Потенциометрическое титрование

Министерство образования и науки РФ
Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение
высшего профессионального образования
«Новгородский государственный университет им. Ярослава Мудрого»
Институт сельского хозяйства и природных ресурсов
Кафедра фундаментальной и прикладной химии
«ОПРЕДЕЛЕНИЕ КОНСТАНТЫ ДИССОЦИАЦИИ
СЛАБОЙ КИСЛОТЫ
МЕТОДОМ
ПОТЕНЦИОМЕТРИЧЕСКОГО ТИТРОВАНИЯ»
Методические указания к лабораторной работе
по физической химии для специальности
020201.65 − Фундаментальная и прикладная химия
Великий Новгород
2014
Определение константы диссоциации слабой кислоты методом
потенциометрического титрования: Метод указ./Сост. И.В. Летенкова, –
Великий Новгород, 2013 – 33с.
В методических указаниях изложены рекомендации по выполнению
лабораторной работы по теме «Растворы электролитов».
Работа предназначена для изучения электролитической диссоциации
слабых электролитов в водных растворах, а также одного из методов
потенциометрии – потенциометрического титрования.
2
СОДЕРЖАНИЕ
1 Цель работы .............................................................................................................. 4
2 Основные теоретические положения ..................................................................... 4
2.1 Потенциометрическое титрование ...................................................................... 4
2.2 Определение константы диссоциации слабой кислоты .................................... 5
3 Требования техники безопасности ......................................................................... 6
4 Экспериментальная часть ........................................................................................ 6
5 Требования к содержанию отчета .......................................................................... 8
6 Вопросы и задания для самоконтроля.................................................................... 8
Литература .................................................................................................................. 9
3
1 ЦЕЛЬ РАБОТЫ
1. Провести потенциометрическое титрование раствора слабой кислоты,
построить интегральную и дифференциальную кривые потенциометрического
титрования.
2. Определить концентрацию слабой кислоты и константу диссоциации,
сравнить полученное значение с табличными данными.
2 ОСНОВНЫЕ ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ПОЛОЖЕНИЯ
2.1 Потенциометрическое титрование
Потенциометрическое титрование применяется для нахождения
эквивалентной точки при реакциях нейтрализации, осаждения и окисления. Его
применяют при исследовании мутных и окрашенных растворов,
многокомпонентных растворов, и других растворов, при титровании которых
визуальное определение точки эквивалентности затруднено.
В работе составляется гальванический элемент, в котором используется
индикаторный электрод (в данной работе это стеклянный электрод) и электрод
сравнения (хлорсеребряный).
В титруемый раствор, интенсивно помешивая, вливают из бюретки
титрант. Титрант приливают небольшими порциями, сначала по 0,5 мл, затем
объем уменьшают по мере приближения к точке эквивалентности. После
каждого приливания измеряется рН или э.д.с. цепи, наибольшее изменение рН
(э.д.с.) происходит вблизи точки эквивалентности. Титрование не прекращают,
добавляя еще 3-4 мл титранта.
По
полученным
данным
строят
интегральную
кривую
потенциометрического титрования: рН раствора (при титровании растворов
кислот и оснований) или э.д.с. (в остальных случаях) – количество
прибавленного титранта (рис.1, а). По перегибу кривой определяют точку
эквивалентности, которая указывает количество титранта, израсходованного на
титрование. Рассчитывают концентрацию титруемого раствора, зная его объем,
взятый на титрование, концентрацию и объем титранта.
Более точно точку эквивалентности определяют по дифференциальной
кривой потенциометрического титрования (∆рН/ ∆V)Т = f (V) (рис.1, б). Пик на
дифференциальной кривой потенциометрического титрования соответствует
точке эквивалентности, так как в точке перегиба интегральной кривой рН = f
(V) первая производная dpH/dV проходит через точку максимума.
