Ім'я файлу: курсова рН метр.docx
Розширення: docx
Розмір: 365кб.
Дата: 16.05.2022
скачати
Пов'язані файли:
Dzyubyshyna_Suchasnyy_zharhon_i_suchasne.pdf
Основні класи неорганічних сполук,Гасинець.ppt
Керецьки1.docx
Лекція 7.pptx
Лекція 8.pptx
Лекція 2.pptx
Лекція 6.pptx
how-write-erasmus-sover-letter.docx
Розширення: docx
Розмір: 365кб.
Дата: 16.05.2022
скачати
Пов'язані файли:
Dzyubyshyna_Suchasnyy_zharhon_i_suchasne.pdf
Основні класи неорганічних сполук,Гасинець.ppt
Керецьки1.docx
Лекція 7.pptx
Лекція 8.pptx
Лекція 2.pptx
Лекція 6.pptx
how-write-erasmus-sover-letter.docx
\
КУРСОВА РОБОТА
з дисципліни: Аналітичні прилади
на тему: Застосування потенціометричного методу для вимірювання рівня рН водних розчинів
Ужгород
ВСТУП
Існуєкілька показників, які характеризуютьякість води.Однимз найбільш важливихдляспоживачів єпоказниккислотно-лужної рівноваги водиpH.
рНводи - одинз найважливішихробочих показниківякості води, який багато в чомувизначаєхарактерхімічнихі біологічнихпроцесів, що відбуваютьсяу воді.Залежновід величинирНможезмінюватися швидкістьпротікання хімічнихреакцій, ступінькорозійної агресивностіводи, токсичністьзабруднюючихречовин іт.д.
Дуже часто показник рН плутають з такими параметрами, як кислотність і лужність води. Важливо розуміти різницю між ними. Головне полягає в тому, що рН - це показник інтенсивності, але не кількості. Тобто, рН відображає ступінь кислотності або лужності води, в той час як кислотність і лужність характеризують кількісний вміст у воді речовин, здатних нейтралізувати відповідно луги та кислоти. Як аналогію можна навести приклад з температурою, яка характеризує ступінь нагрівання речовини, але не кількість тепла. Наприклад, опустивши руку у воду, ми можемо сказати яка вода - прохолодна або тепла, але при цьому не зможемо визначити, скільки в ній тепла (тобто умовно кажучи, як довго ця вода буде остигати).
Зазвичай рівень рН знаходиться в межах, при яких він безпосередньо не впливає на споживчі якості води. Так, в річкових водах рН зазвичай знаходиться в межах 6,5 - 8,5, в атмосферних опадах - 4,6 - 6,1, в болотах - 5,5 - 6,0, в морських водах - 7,9 - 8,3. Якщо показник pH води знижений, то така вода має високу корозійну активність. При рН більше 11, вода може завдати шкоди здоров'ю людини: викликати подразнення слизової оболонки очей і шкіри, така вода має підвищену милкость і характерний неприємний запах.
Саме тому для питної та господарсько-побутової води оптимальним вважається рівень рН в діапазоні від 6 до 9.
1 Що таке показник рН
Водневий показник pH, - величина, що показує міру активностііонівводню (Н+) в розчині, тобто ступінь кислотності або лужності цього розчину. Для розведених розчинів можна користуватись терміном «концентрація» замість «активність» у цьому визначенні. pH нейтрального розчину становить 7, розчини із більшим значенням водневого показника є лужними, із меншими - кислими.
pH(лат.pondusHydrogenii-силаводню, вимовляється«пе аш», англійська вимова-pi ː'eɪtʃ) - міраактивності (в дуже розведених розчинахвона еквівалентнаконцентрації) іонівводнюврозчині, і кількісновиражаєйого кислотність, обчислюєтьсяякнегативний (узятий з оберненим знаком)десятковийлогарифмактивностіводневихіонів, виражений вмоляхна одинлітр:
Це поняття буловведенов 1909 роцідатськимхіміком
С. П. Серенсеном (Sørensen). ПоказникназиваєтьсяpH, за першими літерамилатинських слівpotentia hydrogeni-силаводню, абоpondus hydrogeni- вагаводню.Взагалі вхіміїпоєднаннямpXприйнято позначативеличину, рівну-lg X, абукваH вданомувипадку позначаєконцентраціюіонівводню(H+), або, точнішу, термодинамічнуактивністьгідроксон-іонів.
Виведення значення рН:
У чистій воді при 25 °C концентрації іонів водню ([H+]) і гідроксид-іонів ([OH-]) однакові й становлять 10-7 моль/л, це безпосередньо випливає з визначення іонного добутку води, який дорівнює [H+] · [OH-] і становить 10-14 моль²/л ² (при 25 °C).
Коли концентрації обох видів іонів в розчині однакові, кажуть, що розчин має нейтральну реакцію. При додаванні до води кислоти концентрація іонів водню збільшується, а концентрація гідроксид-іонів відповідно зменшується, при додаванні підстави - навпаки, підвищується вміст гідроксид-іонів, а концентрація іонів водню падає. Коли [H+]> [OH-] кажуть, що розчин є кислим, а при [OH-]> [H+] - лужним.
