ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ. Пипеткой отмеряют 50 мл раствора 0,1н

 

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 изме-рения	Объем титранта, VЩЕЛ., мл	рН	DрН	DVЩЕЛ, мл	DрН/DV

 

По полученным данным строят интегральную и дифференциальную кривые титрования, определяют точку эквивалентности и рассчитывают концентрацию оттитрованной кислоты.

С_{Н к} = (С_{Н NаОН} ∙V_NаОН)/ V_К ,

где С_{Н NаОН} – эквивалентная (нормальная) концентрация щелочи, моль/л;

С_{Н к}– эквивалентная (нормальная) концентрация кислоты, моль/л;

V_NаОН– средний объем щелочи, пошедший на титрование пробы кислоты, мл;

V_К– объем пробы кислоты, мл.

Для одноосновных кислот эквивалентные и молярные концентрации совпадают С_Н = С_М.

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	0,001	0,02	0,04	0,06	0,08	0,1
Средний ионный коэффициент активности	0,964	0,864	0,841	0,794	0,772	0,754

 

По уравнению рК = рН – lg f_± рассчитывают рК и далее К_ДИС слабой кислоты.

По результатам работы делают выводы. Полученное значение К_ДИС сравнивают со справочным значением, вычисляют абсолютную (∆) и относительную (δ) погрешность определения К_ДИС.

∆ = | К_{ДИС(ТАБЛ)} – К_{ДИС(ЭКСП)} |;

Δ = ·100%.

 

Рис. 2 – Зависимость среднего ионного коэффициента активности

1-1-валентного электролита от его моляльной концентрации