Электролитическая диссоциация слабой уксусной кислоты

Кафедра химии

Лабораторная работа      

           Электролитическая диссоциация слабой кислоты

по дисциплине «Физическая и коллоидная химия»

Тема: равновесие в растворах слабых электролитов

 Специальность 1-49 01 01 «Технология хранения и переработки пищевого растительного сырья»

Специализация 1-49 01 01 03 «Технология хранения и переработки пищевого растительного сырья»

Проверил                                                               Выполнили

к.х.н., доцент                                                          студенты группы ТРК - 111

____________ С.Г.Константинов                          ______________________

«____» ____________2012 г                                 _______________________

                                                                                _______________________

                                                                                _______________________

                                                                                _______________________

                                                                      _______________________

              .                                                             «____»____________ 2012 г.

Могилев 2012

Лабораторная работа № 1

Электролитическая диссоциация слабой уксусной кислоты

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.

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.

8. Список литературы:

1) Общие требования и правила оформления текстовых документов: СТП 15-06-2004. – Могилев: МГУП, 2004. –  41 с.

2) Методические указания для выполнения лабораторных работ на ЭВМ: «Кинетика химических реакций. Адсорбция». Для студентов технологических, химико-технологических и химических специальностей вузов / Могилевский государственный университет продовольствия; О.Г. Поляченок, Л.Д. Поляченок. – Могилев, 2005. – 40 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.

Лабораторная работа № 2

Электролитическая диссоциация слабой кислоты при добавлении в раствор сильной кислоты (опыт 2) или щелочи (опыт 3)

1. Цель работы – познакомиться с химическими реакциямив растворах слабых кислот, к которым добавлены небольшие количества сильной кислоты или щелочи, с влиянием одноименных ионов на диссоциацию слабой кислоты; научиться выполнять расчеты этих равновесий.

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

3. Теоретическое введение.

Опыт 2. При добавлении к раствору слабой кислоты HA концентрации С₁ некоторого количества сильной кислоты, например соляной HCl, в растворе происходят следующие изменения, которые влияют на равновесие реакции (1):

– концентрация HA уменьшается, что должно приводить, как уже установлено, к увеличению степени диссоциации слабой кислоты;

– появляется дополнительное количество ионов H⁺:

HCl → H⁺ + Cl^–,                                    (7)

                                                         С_к      С_к С_к

которые участвуют в равновесии реакции (1) и должны, в соответствии с принципом Ле-Шателье, смещать это равновесие влево, уменьшая степень диссоциации HA.

Результат этого разнонаправленного воздействия может быть любым, в зависимости от конкретных свойств HA и концентраций участвующих веществ – α может уменьшаться, может увеличиваться, а может оставаться почти постоянной. При этом константа равновесия не должна изменяться.

Начальная концентрация C₀ кислоты HA, так же как и концентрация С_к (HCl), должна быть рассчитана по закону разбавления (6) из исходных концентраций и объемов растворов до и после смешения.

Опыт 3. При добавлении к раствору слабой кислоты HA концентрации С₁ небольшого количества щелочи, например NaOH, в растворе происходят следующие изменения, которые влияют на равновесие реакции (1):

NaOH → Na⁺ + OH^–,                                    (8)

                                                   С_щ        С_щ С_щ

HA + OH^– → H₂O + A^–,                                 (9)

                                                         С_щ             С_щ

– концентрация HA уменьшается (реакция 9), что должно приводить к увеличению степени диссоциации слабой кислоты;

– ионы OH^– реагируют с избытком кислоты, образуя дополнительное количество ионов A^–. Эти избыточные анионы участвуют в равновесии реакции (1) и должны смещать это равновесие влево, уменьшая степень диссоциации HA.

Результат этого разнонаправленного воздействия, как и в предыдущем опыте, может быть любым, в зависимости от конкретных свойств HA и концентраций участвующих веществ – α может уменьшаться, может увеличиваться, а может оставаться почти постоянной. При этом константа равновесия также не должна изменяться.

Начальная концентрация C₀ кислоты HA, так же как и концентрация С_щ анионов A^–, должна быть рассчитана по закону разбавления (6) из исходных концентраций и объемов растворов до и после смешения с учетом происходящей реакции нейтрализации (9).

