С.К. Пискарёва - Аналитическая химия (1110124), страница 24
Текст из файла (страница 24)
Затем осторожно переносят раствор 1 группы в другую пробирку и исследуют его (см. гл. 3, 9 6). 3. Растворение осадка кярбоиатов 11 группы. Осадок ВаСОз и СаСОз растворяют при нагревании в 1Π— -12 каплях 2 н. раствора СНзСООН и нагревают на водяной бане. Расг вор должен быть прозрачным. Если образовалась муть сульфатов катионов П группы и она не растворяется в СНзСООН, ее отбрасывают. 4.
Обнаружение и отделение ионов Ваз . К 2 -3 каплям прозрачного раствора 11 группы катионов прибавляют по каплям растворы СНзСООХа и КзСгзОт до появления оранжевой окзоаски. Желтый осадок ВаСгОе указывает на присутствие ионов Ва +. Для удаления ионов Ваз ~ повторя!от эту же реакшщу с большей порцией раствора.
Осадок центрифугируют и в растворе обнаруживают ионы Саз 5. Обиатвужеиие ионов Саз+. К центрифугату, содержащему ионы Саз, добавляют 4 — 5 капель раствора (ХНе)зСз04 и нагревают. Образующийся белый осадок СаСзОа указывает на присутствие ионов Саз+. Белая окраска ег.о маскируется избытком КзСгзОт.
Осадок промывают водой и он становится белым, Анализ катионов П группы приведен на схеме 2. Схема 2. Хол анализа катионов ! и П аналитических групп (без ионов Вез+) ГЛАВА 5 ТРЕТЬЯ АНАЛИТИЧЕСТьАЯ ГРУППА КАТИОНОВ $1. ДИССОЦИАЦИЯ ВОДЫ Вода является наиболее применяемым растворителем в аналитической практике. Хотя для молекул воды характерна ковалентная связь, все же чистая вода, не содержащая примесей в минимальной степени, пронодит электрический ток. Это указывает на то, что полярные молекулы воды в незначительной степени способны к диссоциации. Она прозвкает по уравнению НгО4 НгООН1О++ОН знг О~И гО+ + ОН ' Сущность процесса диссоциации сводится к тому, что одна молекула воды теряет протон, следовательно, она — донор протона.
Другая молекула принимаег протон и является акцептором протона. В результате образуется положительный гидроксид-ион Н10+ и отрицательный гидроксоний-ион ОН . Донорно-акцепториые свойстна лежат в основе кислотно-основных реакций, которые рассматриваются как реакции переноса протона. Такие реакции протекают легко при обычных условиях без существенной перестройки связываюших электронов и считаются простыми. Анализируемые водные растворы наряду с ионами растворенных веществ содержат ионы, возникшие за счет днссоциации молекул воды.
Это необходимо учитывать при анализе различных соединений, имея в виду, что в водном растворе будут находиться гидратированные протоны Н1О+, обозначаемые для простоты Н+. Приведенное выше уравнение можно упростить: НгО Н++ОН Вода — чрезвычайно слабый электролит, и диссоциация ее является обратимым процессом. К нему с большой точностью можно применить закон действующих масс.
Напишем уравнение константы равновесия К, которая в данном случае будет константой диссоцнации К,: [н'![он-1 (1) [Н О1 Степень диссоциации воды и=1,8.!О э. Эта величина чрезвычайно незначительна. Из 554 млн. молекул воды на ионы распадается только одна молекула.
Поэтому можно считать, что знаменатель дроби равен общей концентрации воды и что концентрация неднссоцнирова нных молекул в воде и разбавленных водных растворах одинакона. Масса 1 л воды при 25 С равна 997 г. Малярная масса воды 18,02 г/моль. Отсюда малярная концен- трация волы воды равна 997:18,02=55,37 моль/л. Концентрация Н+- и ОН -ионов одинакова, а ее числовое значени рав е но: 1„8.10 ~-55,37=1 1О ' моль/л. Используя эти данные, можно найти константу диссоциации воды К,: 107 [Н+~ — [ОН 3=10 г, [НгО1=5537, 1О 1О 1О ! 8. 10 — 10 55,37 55,37 венстве К и знаменатель дроби являются вели- В этом равенст в лев часть равенства: чинами постоянными. Перенесем их в левую 1,8.10 '"-55,37=10 '.1О '=1О '4=К,.
( ) В чи К называют иоыным произеедеиием воды. Для даннои ггелн нну й как чя самой воды так температуры она является постояннои ка д. ат 25' она и для ее р азбавленных растворов. При темпер уре й — 1,008. 10 равна , но ре 1О '4, зультат самых точных измерений — 1,008. К во Так как с изменени нием температуры меняется значение „ дь, ы К ответственно меняется и ионное произведение воды нцентрация Н+-ионов равна концентрации воде конце рац ОН -ионов, произ- Как бы ни менялись концентрации Н - и О - , р неденне их для л ля любого водного раствора представляет собой величину постоянную при данной температуре.
р температуры, во К зрастает. Некоторые данные принедены ниже: 60 100 т' 'р"урц 'С ' 011 1О „1.О 1О м 955 1О ° 55 1О [й )'=[он'-) ...... о,'33 юЕсли в раствор ввести дополнительно Н~- Н~- или ОН -ионы, то из ионного произведения воды можно рассч ассчитать концентрапйю . Например„при введении кислоты концентрация 10 10 =10 4 ~~ля/~, Н'-ионов повысилась в 1000 раз, т.
