- •Лабораторная работа № 1 Электролитическая диссоциация слабой кислоты – опыт 1
- •Лабораторная работа № 2 Электролитическая диссоциация слабой кислоты при добавлении в раствор сильной кислоты (опыт 2) или щелочи (опыт 3)
- •2.Работа выполняется на эвм по имеющейся программе в соответствии с указаниями, которые появляются на экране монитора.
- •3. Теоретическое введение.
- •4. Методика выполнения (ход работы).
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 реакциями в 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)
Ск Ск Ск
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 Ск (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)
Сщ Сщ Сщ
HA + OH– → H2O + A–, (9)
Сщ Сщ
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 Сщ 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 Vк 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 Vщ 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 Ск.
Таким образом, C2(H+) = x + Ск, т.е. x = C2(H+) – Ск. 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+) – Ск), 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– (Сщ), 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] |
|||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
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.