Ćwiczenie 8-1: Miareczkowanie potencjometryczne kwasu zasadą.

1. Cel ćwiczenia:

Teoretyczne i praktyczne zapoznanie się z miareczkowaniem potencjometrycznym kwasu zasadą.

Opanowanie techniki pomiaru pH roztworu oraz kalibrowania pehametru.

Wyznaczenie punktu równoważności molowej reakcji kwas-zasada (mocny kwas i mocna zasada, słaby kwas i mocna zasada).

Określenie ilości kwasów w kolbach wydanych przez prowadzącego ćwiczenia.

Wyznaczanie stałej dysocjacji K_a słabego elektrolitu (CH₃COOH).

2. Wstęp teoretyczny :

Potencjometria jest jedną z metod fizykochemicznych służących do wyznaczania różnych wielkości oraz ilościowego oznaczania składników roztworu opartą na pomiarze siły elektromotorycznej ogniwa SEM lub pH roztworu.

Zasada miareczkowania potencjometrycznego polega na wyznaczeniu PRM - punktu równoważności molowej reakcji podczas miareczkowania. W przypadku miareczkowania kwasu zasadą zależy na wyznaczeniu punktu, w którym kwas zostaje całkowicie zobojętniony (liczba moli kwasu i zasady jest określona przez współczynniki stechiometryczne r. reakcji zobojętniania).

Wyznaczanie PRM polega na pomiarze SEM ogniwa zbudowanego z elektrody badanej, której potencjał zależy od stężenia badanych jonów w roztworze oraz elektrody odniesienia (porównawczej np. kalomelowej lub chlorosrebrowej).

W czasie miareczkowania kwasu roztworem zasady mierzymy pH roztworu, które jest bezpośrednio związane z siłą elektromotoryczną zbudowanego ogniwa. SEM ogniwa jest to różnica potencjałów elektrody porównawczej i elektrody badanej. Zmiany wartości siły elektromotorycznej są wynikiem zmian wartości potencjału elektrody badanej (odwracalnej względem kationów wodorowych), ponieważ potencjał elektrody porównawczej jest stały.

3. Wykonanie ćwiczenia:

Część I. Miareczkowanie mocnego kwasu roztworem mocnej zasady o znanym stężeniu.

Odczynniki i przyrządy:

Pehametr, elektroda kombinowana, mieszadło magnetyczne, biureta o pojemności 50 cm³, pipeta na 20 cm³, 2 zlewki na 250 cm³, 2 kolby miarowe na 100 cm³, roztwór NaOH o znanym stężeniu [NaOH] = 0,1003 mol/dm³.

1. Otrzymaną kolbę o pojemności 100cm³ z nieznaną ilością HCl (o nieznanym stężeniu) dopełniono do kreski wodą destylowaną i po dokładnym wymieszaniu odmierzono 20cm³ za pomocą pipety Mohra do zlewki na 250 cm³ .

2. Zlewkę ustawiono na podstawie mieszadła magnetycznego, a następnie umieszczono w niej mieszadełko magenetyczne oraz elektrodę kombinowaną podłączoną do pehametru. Dodatkowo do zlewki dodano wody destylowanej po to, aby elektroda była zanurzona w roztworze.

3. Po włączeniu mieszadła oraz pehametru odczytano i zanotowano w tabelce początkową wartość pH. Rozpoczęto miareczkowanie potencjometryczne dodając, co jakiś czas porcję 1,0 cm³ roztworu NaOH za pomocą biurety, po krótkim odczekaniu odczytując za każdym razem wartość pH na pehametrze i wpisując dane do tabeli.

W zlewce zachodzi następująca reakcja:

HCl + NaOH NaCl +H₂O (1)

4. W miarę zbliżania się do PRM (punktu równoważności molowej) mogliśmy obserwować coraz większe skoki pH.

5. W celu sprządzenia dokładnego wykresu zależności pH roztworu od objętości dodawanego roztworu NaOH doświadczenie powtórzono dodając w okolicach dużego skoku pH mniejsze porcje NaOH (0,5cm³). Dane drugiego miareczkowania umieszczono w Tabeli 1.