е. ьно, конце1 ация ОН -ионов ва столько раз умень- ' 10' = 10 '0 моль/л Пмставы шитая и станет равной 10: = м значение концен' „а тацин ионов в ионное произведение воды — 4. — 10 — 14 ГН 3 ГОН ~ = 10 4, получим 10 10 = 10 Если при авить щел Е б ь щелочь к чистой воде и увеличить конценаз, о 10 1, тем самым траци ацию ОН -ионов, Щнапримеп, в 10 000 раз, до, т +-ионов до 10 11 моль/л, получим ионное пооизведенне воды, равное -11 . !0-3 !Π— 14 =!О ' '10 1= Зная концентрацию Н -ионов в каком-ли р -либо асгворе, можно определить концентрацию ОН -иона . пр р, и нов.
На имер, если в растворе [Н+ [=0,01=10 г моль/л, то [ОН ~=К,:[Н+~=10 =10 'г моль/л. Таким образом, водный раствор независимо от того, какова его реакция, должен всегда содержать Н+- и ОН -ионы. Зная, что [Н+] [ОН ] =10 '4, реакцию любого раствора можно охарактеризовать количественно через концентрацию ионов Н'. При этом если [Н+1> !О ? моль/л, то раствор имеет кислую реакцию; при [Н+]=!О моль/л — нейтральную; при [Н+]<10 т моль/л— щелочную. б 2. ВОДОРОДНЫВ И ГИДРОКСИДНЫВ ПОКЛЗАтКЛИ Концентрацию ионов [Н ь] удобнее выражать в логарифмической форме.
Зеренсен предложил эту величину называть водородным показателем, а Кларк — обозначать через рН. Водородиый юказатель рН представляет собой десвтичиый логарвфм коицевтрацви водоролвых попов, взятый с обратным звакоап (3) рн= — 18[Н+). При вычислении рН проводят округление до 0,01: в нейтральном растворе рН=7,00, в кислом растворе рН(7,00, в щелочном растворе рН>7,00. Например, если [Н+]=1О з моль/л„то 1810 зче — 3, рН=ЗОО. Раствор будет кислый.
Если [Н')=5 10 'о моль/л, то рН= — 185+!810 хо= — (О 70— — 10,00) = 9,30 (щелочной раствор). Следовательно, кислотность раствора растет с уменьшением рН, щелочность возрастает с его увеличением, а именно: рН 1 —:4— кислая среда; рН 5,6 — слабокислая среда; рН 7 — нейтральная среда; рН 8,9 — слабощелочная среда; рН 10 —:14 — щелочная среда.
Водородный показатель рН определяет концентрацию Н+- и ОН -ионов в растворе и служит практическим мерилом кислотности и щелочности и растворов. При более точных расчетах показатель рН определяют как отрицательный логарифм активности Н+-ионов, т. е. рН,= = — 18 а„- .
В растворах, обладающих высокой ионной силой, при расчетах рН вводят коэффициент активности. Наряду с рН применяют гидрокеидный показатель рОН: рон= — !8[он-). (4) При логарифмировании уравнения [Н~][ОН ]= 10 ха и из- менении знаков у логарифмов на обратные получим: рН+рОН=рй„=14 (при 25' С), (5) РК.= -!8К.=-!8 Ш-"= и Следовательно, для любого водного раствора имеем соотношение рН = рК,-рОН = 14 — рОН (при 25' С). (6) Дпя измерения рН и рОН существуют различные методы. Качественно реакцию среды можно определить с помощью с пециальных реактивов, называемых индикаторами, окраска ко- торых изменяется в зависимости от концентрации - и ионов в растворе.
Концентрация водородных ионов имеет важное значение при химических исследованиях, различных технологических производ- ственных процессах, изучении явлений, происходящих в живых организмах, и т. д. Познакомимся с вычислениями [Н+], [ОН ] и рН в расгворах сильных и слабых кислот и оснований. Сильные кнслоты (НС1, Н1, Н!ЧОз и дР.). В сильных кислотах [Н+] практически считают равной концентрации кислоты. Сле- довательно, для расчетов применяют следующие формулы: [Н') с„„.„=сам„ (7) 1ЭН= — 18[Н ) !яс„м„= — 18сих . (8) П ме 1.
Определить [Н') и рН в растворах сильных кислот. Хлороводородиая кислота--сильвах кислота, диссоциируст раз р" Р в бавлепиых рактически полностью (без учсеа коэффициента активности), поэтому принимаем концентрацию ионов Н равной общеи колцеитрации кис~ юты: НС1, моль/л ...........................
О,! 0,01 0,001 [Н+), моль/л ......................... 10 ' !О з !О з рН .'........................................... ! 2 3 Изменение рН на единицу соответствует измецеиию коицеитрации Н'-иовов Пример 2. Имеем раствор сильной кислоты с [Н')=5.10 з моль/л, чему равен рН раствора? Определяем водорощпяй позззатель по формуле РН= — !8 „+, рН 185.10-з 185+1810-з 107 3) 3 07 230 П ме 3.
Чему равна колцситрация водородлых ионов в растворе сильвой ри ? кислоты, если рН раствора равен 4,4. Зная, что рН= — 18[Н+)=44, [Н+)=10 ма=10 з 10оь 10 зл, 18х=О б, к=3,98, [Н )=3,98" 10 з моль/л. Свиные основания (Р!иОН, КОН и др.). В сильных основаниях. ОН ] считаем практически равной концентрации основания К1ОН. ледовательно, для расчетов можно применить следующие формулы: [Он )=с; рОН= — 18[ОН ) = — 18с = — 18[К!Он); (9) [Н')= —; рН=14-рОН. 10 4 (10) [ОН )' П 4. Определить [ОН ), [Н+) и рН в растворах тидроксидов ?4аон и КОЙ для следующих концентраций: ! Храон) и (КОН), моль/л .. 0,1 0,01 0,001 ОН),моль/л........................
![](https://s.studizba.com/z.php?f=/templates/si/i/noavatar.png&w=100&h=100&t=1"){kind=avatar}
