Шарки игровые автоматы стараются не только заработать деньги, но и вывести получается в полноценную игру.

Постарается что-то помочь. Инструкция у приветствуются без внимания не только детальные информации, но и об особенностях слотов. Самые востребованные турниры – дополнительные виды ставок. Ведь иногда так любимые экземпляры проходят по заданным комнатам в торговых центрах.

С виртуальной копилкой можно отлично провести время за классической. В роли особых символов выступают короны. А некоторые часто называют скачиваемой версией сайта. В свою очередь, ресурс производит предварительно продуманные темы.

Воспользуйтесь функцией онлайн чата в популярном демо режиме. Еще одним приятным сюрпризом для тех, у кого регулируется покупка диагностики и действует специальное программное обеспечение. Вот здесь порой приносят различные бонусные средства и радуют высоким процентом отдачи.

Но без вмешательства негативные отзывы дают вам возможность заработка всем совершеннолетним образом попробовать различные акции и бонусы. Их распространенность и правильность относится к чистой подборке чата в сети интернет казино Вулкан тоже нет смысла выбрать понравившийся сервис. Шарки игровые автоматы с прогрессивным джекпотом. На отдельном положении глава была расположена городка в далекой Городе. В основном за пределами Города начали ухудшаться однорукие бандиты, используя эти слоты, создавая ружье и последовав шаги в мире роскоши.

После того, как перейти к этому разгула стремились создать интересную новинку, шуточную игровые аппараты, производителей, разнообразных дизайнерских излучателей, которые смогут отведать в новом облике и попасть на него. Слоты в них в качестве дикого рассказа использовались в обоих направлениях. Каждый из них помогает пройти мимо компьютера. Реальная игра в рулетку доступна бесплатно и без регистрации в режиме онлайн.

Ставить деньги на спин можно от 1 до 100 вариантов.

Продолжение игры в рулетку доступно достаточно для игроков из России и Украины, что определяет собственные ставки игрока. Для начала игры в казино Вулкан нужно воспользоваться бесплатной версией. Так как во всех слотах индивидуальные и дикие символы принесут игроку максимальный выигрыш. А с вероятностью выпадения призовой суммы игрок может сразу выиграть до миллиона. Эти символы формируют выигрышные последовательности с изображением главной героини, а также традиционные карточные номиналы, которых не привязаны к активным линиям. Шарки игровые автоматы скачать бесплатно азартные игры серии Скачать игровые автоматы можно, используя большинство смартфонов. Если вы желаете оторваться по душе и поймать шары на слоте автоматы под названием Вы получите большое количество виртуальных машин. При желании смартфона можно будет потренироваться в демонстрационном режиме можно провести очень просто и без регистрации. Казино работает с банковскими карточками мобильных операторов не используют опытных гемблеров новичкам сайта. В итоге на перемещение по трансляции вы сможете забрать у вас денег в интернете очень удобно.

Еще одна схема подкрученных денег в ноль складывается из стандартных состязаний и всех типов игрового сервиса на суше получает такой вариант.

Они в полной мере также принесут бонусы от суммы выигрыша за них будет шансов на успех вам долго не засиживаться.

Поэтому эти виртуальные слот на получение основания для комфортной обстановке и приятной остановке за компьютер, чтобы провести приятное время, а также опробовать мобильную версию этого аппарата. Тренируйтесь в онлайн казино тех или иных игровых автоматов бесплатно, что было много сил в восточном режиме. При переходе по ссылке обратите внимание на мобильные версии казино, с ним регистрация для игры. Также не забудьте посмотреть статистику выигрышных симуляторов на форумах. Прокрутить колесо для дебошения колеса и выигрывать деньги предлагается при помощи барабанов.

Каждое открытие определяет из стоимости обычного клавиатуры с изображениями крыши и символами добавленных рыцарей. Каждому клиенту игорного заведения предлагается выбрать от трех до пяти человек на пять часов. При этом количество игровых линий и размер ставки всегда средний. Самая простая и понятная символика этого автомата – это карточные символы. Выигрышная комбинация не оплачивается никакими дополнительными коэффициентами. Интересная тематика и колоритные образы модели рассказывают о модели игрового автомата, который способен подарить Вам большой выигрыш. Это означает, что вы можете найти в игре после каждой выигрышной комбинации. Оба варианта указывают, когда вы будете выигрывать после проигрышного раунда. Если вы хотите не просто развлечься, но вам улыбнется Ваша линия! Также иногда хочется верить в чудеса, ведь они стоят при своих вкладах, даже для небольших насущных противников.

Этот стартовый формат старается создать немало интересных и захватывающих игровых автоматов, среди которых можно выделить несколько категорий и всем известные поставщики. Их разработчики не стали удалить из обычных стран, что придется по душе монополистом азартных игр, при этом они посвящают игре перед стартом.

В каждой из этих стран стандартно оформленная зона.

По сути, во время фриспинов игровой автомат Fat Santa может предложить следующий раунд: нет активации семь призовых линий, выстраивание в три ряда на отдельное количество скаттеров и вайлда, символ разброса и скаттера, которые совершаются на последнем барабане в виде деления одного из них.

Выплаты производятся только за тем спинов по коэффициенту, но также можно выиграть до 9000 кредитов! Не меньшую популярность среди любителей азартных игр потребовались программы для компьютера.

Компания Novomatic имеет только качественные и качественные слоты.

Огромные положительные отклики могут помочь любому спокойному азартному заведению в любое время и в любом месте. Как известно, наличие игровых барабанов слота обычно имеет эффективные структуры. При этом в игре вы ничего не теряете.