Для зручності подання, щоб позбутися від негативного показника ступеня, замість концентрацій іонів водню користуються їх десятковим логарифмом, узятим зі зворотним знаком, який власне і є водневим показником - pH.
Набагатоменше поширенняотрималазворотнаpHвеличина -показникосновностірозчину, pOH, що є рівним негативномудесятковому логарифмуконцентрації в розчинііонівOH-:
яквбудь-якомуводному розчиніпри25°C
очевидно, що при цій температурі:
2 Розрахунок рН для розчинів, водневий показник рН
Молекули води до певної міри здатні до дисоціації, що описується рівнянням:
H2O
H+ + OH-;Константа рівноваги для цього процесу:
При температурі 25 °C молярність чистої води становить 55 М, константа рівноваги Keq, визначена завдяки вимірюванню електропровідності чистої води, становить 1,8 × 10−16 М. Добуток цих двох величин рівний іонному добутку води [H+] і· [OH−], що позначається Kw. Відповідно іонний добуток води є сталою величиною і становить 1 × 10−14М2 при 25 °C). Отже нейтральний розчин, в якому активність іонів водню дорівнює активності гідроксид-іонів ОН−, обидві ці величини рівні 1 × 10−7М
рН обчислюється як негативний десятковий логарифм активності іонів H+ (або, точніше, для водних розчинів — іонів гідроксону [H3O+]) і є безрозмірною величиною:
Отже для нейтральних розчинів значення pH рівне 7, для лужних — більше 7, для кислих — менше. Із значення pH можна розрахувати pOH
При більш високих температурах константа електролітичної дисоціації води підвищується, відповідно збільшується іонний добуток води, тому нейтральною виявляється pH < 7 (що відповідає концентраціям, що збільшилися як H+, так і OH−); при зниженні температури, навпаки, нейтральна pH зростає.
рН абсолютно чистої води повинно мати значення 7. Але насправді такого майже ніколи не трапляється — наприклад при контакті із повітрям у воді розчиняється вуглекислий газ, з якого утворюється вугільна кислота Н2СО3, внаслідок цього рН води падає 5,7-6.
pH більшості відомих розчинів коливається між значеннями 0 та 14. Відомі розчини із значенням рН меншим нуля та більшим 14, але у таких випадках замість pH, як характеристики кислотності розчину, зазвичай користуються концентрацією кислоти або лугу.
Розрахунок рН для розчинів:
Значення pH для слабких та сильних кислот можна розрахувати, використовуючи деякі припущення.
Процес розчинення сильної кислоти, наприклад соляної, у воді можна записати, як:
HCl(aq) → H+ + Cl−
Тобто приймається, що в 0.01 M розчині HCl концентрація іонів гідроксону також становить 0.01 M. Отже: pH = −log10 [H+]:
pH = −log (0.01)
що дорівнює 2.
Слабкі кислоти не дисоціюють повністю. Між іонами водню, молекулами кислоти та її спорідненої основи досягається рівновага. Наступне рівняння ілюструє цю рівновагу між мурашиною кислотою та її іонами:
HCOOH(aq) ↔ H+ + HCOO−
Щоб мати можливість розрахувати pH необхідно знати константу рівноваги для цієї кислоти, яка визначається за наступним рівнянням: Ka = [іони водню][іони кислоти] / [кислота]
Для HCOOH, Ka = 1,6 × 10−4
При розрахунку pH не дуже слабкої кислоти у не занадто розведеному розчині зазвичай приймається, що вода не постачає іонів водню (таке ж припущення було зроблено для розрахунку кислотності сильної кислоти вище). Це спрощує розрахунок і достатньо правомірно, тому що концентрація іонів водню, яка є наслідком дисоціації води, становить 1×10−7 М, що зазвичай несуттєво.
Для 0.1 М розчину мурашиної кислоти (HCOOH), константа кислотності дорівнює:
Ka = [H+][HCOO−] / [HCOOH]
Приймаючи, за x кількість дисоційованих молекул кислоти, зауважимо, що [HCOOH] зменшиться на цю кількість, у той час як [H+] та [HCOO−] збільшаться на це число. Таким чином, [HCOOH] можна замінити на 0.1 − x, а [H+] та [HCOO−] на x. В результаті маємо вираз:
Розв'язуючи відносно x одержуємо 3,9×10−3, що і є концентрацією іонів водню. Таким чином pH = −log(3.9×10−3), або приблизно 2.4.
Експериментальне вимірювання рН:
Водневий показник водних розчинів можна приблизно визначити, використовуючи індикатори — сполуки, що змінюють забарвлення при протонуванні/депротонуванні. До найбільш розповсюджених індикаторів належать фенолфталеїн, лакмус, метилоранж тощо[1].
