Измерение рН потенциометрическим методом

Страницы работы

4 страницы (Word-файл)

Фрагмент текста работы

Министерство образования и науки Российской Федерации

Федеральное агенство по образованию

Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования

«Сибирский Федеральный Университет»

«Институт Цветных металлов и материаловедения»

Институт (факультет)  Химико-Металлургический    

Кафедра                        АПП                                         

Специальность             220301                                      

Группа                          АМЦ 06-01                              

  Отчет по лабораторной работе №11

Измерение рН потенциометрическим методом

Преподаватель                                 Федорова Н. В.                                            

                                              (подпись, дата)                                   (ученое звание, степень, инициалы, фамилия)

Разработал студент                         Лежепёкова П.О.                      

                                                      (подпись, дата)                             (инициалы, фамилия)                                                                          

Красноярск, 2009

 Цель работы: ознакомиться с потенциометрическим методом контроля рН растворов и пульп. Изучить устройство и принцип действия стеклянного и хлорсеребряного электродов. Изучить принцип действия лабораторного рН-метра и приемы работы с ним.                             

Общие сведения

Автоматический контроль и регулирование концентрации водородных ионов имеет важное значение при флотационных и гидрометаллургических процессах переработки полезных ископаемых.

Растворы, содержащие диссоциированные на катионы и анионы мо­лекулы, называются электролитами. Понятие степени электролитической диссоциации (активности) как отношения количества диссоциированных молекул к общему количеству молекул вещества, растворенного в опре­деленном объеме растворителя, связано с величиной концентрации С данного раствора. Естественно, что чем больше молекул рассоренного вещества в данном объеме, т.е. чем выше концентрация раствора, тем больше будет в нем диссоциированных молекул. Поэтому в идеальном растворе, где диссоциированных все молекулы, степень электролитической диссоциации численно равна концентрации раствора С. Однако в  реальных растворах это равенство несправедливо. При этом с увеличе­нием концентрации степень диссоциации относительно уменьшается, эта связь определяется соотношением:

α= f * C,

где f   - коэффициент активности.

Чем концентрированнее раствор, тем меньше коэффициент актив­ности.   При бесконечном разведении, когда диссоциируют практически все молекулы, f =1  и раствор по своим свойствам приближается к идеальному.

Для сравнения силы электролитов использовать величину L можно только при равных концентрациях, что на практике весьма неудобно. Поэтому вводится понятие константы электролитической диссоциации K, которая представляет собой отношение активных концентраций диссоциированных и недиcсоциированных молекул:

где α - активности [ ]  - концентрации,   f – коэффициенты активности катионов водорода и анионов диссоциированных молекул раствора.

        В воде и в водных растворах имеет место равновесие между                      недиссоциированными  молекулами воды, с одной стороны, и ионами водорода и гидроксина, с другой: Н 2О =Н 0 +ОН

Для воды константа равновесия

Так как вода ионизирована в очень слабой степени, то концентрации ионов невелики и их коэффициенты активности, а также коэффициент активности неионизированных молекул могут быть приняты равными единице, т.е. в чистой воде и в сильно разбавленных растворах активности можно заменить со­ответствующими концентрациями, тогда

                    [H 0] [OH ]                                     

             K= ---------------      или  К[H 2O]= [H 0] [OH ]

                        [H 2O]

В связи с очень малой ионизацией воды концентрацию ее недиссоциированных молекул также можно считать постоянной, тогда обозначив

К[H 2O]=К Н2О            имеем К Н2О =  [H 0] [OH ]=const.

Коэффициент К Н2О , равный произведению концентраций ионов H 0 и OH , называется ионным произведением воды. Его величина для данной температуры строго постоянна не только для чистой воды, но и для любых разбавленных водных растворов кислот, оснований и солей. В результате точных исследований определены значения ионного произведения воды при различных температурах.

В интервале температур 20-250 С ионные произведение К Н2О = 10-14.

Постоянство величины  К Н2О  позволяет для любого водного раствора

Похожие материалы

Информация о работе

Тип:
Отчеты по лабораторным работам
Размер файла:
2 Mb
Скачали:
0