.

Контрольные вопросы

1. Почему растворы оснований тоже можно характеризовать величиной рН, хотя эта величина связана с концентрацией ионов Н₃O⁺?

2. Почему чем кислота разбавленнее, тем рН больше?

3. Почему рН 0,1М CH₃COOH выше, чем рН раствора НСl той же концентрации?

Лабораторная работа №3. Зависимость рН, [Н₃О⁺] и [ОН^-] от концентрации кислоты или основания

Работа выполняется на РМС «рН-метрия» или УРМС.

Цель: построить график зависимости рН от концентрации свободных ионов H₃O⁺_, (OH^-) от концентрации кислоты (основания) и сравнить ход зависимости для сильных и слабых кислот и оснований.

Теория. В соответствии с теорией Бренстеда-Лоури кислота в водном растворе вступает в равновесие: HB + H₂O ↔ H₃O⁺ + B^- (1)

Распределение концентраций частиц, находящихся в равновесной химической системе, описывается математической системой из трех уравнений. Первое уравнение (2) представляет собой выражение для константы кислотности или основности. Второе – уравнение материального баланса (3), которое связывает аналитическую концентрацию с равновесными. Третье – уравнение стехиометрии (4), которое связывает между собой равновесные концентрации на основании уравнения реакции (1).

(2)

(3)

(4)

Решая эту систему в общем случае, получаем

(5)

Для оснований аналогично:

(6)

Если электролит сильный, то есть продиссоциирован нацело, то концентрация [H₃O⁺] или [OH^-] вычисляется проще:

[H₃O⁺] = C(HB) (7)

[OH^-] = C(B) (8)

Если электролит слабый (точнее, концентрация электролита намного выше, чем его константа кислотности или основности), концентрацией продиссоциированной формы в уравнении материального баланса можно пренебречь. Тогда уравнение (3) упрощается до С(HB) = [HB] (9)

и концентрация [H₃O⁺] и [OH^-] вычисляется как

(10)

(11)

В соответствии с уравнениями (7), (8), (10) и (11), в растворах сильных электролитов зависимость концентрации ионов H₃O⁺ (OH^-) от концентрации электролита (кислоты или основания, соответственно) есть прямая линия, а в растворах слабых электролитов – подкоренная функция.

Оборудование. Датчик рН, магнитная мешалка, компьютер с измерительным блоком, стакан на 100 мл, цилиндр мерный на 100 мл, бюретка, штатив химический.

Реактивы. HCl 0,1M, NaOH 0,1М, CH₃COOH 0,1M, NH₃ 0,1M.

Подготовка к работе. Ополаскивают кончик датчика рН дистиллированной водой. Собирают установку (рис.). Подключают датчик к первому разъему измерительного блока. В меню программы L-Химия - практикум, выбирают сценарий «Титрование: Один параметр: рН: Ручной ввод шага». Переходят в окно измерений, нажимают экранную кнопку «Пуск».

Ход работы.

В стакан наливают 100 мл дистиллированной воды, запускают процесс перемешивания.

Нажимают на экранную кнопку «Выбор», в окне ввода шага вводят «0,1».

Добавляют 0,1 мл HCl 0,1М.

Вновь нажимают на экранную кнопку «Выбор», вводя значение рН при данном объеме. Так до тех пор, пока не выйдет 1 мл HCl 0,1М.

После этого изменяют значение шага на 1,0 и добавляют по 1 мл электролита, каждый раз вводя значение рН в компьютер. Так до тех пор, пока не уйдет 10 мл раствора электролита. Останавливают измерение нажатием экранной кнопки «Стоп» и сохраняют результаты нажатием экранной кнопки «Архив».

С NaOH, CH₃COOH, NH₃ поступают аналогично.

Обработка результатов. По окончании измерения переходят в программу «Excel» и открывают в ней полученные файлы. Первый столбец в них – объем добавленной кислоты, второй – рН при этом.

Для построения графиков зависимости рН от концентрации электролита необходимо вставить столбец с ее значениями в каждой экспериментальной точке. Поэтому перед столбцом со значениями рН вводят еще один столбец. В нем рассчитывают концентрацию электролита (учесть увеличение объема за счет добавления раствора электролита, считая, что объемы складываются). Далее строят график зависимости рН от концентрации электролита в двух видах: с линейной шкалой концентрации и с логарифмической шкалой концентрации. На каждый график накладывают две кривых – одну для сильного электролита, другую для слабого. Итого должно получиться 4 графика, по 2 кривых на каждом (кислоты в линейной шкале, кислоты в логарифмической шкале, основания в линейной шкале, основания в логарифмической шкале).

В четвертом столбце рассчитывают [H₃O⁺] по формуле: [H₃O⁺] = 10^-pH, а в пятом – [OH^-] по формуле [OH^-] = 10^(14-pH) .

Для двух кислот строят график зависимости [H₃O⁺] от концентрации, для двух оснований – график зависимости [OH^-].

О

Рис. Установка для рН-метрического титрования с помощью бюретки. 1 – штатив, 2 – муфты, 3 – лапки, 4 – бюретка, 5 – датчик рН, 6 – химический стакан,

7 – магнитная мешалка

тчет. В отчете привести три графика. На первом привести зависимости рН от концентрации кислот. На втором – рН от концентрации оснований. На третьем – [H₃O⁺] от концентрации кислот и [OH^-] от концентрации оснований.

Контрольные вопросы

1. Форму какой алгебраической кривой имеет зависимость [H₃O⁺] от концентрации уксусной кислоты?