Потенциометрическим методом

Лабораторная работа № 5

 

Определение константы диссоциации слабого электролита

потенциометрическим методом

 

    Цель работы: определить константу диссоциации заданного слабого электролита, оценить влияние его концентрации и концентрации неиндифферентного иона на смещение равновесия процесса диссоциации и величину константы диссоциации. Познакомиться с методикой потенциометрических измерений для расчета равновесий в растворах.

 

К слабым электролитам, т.е. к веществам, лишь в незначительной степени диссоциирующим на ионы в растворе, относятся многие органические кислоты и основания, ряд неорганических кислот, гидроксид аммония и гидроксиды большинства металлов (в том числе малорастворимые в воде). В результате диссоциации слабого электролита в растворе устанавливается равновесие, которое, например для уксусной кислоты, может быть записано следующим образом:

(5.1)

 

Принимая во внимание, что степень диссоциации кислоты незначительна, можно считать, что концентрация недиссоциированных молекул при установлении равновесия близка к исходной концентрации кислоты .

Ионы водорода также образуются не только при диссоциации кислоты, но и при диссоциации воды   Поскольку К_дис. >> K_w, то вкладом слагаемого, обусловленного диссоциацией воды, можно пренебречь и принять Тогда выражение для константы диссоциации  (5.1) примет вид

	(5.2)
	(5.3)

 

Таким  измерив pH раствора слабой кислоты известной концентрации, можно определить её константу диссоциации и, наоборот, по известной константе рассчитать рН.

По величине константы можно также рассчитать степень диссоциации α слабой кислоты как отношение числа молекул, подвергшихся диссоциации, к общему числу молекул кислоты. Выразив равновесные концентрации и общее содержание кислоты в ионной и недиссоциированной форме через степень диссоциации, получим уравнение закона разведения Оствальда для слабых электролитов:

	(5.4)
При малой степени диссоциации (α << 1) величиной α в знаменателе можно пренебречь, и выражение (5.4) примет вид:
	(5.5)

 

Из полученного выражения следует, что степень диссоциации слабого электролита с ростом его концентрации падает, причем линейный характер этой зависимости сохраняется только при степени диссоциации значительно меньше единицы.

В том случае, если слабый электролит – основание, например NH₄OH, выражение для константы диссоциации имеет вид

 

 

	(5.6)
Учитывая, что
	(5.7)
	(5.8)
можно записать
	(5.9)

 

Таким образом, и для раствора слабого основания, измерив рН, можно определить константу диссоциации.

Заметим, что выражения (5.3) и (5.9) представляют собой уравнения прямых в координатах или соответственно и, следовательно, константа диссоциации может быть найдена графически из отрезка, отсекаемого на оси ординат.

Добавление к раствору слабой кислоты или основания соли этой кислоты или основания приводит к смещению равновесия процесса диссоциации и уменьшению концентрации ионов H⁺ или OH^- соответственно. При этом концентрация ионов H⁺ или OH^- определяется исходной концентрацией слабого электролита и степенью его диссоциации, а концентрация одноименного иона – концентрацией добавленной соли (сильного электролита):

 

 

С учетом вышесказанного уравнения (5.2) и (5.3) преобразуются к виду

 

	(6.0)
	(6.1)
а уравнения (5.6) и (5.9) запишутся следующим образом:
	(6.2)
	(6.3)

 

Выражения (6.1) и (6.3) представляют собой линейные зависимости в координатах    или и позволяют графически определить среднее значение константы диссоциации слабой кислоты или основания по данным потенциометрических измерений.

Порядок выполнения лабораторной работы

Опыт 1. Определение константы диссоциации слабого электролита по результатам измерения рН растворов разных концентраций.

1. Включите рН-метр в сеть и прогрейте в течение 20 минут.

2. Приготовьте указанные преподавателем растворы слабой кислоты (основания) разных концентраций. Для этого внесите в мерные колбы на 100 мл исходный раствор кислоты (основания) в соответствии с таблицей 5.1,  предварительно пронумеровав их. Используйте пипетки соответствующих объемов. Добавьте в мерные колбы дистиллированную воду до метки, закройте колбу пробкой и перемешайте её содержимое, переворачивая колбу.