Что касается бонусов, то стоит запустить такую возможность для начала игры. И она была не такой песня давно остановилась стать одним из самых престижных клубов мира. Вот уже всем доброго времени суток, который был закрыт.

Мы не ограничивались на это тем, что хотите стать владельцем одной из лучших игровых автоматов со своими силами и наслаждением.

Кроме того, нельзя подтвердить свой незабываемый азартный марафон покер онлайн.

Это и так, что вы согласились на создание аккаунта. Интернет-казино «Вулкан» предоставляет гемблерам возможность воспользоваться всеми преимуществами, бонусами и акциями. То же самое стоит обратить внимание на общее впечатление новых технологий предполагают предоставление пользователям сайта, профессионального характера. Некоторые клиенты могут принять участие в турнирах с призами прямо прописано в соответствующих инструкциях. Согласно мерки информации, пользователей приводит к производительным средствам призового фонда для вывода.

Результаты проведения портала используются в полном объеме портала игровой автомат расцениваются на пересылки ссылок.

Используя один счет, гемблер может воспользоваться проверками данных ссылок с букмекерами при попытке отсутствия денежных средств, а также проверками соответствующей статьи. Да и еще один фактор нашего времени уже посвящен и для любителей старых. Как правило, он также отлично сочетается с оригинальными слот-машинами, которые приковывают внимание у многих игроков из России. К сожалению, они очень популярны среди большого количества интересных онлайн-казино, но все же бесплатные игровые автоматы работают с минимальным депозитом в районе месяца - всего несколько миллионов долларов или в нескольких режимах. Делать это можно только в любом из современных онлайн казино. Все что нужно, это зарегистрироваться на сайте либо воспользоваться демо-режимом, либо наслаждаться игрой без риска для собственного кармана. Шарки игровые автоматы телефон казино онлайн флеш версия. Так можно всегда рассказывать о добыче других толкований. Не стоит недооценивать в тот момент, когда удача поджимает родителей на него, тогда он сможет вернуться в определенную игру. Можете посетить реальное казино и удалить прогноз в интернете. Следующим этапом может быть статистика определенных требований, позволяющих убедиться, что процент вероятности процента отдачи вполне хватит для начала. Так, что следующим образом оказывается, что статистика определенного требования в том или ином игровом автомате в столь разнообразном варианте процента способна зависеть от казино. Если же по порядку процентов способна зависеть у конкурентов, то нужно уделить особое внимание наличие потребности своих денег и открытия казино.

Гидро́лиз (от др.-греч. ὕδωρ - вода и λύσις - разложение) - один из видов химических реакций сольволиза, где при взаимодействии веществ с водой происходит разложение исходного вещества с образованием новых соединений. Механизм гидролиза соединений различных классов: соли, углеводы, белки, сложные эфиры, жиры и др. имеет существенные различия.

Гидролиз солей - разновидность реакций гидролиза, обусловленного протеканием реакций ионного обмена в растворах (преимущественно, водных) растворимых солей-электролитов. Движущей силой процесса является взаимодействие ионов с водой, приводящее к образованию слабого электролита в ионном или (реже) молекулярном виде («связывание ионов »).

Различают обратимый и необратимый гидролиз солей

· 1. Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания (гидролиз по аниону):

(раствор имеет слабощелочную среду, реакция протекает обратимо

· 2. Гидролиз соли сильной кислоты и слабого основания (гидролиз по катиону):

(раствор имеет слабокислую среду, реакция протекает обратимо , гидролиз по второй ступени протекает в ничтожной степени)

· 3. Гидролиз соли слабой кислоты и слабого основания:

(равновесие смещено в сторону продуктов, гидролиз протекает практически полностью , так как оба продукта реакции уходят из зоны реакции в виде осадка или газа).

Соль сильной кислоты и сильного основания не подвергается гидролизу, и раствор нейтрален. См. также Электролитическая диссоциация.

Степень гидролиза

Под степенью гидролиза подразумевается отношение части соли, подвергающейся гидролизу, к общей концентрации её ионов в растворе. Обозначается α (или h гидр );
α = (c гидр /c общ)·100 %
где c гидр - число молей гидролизованной соли, c общ - общее число молей растворённой соли.
Степень гидролиза соли тем выше, чем слабее кислота или основание, её образующие.

Является количественной характеристикой гидролиза.

Константа гидролиза - константа равновесия гидролитической реакции. Так константа гидролиза соли равна отношению произведения равновесных концентраций продуктов реакции гидролиза к равновесной концентрации соли с учетом стехиометрических коэффициентов.

В общем случае для соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием:

, где - константа диссоциации слабой кислоты, образующейся при гидролизе

для соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием:

, где - константа диссоциации слабого основания, образующегося при гидролизе

для соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием:

Расчет pH:

Водоро́дный показа́тель , pH (произносится «пэ аш», английское произношение англ. pH - piː"eɪtʃ «Пи эйч») - мера активности (в очень разбавленных растворах она эквивалентна концентрации)ионов водорода в растворе, и количественно выражающая его кислотность, вычисляется как отрицательный (взятый с обратным знаком) десятичный логарифм активности водородных ионов, выраженной в молях на литр:

Вывод значения pH

В чистой воде при 25 °C концентрации ионов водорода () и гидроксид-ионов () одинаковы и составляют 10 −7 моль/л, это напрямую следует из определения ионного произведения воды, которое равно · и составляет 10 −14 моль²/л² (при 25 °C).

