Wykonały: Szczecin 23.01.04 r.

Grażyna Graczyk

Anita Augustyniak

POLITECHNIKA SZCZECIŃSKA

ZAKŁAD CHEMII FIZYCZNEJ

Laboratorium studenckie

Sprawozdanie z wykonania ćwiczenia nr 25:

„Pomiar pH w zastosowaniu do wyznaczania stałej równowagi reakcji dysocjacji.”

Wstęp.

W roztworach wodnych słabego kwasu HA ustala się równowaga protolityczna:

/1/

W przypadku, gdy roztwór jest dostatecznie rozcieńczony /
/ wartość stałej można przedstawić jako:

/2/

Zlogarytmowanie równania prowadzi do zależności:

/3/

/4/

Wprowadzenie do roztworu kwasu HA pewnej ilości soli MA tego kwasu i mocnej zasady, prowadzi do otrzymania roztworu buforowego, którego pH zależy od stosunku stężeń kwasu i soli oraz, w niewielkim stopniu, od współczynników aktywności
i
, natomiast nie zależy od wielkości stężeń
i
. Można to uzasadnić przyjmując, że sól MA, która jest mocnym elektrolitem, ulega całkowitej dysocjacji. Równocześnie jej obecność wywołuje cofnięcie dysocjacji kwasu HA tak, że występuje on w formie niezdysocjowanej.

/7/

/6/

Podstawiając zależności /5/ i /6/ do równania /4/ oraz przyjmując, że
otrzymujemy:

/7/

Wzór umożliwia ustalenie stosunku stężeń kwasu i soli w roztworze, który musi być zachowany, aby uzyskać wzorcowy roztwór buforowy o określonym pH. Konieczna jest w tym przypadku znajomość stałej dysocjacji kwasu.

Z drugiej strony wzór /7/ pozwala określić wartość stałej równowagi K w oparciu o oznaczenia pH roztworów o znanym stosunku stężeń soli i kwasu.

Oznaczenia pH można wykonać metodą potencjometryczną. Metoda jest oparta na pomiarach siły elektromotorycznej ogniwa, w którego skład wchodzi elektroda robocza o potencjale zależnym od aktywności jonów wodorowych w roztworze i elektroda odniesieniowa o stałym, znanym i odtwarzalnym potencjale.

Jeden pomiar wartości pH roztworu o określonym stosunku stężeń soli i kwasu jest zbyt mało dokładny. Pomiary należy wykonać dla szeregu roztworów o różnych wartościach stężeń
, mniejszych i większych od jedności. Znaleziona zależność pH od stosunku stężeń w formie pH
umożliwia określenie wartości pH roztworu, w którym
, a co za tym idzie pH=pK.

Celem ćwiczenia jest wyznaczenie stałej równowagi reakcji:

OPRACOWANIE WYNIKÓW.

Lp.	Skład roztworów		pH	cH+
		Na2HPO4 a [cm^3]					KH2PO4 b [cm^3]
1	3	27	5,69	2,042*10^-6	0,111	-0,954
2	6	24	6,09	8,128*10^-7	0,250	-0,602
3	9	21	6,34	4,571*10^-7	0,429	-0,367
4	12	18	6,53	2,951*10^-7	0,667	-0,176
5	15	15	6,77	1,698*10^-7	1,000	0
6	18	12	6,93	1,175*10^-7	1,500	0,176
7	21	9	7,12	7,586*10^-8	2,330	0,367
8	24	6	7,35	4,467*10^-8	4,000	0,602
9	27	3	7,67	2,138*10^-8	9,000	0,954

Wyniki obliczeń.

lp.	pH	C Na^+	C K^+= CH2PO4^-	C HPO4^2-	I [mol/dm^3]	γHPO4^2-	γH2PO4^-	log γNa2HPO4/ γKH2PO4	X
1.	5,69	0,0133	0,0600	0,0067	0,0800	0,3556	0,7722	-0,3367	-1,2910
2.	6,09	0,0267	0,0534	0,0133	0,0934	0,3338	0,7601	-0,3574	-0,9595
3.	6,34	0,0400	0,0467	0,0200	0,1067	0,3153	0,7493	-0,3760	-0,7440
4.	6,53	0,0534	0,0400	0,0267	0,1201	0,2993	0,7396	-0,3929	-0,5690
5.	6,77	0,0667	0,0334	0,0334	0,1334	0,2853	0,7309	-0,4085	-0,4085
6.	6,93	0,0800	0,0267	0,0400	0,1467	0,2730	0,7228	-0,4229	-0,2468
7.	7,12	0,0934	0,0200	0,0467	0,1601	0,2619	0,7154	-0,4364	-0,0684
8.	7,35	0,1067	0,0133	0,0534	0,1734	0,2520	0,7085	-0,4489	0,1531
9.	7,67	0,1201	0,0067	0,0600	0,1868	0,2430	0,7021	-0,4608	0,4935

Na₂HPO₄ a=3

KH₂PO₄ b=27

• 
  - stężenie jonów wodorowych obliczamy na podst. znanej wartości pH z zależności:

pH = - log[ H⁺ ]

pH=5,88 ⇒ - log [H⁺] = 5,69 ⇒ log [H⁺] =-5,69 ⇒

⇒ [H⁺] = 10^-5,69 = 2,042*10^-6

• 
  - stosunek stężeń obu roztworów = stosunkowi ich objętości:

• Stężenia poszczególnych jonów :

• J - siła jonowa roztworu :

• 
  - współczynnik aktywności dla
  z równania Debey'a i Hückela :

z = -2 - ładunek jonu;

J - siła jonowa roztworu;

A - stała zależna od stałej dielektrycznej rozpuszczalnika i temperatury (dla wody w

temp.=25⁰C: A=0,509 [(dm3)^1/2 mol^-1/2] ).

• 
  -współczynnik aktywności dla jonu H­₂PO₄^-, dla z _i = -1

• 
  

• X obliczono wg poniższego wzoru:

OBLICZENIE STAŁEJ RÓWNOWAGI REAKCJI DYSOCJACJI:

kiedy: