Проектно- исследовательская работа «Какая кислота сильнее?»

Исследовательская работа по определению сила кислоты. Проводилась с помощью цифрового обуродования , ученица определяла с помощью датчиков электропроводности,электропроводность соляной и уксусной кислоты и определила какая из двух кислот сильная.

Скачать:

Предварительный просмотр:

Государственное бюджетное общеобразовательное учреждение

Средняя общеобразовательная школа № 733

«Какая кислота сильнее?»

Выполнили: Щербакова Ольга

Ученицы 9 «Г» класса

Учитель химии Ивин Ольга Юрьевна

Доцент кафедры ХиЭЭ НИУ «МЭИ», к.х.н. Удрис Е.Я.

1. Введение…………………………………………………………..
2. Литературный обзор ……………………………………….
3. Экспериментальная часть …………………………
4. Результаты и их обсуждение……………………………………
5. Выводы ……………………………………………………………
6. Литература………………………………………………………

Окружающий нас мир состоит из тысяч и тысяч различных веществ, органических и неорганических. Все они обладают различными свойствами, но иногда разные вещества можно объединять в группы по сходным свойствам. Например, недавно в курсе химии мы познакомились с электролитами и неэлектролитами. К первым относятся вещества, растворы которых проводят электрический ток (поваренная соль, соляная кислота, сода и многие другие), ко вторым – вещества, растворы которых ток не проводят и электрическая проводимость их близка к нулю (сахар, спирт, глюкоза и др.). Такое противоположное поведение связано с тем, что при растворении в воде электролиты распадаются на ионы, которые и являются переносчиками заряда. Этот процесс называется электролитической диссоциацией. Неэлектролиты, растворяясь в воде, продолжают существовать в виде молекул и электричества переносить не могут. Однако и растворы электролитов ведут себя совсем не одинаково. Одни полностью распадаются на ионы и имеют достаточно высокую электрическую проводимость, у других диссоциирует лишь небольшая доля молекул. Первые называются сильными электролитами, вторые – слабыми. Вот, например, кислоты. В природе существует множество органических кислот. Именно они придают кислый вкус многим продуктам. В большинстве своем они – слабые электролиты. Распадаясь на ионы, они дают в раствор ионы водорода, и создают кислую среду. Но кислотность всех растворов разная. Она может быть приятной, как у лимона или яблока, но может привести к тяжелым последствиям для организма, если, например, выпить уксусную эссенцию. В проектной работе было интересно сравнить разные кислоты по силе, поглубже ознакомиться с критериями, по которым можно различить сильные и слабые кислоты, выяснить, от чего зависит сила кислоты.

Цель работы: выяснить, как можно экспериментально различить сильные и слабые кислоты; как определить их концентрацию.

Были поставлены задачи:

- изучить дополнительную литературу о сильных и слабых электролитах, познакомиться с понятиями молярной концентрации, водородного показателя среды – рН, степени диссоциации, электрической проводимости и методами их измерения и расчета;

- провести сравнительное изучение растворов сильной и слабой кислоты, получить зависимости рН и электрической проводимости от концентрации для сильной и слабой кислоты;

- провести определение концентрации слабой кислоты в пищевом продукте по полученной калибровочной зависимости.

Объект исследования : сильные и слабые кислоты.

Предмет исследования: водородный показатель среды рН, электрическая проводимость растворов.

Гипотеза : сильные и слабые кислоты можно различить, измеряя рН или электропроводность их растворов. Зависимости этих характеристик от концентрации кислот для сильных и слабых электролитов различны.

Водородный показатель среды рН

В соответствии с теорией электролитической диссоциации ионы Н + являются носителями кислотных свойств, а ионы ОН - - носителями основных свойств.

Чем больше будет содержание ионов водорода в единице объема раствора, тем более кислой будет среда. Количество молей вещества, содержащееся в 1м 3 раствора, называется молярной концентрацией и является основной в системе СИ. В химии чаще используется молярная концентрация в единицах моль/л и обозначается с . Раствор будет нейтральным, когда молярные концентрации ионов Н + и ОН – равны с Н + = с ОН - , например, в абсолютно чистой воде. В других случаях эти концентрации не совпадают: в кислых растворах преобладают ионы Н + , в щелочных – ионы ОН – . Чем сильнее кислота, тем больше ионов Н + дает она в раствор при одной и той же общей молярной концентрации.

Кислотность раствора удобно выразить при помощи водородного показателя рН. При комнатных температурах кислотные растворы имеют значения рН ниже 7, щелочные растворы – выше 7, а значение рН нейтральных растворов равно 7. рН=7 означает, что концентрация ионов водорода с Н + =10 –7 моль/л,

рН=3 означает, что с Н + =10 –3 моль/л, то есть на четыре порядка больше, чем в нейтральном растворе, рН=11 отвечает щелочному раствору с с Н + =10 –11 , при этом концентрация ионов ОН- будет составлять примерно 10 –3 моль/л.

Таким образом, чем меньше значение рН, тем больше концентрация ионов водорода в растворе. Чем меньше рН раствора кислоты одинаковой концентрации, тем более сильной должна быть кислота. В таблице приведены значения рН ряда растворов концентрации 0,1 моль/л, взятые из литературных данных.

Водородные показатели для кислых растворов концентрации 0,1 моль/л

H 2 C 2 O 4 щавелевая

Н 3 РО 4 фосфорная

HNO 2 азотистая

Уксусная СН з СООН

Угольная СО 2 . Н 2 О

Как можно видеть, кислоты в первом столбце расположены по возрастанию рН, то есть по убыванию силы. По приведенным данным можно рассчитать долю молекул кислоты, подвергшихся диссоциации. Отношение концентрации частиц, подвергшихся диссоциации, к общей концентрации частиц называется степенью диссоциации α . Это понятие было введено еще Аррениусом в его знаменитой теории электролитической диссоциации. Например, для винной кислоты концентрация ионов Н + в 0,1 М растворе равна 10 -2 моль/л. Следовательно, степень диссоциации в таком растворе равна: α = 10 -2 /0,1 = 0,1. Для уксусной кислоты такой же концентрации степень диссоциации будет равна: α = 10 -3 /0,1 = 0,01. Таким образом, в 0,1 М растворе винной кислоты диссоциировано 10% всех молекул, а в растворе уксусной кислоты – всего 1%.

Если таким же образом рассчитать степень диссоциации двух первых кислот в таблице, то она окажется равной единице: 0,1/0,1= 1. Это значит, что диссоциировали все молекулы, значит данные кислоты – сильные. Итак, сильные и слабые электролиты различаются по степени диссоциации.

Слабые кислоты выполняют множество важных функций в нашей жизни.

Биохимические процессы в живых организмах протекают при строго заданной кислотности. Биологические катализаторы – ферменты способны работать только в определенных пределах рН, а при выходе за эти пределы их активность может резко снижаться. Например, активность фермента пепсина, который катализирует гидролиз белков и способствует таким образом перевариванию белковой пищи в желудке, максимальна при значениях рН около 2. Поэтому для нормального пищеварения необходимо, чтобы желудочный сок имел довольно низкие значения рН: в норме 1,53–1,67. Интересно, что если выпить лимонный сок, кислотность желудочного сока. понизится! Действительно, раствор лимонной кислоты лишь разбавит более сильную соляную кислоту, содержащуюся в желудочном соке. Чистая вода будет иметь кислую реакцию (рН 2 + Н 2 О = Н + + НСО 3 – , рН полученной «газировки» при атмосферном давлении будет равен 3,7; такую кислотность имеет примерно 0,0007%-ный раствор соляной кислоты – желудочный сок намного кислее!

Слабые органические кислоты широко используются в пищевой промышленности как регуляторы кислотности, как консерванты, для придания продуктам определенных вкусовых качеств. Многие пищевые добавки представляют собой слабые кислоты и имеют природное происхождение. Например: E-330 — это лимонная кислота — имеется во всех цитрусовых , витамин "С" E-300 – это аскорбиновая кислота, содержится во многих плодах и ягодах, винная кислота E-334 есть в винограде, уксусная кислота E-260 есть в яблоках. В природе также встречаются консерванты в виде солей сорбиновой и бензойной кислот. Ими богата рябина, клюква, брусника.

Измерение рН. В современной химии для точного определения рН растворов используются электронные приборы рН-метры, с помощью которых можно измерить рН с точностью до 0,01 единицы рН. Такие приборы измеряют электрический потенциал специального электрода, погруженного в раствор; этот потенциал зависит от концентрации ионов водорода в растворе, и его можно измерить с высокой точностью.

В настоящей работе рН определяли с помощью цифровых датчиков рН, которые непосредственно подключаются к компьютеру и выводят на экран преобразованный сигнал от электрода в виде значения рН.

Измерение электропроводности. Как указывалось, выше, растворы электролитов обладают ионной проводимостью, то есть являются проводниками 2-го рода. Количественной характеристикой этой способности является величина, называемая электрической проводимостью, или электропроводностью σ . Единицей измерения электропроводности в системе СИ является сименс на метр См/м. В химическом эксперименте удобнее выражать удельную проводимость в МСм/см или даже мкСм/см (микро Сименс на см). Известно, что значение электропроводности дистиллированной воды составляет менее 5 мкСм/см.

Чем больше переносчиков заряда, то есть ионов в растворе, тем больше его электрическая проводимость. Удельная проводимость σ сильных электролитов возрастает практически линейно с ростом с 0 примерно до 0,01М. При более высоких концентрациях уже становятся существенными силы межионного взаимодействия, которые уменьшают подвижность ионов. Удельная электропроводность проходит через максимум и начинает снижаться с ростом концентрации. При этом характер зависимости для сильных и слабых электролитов несколько различен.

В настоящей работе σ определяли с помощью цифрового датчика электропроводности, который непосредственно подключается к компьютеру. На экране компьютера преобразованный сигнал от электрода отображается в виде значения σ в мСм/см (см.рис.) .

Компьютер, датчик рН; датчик электропроводности, химические стаканы на 100 мл, мерные колбы на 100 мл, магнитная мешалка, штатив химический, штатив для электродов, бюретки на 25 мл.

Растворы: 0,1 M раствор соляной кислоты НСl; 0,1 М раствор уксусной кислоты СН 3 СООН, дистиллированная вода.

Приготовление растворов разных концентраций.

Из 0,1M растворов сильной и слабой кислот готовили по четыре раствора меньшей концентрации в мерных колбах на 100 мл (см.табл.2). Рассчитанный объем исходного раствора вносили в мерную колбу из бюретки, доводили объем раствора до метки дистиллированной водой, закрывали колбу пробкой и перемешивали.