Patrycja Krzaczyńska

197834

BINOŻ

Wtorek 8:15-12:00

ĆWICZENIE 43

MIARECZKOWANIE KONDUKTOMETRYCZNE

1. Cel ćwiczenia:

Wykorzystanie pomiaru przewodnictwa do oznaczenia zawartości kwasu w próbce

2. Wstęp teoretyczny

Konduktometria to dział chemii fizycznej, który obejmuje badania przewodnictwa elektronowego roztworów elektrolitów. Roztwory te są dobrymi przewodnikami prądu, gdyż zawierają jonu naładowane elektrycznie. Celem tego ćwiczenia jest wykorzystanie pomiaru przewodnictwa do oznaczenia zawartości kwasu w próbce. Do wykonania tego zadania potrzebne będzie naczynie konduktometryczne. Jest to naczynie, które zawiera wtopione elektrody platynowe, pokryte czernią platynową. Budowa tego naczynia powoduje zwiększenie efektywnej powierzchni elektrody . Przewodnictwem właściwym roztworu (к) nazywamy przewodnictwo roztworu znajdującego się pomiędzy dwiema równoległymi elektrodami, o powierzchni jednostkowej, odległymi od siebie o jednostkę długości. Wzór, który będę używać w celu wyznaczenia przewodnictwa elektrycznego, informuje nas, że I^- jest wprost proporcjonalne do powierzchni elektrody s i odwrotnie proporcjonalnie do długości słupa elektrolitu l i zależy od przewodnictwa właściwego к :

Jednostką przewodności jest [Ω^-1] zwany simensem [S].

[Ω^-1m^-1]

gdzie: k jest zwana stałą naczyńka o wzorze k=L/S, a R mierzymy za pomocą mostka Wheastone'a.

Inną wielkością charakteryzującą przewodnictwo roztworów jest przewodność molowa.

Przewodnictwem molowym elektrolitu nazywamy przewodnictwo takiej objętości roztworu, w której zawarty jest 1 mol elektrolitu i która znajduje się pomiędzy równoległymi elektrodami, oddalonymi od siebie o jednostkę długości:

[Ω^-1m²mol^-1]

gdzie c to stężenie molowe badanego roztworu.

Celem mojego doświadczenia jest również wyznaczenie punktu równoważnikowego miareczkowania. Jest to taki punkt, a właściwie moment, w którym ilość odczynnika miareczkującego jest równoważna chemicznie ilości składnika oznaczonego. Obliczę również liczbę moli i stężenie kwasu w roztworze dla każdego miareczkowania.

Wyniki pomiarów :

HCl		CH3COOH		HCl + CH3COOH
VNaOH(ml)	I1[S]	VNaOH(ml)	I2[S]	VNaOH(ml)	I3[S]

3. Część doświadczalna:

Do wykonania ćwiczenia potrzebne były:
- konduktometr
- biureta
- dipol
- mieszadło elektryczne
- roztwory badane kwasu solnego i kwasu octowego
- 0,2 M roztwór NaOH
- woda destylowana

Wykonałam 3 miareczkowania. Pierwsze miareczkowanie mocnego kwasu(HCl) mocną zasadą (NaOH) wykonywałam do momentu aż przewodnictwo będzie takie same jak początkowe. Drugie miareczkowanie słabego kwasu(CH₃ COOH) mocną zasadą(NaOH) wykonywałam do momentu aż przewodnictwo zwiększy się dziesięciokrotnie. Ostatnie miareczkowanie mieszaniny słabego i mocnego kwasu(CH₃COOH i HCl) z mocną zasadą (NaOH) wykonywałam do momentu aż przewodnictwo będzie takie jak początkowe.

4. Miareczkowanie mocnego kwasu mocną zasadą:

Miareczkowanie 5ml kwasu HCl mocną zasadą NaOH o stężeniu 0,2M.

VNaOH [ml]	Г[mS]
0	3,13
0,5	2,78
1	2,42
1,5	2,12
2	1,77
2,5	1,41
3	1,13
3,5	1,01
4	1,23
4,5	1,49
5	1,73
5,5	1,97
6	2,21
6,5	2,45
7	2,69
7,5	2,92
8	3,15

Na wykresie zauważamy, że początkowo następuje zmniejszenie przewodnictwa roztworu miareczkowanego, gdyż ruchliwe jony H₃O⁺ zostają zastąpione jonami Na⁺ o mniejszej ruchliwości.

Przed osiągnięciem punktu równoważnikowego przewodnictwo roztworu maleje liniowo w miarę dodawania roztworu NaOH, by po przekroczeniu tego punktu również liniowo zwiększać się na skutek zwiększania się ogólnego stężenia jonów w roztworze wprowadzanych przez kolejne porcje titranta.

5. Miareczkowanie słąbego kwasu mocną zasadą:

Miareczkowanie 5ml kwasu CH₃COOH mocną zasadą NaOH o stężeniu 0,2M.

Na wykresie można zauważyć, że na samym początku następuje niewielki wzrost przewodnictwa, a następnie stopniowy wzrost przewodnictwa. Stopniowy charakter wzrostu utrzymuje się aż do osiągnięcia punktu równoważnikowego, by po jego przekroczeniu nastąpił silny wzrost przewodnictwa.

6. Miareczkowanie mieszaniny kwasów mocną zasadą:

Miareczkowanie 5ml kwasu HCl i 5ml kwasu CH₃COOH mocną zasadą NaOH o stężeniu 0,2M.

VNaOH [ml]	Г[mS]
0	2,93
0,5	2,62
1	2,35
1,5	2,02
2	1,72
2,5	1,41
3	1,17
3,5	1,05
4	1,07
4,5	1,13
5	1,19
5,5	1,26
6	1,36
6,5	1,44
7	1,52
7,5	1,60
8	1,69
8,5	1,79
9	1,95
9,5	2,19
10	2,39
10,5	2,62
11	2,81
11,5	3,02

W przypadku miareczkowania mieszaniny kwasów o różnym pH (o różnej mocy), mocną zasadą (u mnie NaOH) otrzymujemy krzywą miareczkowania z dwoma punktami równoważnikowymi. Pierwszy wskazuje moment zobojętnienia mocnego kwasu (HCl), zaś drugi moment zobojętnienia dla kwasu słabszego (CH₃COOH).

7. Obliczenia

Miareczkowanie mocnego kwasu mocną zasadą

- Punkt równoważnikowy ma współrzędne (3,4 ; 0,95)

- Stosunek liczby moli NaOH do liczby moli HCl wynosi 1:1.

- Stężenie użytego do miareczkowania NaOH wynosi 0,2M.

- W punkcie równoważnikowym objętość użytego NaOH wynosi V_naOH= 3,4 cm³.

Obliczenie stężenia molowego kwasu HCl:

C_NaOH = 0,2 mol/dm³

V_PR = 3,4 ml = 0,0034 dm³

V = 5 ml = 0,005 dm³

Obliczenie liczby moli kwasu HCl:

C_HCl = 0,136 mol/dm³

V = 0,005 dm³

Miareczkowanie słabego kwasu mocną zasadą

- Punkt równoważnikowy ma współrzędne (5,0 ; 1,27)

- Stosunek liczby moli NaOH do liczby moli CH₃COOH wynosi 1:1.

- Stężenie NaOH wynosi 0,2M.

- W punkcie równoważnikowym objętość użytego NaOH wynosi V_naOH= 5,0 cm³.

Obliczenie stężenia molowego kwasu CH₃COOH:

V_PR = 5,0 ml = 0,0050 dm³

V = 5 ml = 0,005 dm³

Obliczenie liczby moli kwasu CH₃COOH w roztworze 2:

= 0,20 mol/dm³

V = 0,005 dm³

Miareczkowanie mieszaniny kwasów mocną zasadą

- Punkty równoważnikowe mają współrzędne (3,3 ; 0,99), (8,1 ; 1,51)

- Podczas miareczkowania pierwszy zobojętnieniu ulega kwas mocniejszy (HCl), a następnie kwas słabszy (CH₃COOH).

- W obu tych reakcjach stosunek liczby moli kwasu do liczby moli zasady wynosi 1:1. W związku z tym liczba moli zasady będzie odpowiadać liczbie moli kwasów (w punktach równoważnikowych).

- Stężenie NaOH wynosi 0,2M

- Objętość zużytego na zobojętnienie HCl NaOH wynosi V₁= 3,3 cm³.
Na zobojętnienie CH₃COOH potrzeba V₂= 8,1cm³ NaOH.

Obliczenie stężenia molowego mocniejszego kwasu:

V_PR = 3,3 ml = 0,0033 dm³

V = 5 ml = 0,005 dm³

Obliczenie liczby moli mocniejszego kwasu:

C_HCl = 0,132 mol/dm³

V = 0,005 dm³

Obliczenie stężenia molowego słabszego kwasu:

V_PR = 8,1 ml = 0,0081 dm³

V = 5 ml = 0,005 dm³

1. Obliczenie liczby moli słabszego kwasu:

= 0,20 mol/dm³

V = 0,005 dm³

7. Wnioski

Celem doświadczenia było wykorzystanie pomiaru przewodnictwa do oznaczenia stężenia i liczby moli kwasu w poszczególnych próbkach. Doświadczenie się udało, o czym świadczą obliczone przeze mnie zawartości kwasu w próbkach.

Dla roztworu 1:

C_HCl=0,136 mol/dm³

n_HCl=0,00068 mola

Dla roztworu 2:

C_CH3COOH=0,2 mol/dm³

Nch3cooh=0,001 mola

Dla roztworu 3 (mieszanina):

C_HCl=0,132 mol/dm³

n_HCl=0,00066mola

C_CH3COOH=0,192 mol/dm³

Nch3cooh=0,00096 mola

Punkt równoważnikowy dla roztworu 1, w którym był kwas HCl i punkt równoważnikowy tego samego kwasu w mieszaninie kwasów, jest niemalże taki sam. To samo dotyczy CH₃COOH. Dowodzi to poprawnego przebiegu ćwiczenia.

Z wykresów wynika, że w przypadku kwasów mocnych punkt równoważności osiągany jest szybciej niż w przypadku kwasów słabych, a zmiany przewodnictwa są zdecydowanie wyraźniejsze. Na wykresie miareczkowania mieszaniny kwasów o różnej mocy widoczne są dwa punkty załamania, które odpowiadają zobojętnieniu kolejno: kwasu mocniejszego i kwasu słabszego.

10

VNaOH [ml]	Г[mS]
0	0,24
0,5	0,28
1	0,34
1,5	0,44
2	0,55
2,5	0,68
3	0,79
3,5	0,90
4	1,03
4,5	1,17
5	1,27
5,5	1,53
6	1,79
6,5	2,09
7	2,29

---