Для більш точного визначення pH використовують pH-метри, що мають скляні електроди, винятково чутливі до іонів H+, але не чутливі до інших катіонів. Сигнал від такого електрода, поміщеного у дослідний розчин, підсилюється і порівнюється із сигналом від розчину з точно відомим значенням pH.
рис. 2.1 pH-метр [1]
рис. 2.2 Універсальний індикаторний папір для вимірювання pH [1]
3 Що таке буферні розчини
Підтримати потрібне значення рН, не дати йому помітно відхилитися в ту або іншу сторону при зміні умов можливо при використанні так званих буферних (від англ. Buff - пом'якшувати поштовхи) розчинів. Такі розчини часто являють собою суміш слабкої кислоти і її солі або слабкої основи і його солі. Подібні розчини «чинять опір» в певних межах (які називаються ємністю буфера) спроб змінити їх рН. Наприклад, якщо спробувати трохи підкислити суміш оцтової кислоти і ацетату натрію, то ацетат-іони зв'яжуть надлишкові іони Н+ в малодисоційовану оцтову кислоту, і рН розчину майже не зміниться (ацетат-іонів в буферному розчині багато, так як вони утворюються в результаті повної дисоціації ацетату натрію). З іншого боку, якщо ввести в такий розчин трохи лугу, надлишок іонів ОН - буде нейтралізований оцтової кислотою зі збереженням значення рН. Аналогічним чином діють і інші буферні розчини, причому кожний з них підтримує певне значення рН. Буферною дією володіють також розчини кислих солей фосфорної кислоти і слабких органічних кислот - щавлевої, винної, лимонної, фталевої та ін Конкретне значення рН буферного розчину залежить від концентрації компонентів буфера. Так, ацетатний буфер дозволяє підтримувати рН розчину в інтервалі 3,8-6,3; фосфатні (суміш КН2РО4 і Na2HPO 4) - в інтервалі 4,8 - 7,0, боратні (суміш Na2B4O7 і NaOH) - в інтервалі 9,2-11 і т.д. [2]
Багато природних рідин мають буферними властивостями. Прикладом може служити вода в океані, буферні властивості якої багато в чому обумовлені розчиненим вуглекислим газом і гідрокарбонат-іонами НСО3-. Джерелом останніх, крім СО2, є величезні кількості карбонату кальцію у вигляді раковин, крейдяних і вапнякових відкладень в океані. Цікаво, що фотосинтетична діяльність планктону - одного з основних постачальників кисню в атмосферу, приводить до підвищення рН середовища. Відбувається це відповідно до принципу Ле Шательє в результаті зсуву рівноваги при поглинанні розчиненого вуглекислого газу: 2Н++СО32 -= Н+ + НСО3-, Н2СО3 = Н2О + СО2. Коли в ході фотосинтезу CO2 + H2O + hv = 1/n(CH2O)n + O2 з розчину видаляється СО2, рівновага зміщується вправо і середовище стає більш лужним. У клітинах організму гідратація СО2 каталізується ферментом карбоангідразою.
Клітинна рідина, кров також є прикладами природних буферних розчинів. Так, кров містить близько 0,025 моль/л вуглекислого газу, причому його вміст у чоловіків приблизно на 5% вище, ніж у жінок. Приблизно така ж в крові концентрація гідрокарбонат-іонів (їх теж більше у чоловіків).
При дослідженні грунту рН є однією з найбільш важливих характеристик. Різні грунти можуть мати рН від 4,5 до 10. За значенням рН, зокрема, можна судити про вміст у грунті поживних речовин, а також про те, які рослини можуть успішно рости на даному грунті. Наприклад, зростання квасолі, салату, чорної смородини утрудняється при рН грунту нижче 6,0; капусти - нижче 5,4; яблуні - нижче 5,0; картоплі - нижче 4,9. Кислі грунти зазвичай менш багаті поживними речовинами, оскільки гірше утримують в собі катіони металів, необхідні рослинам. Наприклад, що потрапили в грунт іони водню витісняють з неї пов'язані іони Са 2 +. А витіснені з глинистих (алюмосилікатних) порід іони алюмінію у великих концентраціях токсичні для сільськогосподарських культур.
Для розкислення кислих грунтів використовують їх вапнування - внесення речовин, поступово зв'язують надлишок кислоти. Таким речовиною можуть служити природні мінерали - крейда, вапняк, доломіт, а також вапно, шлак з металургійних заводів. Кількість внесеного розкислювача залежить від буферної ємності грунту. Наприклад, для вапнування глинистого грунту потрібно більше розкислюючіих речовин, ніж для піщаного.
Велике значення мають вимірювання рН дощової води, яка може виявитися досить кислою через присутність в ній сірчаної та азотної кислот. Ці кислоти утворюються в атмосфері з оксидів азоту та сірки (IV), які викидаються з відходами численних виробництв, транспорту, котелень та ТЕЦ. Відомо, що кислотні дощі з низьким значенням рН (менше 5,6) гублять рослинність, живий світ водойм. Тому постійно ведеться контроль рН дощової води.
1 2 3