Установление константы диссоциации слабой кислоты методом ЭДС

ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

Константу диссоциации слабой кислоты можно определить путем измерения электропроводности её раствора или измерения ЭДС гальванического элемента, электроды которого обратимы относительно аниона и катиона этой кислоты. При использовании в эксперименте растворов кислоты с концентрацией не более 0, 1N (ионная сила растворов I ~ 0, 1) разница в коэффициентах активности катиона g₊ и аниона g_- не превышает 0, 01, т.е. можно принять g₊ = g_- = 0, 907. В этом случае для определения активности ионов водорода можно воспользоваться рН-метром, в котором используется стеклянный электрод, обратимый относительно Н⁺-ионов.

Одноосновная кислота НА диссоциирует по уравнению

НА Н ⁺ + А^– . (1)

Выражение для термодинамической константы диссоциации имеет вид

K_a = , (2)

где – активности катиона и аниона кислоты, а_НA – активность молекулярной формы кислоты в растворе.

Известно, что активность а любой формы вещества в растворе связана с её концентрацией с уравнением a = c g, где g – коэффициент активности.

Равновесную концентрацию молекулярной формы слабой кислоты с учетом её диссоциации можно представить уравнением

с_НA = (1– a), (3)

где – исходная задаваемая концентрация кислоты, a – степень диссоциации.

С использованием степени диссоциации уравнение (2) можно преобразовать к виду

K_a = . (4)

Для растворов слабой кислоты средних значений концентраций (0, 01–0, 1) можно принять a< < l, коэффициент активности молекулярной формы g_НА=1 и коэффициенты активности катиона и аниона кислоты равными . В этом случае получаем , и, преобразовав уравнение (4), получим

K_a = . (5)

Следовательно, задавая исходную концентрацию кислоты в растворе и определяя экспериментально рН = – lg раствора, можно рассчитать К_а исследуемой кислоты по уравнению

K_a = . (6)

Уравнение (2) можно также преобразовать к виду

K_a = = = К_с , (7)

где = – средний коэффициент активности электролита,

К_с = – концентрационная константа диссоциации.

Используя справочные значения коэффициентов активности катиона и аниона кислоты, приведенные в таблице 1 по уравнению (7) можно рассчитать К_с, а затем, исходя из полученного значения К_с – величину степени диссоциации по уравнению a = ,

где учтено, что a< < l.

Таблица 1. Справочные значения коэффициентов активности катиона и аниона кислоты

С, моль/л	0, 01	0, 025	0, 05	0, 1
	0, 914	0, 88	0, 86	0, 83
	0, 902	0, 86	0, 82	0, 78

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ

Порядок выполнения работы

1. Готовят растворы уксусной кислоты с концентрацией 0, 01; 0, 025; 0, 05 и

0, 1 моль/дм³. Объем раствора 50 см³.

2. Проверяют достоверность показаний рН метра, используя стандартные буферные растворы.

3. Измеряют рН приготовленных растворов кислоты, начиная с раствора меньшей концентрации.

Обработка результатов опыта

1. Рассчитывают значения К_а по уравнению (6) для каждого приготовленного раствора и находят её среднюю величину.

2. Рассчитывают концентрационную константу диссоциации К_с и степень диссоциации кислоты a для каждого приготовленного раствора.

3. Полученные данные заносят в таблицу 2.

Таблица 2. Измеренные и рассчитанные результаты.

По результатам работы делают выводы и вычисляют абсолютную и относительную ошибки.

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ

1. Величины, характеризующие процесс диссоциации.

2. Написать выражение для константы диссоциации.

3. Чем отличаются слабые и сильные электролиты?

4. Как выражается средний коэффициент активности электролита через коэффициенты активности ионов?

5. Дать определение концентрационной константы равновесия процесса диссоциации.

6. Как связаны концентрационная и термодинамическая константы равновесия процесса диссоциации?

7. Как рассчитать ионную силу раствора электролита?

8. Дать определение рН раствора. Зависит ли рН от температуры.

9. Размерности величин в уравнениях.