Проектно- исследовательская работа «Какая кислота сильнее?»

Государственное бюджетное общеобразовательное учреждение

Средняя общеобразовательная школа № 733

Проектно-исследовательская работа

«Какая кислота сильнее?»

                                                                                         Выполнили:                                                                                 Щербакова Ольга  

                                                                                   Алтынбекова Керемет                                                        

                                                 Ученицы 9 «Г» класса

            Руководитель: 

                                                                                          Учитель химии
                                                                                       Ивин Ольга Юрьевна

                                                                                                          Консультант:

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

Москва 2013г.

Содержание

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

Введение

    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.

Литературный обзор

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 1м3 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 сН+ = сОН-, 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 сН+ =10–7 моль/л,

рН=3 означает, что сН+ =10–3 моль/л, то есть на четыре порядка больше, чем в нейтральном растворе, рН=11 отвечает щелочному раствору с сН+ =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.

                                                                                                          Таблица 1.

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

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 <7), если насытить ее углекислым газом; при его реакции с водой образуется слабая кислота: СО2 + Н2О = Н+ + НСО3–, 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 с0 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.).

Экспериментальная часть.

Оборудование.

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.

Реактивы.

Растворы: 0,1 M раствор соляной кислоты НСl; 0,1 М раствор уксусной кислоты СН3СООН, 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.

                                                                                                  Таблица 2

Данные для приготовления растворов кислот

Измерение водородного показателя и электропроводности приготовленных растворов.

1. Собирали установку для рН-метрических и кондуктометрических измерений, как показано на рис.(1).
В штативе для электродов закрепляли  датчик электропроводности и электрод датчика рН, предварительно выдержанный в дистиллированной воде. Под датчиками располагали магнитную мешалку.

Начинали измерения с наиболее разбавленного раствора наиболее слабой кислоты. В стакан на 100 мл выливали весь раствор кислоты из колбы, ставили его на магнитную мешалку. Опускали в стакан оба датчика и устанавливали равномерный режим перемешивания.   Электроды датчиков не должны касаться стенок и дна стакана.

2. Подсоединяли датчики с помощью кабелей к USB-портам компьютера.

Включали компьютер, запускали программу «Химия-Практикум». При этом на экране появлялись шаблоны двух графиков: «зависимость рН от времени» и «зависимость электропроводности раствора от времени». (Рис..) 

Запускали измерение и дожидались стабилизации значений датчика рН и электропроводности (2-3,5 мин), после чего останавливали измерение. Записывали цифровые значения рН и электропроводности в таблицу результатов 3 (столбцы 3 и 6).

1. Аналогичным образом проводили измерения для других концентраций и кислот.

Таблица 3 опытных и расчетных данных

Определение концентрации слабой уксусной кислоты в маринаде

1. Поскольку обычный огуречный маринад, кроме уксуса содержит еще поваренную соль в концентрации порядка 20-35 г/л, мы добавили в 0,01 М раствор СН3СООН поваренной соли NaCl в расчете 30 г/л и измерили рН такого раствора. рН такого раствора уменьшился, но незначительно и стал равным 3,33. Мы предположили, что такое отклонение лежит в пределах ошибки опыта и может быть связано с наличием каких-то примесей в соли.
2. Налили в стакан на 100 мл маринада из банки с огурцами, изготовленных в Таиланде, в составе которого были только уксусная кислота, соль и некоторое количество специй. Измерили рН такого рассола с помощью датчика рН, как описано выше. рН рассола оказался равным 3,22.

Обработка результатов и обсуждение.

1. Рассчитали концентрацию ионов водорода в кислотах всех концентраций по приближенной формуле: сН+ =10–рН (моль/л). Записали результаты в столбец 4 таблицы 3.
2. Рассчитали степень диссоциации α как отношение сН+/с0. Записали результаты в столбец 5 таблицы 3.
3. Построили графики зависимости рН, удельной электропроводности σ и степени диссоциации α от концентрации для обеих кислот. 
4. По графику зависимости рН от концентрации уксусной кислоты определили, что маринад соответствует концентрации уксусной кислоты 0,02 моль/л.

 Выводы.

1. Рассчитанные степени диссоциации говорят о том, что для соляной кислоты в пределах погрешности опыта степень диссоциации равна единице, что говорит о том, что данная кислота сильная, то есть все молекулы продиссоциировали на ионы. Для уксусной кислоты рассчитанные степени диссоциации были гораздо меньше единицы, что говорит о том, что данная кислота – слабая. Как видно из графика, степень диссоциации уксусной кислоты уменьшается с ростом концентрации. Это характерно для слабых кислот – их диссоциация снижается с ростом концентрации.

2. Сильные и слабые кислоты значительно отличаются друг от друга  по таким характеристикам, как рН и удельная электропроводность. Для одних и тех же общих концентраций концентрация ионов водорода в сильной кислоте оказывается в 20-50 раз больше, чем в уксусной. Электропроводность также отличается в 20-50 раз. Электропроводность растет прямо пропорционально концентрации ионов водорода в изученных растворах. Поэтому для сильных кислот электропроводность прямо пропорциональна общей концентрации, для слабых зависимость от общей концентрации иная.

3. Таким образом, отличить сильную кислоту от слабой не составляет труда, измерив и рассчитав указанные выше характеристики для одинаковых концентраций разных кислот.

4. Имея график зависимости рН или σ от концентрации конкретной кислоты, можно определить ее концентрацию в неизвестном растворе, измерив одну или другую характеристику, как это было сделано в настоящей работе для маринада на основе уксуса.

5. В процессе выполнения работы мы глубже познакомились с такими понятиями, как водородный показатель среды рН, удельная электропроводность σ, степень диссоциации α, научились экспериментально измерять их и рассчитывать, строить графики различных зависимостей.

Литература.

1. Коровин. Н.В., Общая химия. М: Высшая школа.  11-е изд.2009г.

 2.Коровин Н.В., Мингулина Э.И. Лабораторные работы по химии. М: Высшая школа . 4-е изд.2007.

3. Методические разработки НИУ «МЭИ» «Цифровой лабораторный практикум».

4. Интернет-ресурсы.