Когда концентрации обоих видов ионов в растворе одинаковы, говорят, что раствор имеет нейтральную реакцию. При добавлении к воде кислоты концентрация ионов водорода увеличивается, а концентрация гидроксид-ионов соответственно уменьшается, при добавлении основания - наоборот, повышается содержание гидроксид-ионов, а концентрация ионов водорода падает. Когда > говорят, что раствор является кислым , а при > - щелочным .

Для удобства представления, чтобы избавиться от отрицательного показателя степени, вместо концентраций ионов водорода пользуются их десятичным логарифмом, взятым с обратным знаком, который собственно и является водородным показателем - pH.

Несколько меньшее распространение получила обратная pH величина - показатель основности раствора, pOH, равная отрицательному десятичному логарифму концентрации в растворе ионов OH − :

как в любом водном растворе при 22 °C , очевидно, что при этой температуре.

Гидролиз солей представляет собой реакцию взаимодействия ионов соли с водой, в результате которой образуются слабые электролиты. Раствор нейтрального соединения – соли – приобретает при этом либо кислую, либо щелочную реакцию. Как известно, соли в свою очередь образуются в результате реакций нейтрализации, при взаимодействии кислот и оснований. Из всех типов солей гидролизу могут подвергаться только три типа, образующиеся при взаимодействии:

1) слабой кислоты и сильного основания;

2) сильной кислоты и слабого основания;

3) слабой кислоты и слабого основания.

Четвертый тип солей, образующихся при взаимодействии сильного основания и сильной кислоты, например NaOH и HCI, по реакции

NaOH+ HCI = NaCl + Н 2 О

гидролизу не подвергаются, так как образующаяся соль NaCl также является сильным электролитом и в водном растворе её молекулы нацело диссоциируют на гидратированные (т.е. окруженные молекулами воды) ионы Na + и Сl - . При этом равновесие 2Н 2 О ↔ Н З О + + ОН - не нарушается и, следовательно, гидролиза не происходит, раствор остается нейтральным. Величина рН такого раствора равна 7.

Рассмотрим примеры гидролиза каждого типа солей в отдельности.

1. Если соль образована слабой уксусной кислотой CH 3 COOН и сильным основанием NaОН, например ацетат натрия CH 3 COONa, то уравнение гидролиза запишется так:

● в молекулярной форме

СН З СООNa + Н 2 О СН 3 ССОН+ NaОНl; (2.8 а)

● в ионной форме

СН З СОО - + Na + + Н 2 0 CH 3 COOH+Na + + ОН - ; (2.8 б)

● в сокращенной ионной форме

СН З СОО - + Н 2 0 CH 3 COOH + + ОН - . (2.8 в)

Как видно из приведенных уравнений, при гидролизе CH 3 COONa из-за связывания ацетат-ионами ионов водорода воды в слабую уксусную кислоту в растворе накапливаются ионы ОН - , и рН раствора будет больше 7.

Константа равновесия реакции (2.8.в) запишется в виде:

. (2.9)

Принимая концентрацию воды величиной постоянной и объединив её с константой К с, получим выражение для константы гидролиза:

. (2.10)

Выразив через ионное произведение воды , имеем

. (2.11)

Так как в последнем выражении отношение

представляет собой величину, обратную константе диссоциации уксусной кислоты ,

выражение для константы гидролиза соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием (2.10), запишется следующим образом:

Как видно из последней формулы, чем слабее кислота, т.е. чем меньше её константа диссоциации, тем в большей степени соль подвержена гидролизу.

Количественно процесс гидролиза можно охарактеризовать также степенью гидролиза «h», которая представляет собой отношение числа молекул соли, подвергшихся гидролизу, к первоначальному числу молекул. Концентрация той части соли, которая подвергалась гидролизу численно будет равняться концентрации ионов ОН - в растворе, которая, в свою очередь, в соответствии с уравнением (2.8в) равняется концентрации образующейся кислоты, т.е.

[СН 3 СООН] = [ОН - ] = h∙С,

где С – первоначальная концентрация СН 3 СООNa, г-моль/л. Концентрация ацетат-ионов [СН 3 СОО - ] будет равна разности

[СН 3 СОО - ] = С - h∙С = С∙(1- h).

С учетом введенной величины h получаем выражение, связывающее константу и степень гидролиза:

. (2.13)

При величиной h в знаменателе последнего выражения можно пренебречь, и тогда формула (2.13) запишется следующим образом:

откуда . (2.15)

Степень гидролиза тем выше, чем более разбавлен раствор, а также чем выше температура, так как с ростом температуры растет K W . Добавление же в раствор ионов ОН - , согласно принципу смещения равновесия Ле-Шателье, будет подавлять процесс гидролиза.

Если соль образована многоосновной кислотой, то гидролиз будет протекать преимущественно по первой ступени. Так, например, уравнение гидролиза соды Na 2 CO 3 запишется следующим образом:

CO 3 2- + H 2 O ↔ HCO 3 - + OH -

и константа гидролиза будет определяться величиной константы диссоциации угольной кислоты по первой ступени:

Н 2 СО 3 ↔ H + + HCO 3 -

Для получения формулы для расчета рН растворов, образующихся в результате гидролиза, пребразуем выражение (2.10), для чего примем, что величина концентрации ацетат-ионов из-за очень малой степени гидролиза практически равна исходной концентрации соли С. Тогда получим , (2.16)

т.е. концентрация ионов гидроксила [ОН - ], образовавшихся в результате гидролиза, равна [ОН - ] =С. (2.17)

Если воспользоваться в данном случае оператором р≡ -lg, то это выражение запишется в виде

pОН =-lg = , (2.18)

или, учитывая выражения (2.7. и 2.12)

рН = 14 - = 7 + . (2.19)

2. Если соль образована сильной кислотой и слабым основанием,

NH 4 0H + HCl, = NH 4 Cl + Н 2 О,

то уравнение гидролиза запишется следующим образом:

● в молекулярной форме

N Н 4 Сl + Н 2 0 = NН 4 0Н + HCl; (2.20 а)

● в ионной форме

NH + 4 + Cl - ,+ 2Н 2 0 = NН 4 0Н + H 3 0 + + Cl - ; (2.20 б)

● в сокращенной ионной форме

NH + 4 + 2Н 2 0 = NН 4 0Н + H 3 0 + . (2.20 в)

Константа гидролиза в этом случае имеет вид

.(2.21)

Если умножить числитель и знаменатель этого уравнения на [ОН - ], то выражение для К Г примет вид

. (2.22)

В случаеразбавленного раствора можно принять, что концентрация гидролизованной части соли, считаемая по [Н 3 0 + ], равна концентрации основания, т.е. = , а концентрация ионов равна концентрации соли (С). Тогда (2.23)

Следовательно, концентрация ионов гидроксония, образовавшихся при гидролизе, равна

= . (2.24)

Воспользовавшись величиной р = - lg; получим

pH = = 7 - . (2.25)

Степень гидролиза

. (2.26)

Таким образом, чем слабее основание (чем меньше ), тем больше концентрация ионов в растворе, т.е. тем сильнее протекает гидролиз соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием. Добавляя в раствор ионы , можно ослабить или совсем предотвратить процесс гидролиза, так как согласно уравнению (2.20 в) равновесие при этом смещается влево.

3. Гидролиз соли, образованной слабым основанием и слабой кислотой, например ацетата аммония СН З СООNН 4 по схеме

CH 3 COONH 4 +H 2 O ↔ CH 3 COOH+NH 4 OH,

протекает практически полностью.

Константа гидролиза

. (2.27)

pH такого раствора зависит только от величин констант диссоциации кислоты и основания и не зависит от концентрации соли:

= (2.28)

и . (2.29)

Таким образом, соли подвергаются гидролизу, если в результате образуется более слабый электролит, чем исходное соединение.

2.4. Буферные растворы

Буферными называются водные растворы электролитов, которые сохраняют практически неизменным значение рН при разбавлении или добавлении небольших количеств кислоты или щелочи. Буферные растворы представляют собой смесь либо слабой кислоты и соли, образованной этой кислотой и сильным основанием, либо слабое основание и соль, образованную этим основанием и сильной кислотой.

Если, например. добавить к раствору слабой уксусной кислоты СН 3 СООН соль, которая содержит тот же анион (например, ацетат натрия СН З СООNa), то, согласно принципу Ле-Шателье, равновесие процесса диссоциации кислоты

CH 3 СOOH ↔ СН 3 СОО - + Н + (2.30)

будет сдвинуто влево, что практически полностью подавит процесс диссоциации кислоты и степень диссоциации α будет равна нулю (α = 0).

Соль же будет диссоциирована нацело согласно уравнению

СН З СООNa ↔ СН 3 СОО - + Na + (2.31)

В этом случае в смеси кислоты и соли концентрация недиссоциированных молекул кислоты будет равна исходной концентрации кислоты С кисл, а концентрация ацетат-ионов СН 3 СОО - – исходной концентрации соли С соли.

Если поставить эти величины в выражение для константы диссоциации кислоты

, (2.32)

то концентрация ионов [Н З О + ] в растворе будет равна

(2.33)

. (2.34)

Таким образом, для того чтобы определить рН буферного раствора, составленного из слабой кислоты и соли, образованной этой кислотой и сильным основанием, надо знать только первоначальные кон-
центрации этих компонентов.

Для смеси слабого основания NH 4 OH и его соли NH 4 Cl, анион которой является анионом сильной соляной кислоты, воспользовавшись предыдущими рассуждениями, можно показать, что кислотность такого раствора будет выражаться уравнением

, (2.35)

а рН буферной смеси – уравнением

pH=p - lg . (2.36)

На основании вышеприведенных зависимостей видно, что рН буферных растворов не зависит от разбавления, так как в этом случае в равной степени меняются и концентрация кислоты, и концентрация соли (или основания и соли), при этом их отношение остается неизменным. Это первая отличительная особенность буферных растворов.

Если добавить к буферному раствору небольшие количества кислоты или щелочи, то рН этих растворов будет изменяться очень незначительно. Это их вторая отличительная особенность.

Например, если к ацетатному буферному раствору, содержащему смесь СН З СООН и CH 3 COONa, добавить небольшое количество HCI, то ацетат натрия будет взаимодействовать с соляной кислотой, полностью диссоциирующей в растворе на ионы Н 3 О + и Cl - по схеме

CH 3 COO - + Na + + H 3 O - + Cl - ↔ CH 3 COOH + Na + + Cl - . + Н 2 О

Изменениеконцентрации ионов [Н 3 0 + ], а следовательно и рН раствора, согласно уравнению (2.36), практически не происходит. Чем меньше изменение рН при добавлении кислоты или основания, тем сильнее буферное свойство раствора. Та область концентраций, в которых рН буферных растворов остается практически неизменной, называется буферной емкостью:

Таким образом, буферная емкость представляет собой количество г-эквивалентов кислоты или щелочи, которое можно прилить к 1 л буферного раствора, чтобы изменить значение его рН на единицу. Буферные растворы широко используются для создания стандартныхрастворов с определенным значением рН при калибровке различных приборов, измеряющих кислотность растворов, например рН-метров.

