SPEKTROFOTOMETRYCZNEDANIE RÓWNOWAG KWASOWO ZASADOWYCH W ROZTWORACH WODNYCH sprawozdanie równowagi

Kufelin Sandra

Inżynieria chemiczna i procesowa

Grupa 1

Sekcja 8

„SPEKTROFOTOMETRYCZNE BADANIE RÓWNOWAG KWASOWO- ZASADOWYCH W ROZTWORACH WODNYCH”

LABORATORIUM Z CHEMII FIZYCZNEJ

  1. CEL ĆWICZENIA

Celem ćwiczenia jest pomiar stałej dysocjacji roztworów o określonym pH, metoda spektrofotometryczną.

  1. 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:


HA + H2O ⇋ A + H3O+


HA ⇋ H+ + A

Wielkością, która charakteryzuje moc kwasu jest stała dysocjacji lub inaczej stała kwasowa:


$$K_{a} = \frac{a_{H^{+}} \bullet a_{A^{-}}}{a_{\text{HA}}}$$

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:


BOH ⇋ B+ + OH


B + H2O ⇋ HB+ + OH

Stałą dysocjacji zasady wyznacza się z równania:


$$K_{b} = \frac{a_{\text{HB}} \bullet a_{\text{OH}^{-}}}{a_{B}}$$

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.


2H2O ⇋ H3O+ + OH

Na podstawie równań stałych dysocjacji kwasu i zasady można wyznaczyć stałą dysocjacji wody.:


Kw = Ka • Kb

W roztworach wodnych dużą trudność sprawia wyznaczenie aktywności konkretnych jonów roztworu, dlatego często stosujemy tzw. stałe mieszane (aktywnościowo- stężeniowe). Opisane są one równaniami:


$$k_{a} = \frac{a_{H^{+}} \bullet c_{B}}{c_{A}}$$


$$k_{b} = \frac{a_{\text{OH}^{-}} \bullet c_{A}}{c_{B}}$$


kw = aH+ • cOH

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:


$$\text{pH} = pK_{a} + \log\frac{c_{B}}{c_{A}}$$

Dodatkowo, stężenie równowagowe jest wartością stałą i sumą stężeń początkowych kwasu i zasady. Dlatego też, powyższe równanie możemy przedstawić jako:


$$\text{pH} = pK_{a} + \log\frac{c_{B}}{c - c_{B}} = pK_{a} + \log\frac{c - c_{A}}{c_{A}}$$

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.


A(λ)A = ε(λ)A • l • c

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.


$$A{(\lambda)}_{i} = \sum_{}^{}{(\varepsilon{(\lambda)}_{i} \bullet l \bullet c})$$

Kiedy do wzoru Hasselbacha po równanie prawa Bouguera- Lamberta- Beera otrzymujemy:


$$c_{A} = \frac{A{(\lambda)}_{A}}{\varepsilon{(\lambda)}_{A} \bullet l}$$


$$c_{B} = \frac{A{(\lambda)}_{B}}{\varepsilon{(\lambda)}_{B} \bullet l}$$


$$\text{pH} = pK_{a} + \log\frac{\frac{A{(\lambda)}_{B}}{\varepsilon{(\lambda)}_{B} \bullet l}}{\frac{A{(\lambda)}_{A}}{\varepsilon{(\lambda)}_{A} \bullet l}}$$


$$\text{pH} = pK_{a} + \log\frac{A{(\lambda)}_{B} \bullet \varepsilon{(\lambda)}_{A}}{\varepsilon{(\lambda)}_{B} \bullet A{(\lambda)}_{A}}$$

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.

  1. WYKONANIE ĆWICZENIA

Aparatura:

Odczynniki:

Wykonanie:

  1. 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


$$\log\frac{\lbrack A\left( \lambda \right) - {A^{o}\left( \lambda \right)}_{B}\rbrack{\varepsilon\left( \lambda \right)}_{A}}{\left\lbrack {\varepsilon\left( \lambda \right)}_{A} - {\varepsilon\left( \lambda \right)}_{B} \right\rbrack{A^{o}\left( \lambda \right)}_{A} - \lbrack A\left( \lambda \right) - {A^{o}\left( \lambda \right)}_{B}\rbrack{\varepsilon\left( \lambda \right)}_{A}} = pK_{a} - \text{pH}$$


$$\frac{\lbrack A\left( \lambda \right) - {A^{o}\left( \lambda \right)}_{B}\rbrack{\varepsilon\left( \lambda \right)}_{A}}{\left\lbrack {\varepsilon\left( \lambda \right)}_{A} - {\varepsilon\left( \lambda \right)}_{B} \right\rbrack{A^{o}\left( \lambda \right)}_{A} - \lbrack A\left( \lambda \right) - {A^{o}\left( \lambda \right)}_{B}\rbrack{\varepsilon\left( \lambda \right)}_{A}} = X - \text{cz}l\text{on}\ \text{logarytmowany}$$

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.

  1. 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.


Wyszukiwarka

Podobne podstrony:
Wartość pH roztworów wodnych sprawozdanie
Równowaga kwasowo zasadowa fizjot3
Równowaga kwasowo zasadowa fizjot3
Fizjologia kolo RKZ, II rok, II rok CM UMK, Giełdy, od Joe, FIZJOLOGIA, KOLOKWIA, RÓWNOWAGA KWASOWO-
woda jako składnik żywności oraz równowagi kwasowo- zasadowe w żywności, żywienie człowieka i ocena
01 rownowaga kwasowo zasadowa
10 GOSPODARKA WODNO ELEKTROLITOWA I RÓWNOWAGA KWASOWO ZASADOWAid 10549 ppt
Równowaga kwasowo zasadowa

więcej podobnych podstron