Лабораторна робота № 2
Електролітична дисоціація слабкої кислоти при додаванні в розчин сильної кислоти (досвід 2) або лугу (досвід 3)
1. Мета роботи - познайомитися з хімічними реакціямів розчинах слабких кислот, до яких додані невеликі кількості сильної кислоти або лугу, з впливом однойменних іонів на дисоціацію слабкої кислоти; навчитися виконувати розрахунки цих рівноваг.
2. Робота виконується на ЕОМ за наявною програмою відповідно до вказівок, які з'являються на екрані монітора.
3. Теоретичне введення.
Дослід 2. При додаванні до розчину слабкої кислоти HA концентрації С1 деякої кількості сильної кислоти, наприклад соляної HCl, в розчині відбуваються такі зміни, які впливають на рівновагу реакції (1):
- концентрація HA зменшується, що повинно приводити, як вже встановлено, до збільшення ступеня дисоціації слабкої кислоти;
- з'являється додаткова кількість іонів H +:
HCl → H + + Cl -. (7)
які беруть участь в рівновазі реакції (1) і повинні, відповідно до принципу Ле-Шательє, зміщувати це рівновагу вліво, зменшуючи ступінь дисоціації HA.
Результат цього різноспрямованого впливу може бути будь-яким, в залежності від конкретних властивостей HA і концентрацій беруть участь речовин - # 945; може зменшуватися, може збільшуватися, а може залишатися майже незмінною. При цьому константа рівноваги не повинна змінюватися.
Початкова концентрація C0 кислоти HA, так само як і концентрація Ск (HCl), повинна бути розрахована за законом розведення (6) з вихідних концентрацій та обсягів розчинів до і після змішування.
Досвід 3. При додаванні до розчину слабкої кислоти HA концентрації С1 невеликої кількості лугу, наприклад NaOH, в розчині відбуваються такі зміни, які впливають на рівновагу реакції (1):
NaOH → Na + + OH -. (8)
HA + OH - → H2 O + A -. (9)
- концентрація HA зменшується (реакція 9), що повинно приводити до збільшення ступеня дисоціації слабкої кислоти;
- іони OH - реагують з надлишком кислоти, утворюючи додаткову кількість іонів A -. Ці надлишкові аніони беруть участь в рівновазі реакції (1) і повинні зміщувати це рівновагу вліво, зменшуючи ступінь дисоціації HA.
Результат цього різноспрямованого впливу, як і в попередньому досвіді, може бути будь-яким, в залежності від конкретних властивостей HA і концентрацій беруть участь речовин - # 945; може зменшуватися, може збільшуватися, а може залишатися майже незмінною. При цьому константа рівноваги також не повинна змінюватися.
Початкова концентрація C0 кислоти HA, так само як і концентрація СЩ аніонів A -. повинна бути розрахована за законом розведення (6) з вихідних концентрацій та обсягів розчинів до і після змішування з урахуванням реакції, що відбувається нейтралізації (9).
4. Методика виконання (хід роботи).
Дослід 2. У цьому досвіді використовується «приготований» в роботі 1 розчин HA концентрації C0. До початку виконання лабораторної роботи необхідно отримати від викладача обсяг V1 цього розчину 1, який використовується для «приготування» розчину 2 шляхом змішування з розведеним розчином HCl (вказується обсяг Vк і вихідна концентрація цього розчину сильної кислоти). На ЕОМ «вимірюється» рН отриманого розчину.
Дослід 3. У цьому досвіді також використовується «приготований» в роботі 1 розчин HA концентрації C0. До початку виконання лабораторної роботи необхідно отримати від викладача обсяг V1 цього розчину 1, який використовується для «приготування» розчину 3 шляхом змішування з розведеним розчином NaOH (вказується обсяг Vщ і вихідна концентрація цього розчину лугу). На ЕОМ «вимірюється» рН отриманого розчину.
Хід виконання роботи викладено в [2].
5. Результати роботи.
Після введення всіх вихідних даних в ЕОМ вона видає величини рН2 і РН3 приготованих розчинів 2 і 3. Обробка цих результатів проводиться таким чином.
