8

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 (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]
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

5. 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.