3 Требования техники безопасности

При выполнении данной лабораторной работы необходимо соблюдать общие правила работы в химической лаборатории.

4 Экспериментальная часть

Для выполнения работы методом последовательного разведения готовят ряд растворов слабой кислоты (муравьиной, уксусной, пропионовой, аскорбиновой или другой по указанию преподавателя) различной концентрации: 0,2М; 0,1М; 0,05М; 0,01М; 0,005М.

Исходным раствором служит 2М раствор электролита (либо более концентрированный).

Растворы готовят в мерных колбах на 100мл.

Для этого рассчитывают объем V₁ исходного раствора кислоты с молярной концентрацией C₁, необходимый для приготовления объема V₂ раствора заданной концентрации С₂. При расчете исходят из того, что количество кислоты при разбавлении исходного раствора не изменяется:

C₁ ·V₁ = С₂ ·V₂.

V₁ = С₂ ·V₂ / C₁.

Например, для приготовления 100мл 0,05М раствора необходимо взять 25 мл исходного раствора: V₁ = 0,05·100/0,2 = 25 мл.

Измеряют рН приготовленных растворов с помощью рН-метра.

Для получения более точных результатов концентрации приготовленных растворов устанавливают кислотно-основным титрованием (титруют раствором щелочи соответствующей концентрации).

Для титрования выбирают раствор щелочи с концентрацией, примерно равной концентрации титруемого раствора.

С_{Н к} = (С_{Н NаОН} ∙V_NаОН)/ V_К ,

где С_{Н NаОН} – эквивалентная (нормальная) концентрация щелочи, моль/л;

С_{Н к} – эквивалентная (нормальная) концентрация кислоты, моль/л;

V_NаОН – средний объем щелочи, пошедший на титрование пробы кислоты, мл;

V_К – объем пробы кислоты, мл.

Для одноосновных кислот эквивалентные и молярные концентрации совпадают С_Н = С_М.

Результаты титрования заносят в таблицу 1.

Таблица 1 − Результаты титрования

№ п/п	Заданная концен-трация раствора, моль/л	Концен- трация щелочи, моль/л	Объем пробы, мл	Объем щелочи, пошедший на титрование	Средний объем щелочи, мл	Точная концен- трация кислоты, моль/л
1

Результаты измерений pH и расчетов оформляют в виде таблицы 2.

Рассчитывают а_H+. = 10^–рН. Принимая, что a_H+. = С_Н+, рассчитывают степень диссоциации кислоты при различных концентрациях: α = С_H+/С_М.

Таблица 2 – Экспериментальные результаты по изучению слабого электролита

№ п/п	Концентрация раствора, моль/л	рН	СH+, моль/л	α	α 2/(1– α)	КДИС	lgCM
1
2
3

Затем рассчитывают К_ДИС.:

К_ДИС = .

По данным таблицы 2 рассчитывают среднее значение К_ДИС. Сравнивают его со значением из таблицы Приложения «Константы диссоциации слабых кислот и оснований при 25°C» [2], вычисляют абсолютную (∆) и относительную (δ) погрешность определения К_ДИС.

∆ = | К_{ДИС(ТАБЛ)} – К_{ДИС(ЭКСП)} |;

Δ = ·100%.

По результатам измерений строят два графика: α = f( ) (рис.1) и график для определения К_ДИС (рис.2).

Рис.1 – Зависимость степени диссоциации слабой кислоты α от

Логарифмируя закон разбавления Оствальда, получим:

1gК_ДИС = lgC_M + lg[α ²/(1 – α)];

– lg[α ²/(1 – α)] = lgС_М – α lgК_ДИС;

– lg[α ²/(1 – α)] = lgС_М + рК.

Построив график в координатах – lg[α ²/(1– α)] – lgC_M, определяют рК как отрезок, отсекаемый прямой линией на оси ординат.

Рис.2 – График для определения рК

Значение константы диссоциации вычисляют как К_ДИС = 10^−pK.

Полученное графическим методом значение константы К_ДИС сравнивают с табличным значением, вычисляют абсолютную и относительную погрешность ее определения.