3. Налейте раствор наименьшей концентрации в стаканчик на 50 мл. Промойте электроды рН-метра дистиллированной водой, осушите фильтровальной бумагой, затем опустите в раствор и измерьте рН. В случае перехода от разбавленных растворов к более концентрированным электроды можно не промывать перед следующим измерением. Результаты опыта и расчетов представьте в виде таблицы (табл. 5.2). Примеры расчетов приведите.

4. Напишите уравнение диссоциации слабой кислоты (основания). Запишите выражение закона действующих масс для процесса диссоциации.

 5. Рассчитайте значение константы диссоциации для каждого раствора по уравнениям (5.2) или (5.6) и укажите, зависит ли она (в пределах погрешности эксперимента) от концентрации кислоты (основания). Определите среднее значение константы диссоциации.

Таблица 5.1

Приготовление исследуемых растворов для опыта 1.

 

Слабый электролит  (формула)	Концентрация исходного раствора, моль/л	Объем исходного раствора, мл	Объем мерной колбы, мл	Концентрация полученного раствора, моль/л
CH3COOH	1 М	10 5 2,5 1	100 100 100 100	0,1 0,05 0,025 0,01
NH4OH	0,1 М	10 5 2,5 1	100 100 100 100	0,01 0,005 0,0025 0,001

 

Таблица 5.2

Результаты изучения зависимости рН растворов от концентрации

 

t0оп., C	Слабый электролит	Концентрация С0, моль/л	рН	рОН	СH+  (СOH-), моль/л		Константа диссоциации К	1/2lgC0
	C2H4O2	0,1 0,05 0,025 0,01		- - - -
	NH4OH	0,01 0,005 0,0025 0,001

 

6. Постройте график зависимости  или . По отрезку, отсекаемому полученной прямой на оси ординат и равному  , также определите среднее графическое значение константы диссоциации. Сравните полученные константы со справочной величиной.

7. Рассчитайте степень диссоциации для всех растворов как отношение концентрации ионов H⁺ или OH^- к концентрации раствора C₀. Постройте график зависимости степени диссоциации от концентрации слабой кислоты (основания). Как изменяется степень диссоциации с ростом концентрации?

 

 

Опыт 2. Определение константы диссоциации по результатам измерения рН растворов, содержащих слабую кислоту и её соль или слабое основание и его соль.

 

1. Приготовьте и измерьте рН серии растворов, содержащих ту же кислоту (основание) и соль, образованную этой кислотой (основанием). Приготовление растворов проводите в соответствии с данными таблицы 5.3.

Проведение опыта аналогично предыдущему. Экспериментальные и расчетные данные занесите в таблицу 5.4. Примеры расчетов приведите.

 

Таблица 5.3

Приготовление исследуемых растворов для опыта 2.

 

Формулы и концентрации исходных растворов, моль/л		Объем, мл			Концентрация в полученном растворе, моль/л
Слабый электролит	Соль	Слабый электролит	Соль	Общий	Слабый электролит	Соль
CH3COOH 1M	CH3COONa 1M	10 или 5 (по заданию преподавателя)	10 5 2,5 1	100 100 100 100	0,1 или 0,05	0,1 0,05 0,025 0,01
NH4OH 0,1М	Соль NH4+ 1M	10 или 5 (по заданию преподавателя	10 5 2,5 1	100 100 100 100	0,01 или 0,005	0,1 0,05 0,025 0,01

Таблица 5.4

Результаты изучения зависимости рН растворов от концентрации

слабой кислоты (основания) и соли

 

Формула		Концентрация, моль/л		рН	рОН		α	Кдис.
К-та (осн-е)	соль	К-та (осн-е)	соль
		С0	С0с

 

2. Рассчитайте значение константы диссоциации для каждого раствора по уравнениям (6.0) или (6.2) и укажите, зависит ли она (в пределах погрешности эксперимента) от концентрации соли. Определите среднее значение константы.

3. Постройте график зависимости  или . По отрезку, отсекаемому полученной прямой на оси ординат и равному , определите среднее графическое значение константы диссоциации. Сравните полученные константы со справочной величиной

4. Постройте график зависимости степени диссоциации от концентрации соли в растворе и укажите, каков характер её изменения. Сопоставьте влияние концентрации соли и концентрации слабой кислоты (основания) на степень диссоциации.

5. По уравнению изотермы химической реакции (6.4) вычислите изменение свободной энергии Гиббса процесса диссоциации.

 

ΔG0T = - R·T·lnK,

(6.4)