4. Методика выполнения (ход работы).

Опыт 2. В этом опыте используется «приготовленный» в работе 1 раствор HA концентрации C₁. До начала выполнения лабораторной работы необходимо получить от преподавателя объем V₁ этого раствора 1, который используется для «приготовления» раствора 2 путем смешения с разбавленным раствором HCl (указывается объем V_к и исходная концентрация этого раствора сильной кислоты). На ЭВМ «измеряется» рН полученного раствора.

Опыт 3. В этом опыте также используется «приготовленный» в работе 1 раствор HA концентрации C₁. До начала выполнения лабораторной работы необходимо получить от преподавателя объем V₁ этого раствора 1, который используется для «приготовления» раствора 3 путем смешения с разбавленным раствором NaOH (указывается объем V_щ и исходная концентрация этого раствора щелочи). На ЭВМ «измеряется» рН полученного раствора.

Ход выполнения работы изложен в [2].

5. Результаты работы.

После ввода всех исходных данных в ЭВМ она выдает величины рН₂ и рН₃ приготовленных растворов 2 и 3. Обработка этих результатов производится следующим образом.

Опыт 2. Находим общую концентрацию ионов водорода C₂(H⁺) в объединенном растворе: рН₂ = – lg C₂(H⁺). Эта величина входит в выражение для вычисления константы равновесия (2). Эти ионы водорода образуются за счет двух химических реакций:

– при диссоциации НА (реакция 1), концентрацию этих ионов водорода можно обозначить x, причем анионы A^– образуются в точно такой же концентрации;

– при диссоциации HCl, концентрация этих ионов водорода равна С_к.

Таким образом, C₂(H⁺) = x + С_к, т.е. x = C₂(H⁺) – С_к. Так находится концентрация анионов A^–, необходимая для расчета константы равновесия (2). Найденная величина x используется также для расчета степени диссоциации НА по уравнению (5). 

В данном опыте небольшая величина – концентрация анионов A^–, равная x, находится как разность двух сравнительно больших величин (C₂(H⁺) – С_к), поэтому к точности определения C₂(H⁺), т.е. рН₂, предъявляются особые требования. В некоторых случаях величины К и α получаются с большой ошибкой, поэтому для получения более точных величин может потребоваться повторное «измерение» рН с более высокой точностью (± 0,001), чем это обеспечивается обычным лабораторным рН-метром (± 0,01). На ЭВМ имеется соответствующая программа.

Полученные результаты необходимо представить в форме таблицы 2.

Таблица 2 – Результаты измерений и расчетов для HA + HCl

6. Заключение (выводы):

– проведено ознакомление с химическими реакциями в растворах слабых кислот, к которым добавлены небольшие количества сильной кислоты или щелочи;

– изучено совместное влияние разбавления слабой кислоты и добавляемых одноименных ионов на ее диссоциацию;

– установлено, что константа диссоциации слабой кислоты при добавлении небольших количеств сильной кислоты или щелочи не изменяется, а степень диссоциации может уменьшаться, может увеличиваться, а может оставаться почти постоянной;

– освоено выполнение расчетов равновесий в растворах слабых кислот, к которым добавлены небольшие количества сильной кислоты или щелочи.

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 и почему изменяется α при введении в раствор одноименных ионов?

5) Как и почему изменяется α при частичной нейтрализации слабой кислоты? Ответ поясните химическими реакциями.

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

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

Индивидуальное задание по теме: 1.1, 1.2 (А, Б), 1.4, 1.6, 1.8 [3] (номер варианта задания указывает преподаватель).

8. Список литературы:

1) Общие требования и правила оформления текстовых документов: СТП 15-06-2004. – Могилев: МГУП, 2004. –  41 с.

2) Методические указания для выполнения лабораторных работ на ЭВМ: «Кинетика химических реакций. Адсорбция». Для студентов технологических, химико-технологических и химических специальностей вузов / Могилевский государственный университет продовольствия; О.Г. Поляченок, Л.Д. Поляченок. – Могилев, 2005. – 40 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.