Досвід 2. Знаходимо загальну концентрацію іонів водню C2 (H +) в об'єднаному розчині: рН2 = - lg C2 (H +). Ця величина входить у вираз для обчислення константи рівноваги (2). Ці іони водню утворюються за рахунок двох хімічних реакцій:
- при дисоціації НА (реакція 1), концентрацію цих іонів водню можна позначити x, причому аніони A - утворюються в точно такій же концентрації;
- при дисоціації HCl, концентрація цих іонів водню дорівнює Ск.
Таким чином, C2 (H +) = x + Ск. тобто x = C2 (H +) - Ск. Так знаходиться концентрація аніонів A -. необхідна для розрахунку константи рівноваги (2). Знайдена величина x використовується також для розрахунку ступеня дисоціації НА за рівнянням (5).
В даному досвіді невелика величина - концентрація аніонів A -. рівна x, знаходиться як різниця двох порівняно великих величин (C2 (H +) - Ск), тому до точності визначення C2 (H +), тобто рН2. пред'являються особливі вимоги. У деяких випадках величини К і # 945; виходять з великою помилкою, тому для отримання більш точних величин може знадобитися повторне «вимір» рН з більш високою точністю (± 0,001), ніж це забезпечується звичайним лабораторним рН-метром (± 0,01). На ЕОМ є відповідна програма.
Отримані результати необхідно представити у формі таблиці 2.
1 Таблиця 2 - Результати вимірювань і розрахунків ПІБ
для HA + HCl HA = (формула і назва кислоти)
Концентрація НА (C0)
Досвід 3. Знаходимо концентрацію іонів водню C3 (H +) в об'єднаному розчині: РН3 = - lg C3 (H +). Ця величина входить у вираз для обчислення константи рівноваги (2). Вона дорівнює концентрації продіссоцііровавшіх молекул НА (x), а також аніонів, що утворилися при дисоціації кислоти НА (реакція 1). Для визначення загальної концентрації аніонів її потрібно скласти з концентрацією A - (СЩ), що утворилися по реакції (9).
Отримані результати необхідно представити у формі таблиці 3.
1 Таблиця 3 - Результати вимірювань і розрахунків ПІБ
для HA + NaOH HA = (формула і назва кислоти)
Концентрація НА (C0)
2 Таблиця 3 - Результати вимірювань і розрахунків ПІБ
для HA + NaOH HA = (формула і назва кислоти)
Концентрація НА (C0)
5. Висновок (висновки):
- проведено ознайомлення з основними фізико-хімічними величинами, котрі характеризують поведінку слабких кислот у водних розчинах: їх концентрацією, рН розчину, ступенем дисоціації, константою рівноваги;
- освоєно виконання розрахунків для переходу від одних характеристик до інших;
- встановлено, що константа рівноваги не залежить від концентрації кислоти;
- встановлено, що ступінь дисоціації слабкої кислоти зі зменшенням її концентрації зростає.
- проведено ознайомлення з хімічними реакціями в розчинах слабких кислот, до яких додані невеликі кількості сильної кислоти або лугу;
- вивчено спільне вплив розведення слабкої кислоти і додаються однойменних іонів на її дисоціацію;
- встановлено, що константа дисоціації слабкої кислоти при додаванні невеликих кількостей сильної кислоти або лугу не змінюється, а ступінь дисоціації може зменшуватися, може збільшуватися, а може залишатися майже постійної;
- освоєно виконання розрахунків рівноваг в розчинах слабких кислот, до яких додані невеликі кількості сильної кислоти або лугу.
7. Питання для заліку лабораторної роботи.
1) Сильні і слабкі електроліти - чим вони різняться за своєю поведінкою в розчинах?
2) Константа дисоціації, ступінь дисоціації (# 945;) слабких електролітів - що це таке, їх запис через концентрації. Властивості константи дисоціації.
3) Як змінюється # 945; при зміні концентрації розчину слабкого електроліту?
4) Як визначається ступінь дисоціації і константа дисоціації слабкої кислоти потенціометричним методом?
5) Як і чому змінюється # 945; при введенні в розчин однойменних іонів?
6) Як і чому змінюється # 945; при частковій нейтралізації слабкої кислоти? Відповідь поясніть хімічними реакціями.
7) Поясніть принцип Ле-Шательє прикладами зі свого протоколу.
8. Список літератури:
5) Короткий довідник фізико-хімічних величин / під ред. А. А. Равделя, А. М. Пономарьової. - 8-е изд. - Л. Хімія, 1983. - 252 с.