Специализация: 1-53 01 01-04 «Автоматизация технологических процессов и производств»

Кафедра химии

Лабораторная работа №1   

Потенциометрическое изучение равновесия диссоциации слабой кислоты

по дисциплине «Общая, неорганическая и физическая химия»

Специальность 1-53 01 01«Автоматизация технологических процессов и производств»

Специализация: 1-53 01 01-04 «Автоматизация технологических процессов и производств»

Проверила                                                             Выполнили

                                                                                студенты группы АТПП - 101

____________ Н. В.  Брановицкая                               

«____» ____________2012 г                                 _______________________

                                                                                _______________________

                                                                                _______________________

                                                                                _______________________

              .                                                             «____»____________ 2012 г.

Могилев 2012

1. Цель работы – познакомиться с основными физико-химическими величинами, характеризующими поведение слабых кислот в водных растворах: их концентрацией, рН раствора, степенью диссоциации, константой равновесия; научиться выполнять расчеты для перехода от одних характеристик к другим. Исследовать влияние концентрации кислоты на ее степень диссоциации и константу равновесия.

2.Работа выполняется на ЭВМ по имеющейся программе в соответствии с указаниями, которые появляются на экране монитора.

3. Теоретическое введение.

Слабые электролиты диссоциируют в растворе не полностью, т.е. их степень диссоциации меньше 100%. Для равновесия диссоциации слабой кислоты HA имеем:

HA ↔ H⁺ + A^–,                                          (1)

                                                        C₀ – x x  x

.                                       (2)

Константу равновесия (2), выраженную через концентрации, можно считать постоянной и не зависящей от концентрации как самой кислоты, так и других ионов и молекул, присутствующих в растворе. Это – основное свойство константы равновесия (2), на котором основаны все расчеты равновесий с участием слабых электролитов.

В выражение (2) входят равновесные концентрации ионов и исходных молекул HA, т.е. такие, которые получились после установления равновесия в системе (1) и уже не изменяются со временем. Поэтому величина C(HA) меньше C₀ на величину C(диссоц.), которую мы примем за x. Здесь C₀ – начальная (аналитическая) концентрация HA, которая была бы, если бы кислота не диссоциировала в растворе; C(диссоц.) – концентрация продиссоциировавшей кислоты.

Как следует из уравнения (1), 1 моль HA образует при диссоциации по одному молю ионов H⁺ и A^–. Поэтому для чистой кислоты имеем:

C(диссоц.) = x = C(H⁺) = C(A^–).                         (3)

Таким образом, константа равновесия (2) может быть определена по уравнению

.                                               (4)

Степень диссоциации HA, т.е. доля продиссоциировавших молекул, равна:

.                     (5)

В отличие от константы равновесия, степень диссоциации слабого электролита зависит от его концентрации – характер этой зависимости можно получить, выразив x в уравнении (5) через α и C₀ и подставив его в уравнение (4). При α << 1 получаем ее простую зависимость от C₀.

α »

4. Методика выполнения (ход работы).

До начала выполнения лабораторной работы необходимо получить от преподавателя название слабой кислоты и концентрации ее растворов (5-7 растворов), которые необходимо «приготовить» в мерной колбе на 100 мл из имеющегося 1,5 М раствора этой кислоты.

Расчет объема исходного раствора кислоты (V_исх) с концентрацией 1,5 М (C_исх), который необходимо взять для приготовления в мерной колбе на 100 мл (V₁) раствора кислоты заданной концентрации (C₁) основан на том, что при разбавлении водой исходной кислоты количество вещества (ν молей или миллимолей) в мерной колбе не изменяется:

ν = C_исх·V_исх = C₁·V₁.                                     (6)

Требующийся объем кислоты вычисляется с обычной в аналитической практике точностью ± 0,01 мл. Правильность полученной величины V_исх может быть проверена на ЭВМ.

Ход выполнения работы изложен в [2].

5.Результаты работы.

После ввода всех исходных данных в ЭВМ она выдает величину рН приготовленных растворов 1: рН₁ = – lg C(H⁺) = – lg x. Расчеты константы равновесия и степени диссоциации производятся по уравнениям (4) и (5). Правильность полученной величины K может быть проверена по справочнику [5], а α – на ЭВМ.

Полученные результаты необходимо представить в форме таблицы 1.

     Таблица 1 – Результаты измерений и расчетов для растворов

уксусной кислоты                   

6.Заключение (выводы):

– проведено ознакомление с основными физико-химическими величинами, характеризующими поведение слабых кислот в водных растворах: их концентрацией, рН раствора, степенью диссоциации, константой равновесия;

– освоено выполнение расчетов для перехода от одних характеристик к другим;

– установлено, что константа равновесия не зависит от концентрации кислоты;

– установлено, что степень диссоциации слабой кислоты с уменьшением ее концентрации возрастает.

7. Вопросы для зачета лабораторных работ.

1) Сильные и слабые электролиты – чем они различаются по своему поведению в растворах?

2) Константа диссоциации, степень диссоциации (α) слабых электролитов – что это такое, их запись через концентрации. Свойства константы диссоциации.

3) Как и почему изменяется α при изменении концентрации раствора слабого электролита?

4) Как определяется степень диссоциации и константа диссоциации слабой кислоты потенциометрическим методом?

5) Поясните принцип Ле-Шателье примерами из своего протокола.

Индивидуальное задание [6] по теме: задача 1, 2, 3, 4 (номер варианта задания указывает преподаватель).

8. Список литературы:

1) Общие требования и правила оформления текстовых документов: СТП СМК 4.2.3 - 01-2011. – Могилев: МГУП, 2011. – 43 с.

2) Методические указания для выполнения лабораторных работ на ЭВМ: «Потенциометрическое изучение равновесия диссоциации слабых электролитов». Для студентов технологических, химико-технологических и химических специальностей вузов / Могилевский государственный университет продовольствия; О.Г. Поляченок, Л.Д. Поляченок. – Могилев, 2004. – 12 с.

3) Поляченок, О.Г. Физическая и коллоидная химия. Практикум: Учебное пособие / О.Г. Поляченок, Л.Д. Поляченок. – Минск: Лаб. полиграфии УО БГТУ, 2006. – 380 с. – С.245–267.

 4) Поляченок, О.Г. Физическая и коллоидная химия. Конспект лекций: / О.Г. Поляченок, Л.Д. Поляченок. – Могилев: МГУП, 2008. – 196 с. – С. 131–147.

5) Краткий справочник физико-химических величин / под ред. А. А. Равделя, А. М. Пономаревой. – 8-е изд. – Л.: Химия, 1983. – 252 с.

6) Методические указания и контрольные задания для студентов технологических специальностей заочной формы обучения. Часть 1. / Могилевский государственный университет продовольствия; О.Г. Поляченок, Е. Н Дудкина, Л.Д. Поляченок. – Могилев, 2010. – 44 с.