Для построения дифференциальной кривой строится график,
отражающий зависимость относительного изменения рН раствора – pH/V
4
или E/V цепи от количества титранта. Так как при титровании слабой
кислоты сильным основанием получается соль, образующая в сочетании со
слабой кислотой буферный раствор, скачок рН вблизи точки нейтрализации
слабо выражен. Очень слабые кислоты могут вообще не иметь резкого скачка
рН. Для них построение дифференциальной кривой обязательно.
Рис. 1 – Кривые потенциометрического титрования водных растворов
слабой кислоты (I), сильной кислоты (II): а) интегральная кривая
потенциометрического
титрования;
б)
дифференциальная
кривая
потенциометрического титрования
Рекомендуется производить предварительное титрование, чтобы
приблизительно узнать количество титранта, которое соответствует точке
эквивалентности, а затем с большей точностью провести титрование второй
раз.
2.2 Определение константы диссоциации слабой кислоты
Потенциометрическое титрование слабых кислот позволяет находить
константы диссоциации кислот. При титровании образуется буферная смесь,
рН которой определяется уравнением:
C
f
рН = рК + lg СОЛИ ± ,
СКИСЛОТЫ
где f – средний ионный коэффициент активности соли, который определяется
по графику, изображенному на рис.11.
Из предыдущего уравнения:
C
f
рК = рН – lg СОЛИ ± ,
СКИСЛОТЫ
5
Так как в точке полуэквивалентности, когда кислота оттитрована на
половину, и концентрация кислоты равна концентрации соли, то
рК = рН – lg f
3 ТЕБОВАНИЯ ТЕХНИКИ БЕЗОПАСНОСТИ
При выполнении данной лабораторной работы необходимо соблюдать
общие правила работы в химической лаборатории.
4 ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ
Пипеткой отмеряют 50 мл раствора 0,1н. слабой кислоты в стакан для
титрования. В стакан погружают индикаторный электрод (стеклянный
электрод) и электрод сравнения (хлорсеребряный электрод). Проводят
титрование, добавляя из бюретки 0,5н. раствор щелочи сначала порциями по
0,5 мл, затем более мелкими порциями. После добавления каждой порции
титранта измеряют рН титруемого раствора. Результаты титрования оформляют
в виде таблицы 1.
Таблица 1 – Экспериментальные результаты
№
п/п
измерения
Объем
титранта,
VЩЕЛ., мл
рН
рН
VЩЕЛ,
мл
рН/V
По полученным данным строят интегральную и дифференциальную
кривые титрования, определяют точку эквивалентности и рассчитывают
концентрацию оттитрованной кислоты.
СН к = (СН NаОН ∙VNаОН)/ VК ,
где СН NаОН – эквивалентная (нормальная) концентрация щелочи, моль/л;
СН к– эквивалентная (нормальная) концентрация кислоты, моль/л;
VNаОН– средний объем щелочи, пошедший на титрование пробы кислоты, мл;
VК– объем пробы кислоты, мл.
6
Для одноосновных кислот эквивалентные и молярные концентрации
совпадают СН = СМ.
По интегральной кривой потенциометрического титрования определяют
значение рН, соответствующее точке полуэквивалентности (в этой точке объем
добавленного раствора щелочи равен половине объема, необходимого для
полной нейтрализации).
Для точки полуэквивалентности рассчитывают концентрацию соли,
равную половине общей концентрации кислоты, и по графику, изображенному
на рис. 2, находят средний ионный коэффициент активности 1-1-валентной
соли f. График построен по результатам вычисления средних ионных
коэффициентов активности 1-1-валентного электролита с помощью уравнения
Дебая-Хюккеля второго приближения.
Таблица 2 − Средние ионные коэффициенты в активности 1-1-валентного
электролита
Концентрация раствора,
моль/кг
Средний ионный
коэффициент активности
0,001
0,02
0,04
0,06
0,08
0,1
0,964
0,864
0,841
0,794
0,772
0,754
По уравнению рК = рН – lg f рассчитывают рК и далее КДИС слабой
кислоты.
По результатам работы делают выводы. Полученное значение КДИС
сравнивают со справочным значением, вычисляют абсолютную (∆) и
относительную (δ) погрешность определения КДИС.
∆ = | КДИС(ТАБЛ) – КДИС(ЭКСП) |;
Δ
Δ=
·100%.
K ДИС(ТАБЛ)
Рис. 2 – Зависимость среднего ионного коэффициента активности
1-1-валентного электролита от его моляльной концентрации
7
5 ТРЕБОВАНИЯ К СОДЕРЖАНИЮ ОТЧЕТА
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
Отчет должен содержать:
цель работы;
результаты потенциометрического титрования раствора слабой кислоты
щелочью;
таблицу с результатами измерений рН и расчетоврН/V;
график, подобный графику, приведенному на рис.1, на котором изображена
интегральная кривая титрования слабой кислоты, а под ней для определения
точки эквивалентности – дифференциальная кривая титрования;
расчет абсолютной и относительной погрешности определения константы
диссоциации слабой кислоты;
расчет концентрации титруемой кислоты по закону эквивалентов;
выводы.
6 ВОПРОСЫ И ЗАДАНИЯ ДЛЯ САМОКОНТРОЛЯ
1. В каких случаях применяют потенциометрическое титрование?
2. Что представляют собой и интегральная и дифференциальная кривые
потенциометрического
титрования?
С
какой
целью
строят
дифференциальную кривую потенциометрического титрования?
3. Каким образом в процессе титрования слабой кислоты образуется
буферный раствор? Почему рН для расчета рК определяют в точке
полуэквивалентности?
4. Будут ли обладать буферным действием растворы, полученные при
смешении: а) 50 мл 0,1н. HCOOH и 20 мл 0,1н. раствора NaOH; б) 50 мл
0,1н. CH3COOH и 50 мл 0,1н. раствора NaOH; в) 50 мл 0,1н. С2H5COOH и 60
мл 0,1н. раствора NaOH
5. Вычислите рН 0,1 М раствора пропионовой кислоты. Как изменится рН
после прибавления к 50 мл этого раствора 5 мл 0,5 н. NaOH? При каком
соотношении объемов кислоты и щелочи с указанными концентрациями рН
полученного раствора равен рК?
6. Расположите растворы кислот в порядке возрастания концентрации ионов
водорода, если молярные концентрации их растворов равны:
а) CH3COOH;
б) ClCH2COOH;
в) HCOOH
г) С2H5COOH.
7. Можно ли аналогичным образом определить КДИС слабого основания,
титруя его сильной кислотой?
8
ЛИТЕРАТУРА
1.
2.
3.
4.
5.
Практикум по физической химии. Учеб. пособие вузов. Изд. 3-е. перераб. и
доп. / Под ред. С.В. Горбачева. М.: – Высшая школа, 1974.– 496с.
Гельфман М.И. Практикум по физической химии: Учеб. пособие/ Под ред.
М.И. Гельфмана – СПб.; М.; Краснодар: Лань, 2004. – 254с.
Краткий справочник физико-химических величин. Изд. 10-е, исп. и доп. /
Под ред. А.А. Равделя и А.М. Пономаревой. – СПб.: «Иван Федоров», 2003.
– 240 с., ил.
Сборник задач по электрохимии: Учеб. пособие для вузов / Н.А. Колпакова,
Л.С.Анисимова, Н.А. Пикула и др.; Под ред. Н.А. Колпаковой. – М.:
Высшая школа, 2003. – 143 с.
Стромберг А.Г., Семченко Д.П. Физическая химия: Учеб. для хим.-технол.
спец. вузов. Изд. 3, перераб. и дополн. / Под ред. А.Г. Стромберга. – М.:
Высшая школа, 2006. – 526 с., ил.
9