Определение константы диссоциации слабой кислоты потенциометрическим титрованием

Показатель константы диссоциации слабой кислоты находят по измерению рН раствора, в котором кислота на 50% нейтрализована основанием. Требуемое количество основания определяют при помощи потенциометрического титрования, сущность которого заключается в том, что конечную точку нейтрализации находят по резкому изменению потенциала индикаторного электрода.

В качестве индикаторного электрода в данной работе берут стеклянный электрод. Электродом сравнения служит хлорсеребряный.

Оборудование: потенциометр, мешалка, электролитическая ячейка.

Реактивы: раствор уксусной кислоты, раствор гидроксида натрия 0,1 моль/л.

Ход работы.

В электролитическую ячейку наливают 20 мл раствора уксусной кислоты и титруют 0,1М раствором NaOH. Концентрация NaOH должна быть больше концентрации кислоты, чтобы не сильно разбавлять раствор кислоты. После добавления каждой порции щёлочи раствор помешивают и через 2-3 мин. при помощи потенциометра измеряют ЭДС. Измерения проводят по шкале «+мв». Сначала 2-3 раза добавляют 0,2 мл, а затем по 0,1 мл. NaOH до резкого скачка ЭДС. После скачка ЭДС приливают последовательно ещё 0,2; 0,3; 0,5 мл NaOH. Результаты титрования заносят в таблицу.

По полученным данным строят график. На ординате откладывают соотношение ∆Е/ΔV, а на абсциссе количество миллилитров, добавленной NaOH. Пик на кривой соответствует точке эквивалентности.

Точку эквивалентности можно также найти, если после каждой порции NaOH измерить рН и построить график в координатах ΔрН/ΔV и V. Количество миллилитров NaOH, необходимое для полной нейтрализации данной порции кислоты, будет также соответствовать пику на кривой.

Для определения константы диссоциации следует взять новую порцию такого же объема кислоты, нейтрализовать её половинным количеством NaOH и измерить рН полученного раствора.

В отчёте должны быть приведены таблица результатов, график, расчёты константы диссоциации и исходной концентрации кислоты.

Лабораторная работа №4.

ПОТЕНЦИОМЕТРИЧЕСКОЕ ИЗМЕРЕНИЕ ОКИСЛИТЕЛЬНО – ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ ПОТЕНЦИАЛОВ. РЕДОКС – СИСТЕМЫ.

Цель работы:

§ Научиться потенциометрически измерять величину редокс–потенциала.

§ Изучить зависимость редокс–потенциала от соотношения концентрации окислительной и восстановительной форм.

Для исследования редокс – системы и измерения её потенциала можно взять любую окислительно – восстановительную систему, титруемую в присутствии платиного индикаторного электрода, например, систему, состоящую из красной K₃[Fe(CN)₆] и жёлтой K₄[Fe(CN)₆] кровяных солей. В данной системе на определённом этапе устанавливается равновесие:

[Fe(CN)₆]^3- +ē ↔ [Fe(CN)₆]^4-

Пользуясь бюретками, налить в стаканчики на 50 мл 0,01М растворы указанных солей и 2М раствор хлористого калия в следующем соотношении:

1. 10 мл K₃[Fe(CN)₆] + 1мл K₄[Fe(CN)₆] + 5мл KCl

2. 8 мл K₃[Fe(CN)₆] + 3 мл K₄[Fe(CN)₆] + 5мл KCl

3. 3 мл K₃[Fe(CN)₆] + 8 мл K₄[Fe(CN)₆] + 5мл KCl

4. 1 мл K₃[Fe(CN)₆] + 10 мл K₄[Fe(CN)₆] + 5мл KCl

5. 5 мл K₃[Fe(CN)₆] + 5 мл K₄[Fe(CN)₆] + 5мл KCl

В каждый из растворов погрузить электроды и произвести измерение ЭДС (в мв), возникшую между платиновым и хлорсеребряным электродами.

Используя полученные значения ЭДС, рассчитать редокс – потенциал данной системы для пяти составов электролита по формуле.

е₂ = Е_r + е_хл./с, где

е_r – редокс – потенциал

Е_r – ЭДС редокс – хлорсеребряного электрода

е_хл./с - потенциал хлорсеребряного электрода, величина которого равна 0,201В при 25⁰.

Полученные данные занести в таблицу 3.

Таблица 3.

Построить график зависимости редокс – потенциала от соотношения концентраций окисленной и восстановленной форм.

Найти величину нормального редокс – потенциала данной системы по графику при условии С(окисл.) = С(восст.)

Рассчитать величину редокс – потенциала для данной системы при всех пяти соотношениях, используя уравнение Петтерса: