Numer ćwiczenia: 11	Temat ćwiczenia: Efekt solny Brönsteda	Data wykonania ćwiczenia: 21.01.2014r.
				Data oddania sprawozdania: 28.01.2014r.
Grupa: A2	Góralik Monika	Nazwisko sprawdzającego: dr Tomasz Uchacz
Uwagi:		Ocena:

1. Cel ćwiczenia.

Ćwiczenie miało na celu zbadanie wpływu obojętnego elektrolitu (Li₂SO₄) na przebieg reakcji między fenoloftaleiną a NaOH.

2. Wykonanie.

• W kolbie na 100 cm³ sporządzono roztwór z 1 cm³ fenoloftaleiny, 100 cm³ wody i 0,5 cm³
  1 M NaOH, wlano próbkę do kuwety i zmierzono w zakresie 500-650 nm długość fali, dla której absorbancja była największa

• W 6 kolbkach na 50 cm³ sporządzono roztwory z 0,25 cm³ fenoloftaleiny, odpowiednich objętości 1 M Li₂SO₄ (kolejno 0, 1, 2, 3, 4 i 5 cm³) i wody (do kreski)

• Na spektrofotometrze ustawiono długość fali, dla której absorbancja dla fenoloftaleiny
  z dodatkiem NaOH była najwyższa (552 nm), czas pomiaru (40 minut) i odstęp czasu, dla którego urządzenie miało dokonywać kolejnych odczytów (4 minuty)

• Z momentem dodania po 0,5 cm³ NaOH do każdej kolbki uruchomiono pomiar i przed upływem pierwszych 4 minut wlano roztwory do kolejnych kuwetek, które potem umieszczono w urządzeniu

• Pomiar prowadzono 40 minut od momentu wymieszania roztworów z kolbek z NaOH

3. Wyniki - patrz: załącznik.

4. Opracowanie wyników

Tabela1.: wyniki pomiarów + wartości logarytmów naturalnych z wartości absorbancji

t [min]	V Li2SO4 [cm^3]
		0		1		2		3		4		5
		A	ln A	A	ln A	A	ln A	A	ln A	A	ln A	A	ln A
4	0,427	-0,850971	0,430	-0,850971	0,408	-0,896488	0,453	-0,791863	0,422	-0,862750	0,417	-0,874669
8	0,420	-0,867501	0,420	-0,867501	0,398	-0,921303	0,437	-0,827822	0,409	-0,894040	0,398	-0,921303
12	0,414	-0,881889	0,411	-0,881889	0,388	-0,946750	0,424	-0,858022	0,398	-0,921303	0,383	-0,959720
16	0,409	-0,894040	0,402	-0,894040	0,379	-0,970219	0,412	-0,886732	0,386	-0,951918	0,369	-0,996959
20	0,403	-0,908819	0,394	-0,908819	0,371	-0,991553	0,400	-0,916291	0,376	-0,978166	0,357	-1,030019
24	0,398	-0,921303	0,387	-0,921303	0,363	-1,013352	0,388	-0,946750	0,366	-1,005122	0,346	-1,061317
28	0,393	-0,933946	0,379	-0,933946	0,355	-1,035637	0,378	-0,972861	0,357	-1,030019	0,336	-1,090644
32	0,387	-0,949331	0,372	-0,949331	0,348	-1,055553	0,368	-0,999672	0,348	-1,055553	0,327	-1,117795
36	0,379	-0,970219	0,365	-0,970219	0,341	-1,075873	0,359	-1,024433	0,340	-1,078810	0,317	-1,148854
40	0,374	-0,983499	0,359	-0,983499	0,335	-1,093625	0,351	-1,046969	0,333	-1,099613	0,310	-1,171183

-Stałe reakcji - wyznaczono na podstawie równań wykresów f(t)=ln(A) odpowiadających równaniu liniowemu ln(c)=ln(c₀)-kt (y=ax+b, gdzie a=-k) - wynika to z prawa Lamberta-Beera.

