Ć W I C Z E N I E Nr 57
WYZNACZANIE STAŁEJ DYSOCJACJI SŁABEGO KWASU METODĄ
POTENCJOMETRYCZNĄ
Cel ćwiczenia
Celem ćwiczenia jest wyznaczenie stałej równowagi reakcji dysocjacji kwasu
octowego metodą miareczkowania pehametrycznego.
Dysocjację słabego kwasu opisuje termodynamiczna stała równowagi K
a
:
HAc
Ac
H
HAc
Ac
H
Ac
H
Ac
H
a
c
c
c
a
a
a
K
γ
γ
⋅
γ
⋅
⋅
≡
⋅
=
−
+
−
+
−
+
(1)
gdzie:
,
+
H
a
−
A
a
,
HA
a
są aktywnościami kationu, anionu i niezdysocjowanego kwasu. Dla
roztworów rozcieńczonych, można przyjąć, że współczynniki aktywności jonu octanowego,
γ
Ac
i niezdysocjowanego kwasu,
γ
HAc
, są bliskie jedności.
W czasie miareczkowania słabego kwasu, np. kwasu octowego, mocną zasadą
powstaje sól, np. octan sodu, który jest jonoforem, która w roztworze występuje w postaci
swobodnych jonów. Obecność swobodnych anionów zmniejsza dysocjację słabego
kwasu, można przyjąć, że stężenie niezdysocjowanego kwasu jest równe stężeniu kwasu
w próbce,
, natomiast stężenie jonu octanowego jest równe stężeniu soli,
. Równanie (1) przyjmie postać:
kwas
HAc
c
c
=
sól
Ac
c
c
=
−
kwas
sól
H
a
c
c
a
K
⋅
=
+
(2)
z której łatwo obliczyć pH roztworu:
↓
+
=
kwas
sól
a
c
c
log
pK
pH
(3)
Zależność (3) znana jest jako równanie Hendersona-Hasselbacha.
Na początku miareczkowania, przed osiągnięciem punktu równoważnikowego, stężenie
soli w roztworze wyraża zależność:
próbka
NaOH
NaOH
sól
V
V
c
c
⋅
=
(4)
w której c
NaOH
i V
NaOH
są odpowiednio stężeniem i objętością dodanej zasady, natomiast
V
próbka
jest objętością miareczkowanego roztworu.
Stężenie kwasu w miareczkowanym roztworze można wyrazić zależnością:
próbka
NaOH
PR
NaOH
NaOH
kwas
V
]
V
)
V
[(
c
c
−
⋅
=
(5)
w której (V
NaOH
)
PR
jest równoważnikową, stechiometryczną, objętością zasady,
wyznaczoną metodą miareczkowania pehametrycznego.
Uwzględniając równania (4) i (5) w zależności (3) otrzymujemy zależność prostoliniową,
NaOH
PR
NaOH
NaOH
a
V
)
V
(
V
log
pK
pH
−
+
=
(6)
z której można wyznaczyć wartość pK
a
.
Wykonanie ćwiczenia
1. Przygotować pehametr do pomiaru pH: nacisnąć czerwony przycisk sieć oraz przycisk
pH.
2. Po
około 10 min wykalibrować przyrząd. W tym celu nalać do zlewki około 50 ml
buforu ftalanowego o pH = 4,00, ostrożnie wrzucić dipol magnetyczny, przykryć
zlewkę pokrywką zawierającą elektrody szklaną i kalomelową oraz włączyć mieszadło.
Po około 5 min wyłączyć mieszadło i pokrętłem kalibracji nastawić pH w pozycji 4,00.
Położenia pokrętła kalibracji nie zmieniać w trakcie pomiarów.
3. Po
usunięciu buforu i przepłukaniu elektrod wodą destylowaną nalać 50 ml roztworu
badanego kwasu. Jeśli elektrody nie są dostatecznie zanurzone dodać wody
destylowanej.
4. Biuretę napełnić roztworem NaOH o stężeniu 0,3 mol/dm
3
. Roztwór z biurety dodawać
do roztworu kwasu porcjami początkowo po 0,5 ml, później po 0,2 ml,
a w pobliżu punktu równoważnikowego po 0,1 ml. Po dodaniu każdej porcji mieszać
roztwór przez około 5 min, a następnie po wyłączeniu mieszadła zmierzyć pH.
5. Objętości zużytego do miareczkowania NaOH i odpowiadające im zmierzone wartości
pH zapisać w tabeli. Po zakończeniu pomiarów wyłączyć pehametr, wyjąć dipol
magnetyczny, wylać roztwór ze zlewki, elektrody przemyć wodą destylowaną,
pozostawić je zanurzone w wodzie destylowanej. Uporządkować stanowisko pracy.
Opracowanie wyników
1. Sporządzić wykres I przedstawiający zależność pH miareczkowanego roztworu kwasu
od objętości dodanej zasady, V
NaOH
: )
V
(
f
pH
NaOH
=
.
2. Punkt przegięcia krzywej miareczkowania odpowiada równoważnikowej objętości
zasady (V
NaOH
)
PR
(punkt równoważnikowy).
3. Sporządzić wykres II pierwszej pochodnej krzywej miareczkowania:
4.
)
V
(
f
V
)
pH
(
NaOH
NaOH
=
Δ
Δ
5. Z wykresu odczytać objętość równoważnikową, (V
NaOH
)
PR.
6. Korzystając z arkusza kalkulacyjnego lub metodą najmniejszych kwadratów obliczyć
parametry prostej:
)
V
)
V
(
V
log
(
f
pH
NaOH
PR
NaOH
NaOH
−
=
7. Obliczyć wartość stałej dysocjacji K
a
. Porównać wyznaczoną wartość stałej dysocjacji
kwasu octowego z wartością podawaną w tabelach danych fizykochemicznych, która
wynosi 1,753 · 10
5
(pK
a
= 4,76).