Kufelin Sandra
Inżynieria chemiczna i procesowa
Grupa 1
Sekcja 8
„SPEKTROFOTOMETRYCZNE BADANIE RÓWNOWAG KWASOWO- ZASADOWYCH W ROZTWORACH WODNYCH”
LABORATORIUM Z CHEMII FIZYCZNEJ
CEL ĆWICZENIA
Celem ćwiczenia jest pomiar stałej dysocjacji roztworów o określonym pH, metoda spektrofotometryczną.
WSTĘP TEORETYCZNY
Według teorii Bronsteda, kwasem nazywamy taki związek, który oddaje proton i tworzy zasadę. Takie reakcje, są reakcjami odwracalnymi i otrzymana zasada przyłączając powrotem proton tworzy kwas.
Dysocjacje kwasu można przedstawić jako:
Wielkością, która charakteryzuje moc kwasu jest stała dysocjacji lub inaczej stała kwasowa:
gdzie: a, jest aktywnością poszczególnych jonów lub samego kwasu.
Zasadą w myśl tej teorii jest związek, który pobiera protony z roztworu i reakcje z zasadami są również odwracalne tak jak w przypadku kwasów.
W takim razie dysocjacje zasady przedstawiamy jako:
Stałą dysocjacji zasady wyznacza się z równania:
gdzie: a, jest aktywnością zasady i poszczególnych jonów
Możemy również wyróżnić związki, które jednocześnie wykazują zachowania charakterystyczne dla kwasu i zasady, są to amfolity. Przykładem takiego związku jest woda.
Na podstawie równań stałych dysocjacji kwasu i zasady można wyznaczyć stałą dysocjacji wody.:
W roztworach wodnych dużą trudność sprawia wyznaczenie aktywności konkretnych jonów roztworu, dlatego często stosujemy tzw. stałe mieszane (aktywnościowo- stężeniowe). Opisane są one równaniami:
Kiedy zlogarytmujemy równanie na stałą mieszaną kwasu i przyjmiemy pKa = - log ka, natomiast pH= - log aH+ otrzymujemy równanie Hasselbacha. Mówi ono o zależności mocy kwasu i pH:
Dodatkowo, stężenie równowagowe jest wartością stałą i sumą stężeń początkowych kwasu i zasady. Dlatego też, powyższe równanie możemy przedstawić jako:
Równanie pozwala na doświadczalne wyznaczenie stałej równowagi kwasowo- zasadowej danego związku, ponieważ w chwili gdy zmieniamy wartość pH zmienia się również wartość członu logarytmowanego. Jeżeli znane jest nam pH i stężenie równowagowe jednej z form barwnych możemy wyznaczyć pKa związku. Dogodną metodą pomiaru stężenia jednego z reagentów rekcji jest pomiar spektrofotometryczny absorbancji A(λ1) roztworu przy określonej długości fali światła λ1.
W przypadku słabych kwasów i zasad występuje zróżnicowanie kolorów form kwasowych i zasadowych, co pozwala nam na doświadczalne wyznaczenie równowag chemicznych metodą spektrofotometryczną oraz korzystając z prawa Lamberta- Beera.
Prawo Bouguera- Lamberta- Beera opisuje pochłanianie promieniowania elektromagnetycznego przy przechodzeniu przez ośrodek absorbujący i rozpraszający. W przypadku roztworów zależne od grubości warstwy, jej właściwości optycznych oraz stężenia czynnika powodującego pochłanianie.
gdzie: ε, jest molowym współczynnikiem absorpcji przy danej długości fali; l, grubością badanej warstwy roztworu; c, jest stężeniem badanego roztworu
Pomiary absorbancji zależą od długości fali, która w trakcie wykonywania pomiarów musi mieć stałą wartość . W przeciwnym razie absorbancja jest sumą absorbancji każdego z roztworów w różnych długościach fal.
Kiedy do wzoru Hasselbacha po równanie prawa Bouguera- Lamberta- Beera otrzymujemy:
Równanie te jednak nie może być stosowane w przypadku kiedy formy barwne A i B leżą zbyt blisko siebie, ponieważ występuje wtedy częściowe pokrywanie się pasm absorpcyjnych. Zmierzona w takim razie absorbancja nie określa jednoznacznie stężenia jednej z form barwnych roztworu, jest to przypadek bardzo często spotykany w praktyce.
