Ćwiczenie 7

Wpływ siły jonowej roztworu na stałą dysocjacji słabego kwasu wyznaczoną z pomiarów SEM ogniw.

Wykonanie ćwiczenia:

Elektrodę platynową zanurzyć na przeciąg 10 minut w roztworze kwasu azotowego 1:1 po czym bardzo starannie wymyć wodą destylowaną.

Przygotować w kolbie miarowej na 50 cm³ badane roztwory przez dopełnienie wodą destylowaną do kreski odpowiednich objętości kwasu (HA) i 0,5 m NaOH zgodnie z poniższą tabelą.

Roztwór nr	1	2	3	4	5	6	7	8	9	10
cm^3 roztworu HA	10	10	10	10	10	10	10	10	10	10
cm^3 roztworu NaOH	0.0	0.4	1.0	2.0	3.0	4.0	5.0	6.0	7.0	8.0

Odpowiednie objętości otrzymanych roztworów przelać do ponumerowanych zlewek i do każdej z nich wsypać niewielką ilość stałego chinhydronu (QH) zapewniającą uzyskanie roztworu nasyconego względem QH. Wymaga to starannego mieszania przez dłuższy czas.

Zanurzyć elektrodę platynową w zlewce z badanym roztworem. Do osobnej zlewki wlać nasyconego roztworu KCl i zanurzyć w nim elektrodę kalomelową. Roztwory obu elektrod połączyć łącznikiem agarowym wypełnionym KCl. Elektrodę chinhydrynową połączyć z zaciskiem „+” potencjometru.

Dla każdego z badanych roztworów pomiar SEM wykonać 5 - krotnie w odstępach 2 min., starając się odczytać tę wartość z dokładnością 0,1 - 0,2 mV.

Stężenie używanej zasady jest podane na butli. Stężenie oraz wartość stałej dysocjacji badanego kwasu HA podaje prowadzący, po zakończeniu ćwiczenia.

Podstawowe zależności matematyczne:

Podstawą opracowania danych jest równanie Hendersona i Hasselbacha, uwzględniajace wpływ siły jonowej roztworu na wyznaczone w oparciu o pomiar Sem stałej dysocjacji słabego kwasu zgodnie ze wzorem na współczynniki aktywności, wynikającym z teorii Debeya'a i Huckla. Dla pomiarów w obszarze poniżej pH = 5 równanie to można przedstawić w postaci:

1)

będącej równaniem liniowym Y względem I,

gdzie: c_k - stężenie kwasu w roztworze nr 1

c_z - stężenie zasady przy założeniu, że tylko ona byłaby dodana do kolbki

miarowej

- stężenie jonów wodorowych, wyznaczone w oparciu o obliczoną

wartość pH

A - stała z równania granicznego Debye'a i Huckla, wynosząca w 20°C 0,5047

I = (1/2)Σ(c_iz_i²) - siła jonowa roztworu

K - termodynamiczna stała dysocjacji słabego kwasu HA

B - współczynnik wyznaczany doświadczalnie

Przybliżoną wartość stałej dysocjacji (K) obliczyć można także z równania Hendersona i Hasselbacha:

2)

Zestawienie wyników i wnioski:

Lp.	Metoda (równanie)	Wartość pK
1	Wartość literaturowa^*)	4,75
2	Definicja kwasu jednozasadowego	4,7460
3	Równanie 2	4,5416
4	Graficznie z wykresu pH=f(VNaOH)	4,5196
5	Z wykresu Y=f(I)	4,7143
6	Teoretyczna	4,7562

^*) „Poradnik fizykochemiczny”, WN-T Warszawa, 1974

Wykres pH = f(NaOH) wskazuje na prawidłową, logarytmiczną zależność wykładnika stężenia kationów wodorowych od objętości, a w konsekwencji i stężenia wodorotlenku sodu. Wartość pK wyznaczona graficznie z tego równania jest zbliżona do wartości obliczonej z równania Hendersona i Hasselbacha. Wartość 5,39 cm³ na wykresie odpowiada objętości NaOH dla c_z = ½ c_k.

Wykres Y = f(I) wskazuje na słabe dopasowanie punktów pomiarowych do prostej, jednakże wyliczona z równania tej prostej (równanie Hendersona i Hasselbacha uwzględniające wpływ siły jonowej) wartość pK jest zbliżona do wartości teoretycznej. Słaba korelacja punktów pomiarowych i prostej wyliczonej na ich podstawie wynika najprawdopodobniej z błędów popełnianych podczas wykonywania ćwiczenia przez eksperymentatora.

---