Robert Maniura

Sprawozdanie z ćwiczenia nr 7: Stała dysocjacji słabego kwasu.

1. Wyniki ćwiczenia:

przy długości fali

2. Wstęp teoretyczny:

Przykładem słabego elektrolitu niech będzie w poniższych rozważaniach słaby kwas
. Jego cząsteczki ulegają w roztworze wodnym częściowej dysocjacji na jony wodorowe
i aniony
według równania:

Reakcja dysocjacji jest odwracalna, gdyż część jonów łączy się ponownie w cząsteczki nie zdysocjowane. W stanie równowagi, który ustala się natychmiast, liczba cząsteczek rozpadających się w jednostce czasu jest równa liczbie cząsteczek powstających w wyniku łączenia się jonów.

Zgodnie z prawem działania mas, stała równowagi tej reakcji, zwana stałą dysocjacji, wyraża się wzorem:

Stała dysocjacji (nazwana również stałą jonizacji) jest to więc stosunek iloczynu stężeń jonów, na które rozpadł się dany elektrolit, do stężenia cząsteczek nie zdysocjowanych.

Stała dysocjacji charakteryzuje elektrolit znacznie lepiej aniżeli stopień dysocjacji, ponieważ nie zależy od stężenia, lecz wyłącznie od temperatury i natury rozpuszczalnika.

W danej temperaturze stała dysocjacji jest wielkością stałą, natomiast wraz ze wzrostem temperatury jej wartość na ogół zwiększa się, co jest zrozumiałe, gdyż w wyższej temperaturze, w związku z energiczniejszymi ruchami cząsteczek, dysocjacja rośnie, zwiększa się iloczyn stężeń jonów, a tym samym rośnie też wartość ilorazu wyrażającego stałą dysocjacji.

Jak wiadomo, mimo rozcieńczenia roztworu stała dysocjacji nie ulega prawie żadnej zmianie, podczas gdy stopień dysocjacji wraz z rozcieńczeniem wyraźnie się zwiększa.

Z powyższego równania wynika, że podczas dysocjacji słabego elektrolitu
powstają jednakowe ilości jonów
i
. Jeśli przez
oznaczyć ogólne stężenie molowe elektrolitu, a przez
jego stopień dysocjacji, to stężenie obu rodzajów jonów będą równe
, natomiast stężenie nie zdysocjowanych cząsteczek
.

Po podstawieniu tych wyrażeń we wzorze na stałą dysocjacji otrzymujemy

Równanie
stanowi matematyczne ujęcie tzw. prawa rozcieńczeń, sformułowanego przez Ostwalda. Prawo to określa zależność między stopniem dysocjacji, stałą dysocjacji i stężeniem.

Dla elektrolitów słabo zdysocjowanych na jony, w roztworach niezbyt rozcieńczonych, stopień dysocjacji jest liczbą małą i dlatego, nie popełniając dużego błędu, można przyjąć, że
; wtedy

Na tej podstawie prawo rozcieńczeń Ostwalda można wyrazić następująco:

Stopień dysocjacji słabego elektrolitu jest odwrotnie proporcjonalny do pierwiastka kwadratowego ze stężenia tego elektrolitu w roztworze i wprost proporcjonalny do pierwiastka ze stałej dysocjacji.

Wynika z tego, że stopień dysocjacji zależy od stałej dysocjacji, jak również i od początkowego stężenia substancji dysocjującej; wraz ze zmniejszeniem tego stężenia, a więc wraz z rozcieńczeniem roztworu, stopień dysocjacji się zwiększa, tak jak to było powiedziane uprzednio.

Znając stałą dysocjacji danego kwasu lub zasady, można obliczyć stężenie jonów wodorowych lub wodorotlenowych w jego roztworze oraz stopień dysocjacji, lub znając stopień dysocjacji - jego stałą dysocjacji.

W doświadczeniu wykorzystuje się absorbancję poszczególnych roztworów. Dla reakcji dysocjacji
możemy napisać

oraz
gdzie całkowite stężenie słabego kwasu
stąd

Wraz ze wzrostem stężenia NaOH rośnie absorbancja, osiągając dla jednego z roztworów
, co odpowiada całkowitej dysocjacji. Stąd dla poszczególnych roztworów:

;
gdzie
oznacza absorbancję poszczególnych roztworów,
oznacza maksymalną absorbancję.

3. Opracowanie wyników:

Obliczam stałą dysocjacji dla poszczególnych roztworów według powyższych równań oraz oszacuję błędy procentowy dla poszczególnych roztworów przyjmując stałą dysocjacji

Roztwory buforowe							Absorbancja			Stała dysocjacji (obliczona)			Błąd procentowy
Nr			pH		Skład roztworów
1			5,93		25 cm^3 0,1 n KH2PO4 + 2,8 cm^3 0,1 n NaOH		0,065			6,72849*10^-8			8,52 %
2			6,48		25 cm^3 0,1 n KH2PO4 + 6,0 cm^3 0,1 n NaOH		0,210			7,02399*10^-8			13,3 %
3			7,04		25 cm^3 0,1 n KH2PO4 + 15,0 cm^3 0,1 n NaOH		0,515			6,85672*10^-8			10,6 %
4			7,95		25 cm^3 0,1 n KH2PO4 + 20,0 cm^3 0,1 n NaOH		1,00			5,61009*10^-8			9,51 %
5			9,04		25 cm^3 0,1 n KH2PO4 + 23,0 cm^3 0,1 n NaOH		1,18			5,38086*10^-8			13,2 %

Obliczam średnią wartość stałej dysocjacji oraz błąd procentowy przyjmując stałą dysocjacji
.

oraz błąd procentowy wynosi 1,94 %.

4. Wnioski:

Błędy, które wynikły podczas doświadczenia spowodowane są niedokładnością odmierzania objętości do sporządzenia poszczególnych roztworów buforowych. Podczas pomiaru pH dla tych roztworów mogły wystąpić również błędy spowodowane niedokładnym obmyciem elektrody po każdym pomiarze.

5. Literatura:

Kazimierz Gumiński „Wykłady z chemii fizycznej”.

Zdzisław Stefan Szmal, Tadeusz Lipiec „Chemia analityczna z elementami analizy instrumentalnej”.

2

Roztwory buforowe						Absorbancja
Nr		pH		Skład roztworów
1		5,93		25 cm^3 0,1 n KH2PO4 + 2,8 cm^3 0,1 n NaOH		0,065
2		6,48		25 cm^3 0,1 n KH2PO4 + 6,0 cm^3 0,1 n NaOH		0,210
3		7,04		25 cm^3 0,1 n KH2PO4 + 15,0 cm^3 0,1 n NaOH		0,515
4		7,95		25 cm^3 0,1 n KH2PO4 + 20,0 cm^3 0,1 n NaOH		1,00
5		9,04		25 cm^3 0,1 n KH2PO4 + 23,0 cm^3 0,1 n NaOH		1,18

---