WYKONANIE ĆWICZENIA
Aparatura:
spektrofotometr z wyposażeniem do pomiarów absorbancji w kuwetach szklanych
pH- metr z elektrodą szklaną
Odczynniki:
bufor Brittona- Robinsona(0,04 M CH3COOH+ 0,04 M H3PO4+ 0,04 M H3BO3)
0,2 M NaOH
0,2 M HCl
Wykonanie:
w kolbach stożkowych przygotowujemy serię roztworów buforowych o pH podanych w temacie ćwiczenia zgodnie z instrukcją stanowiskową
do czystych kolb miarowych o poj.25ml wlewamy po 1 ml roztworu próbki otrzymanej z tematem ćwiczenia i uzupełniamy do kreski kolejnymi roztworami buforowymi zaczynając od najmniejszego pH
do dwóch kolejnych kolb o poj.25 ml wlewamy po 1 ml rotworu otrzymanej próbki i napełniamy do kreski kolejno, pierwszą 0,2 M roztworem HCl i drugą 0,2 M roztworem NaOH
jedną kuwetę szklaną napełniamy wodą destylowaną i ustawiamy spektrofotometr na wartość 0
następnie druga kuwetę napełniamy kolejno roztworami otrzymanymi z próbki z tematu i roztworów buforowych o różnym pH i mierzymy absorbancję
po wykonaniu serii pomiarów płuczemy kuwety i jedną napełniamy HCl, ustawiamy aparaturę na 0, do drugiej wlewamy roztwór próbki uzupełniony HCl i wykonujemy pomiar
podobnie jak w przypadku HCl, wykonujemy pomiar dla NaOH
OPRACOWANIE WYNIKÓW
Wykonanie roztworów, według instrukcji stanowiskowej w kolbach 50 ml. Wlewamy X ml NaOH i uzupełniamy do kreski buforem Brittona- Robinsona.
pH |
X ml NaOH |
5,72 |
20,00 |
6,09 |
21,25 |
6,37 |
22,50 |
6,59 |
23,75 |
6,8 |
25 |
Wyniki pomiarów i dane podane w temacie:
λ= 594 nm
εA= 58,21·103 [dm3·mol-1·cm-1]
εB= 0 [dm3·mol-1·cm-1]
T= 298 [K]
AoA= 0,007
AoB=0,921
pH podane w temacie |
pH zmierzone |
5,72 |
5,4 |
6,09 |
5,8 |
6,37 |
6,1 |
6,59 |
6,45 |
6,8 |
6,73 |
METODA OBLICZENIOWA
pH=5,4
pH=6,73
do obliczenia logarytmu bierzemy bezwzględne wartości członu logarytmowanego
pH zmierzone |
A |
X |
Log X · 10-3 |
pKa |
5,4 |
0,108 |
-0,9914 |
3,75 |
5,40375 |
5,8 |
0,244 |
-0,9897 |
4,49 |
5,80449 |
6,1 |
0,379 |
-0,9872 |
5,61 |
6,10561 |
6,45 |
0,534 |
-0,9826 |
7,64 |
6,45761 |
6,73 |
0,77 |
-0,9565 |
0,193 |
6,73019 |
pKa średnie= 6,10033 → Ka= 7,94 · 10-7
METODA WYKREŚLNA
Na osi rzędnych umieszczamy wartości log X, a na osi odciętych wartości pH.
Otrzymujemy wartość pKa= 5,29 z miejsca przecięcia linii trendu z osią 0, stąd Ka= 5,13 · 10-6.
WNIOSKI
Ćwiczenie polegało na pomiarze absorbancji dla serii roztworów i obliczeniu stałej dysocjacji na podstawie otrzymanych danych. W trakcie wykonywania ćwiczenia jedyną trudność sprawiało odpowiednie sporządzenie roztworów buforowych oraz obsługa pH- metru. Błędy pomiarowe mogą mieć zatem przyczynę w złym sporządzeniu buforu (za duża lub za mała) i błędnych wskazaniach pH- metru. Większym błędem może być błąd z pH - metru, ponieważ był problem z jego wyzerowaniem przed wykonaniem pomiarów. Wartość stałej dysocjacji po wykonaniu obliczeń wyniosła 7,94 · 10-7, natomiast stała dysocjacji po wykonaniu metody wykreślnej różni się nieco od tego wyniku i wynosi 5,13 · 10-6.