ćwiczenie 7 (wstęp i wnioski) doc


Ćw. 7

WSTĘP TEORETYCZNY

Ćwiczenie ma na celu wyznaczenie wartości stałej dysocjacji słabego kwasu metodą potencjometryczną. Aby dokonać wartości K buduje się specjalne ogniwa, w zależności od charakteru badanej substancji.

W zasadzie w każdym przypadku jako elektrody odniesienia używa się elektrody kalomelowej. Główną zaletą tej elektrody jest prostota jej obsługi oraz brak problemów technicznych związanych z jej prawidłowym funkcjonowaniem. Charakteryzuje prostotą w budowie i stabilnym dobrze znanym potencjałem. Inną elektrodą odniesienia może być też elektroda chlorosrebrowa która cechuje się podobnymi właściwościami.

W skład ogniwa pomiarowego wchodzi oczywiście druga elektroda. W tym przypadku jest to elektroda jonoselektywna, której potencjał uzależniony jest od aktywności jonów hydroniowych. Elektroda ta zbudowana jest z blaszki platynowej, zanurzonej w roztworze zawierającym chinhydron tj. równowagowej mieszaniny chinonu i hydrochinonu.

Potencjał elektrody chinhydronowej wynosi:

Ponieważ dokonuje się pomiarów względem elektrody kalomelowej, której potencjał jest dobrze znany i wiedząc że:

po prostych przekształceniach otrzymujemy zależność:

Jak widać z równania, stosowana elektroda chinhydronowa pozwala w prosty sposób dokonać pomiaru pH (a co za tym idzie także pK). Mimo tych zalet ma ona też poważną wadę. Otóż nie może ona działać w środowisku w którym znajdują się związki utleniająco-redukujące, gdyż natychmiast uległaby zburzeniu równowaga pomiędzy chinonem i hydrochinonem.

W związku z tym stosuje się inne rodzaje elektrod. Np. elektrodę szklaną. Jej potencjał także uzależniony jest od aktywności jonów hydroniowych i choć mechanizm nadal nie został jednoznacznie potwierdzony, nie przeszkadza to szeroko stosować tej elektrody. Elektroda taka składa się ze szklanej rurki wewnątrz której umieszczony jest roztwór o znanym pH oraz elektroda chlorosrebrowa. Na końcu rurki znajduje się też szklana membrana. Metodyka pracy jest nieco inna. Otóż w przeciwieństwie do elektrody wodorowej, kalomelowej czy chinhydronowej nie mamy możliwości stwierdzenia jaki jest potencjał standardowy elektrody szklanej. Dlatego takową elektrodę należy wykalibrować w roztworze o dobrze znanym pH np. buforze względem elektrody odniesienia np. kalomelowej. Następnie należy dokonać pomiaru SEM umieszczając elektrodę w roztworze o nieznanym pH, względem elektrody kalomelowej. Taki zabieg pozwala z równań wyeliminować potencjał standardowy elektrody szklanej, co w konsekwencji prowadzi do zależności:

Mając do dyspozycji takie czy podobne elektrody można wyznaczyć pK kwasu. Wiadomo, że słabe kwasy o budowie HA dysocjują na jony H+ i A- , które to ulegają solwatacji o ile proces zachodzi w środowisku wodnym). Słabe kwasy dysocjują tylko w pewnym stopniu po czym ustala się równowaga. Można to ująć w sposób analityczny:

takie wyrażenie nazywamy termodynamiczną stałą dysocjacji.

Jeśli jednak podstawić w miejsce niektórych aktywności stężenia równowagowe to otrzymamy podobną postać równania:

w tej postaci nazywa się je mieszaną stałą dysocjacji. Dokonując prostej operacji logarytmowania przechodzimy do postaci:

a stąd do:

Tym samym otrzymujemy uproszczoną postać równania Hendersona-Hasselbalcha. Nietrudno zauważyć, że gdy [A-]=[HA] wtedy pH=pK.

Równanie na stałą dysocjacji można też przekształcić w nieco inny sposób. Początkowo stężenie wynosiło a=[HA]+[A-]. Dodanie pewnej ilości zasady - b - powoduje powstanie równoważnej ilości soli, przy czym [A-]=b, a stężenie [HA]=a-[A-]=a-b, zbierając w całość mamy:

Jak sugeruje tytuł doświadczenia istotne jest też pojęcie siły jonowej roztworu. Otóż roztwór w skład którego wchodzi duża ilość jonów różnego typu nie zachowuje się tak jak rozcieńczony roztwór prosty.

Aby obliczyć siłę jonową roztworu korzysta się ze wzoru:

wzór znalazł potwierdzenie w teorii współczynników aktywności Debye-Huckel'a. Teoria ta pozwala obliczyć współczynniki aktywności z zależności w której istotną rolę odgrywa siła jonowa:

LITERATURA

  1. Donata Kocot-Bończak, „Ćw. Laboratoryjne z chemii fizycznej”, Warszawa, 1977r. ss. 161-181

  2. Lucjan Sobczyk, „Eksperymentalna chemia fizyczna” Warszawa, 1982r.

ss. 299-342



Wyszukiwarka

Podobne podstrony:
ćwiczenie 8 (wstęp i wnioski) doc
ćwiczenie 5 (wstęp i wnioski) doc
ćwiczenie 19 (wstęp i wnioski) doc
ćwiczenie 16 (wstęp i wnioski) doc
ćwiczenie 18 (wstęp i wnioski) doc
ćwiczenie 30 (Wstęp i wnioski) doc
ćwiczenie 5 (wstęp teoretyczny) doc
ćwicz2enie 30 (Wstęp i wnioski) doc
ćwiczenie 2 (wstęp teoretyczny) doc
ćwiczenie 7 (wstęp teoretyczny) doc
ćwiczenie 1 (wstęp teoretyczny) doc
Wstęp teoretyczny do ćwiczeń laboratoryjnych numerW doc
ćwiczenie 25 (wstęp teoretyczny) doc
ćwiczenie 15 (wstęp teoretyczny) doc
ćwiczenie 11 (wstęp teoretyczny) doc
ćwiczenie 12 (wstęp teoretyczny) doc
ćwiczenie 2 (wykonanie ćwiczenia i wnioski) doc
ćwiczenie 1 (wnioski) doc
ćwiczenie 27 (wstęp teoretyczny) doc

więcej podobnych podstron