Krzysztof Kwiatkowski 16.05.2005

Ćwiczenie nr 7

Wpływ siły jonowej roztworu na stałą dysocjacji

słabego kwasu wyznaczoną z pomiarów SEM ogniw

1. Wykonanie ćwiczenia:

• Elektrodę platynową zanurzyłem w roztworze kwasu azotowego 1:1. Po upływie 10 minut umyłem elektrodę wodą destylowaną.

• Przygotowałem w 10 kolbach miarowej na 50 cm³ badane roztwory przez dopełnienie wodą destylowaną do kreski odpowiednich objętości kwasu chlorooctowego i 0,4992M NaOH zgodnie z tabelą:

Roztwór nr	1	2	3	4	5	6	7	8	9	10
roztworu CH2ClCOOH	10	10	10	10	10	10	10	10	10	10
05M 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 przelałem do ponumerowanych zlewek i do każdej z nich wsypałem niewielką ilość chinhydronu (C₆H₄O₂·C₆H₆O₂). Mieszałem otrzymane roztwory przez dłuższy czas.

• Zanurzyłem elektrodę platynową w zlewce z badanym roztworem. Do osobnej zlewki wlałem nasyconego roztworu KCl i zanurzyłem w niej elektrodę kalomelową. Roztwory obu elektrod połączyłem kluczem elektrolitycznym.

• Wykonałem pomiar siły elektromotorycznej dla każdego z dziesięciu ogniw 5-krotnie w odstępach dwu minutowych.

2. Obliczenia:

• Zestawienie uzyskanych wyników:

Obliczam średnią wartość SEM ogniwa z danym roztworem w oparciu o 3 ostatnie pomiary:

Roztwór	siła elektromotoryczna [V]					SEM śr.
		1	2	3	4		5
1	0,4873	0,4617	0,4489	0,4195	0,4002	0,4229
2	0,3518	0,3492	0,3471	0,3458	0,3449	0,3459
3	0,3398	0,3383	0,3376	0,3370	0,3366	0,3371
4	0,3274	0,3261	0,3257	0,3254	0,3252	0,3254
5	0,3162	0,3254	0,3151	0,3149	0,3146	0,3149
6	0,3068	0,3059	0,3052	0,3048	0,3044	0,3048
7	0,2962	0,2957	0,2953	0,2951	0,2949	0,2951
8	0,2859	0,2858	0,2853	0,2850	0,2848	0,2850
9	0,2760	0,2750	0,2745	0,2741	0,2738	0,2741
10	0,2641	0,2621	0,2612	0,2607	0,2603	0,2607

0,5015 ^mol/_dm³

0,4992 ^mol/_dm³

temperatura otoczenia: 19,7^OC = 292,85 K

• Wyznaczam potencjał elektrody kalomelowej w temperaturze 19,7^OC (dane zaczerpnięte z „Tablic Fizycznych” Adamantan):

Temperatura [^OC]	potencjał [V]
0	0,2601
5	0,2568
10	0,2536
15	0,2503
20	0,2471
25	0,2438
30	0,2405
35	0,2373

Zależność liniowa powyższej zależności przedstawia się następująco:

E = -0,0007T+0,2601

Potencjał elektrody w temperaturze 19,7^OC wynosi 0,2463 V

• 
  Obliczam wartość pH poszczególnych roztworów z równania:

Roztwór 1:




Zestawienie otrzymanych wyników:

Roztwór	pH
1	0,590
2	1,917
3	2,070
4	2,270
5	2,452
6	2,626
7	2,793
8	2,967
9	3,155
10	3,386

• Korzystając z obliczonych wartości pH roztworów, obliczam wartość pK w oparciu o definicję stałej dysocjacji kwasu jednozasadowego dal roztworu nr 1:










pK= - log(K) =0,1814

• Na podstawie równania
  obliczam wartość pK kwasu dla roztworów 2-10:

C_k - stężenie kwasu w roztworze 1;

C_z - stężenie zasady zgodne z założeniem;

Korzystam z zależności
:




pK=3,299

Dla kolejnych roztworów postępuje tek samo.




pK=3,026




pK=2,875




pK=2,823




pK=2,805




pK=2,797




pK=2,796




pK=2,793




pK=2,793

Uzyskane wartości pK zestawiam w tabeli:

Roztwór	pK
2	3,299
3	3,026
4	2,875
5	2,823
6	2,805
7	2,797
8	2,796
9	2,793
10	2,793
Średnia	2,890

• Sporządzam wykres zależności pH=f(V_NaOH):

V [cm^3]	pH
0,0	0,590
0,4	1,917
1,0	2,070
2,0	2,270
3,0	2,452
4,0	2,626
5,0	2,793
6,0	2,967
7,0	3,155
8,0	3,386

Odrzucam pierwszy punkt (V=0), odbiega on zbyt mocno od zależności.