6. Wyznaczono punkt równoważności molowej z wykresów:

1. 
   pH = f(V)

2. ∆pH/∆V = f(V) gdzie, (2)

3. ∆² pH/∆V² = f(V) gdzie, (3)

7. Na podstawie odczytanej z wykresów objętości V_PRM i podanego stężenia roztworu NaOH oraz objętości roztworu kwasu solnego użytej do miareczkowania (10cm³) korzystając z równania (1) obliczono masę HCl zawartą w 100cm³ analizowanego roztworu.

Część II. Miareczkowanie słabego kwasu roztworem mocnej zasady o znanym stężeniu. Wyznaczenie stałej dysocjacji słabego kwasu.

Odczynniki i przyrządy:

Pehametr, elektroda kombinowana, mieszadło magnetyczne, biureta o pojemności 50 cm³, pipeta na 20 cm³, 2 zlewki na 250 cm³, 2 kolby miarowe na 100 cm³, roztwór NaOH o znanym stężeniu [NaOH] = 0,1003 mol/dm³.

1. Otrzymaną kolbę o pojemności 100cm³ z nieznaną ilością kwasu octowego (o nieznanym stężeniu) dopełniono do kreski wodą destylowaną i po dokładnym wymieszaniu odmierzono 20cm³ za pomocą pipety Mohra do zlewki.

2. Zlewkę ustawiono na podstawie mieszadła magnetycznego, a następnie umieszczono w niej mieszadełko magenetyczne oraz elektrodę kombinowaną podłączoną do pehametru. Dodatkowo do zlewki dodano wody destylowanej po to, aby elektroda była zanurzona w roztworze.

3. Po włączeniu mieszadła oraz pehametru odczytano i zanotowano w tabelce początkową wartość pH. Rozpoczęto miareczkowanie potencjometryczne dodając, co jakiś czas porcję 1,0 cm³ roztworu NaOH za pomocą biurety, po krótkim czasie odczytując za każdym razem wartość pH na pehametrze i wpisując dane do tabeli.

W zlewce zachodzi następująca reakcja:

CH₃COOH + NaOH CH₃COONa +H₂O (4)

4. W celu sporządzenia dokładnego wykresu zależności pH roztworu od objętości dodawanego roztworu NaOH doświadczenie powtórzono dodając w okolicach dużego skoku pH mniejsze porcje NaOH (0,5cm³). Dane drugiego miareczkowania umieszczono w Tabeli 2.

5. Punkt równoważności molowej wyznaczono w sposób analogiczny do I części doświadczenia (z wykresów funkcji pH=f(V))

6. Na podstawie odczytanej z wykresów objętości V_PRM i podanego stężenia roztworu NaOH oraz objętości roztworu kwasu octowego użytej do miareczkowania (10cm³) korzystając z równania (4) obliczono masę CH₃COOH zawartą w 100cm³ analizowanego roztworu.

7. Na koniec obliczono stałą dysocjacji kwasu octowego. Z wykresu zależności pH=f(V) dla kwasu octowego odczytano wartość pH odpowiadającą ½ V_PRM. Wartość ta jest równa pK_a dla kwasu octowego. Wynika to z równania na stałą dysocjacji słabego kwasu. Korzystając z zaleności pH=-log[H⁺] oraz z władności logarytmów stałą dysocjacji wyznaczamy ze wzoru: K_a=10^-pH.

4. Opracowanie wyników:

Część I.

TABELA 1: Zmiany pH podczas miareczkowania 100 cm³ HCl roztworem NaOH o stężeniu 0,1003 mol/ dm³ (zależność zmian pH od objętości dodawanego NaOH).

Numer pomiaru n	V NaOH (cm3)	pH roztworu	I pochodna ∆pH/∆V	II pochodna ∆²pH/∆V²
1	0,0	3,13
2	1,0	3,19	0,06
3	2,0	3,24	0,05	-0,01
4	3,0	3,28	0,04	-0,01
5	4,0	3,35	0,07	0,03
6	5,0	3,44	0,09	0,02
7	6,0	3,56	0,12	0,03
8	7,0	3,81	0,25	0,13
9	7,5	4,18	0,74	0,98
10	8,0	6,3	4,24	7,00
11	8,5	8,64	4,68	0,88
12	9,0	9,22	1,16	-7,04
13	9,5	9,46	0,48	-1,36
14	10,0	9,6	0,28	-0,40
15	11,0	9,78	0,18	-0,10
16	12,0	9,9	0,12	-0,06
17	13,0	10,01	0,11	-0,01
18	14,0	10,08	0,07	-0,04
19	15,0	10,14	0,06	-0,01
20	16,0	10,19	0,05	-0,01
21	17,0	10,24	0,05	0,00
22	18,0	10,27	0,03	-0,02

Część II.

TABELA 2: Zmiany pH podczas miareczkowania 100 cm³ CH₃COOH roztworem NaOH o stężeniu 0,1003 mol/ dm³ (zależność zmian pH od objętości dodawanego NaOH).

Numer pomiaru n	V NaOH (cm3)	pH roztworu	I pochodna ∆pH/∆V	II pochodna ∆²pH/∆V²
1	0,0	3,74
2	1,0	3,98	0,24
3	2,0	4,28	0,3	0,06
4	3,0	4,52	0,24	-0,06
5	4,0	4,79	0,27	0,03
6	4,5	4,99	0,4	0,26
7	5,0	5,18	0,38	-0,04
8	5,5	5,78	1,2	1,64
9	6,0	6,43	1,3	0,20
10	6,5	8,88	4,9	7,20
11	7,0	9,25	0,74	-8,32
12	7,5	9,43	0,36	-0,76
13	8,0	9,59	0,32	-0,08
14	8,5	9,70	0,22	-0,20
15	9,0	9,78	0,16	-0,12
16	10,0	9,91	0,13	-0,03
17	11,0	10,02	0,11	-0,02
18	12,0	10,10	0,08	-0,03
19	13,0	10,16	0,06	-0,02
20	14,0	10,21	0,05	-0,01
21	15,0	10,26	0,05	0,00
22	16,0	10,30	0,04	-0,01
23	17,0	10,34	0,04	0,00

Obliczenie liczby moli kwasów zawartych w 100 cm³ roztworów:

CZĘŚĆ I:

V_PRM= 8,5 cm³

[NaOH] = 0,1003 mol/dm³

V _pipety= 20 cm³

HCl + NaOH NaCl +H₂O

C=n/v

n=C/v= 0,0085*0,1003 = 8,53*10^-4 [mola NaOH] - liczba moli zasady potrzebna do zobojętnienia kwasu= liczbie moli zobojętnionego kwasu (reagują w stosunku 1:1)

20 cm³ 8,53*10^-4

100 cm³ X

X=4,265* 10^-3 mola HCl

M=36,5 g/mol

n=m/M

m=n*M

m=4,265* 10^-3 mola *36,5 g/mol= 0,156g - liczba gramów HCl w 100 cm3 badanego roztworu

CZĘŚĆ II:

V_PRM = 6,25 cm³

[NaOH] = 0,1003 mol/dm³

V _pipety= 20 cm³

CH₃COOH + NaOH CH₃COONa +H₂O

n=C/v= 0,00625*0,1003= 6,269*10^-4 mola NaOH zużytego na zobojętnienie kwasu= liczbie moli zobojętnionego kwasu (reagują w stosunku 1:1)

20 cm³ 6,269*10^-4

100 cm³ X

X=3,135*10^-3 mola CH₃COOH

M=60 g/mol

n=m/M

m=n*M

m=3,135* 10^-3 mola *60 g/mol= 0,188 g - liczba gramów CH₃COOH w 100 cm³ badanego roztworu

Wyznaczenie stałej dysocjacji dla kwasu octowego, której wartość wyznaczona doświadczalnie wynosi:

V_PRM = 6,25 cm³

½ VPRM= 3,125 cm3 i to na wykrysie pH=f(V) odpowiada pH=4,25

pH= pK=4,25

K_a=[H⁺]

[H⁺]= 10^-pH= 10^-4,25= 5,623*10^-5= K_a

W tablicach dla kwasu octowego pKa=4,8 (z poradnika fizykochemicznego)

5. Wnioski:

Podczas miareczkowania mocnego kwasu roztworem mocnej zasady o znanym stężeniu początkowo pH zmienia się nieznacznie i dopiero w pobliżu PRM następuje gwałtowny skok tej wartości (duży skok w okolicy pH obojętnego).

Przy miareczkowaniu słabego kwasu roztworem mocnej zasady o znanym stężeniu można zaobserwować także nieznaczne zmiany pH, lecz w okolicy pH=8 następuje skok.

Nasz wynik doświadczenia jest zbliżony do teoretycznego.

Błędy, nieścisłości mogą być spowodowane niedokładnością pomiaru, niedoskonałością przyrządów, a także zbytnim pośpiechem.

---