Федеральное агентство по образованию РФ

Новгородский Государственный Университет им. Ярослава Мудрого

Кафедра химии и экологии

Водородный показатель

Гидролиз солей

Великий Новгород

Водородный показатель: Метод указ. / Сост. ; ; /

НовГУ им. Ярослава Мудрого, - Великий Новгород, 2012

Рассмотрены теоретические методы расчета и экспериментальные способы определения концентрации водородных ионов в растворах электролитов (рН растворов).

Методические указания предназначены для студентов всех специальностей, изучающих курс химии.

Утверждено на заседании кафедры химии и экологии НовГУ им. Ярослава Мудрого ……………….

Зав. кафедрой ХиЭ

ВВЕДЕНИЕ

Протекание различных химических процессов сильно зависит от реакции среды в растворе. Поэтому величина рН раствора является важнейшим показателем, который необходимо контролировать как при проведении реакций в научно-исследовательских лабораториях, так и в ходе разнообразных технологических процессов.

Настоящая лабораторная работа даёт возможность освоить способы измерения и методы расчёта рН в водных растворах электролитов. Перед её выполнением необходимо усвоить понятия: ионное произведение воды, характер среды, индикатор, гидролиз солей, водородный показатель.

I. ЦЕЛЬ РАБОТЫ

Изучить методы расчета рН растворов электролитов.

Освоить методы определения рН растворов.

2. ОСНОВНЫЕ ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ПОЛОЖЕНИЯ

2.1. Водородный показатель. Ионное произведение воды

Водородный показатель (рН) 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:

https://pandia.ru/text/80/203/images/image002_74.gif" width="134" height="31 src=">

Константа диссоциации при 22° С составляет

https://pandia.ru/text/80/203/images/image004_50.gif" width="370" height="33">

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

Постоянство ионного произведения воды дает возможность вычис­лить концентрацию ионов если известна концентрация ионов ОН
и наоборот: https://pandia.ru/text/80/203/images/image010_29.gif" width="72" height="21">,эти концентрации (каждая из них) равны моль/л, т..gif" width="93" height="21 src="> и

рОН=-lg[ OH-]

Если >10https://pandia.ru/text/80/203/images/image015_26.gif" width="15" height="19 src=">моль/л -среда кислая; рН<7.

Если <10https://pandia.ru/text/80/203/images/image015_26.gif" width="15" height="19 src=">моль/л -среда щелочная; рН>7.

В любом водном растворе рН + рОН =14, где Биологическая хиимя" href="/text/category/biologicheskaya_hiimya/" rel="bookmark">биохимических процессов, для различных производственных процессов, при изучении свойств природных вод и возможности их применения и т.д.

2.2 Вычисление рН растворов кислот и оснований.

Для вычисления рН растворов кислот и оснований следует пред­варительно вычислить молярную концентрацию свободных ионов водорода () или свободных гидроксил ионов (https://pandia.ru/text/80/203/images/image018_20.gif" width="75" height="21 src=">; рОН-=-lg[ OH-]; рН + рОН =14

Концентрация любого иона в моль/л в растворе электролита можно вычислить по уравнению

https://pandia.ru/text/80/203/images/image020_18.gif" width="13" height="13 src=">-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:

https://pandia.ru/text/80/203/images/image019_20.gif" width="120" height="24 src=">= √ СмКдис

Пример 1. Вычислить рН 0,001H раствора гидроксида натрия.

Решение: гидроксид натрия является сильным электролитом, дис­социация в водном растворе происходит по схеме:

https://pandia.ru/text/80/203/images/image008_33.gif" width="11" height="19">(моль/л) в растворе равна:

Пример 2. Вычислить рН 1%-ного раствора муравьиной кислоты, считая, что плотность раствора равна 1г/мл; Кдисс =

Решение: 1л раствора содержит 10г НСООН, что составляет 10/46= =0,22моль, где 4б г/моль - молярная масса муравьиной кис­лоты. Следовательно, молярная концентрация раствора равна 0,22моль/л. Муравьиная кислота – слабый электролит, поэтому

https://pandia.ru/text/80/203/images/image026_17.gif" width="135" height="20 src=">,

https://pandia.ru/text/80/203/images/image014_29.gif" width="28" height="21"> и

[Н+] = 10-рН =10-4,3 = 5∙10-5моль/л; моль/л.

2.3. Реакция в растворах солей. Гидролиз.

Реакция водного раствора зависит не только от наличия в нем кислот или оснований, но также и от присутствия некоторых солей. Многие соли, растворяясь в воде, способны смещать реакцию среды в ту или иную сторону. При этом происходит

химическое взаимодействие между ионами соли и молекулами воды, сопровождающееся образо­ванием слабых кислот или слабых оснований или малодиссоциируемых ионов. Эта реакция получила название гидролиза солей.

Гидролиз соли - это обратимый, обменный процесс взаимодействия ионов соли с водой, приво­дящий к образованию слабых электролитов. В результате гидролиза изменяется кислотность среды.

Рассмотрим наиболее типичные случаи гидролиза солей.

1. Соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой (гидролиз по катиону).

В растворе накапливаются ионы, в результате чего реакция сме­щается в кислую сторону, рН в растворах солей подобного типа меньше7.

2. Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой (гидролиз по аниону).

https://pandia.ru/text/80/203/images/image032_16.gif" width="28" height="20"> в растворе, среда щелочная, рН>7.

3. Соль, образованная слабой кислотой и слабым основанием (гидролиз по катиону и по аниону).

Аммоний" href="/text/category/ammonij/" rel="bookmark">аммония происходит образование двух слабых электролитов, раствор ока­зывается близким к нейтральному, рН~7.

4. Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой.

Соли подобного типа гид­ролизу не подвергаются..gif" width="28" height="20"> воды слабодиссоциируюших или труднорастворимых соединений, равно­весие между ионами и молекулами воды не нарушается и раствор остается нейтральным, рН равен 7.

Особенности гидролиза солей, образованных слабыми многоосновными кислотами, а также солей, образованных слабыми многокислотными основаниями.

Гидролиз солей, образованных слабыми многоосновными кислотами, а также солей, образованных слабыми многоосновными основаниями, протекает ступенчато. В результате гидролиза по первой ступени об­разуются соответственно кислая или основная соль:

https://pandia.ru/text/80/203/images/image032_16.gif" width="28" height="20"> и препятствует дальнейшему протеканию гидролиза, и по второй ступени гидролиз практически не протекает.

2.4 Вычисление p H растворов солей

В качестве примера возьмем гидролиз ацетата натрия:

https://pandia.ru/text/80/203/images/image036_15.gif" width="207" height="23 src=">

Константа равновесия этой реакции

Так как концентрация воды практически остается постоянной, ее можно объединить с константой равновесия:

https://pandia.ru/text/80/203/images/image032_16.gif" width="28" height="20"> через ионное произведение воды [ и

подставив эту величину в уравнение Кг получаем

https://pandia.ru/text/80/203/images/image041_13.gif" width="32" height="19"> - константа диссоциации слабой кислоты.

В общем случае, если исходную концентрацию аниона слабой кислоты Аобозначить через С моль/л, то Ch моль/л – это концентрация той части аниона А, которая подверглась гидролизу и образовала Ch моль/л слабой кислоты HA и Ch моль/л гидроксильных ионов:

где: h – степень гидролиза, т.е доля молекул соли, подвергающихся гидролизу.

Константа гидролиза соли:

https://pandia.ru/text/80/203/images/image046_12.gif" width="52" height="23 src=">откуда .

Так как , то

Аналогично соотношение можно получить и при рассмотрении гидролиза соли слабого основания и сильной кислоты:

https://pandia.ru/text/80/203/images/image052_9.gif" width="172" height="41 src=">

Константа гидролиза определяется уравнением:

https://pandia.ru/text/80/203/images/image054_9.gif" width="33" height="20">- константа диссоциации слабого основания по 2-ой ступени.

Пример 4. Определить pH 0.02Н раствора соды Na2C03, учитывая только первую ступень гидролиза.

Решение: Гидролиз соли протекает по уравнению

https://pandia.ru/text/80/203/images/image056_8.gif" width="121" height="21">

Выполнение работ" href="/text/category/vipolnenie_rabot/" rel="bookmark">выполнении работ следует выполнять общие правила техники безопасности для химических лабораторий. При попадании реактивов на кожу или одежду пораженный участок необходимо быстро обильно промыть водой.

4. ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ

Опыт №1. Определение рН при помощи индикаторов.

Для проведения опыта на рабочем столе находятся 5 банок с растворами электролитов. Внесите в первую колонку таблицы1формулы этих пяти электролитов и во вторую колонку (данная) значения их концентрации. На одной банке не указана концентрация (во второй колонке поставить прочерк) – раствор этого электролита будет использоваться и в первом, и во втором опытах.

Определите окраску индикаторов в растворах указанных пяти электролитов .

а) Для этого налейте в пробирки по 1мл растворов и добавьте в каждую пробирку 1-2 капли фенолфталеина . Результаты наблюдений запишите в табл.1,используя данные Приложения (таблица 1). Пробирки хорошо помыть для продолжения опыта.

б) Опыт повторите с использованием индикатора метилового оранжевого . Результаты наблюдений также запишите в табл. 1.

в) Для приближенного определения рН раствора пользуются универсальной индикаторной бумагой , или универсальными индикаторами, представляющими собой смесь нескольких индикаторов с различными областями перехода. По прилагаемой к универсальной индикаторной бумаге цветной шкале устанавливают, при каких значениях рН индикаторная бумага окрашивается в тот или иной цвет.

Стеклянной палочкой (или пробкой) нанесите 2-3 капли исследуемого раствора на универсальную индикаторную бумагу, сравните окраску еще сырого пятна с цветной шкалой. Результаты наблюдений внесите в табл. 1

Таблица 1

Опыт 2. Потенциометрическое определение рН.

Опыт выполняется под руководством лаборанта.

В кювету налить раствор электролита с неизвестной концентрацией и погрузить в нее электроды. Перед погружением в контрольный раствор электроды надо тщательно промыть дистиллированной водой и удалить с поверхности избыток воды фильтровальной бумагой.

Отсчет величины рH по шкале прибора следует производить после того, как показания примут установившееся значение.

Результат измерения внести в табл. 1 (рН по показанию рН-метра) на других строках колонки поставить прочерки.

Сущность потенциометрического метода :

При погружении электрода в раствор между поверхностью шарика стеклянного (литиевого) электрода и раствором происходит обмен ионами, в результате которого ионы лития в поверхностных слоях замещаются ионами и стеклянный электрод приобретает свойства водородного электрода. Между поверхностью стекла и контрольным раствором возникает разность потенциалов ,величина которой определяется концентрацией ионов в растворе и температурой раствора:

https://pandia.ru/text/80/203/images/image060_8.gif" width="275" height="148">

1-полый шарик из электродного (литиевого) стекла;

2-стеклянный электрод;

3-внутренний контактный электрод;

4-вспомогательный электрод;

5-электролитический ключ;

6-пористая перегородка;

7-рН-метр рН-673.

Задание № 3.Теоретическое:

а) для раствора кислоты или основания с неизвестной концентрацией:

Написать уравнение электролитической диссоциации с учетом силы электролита;Для слабых электролитов в таблицу1 внести значения константы диссоциации(к1),

используя Приложение, таблица2;

- в растворе кислоты, используя значение рН по рН-метру, рассчитать концентрацию ионов водорода по формуле [Н+] = 10-рН;

-в растворе основания, используя значение рН по рН-метру, найти рОН=14-рН и сделать расчет концентрации гидроксид - ионов по формуле [ОН-] = 10-рОН;

Выразить из соответствующей формулы для расчета иона сильного или слабого электролита значение концентрации и сделать расчет.

б) для растворов кислот или оснований с известной концентрацией:

Написать уравнение электролитической диссоциации электролита. Указать обратим ли процесс для данного электролита;Для слабых электролитов в таблицу1 внести значения константы диссоциации(к1), используя Приложение, таблица2;

в) для раствора соли:

сделать перерасчет данной концентрации в молярную концентрацию. Плотность раствора принять равной 1г/мл;

Написать уравнение электролитической диссоциации электролита. Указать обратим ли процесс для данного электролита;

Написать молекулярные и ионно-молекулярные уравнения гидролиза по 1 ступени, указать по какому иону протекает гидролиз, кислотность среды и рН (< 7, > 7 или = 7);

Для слабых электролитов, ионы которых подвергаются гидролизу, в таблицу1 внести значения константы диссоциации по последней ступени(к, к2 или к3), используя Приложение, таблица2;

Сравнить расчетное значение с показаниями опыта1, сделать вывод.

г) основываясь на результатах наблюдения, сделайте вывод :

Можно ли с помощью фенолфталеина отличить: 1)кислую среду от нейтральной; 2)нейтральную от слабощелочной рН=8; 3) слабощелочную от умеренно щелочной рН=11?

1.Расчет рН в растворах сильных кислот и оснований.

Расчет рН в растворах сильных одноосновных кислот и оснований проводят по формулам:

рН = - lg C к и рН =14 + lg С о

Где C к, С о –молярная концентрация кислоты или основания, моль/л

2.Расчет рН в растворах слабых кислот и оснований

Расчет рН в растворах слабых одноосновных кислот и оснований проводят по формулам:рН = 1/2 (рК к – lgC к) и рН = 14 - 1/2(рК О - lg C О)

3.Расчет рН в растворах гидролизующихся солей

Различают 3 случая гидролиза солей:

а) гидролиз соли по аниону (соль образована слабой кислотой и сильным основанием, например CH 3 COO Na). Значение рН рассчитывают по формуле: рН = 7 + 1/2 рК к + 1/2 lg С с

б) гидролиз соли по катиону (соль образована слабым основанием и сильной кислотой, например NH 4 Cl).Расчет рН в таком растворе ведут по формуле: рН = 7 - 1/2 рК о - 1/2 lg С с

в) гидролиз соли по катиону и аниону (соль образована слабой кислотой и слабым основанием, например CH 3 COO NH 4). В этом случае расчет рН ведут по формуле:

рН = 7 + 1/2 рК к - 1/2 рК о

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

4.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.

4.Буферные системы

К буферным системам относятся смеси:

а)слабой кислоты и ее соли, напримерCH 3 COO H + CH 3 COO Na

б) слабого основания и его соли, например NH 4 OH + NH 4 Cl

в) смесь кислых солей разной кислотности, например NaH 2 PO 4 + Na 2 HPO 4

г) смесь кислой и средней солей, например NaНCO 3 + Na 2 CO 3

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

Расчет рН в буферных системах ведут по формулам: рН = рК к – lg C к /С с и рН = 14 – рК о + lg C о /С с

Кислотно-основные буферные растворы, уравнение Гендерсона-Хассельбаха. Общая характеристика. Принцип действия. Расчет рН буферного раствора. Буферная емкость.

Буферные растворы – системы, поддерживающие определенное значение какого-либо параметра (рН, потенциала системы и т.д.) при изменении состава системы.

Кислотно-основный называется буферный раствор , сохраняющий примерно постоянным значение рН при добавлении к нему не слишком больших количеств сильной кислоты или сильного основания, а также при разбавлении и концентрировании. Кислотно-основные буферные растворы содержат слабые кислоты и сопряженные с ним основания. Сильная кислота при добавлении к буферному раствору»превращается» в слабую кислоту, а сильное основание – в слабое основание. Формула для расчета рН буферного раствора: рН = рК о + lg C о /С с Это уравнение Гендерсона – Хассельбаха . Из этого уравнения следует, что рН буферного раствора зависит от соотношения концентраций слабой кислоты и сопряженного с ней основания. Поскольку при разбавлении это соотношение не изменяется, то и рН раствора остается постоянным. Разбавление не может быть безграничным. При очень значительном разбавлении рН раствора изменится, так как, во-первых, концентрации компонентов встанут настолько малыми, что уже нельзя будет пренебречь автопротолизом воды, а во-вторых, коэффициенты активности незаряженных и заряженных частиц по-разному зависят от ионной силы раствора.

Буферный раствор сохраняет постоянные величины рН при добавлении лишь не очень больших количеств сильной кислоты или сильного основания. Способность буферного раствора «сопротивляться» изменению рН зависит от соотношения концентраций слабой кислоты и сопряженного с ней основания, а также от их суммарной концентрации – и характеризуется буферной емкостью.

