химический каталог




Курс физической химии. Том II

Автор Я.И.Герасимов

ения концентрации водородных ионов в изучаемых растворах используются стандартные растворы кислот, служащие эталонами.

Для определения концентрации водородных ионов в самой стандартной кислоте различных концентраций Серенсен умножал аналитические концентрации этой кислоты на степень ее диссоциации, определенную по электропроводности. Шкала рН, построенная на основании рассчитанных таким образом эталонов концентрации водородного иона, часто применяется для практических целей и в настоящее время.

Однако значения рН, основанные на аналитической концентрации ионов водорода, нельзя использовать в точных исследовательских работах, поскольку термодинамические свойства растворов зависят не от аналитической концентрации, а от активности находящихся в растворе ионов. Поэтому под термином рН принято понимать логарифм активности водородных ионов, взятый с обратным знаком (вместо рН в некоторых работах использовано обозначение рНа):

рН =~lgaH+ (XVIII, 64)

В разбавленных растворах значения концентрации и активности совпадают. При высоких концентрациях значения рН, рассчитанные по аналитической концентрации и по активности водородных ионов, могут значительно расходиться.

В водной среде ион водорода, как было указано выше, соединяется с молекулой воды, образуя ион гидроксония Н30+. В чистой воде [Н30+] = [ОН"]. При 25 °С kw = [H30+HOH~] = 1 -10-**. следовательно [Н30+] = 10"7 и рН = 7.

В принципе можно использовать и гидроксильный показатель рОН. В чистой воде рОН, очевидно, тоже равен 7. Но при постоянной температуре рН + рОН = const, поэтому для характеристики как кислотности, так и основности водных растворов вполне достаточно знать только величину рН.

В кислых растворах [Н+] > 10~7 и, следовательно, рН < 7. В щелочных растворах, наоборот, [Н+] <С 10~7 и рН соответственно больше 7.

Для выражения концентраций других ионов или молекул также можно пользоваться соответствующими показателями, например pNa+, pSO^, рСНзОН и т. д. Но на практике широкое применение нашел только водородный показатель рН, характеризующий кислотность среды.

Величина рН на практике редко бывает отрицательной; так, если [Н+] = 1, то рН = 0, и только при [Н+] = 10 величина рН достигает значения минус 1. Концентрация водородных ионов, соответствующая рН = — 1, очень велика и встречается не часто, а концентрация, соответствующая рН — — 2, просто невозможна.

О более точных расчетах рН в концентрированных растворах и об учете влияния ионной силы на активность раствора см. гл. XXII, § 6. Используя изложенные там методы, можно вычислить истинные значения ионного произведения воды, термодинамические константы диссоциации кислот и оснований и другие ха* рактеристики ионных равновесий в концентрированных растворах.

Как было сказано, рН часто определяется с помощью измерения э. д. с. Подобные измерения дают не концентрацию, а. активность водородных ионов. Точность и удобство метода э. д. с. значительно способствовали тому, что в настоящее время принято определение рНа =» — lg<2H+Однако при определении содержания водородных ионов в растворах в обычной лабораторной практике часто пренебрегают коэффициентами активности и определяют рН = —lg[H30+], т. е. пользуются формулами, в которых даны аналитические концентрации. Это снижает точность определения, но упрощает расчеты.

В расчетные формулы, обычно используемые при определении рН методом э. д. с, входят именно логарифмы концентраций водородных ионов, а поэтому введение величины рН значительно упрощает расчеты.

§ 11. Индикаторы

Индикаторами называются вещества, которые способны изменять свою окраску в зависимости от активности или от концентрации водородных нонов в растворе. Многие индикаторы используются при титровании кислот щелочами нли наоборот, но очень немногие индикаторы изменяют окраску вблйЭй точки нейтрализации, т. е.

когда рН раствора мало отличается от 7. Изменение окраски (см. табл. XVIII, 6) происходит в интервале 1,5—2 единиц рН и в зависимости от природы индикатора может происходить как в кислых, так и в щелочных растворах. Это разнообразие значений рН, при которых изменяют цвет различные индикаторы, используется для измерения рН.

Таблица XVIII, 6. Некоторые индикаторы и их характерные свойства

Интервал «Окраска

Индикатор PfeHH перехода

окраски.

рН в кислоте в щелочи

Тимоловый синий 1,51 1,2-2,8 Красная Желтая

Метиловый оранжевый 3,7 3,1-4,4 » »

Бромфеиоловый синий 3,98 3,0-4,6 , Желтая Голубая

Бромкрезоловый зеленый 4,67 3,8-5,4 » »

Бромкрезоловый красный 5,1 4,2-6,3 Красная Желтая

Хлорфеноловый красный 5,98 4,8-6,4 Желтая Красная

Бромфеиоловый 6,16 5,2—6,8 » »

Бромкрезоловый пурпуровый 6,3 5,2-6,8 Пурпурная

Вромтимвловый синий 7,0 6,0-7,6 » Голубая

л-Нитрофенол 7,1 5,6—7,6 Бесцветная Желтая

Феноловый красный 7.9 6,8-8,4 Желтая Красная

Крезоловый красный 8,3 7,2-8,8 » »

