Opis wykonania ćwiczenia
W kolbie miarowej na 50 cm3 przygotowałam roztwory zgodnie z tabelą nr 1
Tabela nr 1
Roztwór nr |
1 |
2 |
3 |
4 |
5 |
6 |
7 |
8 |
9 |
10 |
cm3 roztworu HA |
10 |
10 |
10 |
10 |
10 |
10 |
10 |
10 |
10 |
10 |
cm3 0,5m NaOH |
0,0 |
0,4 |
1,0 |
2,0 |
3,0 |
4,0 |
5,0 |
6,0 |
7,0 |
8,0 |
Do każdego roztworu dodałam niewielką ilość chinhydronu. W tak przygotowanych roztworach zanurzyłam elektrodę platynową. Następnie w roztworze KCl zanurzyłam elektrodę kalomelową. Roztwory obu elektrod połączyłam łącznikiem agarowym wypełnionym KCl. Dla każdego roztworu wykonałam 5-krotnie pomiar SEM w odstępach 2 min. Wyniki pomiarów umieściłam w tabeli nr 2.
Tabela nr 2
nr roztworu |
po 2min. |
po 4min. |
po 6min. |
po 8min. |
po 10min. |
1 |
0,462 |
0,461 |
0,472 |
0,454 |
- |
2 |
0,347 |
0,340 |
0,333 |
0,328 |
0,323 |
3 |
0,202 |
0,192 |
0,188 |
0,185 |
0,187 |
4 |
0,213 |
0,199 |
0,180 |
0,168 |
0,166 |
5 |
0,197 |
0,180 |
0,172 |
0,162 |
0,155 |
6 |
0,122 |
0,120 |
0,118 |
0,117 |
0,118 |
7 |
0,112 |
0,107 |
0,107 |
0,107 |
0,107 |
8 |
0,100 |
0,101 |
0,101 |
0,101 |
0,107 |
9 |
0,128 |
0,129 |
0,128 |
0,127 |
0,127 |
10 |
0,182 |
0,181 |
0,181 |
0,182 |
0,182 |
Obliczenia
1.
Na podstawie trzech ostatnich pomiarów obliczyłam średnią wartość SEM ogniwa dla poszczególnych roztworów.
Tabela nr 3
nr roztworu |
średnia wartość SEM |
1 |
0,3087 |
2 |
0,3280 |
3 |
0,1867 |
4 |
0,1713 |
5 |
0,1630 |
6 |
0,1177 |
7 |
0,1070 |
8 |
0,1030 |
9 |
0,1273 |
10 |
0,1817 |
2.
Korzystając z wartości SEM (tabela nr 3)oraz wiedząc, że w temperaturze 293,15K potencjał elektrody chinhydrynowejjest dany równaniem:
EQH = EoQH + 0,058log[H+] = 0,7034 + 0,058log[H+] (1)
natomiast potencjał nasyconej elektrody kalomelowej wynosi:
Ekal = +0,2453 V
Obliczyłam wartości pH poszczególnych roztworów korzystając z równania:
pH = (EoQH - Ekal - SEM) / 0,058 = (0,4581 - SEM) /0,058 (2)
Wyniki zestawiłam w tabeli nr 4.
3.
Dla pomiarów w obszarze poniżej pH=5 równanie można przedstawić w postaci:
pH + log[(ck-cz-cH+)/(cz+cH+)] + A√I = Y = pK + BI (3)
będące równaniem liniowym Y względem I,
gdzie: ck - stężenie kwasu w roztworze nr 1
cz - stężenie zasady przy założeniu, że tylko ona byłaby dodawana do kolbki miarowej
cH+ - stężenie jonów wodorowych, wyznaczone w oparciu o obliczoną wartość pH
A - stała z równania granicznego Debay'a i Huckla, wynosząca (w 20oC) 0,5047
I - siła jonowa roztworu
K - termodynamiczna stała dysocjacji słabego kwasu HA
B - współczynnik wyznaczony doświadczalnie
Podstawą opracowania bowiem jest równanie Hendersona i Hasselbacha, uwzględniające wpływ siły jonowej roztworu na wyznaczone w oparciu o pomiar SEM stałej dysocjacji słabego kwasu zgodnie ze wzorem na współczynniki aktywności, wynikającym z teorii Debay'a i Huckla
4.
Obliczyłam przybliżoną wartość stałej dysocjacji (K) na podstawie równania Hendersona i Hasselbacha:
pK = pH + log[(ck-cz)/cz] (4)
Wyniki zestawiłam w tabeli nr 4.
5.
Wprowadzając dla uproszczenia zapisu wyrażenie:
X = log[(ck-cz-cH+)/(cz+cH+)] (5)
obliczyłam i zestawiłam w tabeli nr 4 odpowiednie dane.
Tabela nr 4
nr roztworu |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|