Wykres1.: f(t)=ln(A) dla 0 cm³ Li₂SO₄

k=3,60787*10^-3 min^-1

Wykres2.: f(t)=ln(A) dla 1 cm³ Li₂SO₄

k=4,99975*10^-3 min^-1

Wykres3.: f(t)=ln(A) dla 2 cm³ Li₂SO₄

k=5,48225*10^-3 min^-1

Wykres4.: f(t)=ln(A) dla 3 cm³ Li₂SO₄

k=7,07474*10^-3 min^-1

Wykres5.: f(t)=ln(A) dla 4 cm³ Li₂SO₄

k=6,60252*10^-3 min^-1

Wykres6.: f(t)=ln(A) dla 5 cm³ Li₂SO₄

k=8,12758*10^-3 min^-1

-Siła jonowa roztworów - obliczono ją ze wzoru:

gdzie:

c_i - stężenie i-tego jonu

z_i - ładunek i-tego jonu

Stężenia konkretnych jonów w roztworach obliczono ze wzoru:

gdzie:

c_i - stężenie danej substancji w roztworze zawartym w kolbie miarowej

n_i - liczba moli danej substancji

V_kolby - objętość kolby miarowej (50 cm³=0,05 dm³)

V_roztworu - objętość wyjściowego roztworu NaOH lub Li₂SO₄ użytego do sporządzenia roztworu
w kolbie

c_roztworu - stężenie wyjściowego roztworu zawierającego daną substancję

Wyniki zawarto w tabeli.

Tabela2.: stężenie obojętnego elektrolitu, wartości siły jonowej, pierwiastków z jej wartości oraz logarytmy dziesiętne ze stałej k

lp.	VLi2SO4 [dm^3]	CLi2SO4 w kolbie [mol/dm^3]	I [mol/dm^3]		k [min^-1]	log(k)
1	0,000	0,00	0,01	0,100000	3,60787*10^-3	-2,442750
2	0,001	0,02	0,07	0,264575	4,99975*10^-3	-2,301051
3	0,002	0,04	0,13	0,360555	5,48225*10^-3	-2,261041
4	0,003	0,06	0,19	0,435890	7,07474*10^-3	-2,150290
5	0,004	0,08	0,25	0,500000	6,60252*10^-3	-2,180291
6	0,005	0,10	0,31	0,556776	8,12758*10^-3	-2,090039

V_kolby=0,05 dm³

V_NaOH=0,0005 dm³

c_NaOH w kolbie=0,01 mol/dm³

Stężenie jonów Li⁺ jest równe dwukrotności stężenia jonów SO₄^2- (hydroliza siarczanu(VI) litu przebiega według równania: Li₂SO₄ → 2 Li⁺ + SO₄^2-).

Wykres7.: zależność logarytmu stałej od pierwiastka siły jonowej

-Graniczne prawo Debye'a-Hückela - mówi ono, że w roztworach rozcieńczonych współczynnik aktywności kompleksu aktywnego i reagujących jonów jest zależne od siły jonowej roztworu i jest dane wzorem:

który można zapisać też jako:

lub

gdzie A to stała zależna od temperatury i rozpuszczalnika (wynosi ona 0,509 dla roztworów wodnych w temperaturze pokojowej). Drugie z tych równań to równane liniowe, z którym jest tożsame równanie funkcji, której przebieg przedstawiono na wykresie 7. Stąd można stwierdzić, że jej wyraz wolny jest równy logk₀, a współczynnik kierunkowy to 2Az_Az_B. Po wyznaczeniu a otrzymano:

A=a/2

a=0,73497

A=0,367485

5. Wnioski.

Po narysowaniu i przeanalizowaniu wykresów zależności f(t)=ln(A) stwierdzono, że im wyższe stężenie elektrolitu obojętnego, tym stała reakcji jest wyższa - wskazuje to na istnienie dodatniego efektu solnego. Te wykresy są również liniami prostymi, których współczynnik kierunkowy, zgodzie z prawem Lamberta-Beera, wynosi -k (absorbancja roztworu zmniejsza się z czasem).

Na podstawie funkcji przedstawionej na wykresie 7 stwierdzono dość dokładne wykonanie ćwiczenia (wartość wyznaczonej stałej A nieco niższy od literaturowej stałej A dla roztworu wodnego w temperaturze pokojowej) oraz pewne odstępstwo od teorii efektu solnego Brönsteda. Współczynnik R² jest wysoki, a wykres jest w dużym przybliżeniu linią prostą, jednak można zauważyć, że punkty odpowiadające roztworom 4 i 5 (3 i 4 cm³ Li₂SO₄) odbiegają od przebiegu prostej. Przyczyną tego mogło być niedokładne odpipetowanie roztworu wspomnianej soli.

Innymi przyczynami błędów, które wpłynęły na wyniki doświadczenia mogły być niepewność pomiarów spektrofotometru, niedokładność stosowanego do odmierzania stosownych objętości roztworów sprzętu (pipet i kolb) oraz niedokładne zmieszanie roztworów w kolbach przed pomiarem.

---