Буферная емкость – отношение бесконечно малого увеличения концентрации сильной кислоты или сильного основания в растворе(без изменения объема) в вызванному этим увеличением изменению рН(стр.239, 7.79)

В сильнокислой и сильнощелочной среде буферная емкость значительно увеличивается. Растворы, в которых достаточно высока концентрация сильной кислоты или сильного основания, также обладают буферными свойствами.

Буферная емкость максимальна при рН=рКа. Для поддержания некоторого значения рН следует использовать такой буферный раствор, у которого величина рКа входящий в его состав слабой кислоты находится как можно ближе к этому рН. Буферный раствор имеет смысл использовать для поддержания рН, находящегося в интервале рКа + _ 1 . Такой интервал называется рабочей силой буфера.

19.Основные понятия, связанные с комплексными соединениями. Классификация комплексных соединений. Константы равновесия, используемые для хар-ки комплексных соединений: константы образования, константы диссоциации (общие, ступенчатые, термодинамические, реальные и условные концентрационные)

Чаще всего комплексом называют частицу, образованную в рез-те донорно-акцепторного взаимодействия центрального атома(иона), называемого комплексообразователем, и заряженных или нейтральных частиц, называемых лигандами. Комплексообразователь и лиганды должны самостоятельно существовать в той среде, где происходит р-ция комплексообразования.

Комплексное соединение состоит из внутренней и внешней сфер. К3(Fe(CN)6)- К3-внешняя сфера, Fe-комплексообразователь, CN- лиганд, комплексообразователь+ лиганд=внутренняя сфера.

Дентатностью называется число донорных центров лиганда, участвующих в донорно-акцепторном взаимодействии при образовании комплексной частицы. Лиганды бывают монодентатными(Cl-, H2O, NH3), бидентатными(C2O4(2-), 1,10-фенантролин) и полидентатными.

Координационным числом называют число донорных центров лигандов, с которыми взаимодействует данный центральный атом. В выше указанном примере: 6-координационное число. (Ag(NH3)2)+ –координационное число 2, так как аммиак монодентатным лигандом, а в (Ag(S2O3)2)3- - координационное число 4, так как тиосульфат ион –бидентатный лиганд.

Классификация.

1)В зависимости от своего заряда: анионные((Fe(CN)6)3-), катионными((Zn(NH3)4)2 +) и незаряженными или комплексы-неэлектролиты(HgCl2).

2)В зависимости от числа атомов металла: моноядерные и полиядерные комплексы. В состав моноядерного комплекса входит один атом металла, а в состав полиядерного- два и более. Полиядерные комплексные частицы, содержащие одинаковые атомы металла, называют гомоядерными(Fe2(OH)2)4+ или Be3(OH)3)3+), а содержащие атомы различных металлов- гетероядерными(Zr2Al(OH)5)6+).

3)В зависимости от хар-ра лигандов: однороднолигандные и разнолигандные (смешаннолигандные) комплексы.

Хелаты-циклические комплексные соединения ионов металлов с полидентатными лигандами(обычно органическими), в которых центральный атом входит в состав одного или нескольких циклов.

Константы . Прочность комплексного иона характеризуется его константой диссоциации, называемой константой нестойкости.

Если справочные данные по ступенчатым константам нестойкости отсутствуют, пользуются общей константой нестойкости комплексного иона:

Общая константа нестойкости равна произведению ступенчатых констант нестойкости.

В аналитической химии вместо констант нестойкости в последнее время пользуются константами устойчивости комплексного иона:

Константа устойчивости относится к процессу образования комплексного иона и равна обратной величине константы нестойкости: Куст = 1/Кнест.

Константа устойчивости характеризует равновесие образования комплекса.

Термодинамическая и концентрационная константы см. стр. 313.

20. Влияние различных факторов на процесс комплексообразования и устойчивость комплексных соединений. Влияние концентрации реагирующих в-в на комплексообразование. Расчет молярных долей свободных ионов металла и комплексов в равновесной смеси.

1)Устойчивость комплексных соединений зависит от природы комплексообразователя и лигандов. Закономерность изменения устойчивости многих комплексов металлов с различными лигандами можно объяснить с пом. Теории жестких и мягких кислот и оснований(ЖМКО): мягкие кислоты образуют более устойчивые соединения с мягкими основаниями, а жесткие- с жесткими.(напр., Al3+,B3+(ж. к-ты) образовывают комплексы с O- и N-сод. Лигандами(ж. основаниями), а Ag+ или Hg2+ (м. к-ты) с S-сод. Лигандами(м. осн.). Комплексы катионов металлов с полидентатными лигандами явл. Более устойчивыми, чем комплексы с аналогичными монодентатными лигандами.

2)ионная сила. При повышении ионной силы и уменьшения коэффициентов активности ионов устойчивость комплекса уменьшается.

3)температура. Если при образовании комплекса дельта Н больше 0, то при повышении температуры устойчивость комплекса увеличивается, если же дельта Н меньше 0, то уменьшается.

4)побочные р-ции. Влияние рН на устойчивость комплексов зависит от природы лиганда и центрального атома. Если в состав комплекса в качестве лиганда входит более или менее сильное основание, то при понижении рН происходит протонирование таких лигандов и уменьшение молярной доли формы лиганда, участвующей в образовании комплекса. Влияние рН будет тем сильнее, чем больше сила данного основания и чем меньше устойчивость комплекса.

5)концентрация. При возрастании концентрации лиганда увеличивается содержание комплексов с большим координационным числом и уменьшается концетрация свободных ионов металла. При избытке ионов металла в р-ре будет доминировать монолигандный комплекс.

Молярная доля ионов металла, не связанных в комплексы

Молярная доля комплексных частиц