Электролитическая диссоциация слабой кислоты – опыт 1

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 HA и концентрацию ее раствора C₁ (раствор 1), который 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 приготовленного раствора 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.

Выполнение работы повторяется ещё 2 раза, каждый раз уменьшая объем исходного раствора кислоты (V_исх) в 3–5 раз.

Полученные результаты необходимо представить в форме таблицы 1.

1. Таблица 1 – Результаты измерений и расчетов

для раствора кислоты HA =

№	Взято Vисх кислоты, мл	Концентрация кислоты, C1	рН1	С(Н+), М	α, %	К диссоциации
Получено	По ЭВМ	Получено	[5]

2. Таблица 1 – Результаты измерений и расчетов

для раствора кислоты HA =

№	Взято Vисх кислоты, мл	Концентрация кислоты, C1	рН1	С(Н+), М	α, %	К диссоциации
Получено	По ЭВМ	Получено	[5]

3. Таблица 1 – Результаты измерений и расчетов

для раствора кислоты HA =

№	Взято Vисх кислоты, мл	Концентрация кислоты, C1	рН1	С(Н+), М	α, %	К диссоциации
Получено	По ЭВМ	Получено	[5]

4. Таблица 1 – Результаты измерений и расчетов

для раствора кислоты HA =

№	Взято Vисх кислоты, мл	Концентрация кислоты, C1	рН1	С(Н+), М	α, %	К диссоциации
Получено	По ЭВМ	Получено	[5]

5. Таблица 1 – Результаты измерений и расчетов

для раствора кислоты HA =

№	Взято Vисх кислоты, мл	Концентрация кислоты, C1	рН1	С(Н+), М	α, %	К диссоциации
Получено	По ЭВМ	Получено	[5]

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.

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.

1. Таблица 2 – Результаты измерений и расчетов

для HA + HCl HA =

Концентрация НА (C0)	рН2	С2(Н+)	Ск	С(A–) = = x	α, %	К диссоциации
Получено	По ЭВМ	Получено	[5]

2. Таблица 2 – Результаты измерений и расчетов

для HA + HCl HA =

Концентрация НА (C0)	рН2	С2(Н+)	Ск	С(A–) = = x	α, %	К диссоциации
Получено	По ЭВМ	Получено	[5]

3. Таблица 2 – Результаты измерений и расчетов

для HA + HCl HA =

Концентрация НА (C0)	рН2	С2(Н+)	Ск	С(A–) = = x	α, %	К диссоциации
Получено	По ЭВМ	Получено	[5]

4. Таблица 2 – Результаты измерений и расчетов

для HA + HCl HA =

Концентрация НА (C0)	рН2	С2(Н+)	Ск	С(A–) = = x	α, %	К диссоциации
Получено	По ЭВМ	Получено	[5]

5. Таблица 2 – Результаты измерений и расчетов

для HA + HCl HA =

Концентрация НА (C0)	рН2	С2(Н+)	Ск	С(A–) = = x	α, %	К диссоциации
Получено	По ЭВМ	Получено	[5]

Опыт 3. Находим концентрацию ионов водорода C₃(H⁺) в объединенном растворе: рН₃ = – lg C₃(H⁺). Эта величина входит в выражение для вычисления константы равновесия (2). Она равна концентрации продиссоциировавших молекул НА (x), а также анионов, образовавшихся при диссоциации кислоты НА (реакция 1). Для определения общей концентрации анионов ее нужно сложить с концентрацией A^– (С_щ), образовавшихся по реакции (9).

Полученные результаты необходимо представить в форме таблицы 3.

1. Таблица 3 – Результаты измерений и расчетов

для HA + NaOH HA =

Концентрация НА (C0)	рН3	С3(Н+)	Сщ	С(A–)	α, %	К диссоциации
Получено	По ЭВМ	Получено	[5]

2. Таблица 3 – Результаты измерений и расчетов

для HA + NaOH HA =

Концентрация НА (C0)	рН3	С3(Н+)	Сщ	С(A–)	α, %	К диссоциации
Получено	По ЭВМ	Получено	[5]

3. Таблица 3 – Результаты измерений и расчетов

для HA + NaOH HA =

Концентрация НА (C0)	рН3	С3(Н+)	Сщ	С(A–)	α, %	К диссоциации
Получено	По ЭВМ	Получено	[5]

4. Таблица 3 – Результаты измерений и расчетов

для HA + NaOH HA =

Концентрация НА (C0)	рН3	С3(Н+)	Сщ	С(A–)	α, %	К диссоциации
Получено	По ЭВМ	Получено	[5]

5. Таблица 3 – Результаты измерений и расчетов

для HA + NaOH HA =

Концентрация НА (C0)	рН3	С3(Н+)	Сщ	С(A–)	α, %	К диссоциации
Получено	По ЭВМ	Получено	[5]

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. 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.