Wykres zależności pH=f(V_NaOH) obrazuje wielomian stopnia trzeciego:

pH= 0,0019V³ - 0,0245V² + 0,2695V +1,816

Obliczam wartość pK badanego kwasu dla punktu odpowiadającego warunkowi:


Stężenie kwasu w roztworze 1 wynosi: 0,1003 ^mol/_dm³







Objętości, przy której stężenie dodanej zasady wyniesie połowę, czyli

0,05015 ^mol/_dm³ wynosi 5,015cm³

pH= 0,0019*(5,015³) - 0,0245*(5,015²) + 0,2695*5,015 +1,816 = 2,791 = pK

• 
  Korzystam z równania Hendersona i Hesselbacha, uwzględniającego wpływ siły jonowej roztworu na wyznaczone w oparciu o pomiar SEM stałej dysocjacji słabego kwasu zgodnie ze wzorem na współczynniki aktywności, wynikającego z teorii Debye`a i Huckla. Dla pomiarów w obszarze poniżej pH=5 równanie to można przedstawić w postaci:

gdzie:

C_k - stężenie kwasu w roztworze;

C_z -stężenie zasady przy założeniu, że tylko ona byłaby dodawana;

C_H+ - stężenie jonów wodorowych, wyznaczone w na podstawie pH;

A - stała z rówania Debye`a i Huckla, wyzosząca w 20^OC 0,5047;


I - siła jonowa roztworu, obliczona na podstawie wzoru:

gdzie: c_i - stężenie danego jonu;

z_i - ładunek danego jonu;

K - termodynamiczna stała dysocjacji słabego kwasu HA;

B - współczynnik wyznaczany doświadczalnie.

• Obliczam siłę jonową roztworu:

Numer roztworu	ci	[H^+]	I	pH
2	0,003994	0,0121	0,0161	1,917
3	0,00998	0,0085	0,0185	2,070
4	0,01997	0,0054	0,0253	2,270
5	0,02995	0,0035	0,0335	2,452
6	0,03994	0,0024	0,0423	2,626
7	0,04992	0,0016	0,0515	2,793
8	0,05990	0,0011	0,0610	2,967
9	0,06989	0,0007	0,0706	3,155
10	0,07987	0,0004	0,0803	3,386

• Obliczam Y z równania Hendersona i Haselbacha:

	SEM [V]	pH	CH+ [M]	X	I [M]	A*I^(0,5)	Y
Roztwór 2	0,3459	1,917	0,01212	0,7182	0,01611	0,064056902	2,699
Roztwór 3	0,3371	2,070	0,00852	0,6455	0,01850	0,068654777	2,784
Roztwór 4	0,3254	2,270	0,00537	0,4710	0,02534	0,080335965	2,821
Roztwór 5	0,3149	2,452	0,00353	0,2999	0,03348	0,092349622	2,845
Roztwór 6	0,3048	2,626	0,00237	0,1370	0,04230	0,103804744	2,867
Roztwór 7	0,2951	2,793	0,00161	-0,0239	0,05153	0,114568303	2,884
Roztwór 8	0,2850	2,967	0,00108	-0,1906	0,06098	0,124635126	2,901
Roztwór 9	0,2741	3,155	0,00070	-0,3756	0,07059	0,134091192	2,913
Roztwór 10	0,2607	3,386	0,00041	-0,6035	0,08028	0,143003428	2,925

gdzie:





Przy sporządzaniu wykresu zależności Y=f(I) odrzuciłem dane dla roztworów 2 i 3 gdyż znacznie odbiegały od pozostałych.

• Zestawiam otrzymane w różny sposób wartości pK kwasu chlorooctowego:

Lp.	Metoda (równanie)		pK
1	Literatura		2,865
2			2,890
3	z wykresu zależności pH=f(V NaOH)		2,791
4	z wykresu zależności Y=f(I)		2,782

3. Wnioski:

Analizując otrzymane wyniki stwierdzam, że średnia siła elektromotoryczna w przeciwieństwie do wartości pH wyraźnie spada wraz ze wzrostem odjętości dodawanego roztworu NaOH.

Otrzymane wartości pK kwasu chlorooctowego nieznacznie odbiegają od wartości literaturowych, błąd względny pomiarów pK wynosi (wartość uśredniona 0,8% ; z wykresu zależności pH=f(V NaOH) 2,5% ; z wykresu zależności Y=f(I) 2,9%).

Na podstawie otrzymanych wyników wnioskuję, że metody potencjometryczne należą do dokładnych metod analitycznych.

Analizując zależność między Y i siłą jonową dochodzę do wniosku iż odrzucenie dwóch pierwszych punktów było słuszne - pozostałe punkty wykazują trend liniowy (współczynnik korelacji = 0,98). Lekka rozbieżność punktów wskazuje na błędy popełnione podczas wykonywania ćwiczenia (możliwy błąd przy sporządzaniu kolejnych roztworów).

Wartość Y wzrasta w miarę wzrostu siły jonowej a punkt przecięcia się wykresu z osią Y jest zbliżony do pK badanego kwasu.






















---