- •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 № 1 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 (Vисх) с концентрацией 1,5 М (Cисх), 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 = Cисх·Vисх = C1·V1. (6)
Требующийся объем кислоты вычисляется с обычной в аналитической практике точностью ± 0,01 мл. Правильность полученной величины Vисх может быть проверена на ЭВМ. Ход выполнения работы изложен в [2].
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 (Vисх) 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] |
|||||
1 |
|
|
|
|
|
|
|
|
2 |
|
|
|
|
|
|
|
|
3 |
|
|
|
|
|
|
|
|
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] |
|||||
1 |
|
|
|
|
|
|
|
|
2 |
|
|
|
|
|
|
|
|
3 |
|
|
|
|
|
|
|
|
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] |
|||||
1 |
|
|
|
|
|
|
|
|
2 |
|
|
|
|
|
|
|
|
3 |
|
|
|
|
|
|
|
|
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] |
|||||
1 |
|
|
|
|
|
|
|
|
2 |
|
|
|
|
|
|
|
|
3 |
|
|
|
|
|
|
|
|
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] |
|||||
1 |
|
|
|
|
|
|
|
|
2 |
|
|
|
|
|
|
|
|
3 |
|
|
|
|
|
|
|
|
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.