Метакрезоловый пурпуровый 8,32 7,4-9,9 Пурпурная

Тимоловый синий 8,9 8,0—9,6 Голубая

Крезолфталеин 9,4 8,2-9,8 Бесцветная Красная

Фенолфталеин 9,4 8,3-10,0 » .«

Тимолфталеин 9,4 9,2—11,6 Голубая

Ализариновый желтый — 10,0-12,0 Желтая Лиловая

Нитрамин 11,0-13,0 Бесцветная Оранжево-коричневая

В общем виде соотношения между активностями различных форм индика* тора и иоиов водорода могут быть записаны следующим образом. Обозначим через НВ недиссоциированную кислотную форму индикатора, а через В —

Теория индикаторов была разработана Оствальдом (1891), Гантчем (1907), Бьеррумом (1918) и др. Эти авторы установили, что индикаторы могут существовать з двух таутомериых формах различного Цвета. Например, фенолфталеин в кислой среде становится бесцветным (форма I), а в щелочной среде — красно-фиолетовый (форма II):

основную форму. Если кислота НВ представляет собой нейтральную молекулу, то сопряженное с ней основание В несет отрицательный заряд. Если основание В нейтрально, то кислота несет положительный заряд. Кроме того, и кислота и основание могут существовать в бесцветной (I) или окрашенной (II) тауто-мерной форме — HBi и НВц и соответственно Bi и Вн.

Рассмотрим случай, когда незаряженной является кислота. При взаимодействии ее с водой имеем

HBj -f Н20 = ВТ -f Н30+ Константа диссоциации этой реакции

К„ =— (XVIII, 65)

Д1 ^НВ j

Бесцветный ион ВТ находится в таутомерном равновесии с окрашенной формой В^:

Константа этого равновесия

а

Как-=~ (XV111,66>

Получающиеся окрашенные ионы Bj"j тоже должны быть в равновесии с ионами водорода, так как возможна реакция

НВН -f Н20 = B]"j + Н30+ и, следовательно, константа диссоциации кислоты НВц имеет вид

К «—U—2— (XVIII, 67)

Дп flHBn

Кроме перечисленных независимых равновесий можно записать еще равновесие между общими количествами недиссоциированной и диссоциированной кислоты независимо от того, в какой форме эти количества присутствуют:

[HBj + НВП] + Н20 = [В7 + BfJ + н,о+ Суммарная константа диссоциации индикатора

в--+ч)ч°+

К, = —- ~ -— (XVIII, 68)

Акн aHBj ~г анви

КП можно выразить через КП , КД„ и КА„, для чего след

страница 125
< К СПИСКУ КНИГ > 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54 55 56 57 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86 87 88 89 90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102 103 104 105 106 107 108 109 110 111 112 113 114 115 116 117 118 119 120 121 122 123 124 125 126 127 128 129 130 131 132 133 134 135 136 137 138 139 140 141 142 143 144 145 146 147 148 149 150 151 152 153 154 155 156 157 158 159 160 161 162 163 164 165 166 167 168 169 170 171 172 173

Скачать книгу "Курс физической химии. Том II" (5.2Mb)


[каталог]  [статьи]  [доска объявлений]  [прайс-листы]  [форум]  [обратная связь]

 

 

Реклама
ремонт замятой двери шкода цена
двухъярусная кровать для подростка и грудничка
vk 200/1 характеристики
купить профессиональный караоке для дома

Рекомендуемые книги

Введение в химию окружающей среды.

Книга известных английских ученых раскрывает основные принципы химии окружающей среды и их действие в локальных и глобальных масштабах. Важный аспект книги заключается в раскрытии механизма действия природных геохимических процессов в разных масштабах времени и влияния на них человеческой деятельности. Показываются химический состав, происхождение и эволюция земной коры, океанов и атмосферы. Детально рассматриваются процессы выветривания и их влияние на химический состав осадочных образований, почв и поверхностных вод на континентах. Для студентов и преподавателей факультетов биологии, географии и химии университетов и преподавателей средних школ, а также для широкого круга читателей.

Химия и технология редких и рассеянных элементов.

Книга представляет собой учебное пособие по специальным курсам для студентов химико-технологических вузов. В первой части изложены основы химии и технологии лития, рубидия, цезия, бериллия, галлия, индия, таллия. Во второй части книги изложены основы химии и технологии скандия, натрия, лантана, лантаноидов, германия, титана, циркония, гафния. В третьей части книги изложены основы химии и технологии ванадия, ниобия, тантала, селена, теллура, молибдена, вольфрама, рения. Наибольшее внимание уделено свойствам соединений элементов, имеющих значение в технологии. В технологии каждого элемента описаны важнейшие области применения, характеристика рудного сырья и его обогащение, получение соединений из концентратов и отходов производства, современные методы разделения и очистки элементов. Пособие составлено по материалам, опубликованным из советской и зарубежной печати по 1972 год включительно.

 

 



Рейтинг@Mail.ru Rambler's Top100

Copyright © 2001-2012
(23.10.2017)