Эксперимент (для школьной лаборатории)
Цель: проверить зависимость скорости реакции нейтрализации уксусной кислоты (HA, CH3COOH) и гидроксида натрия (OH–) от концентрации реагентов.
Короткая идея: метод начальных скоростей в режиме псевдо-первого порядка — варьируем начальную концентрацию уксусной кислоты $[\mathrm{HA}{]}_0$, удерживая $[{\mathrm{OH}}^{-}]$ в значительном избытке и постоянным; смешиваем и регистрируем изменение pH (или проводимости) vs времени, извлекаем начальную скорость и определяем порядок по концентрации.
Материалы и приборы:
- растворы CH3COOH (напр. $0.01$, $0.02$, $0.05$, $0.1\mathrm{M}$);
- раствор NaOH выбранной фиксированной концентрации в избытке (напр. $0.1\mathrm{M}$);
- бюретки/пипетки, мерные колбы;
- pH-метр с быстрым логгером (альтернатива: кондуктометр);
- термостат/водяная баня (поддерживать постоянную T), магнитная мешалка;
- секундомер, магнитная мешалка/вихревой смеситель;
- соль для выравнивания ионной силы (по желанию, напр. $0.1\mathrm{M}$ NaCl).
Последовательность:
1. Калibrate pH-метр. Поддерживайте температуру $T$ постоянной (напр. $20^{\circ }\mathrm{C}$).
2. Готовьте несколько проб с разными $[\mathrm{HA}{]}_0$, при этом $[{\mathrm{OH}}^{-}]$ одинаково и в избытке (например взять равные объёмы: 10 мл раствора HA и 10 мл раствора OH–, так что $[{\mathrm{OH}}^{-}]$ после смешения остаётся большим).
3. Быстро смешайте растворы в кювете/стаканчике с мешалкой и сразу начинайте запись pH(t) с высокой частотой (сотни точек/мин при возможности).
4. Повторите для каждой концентрации минимум 3 раза.
Измерение и обработка данных:
- По pH(t) можно получить $[{\mathrm{H}}^{+}](t)=10^{-\mathrm{pH}(t)}$. Начальная скорость нейтрализации приблизительно равна уменьшению концентрации протонированной формы (или скорости падения $[{\mathrm{H}}^{+}]$) в начальный момент:
r0≈−d[HA]dt∣t=0≈−Δ[H+]Δt∣t→0. r_0 \approx -\left.\frac{d[\mathrm{HA}]}{dt}\right|_{t=0}\approx -\frac{\Delta[\text{H}^+]}{\Delta t}\bigg|_{t\to 0}. r0 ≈−dtd[HA] t=0 ≈−ΔtΔ[H+] t→0 . - Предположим общий закон скорости
$$r=k[\mathrm{HA}{]}^m[{\mathrm{OH}}^{-}{]}^n.$$ При большом избытке $[{\mathrm{OH}}^{-}]$ получаем псевдо-скоростной закон
$$r=k^{\prime }[\mathrm{HA}{]}^m,k^{\prime }=k[{\mathrm{OH}}^{-}{]}^n.$$ - Для определения порядка $m$: постройте график $\log r_0$ против $\log [\mathrm{HA}{]}_0$; наклон = $m$:
$$\log r_0=\log k^{\prime }+m\log [\mathrm{HA}{]}_0.$$ - Альтернативно, если реакция оказывается первичного порядка по HA, можно проверить интегрированную форму (псевдо‑1-го порядка):
$$\ln \frac{[\mathrm{HA}](t)}{[\mathrm{HA}{]}_0}=-k^{\prime }t,$$ и получить $k^{\prime }$ как отрицательный наклон при графике $\ln [\mathrm{HA}]$ vs $t$.
Контрольные параметры (что держать неизменным):
- температура $T$ (влияние на скорость большое);
- ионная сила раствора (влияет на активности) — можно добавить фиксированную концентрацию NaCl;
- скорость и качество перемешивания (время перемешивания и объём);
- объём и способ смешивания (та же схема для всех опытов);
- калибровка pH-электрода и постоянная частота съёмки.
Возможные методы измерения (плюсы/минусы):
- pH-метр: удобно, быстро; чувствителен к погрешностям при высоких скоростях и требует быстрой электродной реакции.
- Кондуктометрия: хороша для отслеживания изменения ионного состава; простая и быстрая.
- Индикатор + секундомер (напр. фенолфталеин): простой школьный метод — фиксировать время появления цвета, но малоквантитативен и даёт только приближённую скорость.
- Спектрофотометрия: если использовать индикатор с меняющимся поглощением, можно получить быстрые кривые.
Возможные систематические ошибки и как их уменьшить:
- Недостаточное или неравномерное смешивание («мертвое время»): уменьшить объём, использовать быструю механическую мешалку, учитывать начальное время реакции в данных.
- Медленная реакция pH-электрода (временная задержка): использовать быстрый электроды, учитывать отклик при обработке.
- Поглощение CO2 из воздуха (изменяет pH и кислотность): работать в закрытой ёмкости или минимизировать время контакта с воздухом.
- Неправильная калибровка pH-метра и дрейф: калибровать до и после серий измерений.
- Неточный объём/концентрация растворов: использовать точные пипетки/мерные колбы, проверять растворы.
- Изменение ионной силы (активности ≠ концентрации): поддерживать постоянную ионную силу добавлением инертного электролита.
- Реакция слишком быстрая для измерения (ограничение разрешения прибора): уменьшить концентрации и/или температуру, или использовать другой метод (быстрые приборы, stopped-flow).
- Систематическая ошибка при преобразовании pH в [HA]: для слабой кислоты зависимость между [HA], [A–] и pH сложнее; лучше работать в условиях избытка OH–, где реакция ходит до потребления H+ и прямая связь между падением [H+] и прогрессом реакции понятна.
Рекомендуемые числовые параметры (пример):
- $[\mathrm{HA}{]}_0$ в диапазоне $0.01\text{–}0.10\mathrm{M}$;
- $[{\mathrm{OH}}^{-}]$ после смешения ≈ $0.05\text{–}0.10\mathrm{M}$ (в избытке);
- температура $T=20^{\circ }\mathrm{C}$;
- повторы: минимум 3 для каждой точки.
Короткая проверка результатов: по графику $\log r_0$ vs $\log [\mathrm{HA}{]}_0$ получите наклон $m$ (порядок по HA). Повторите, меняя $[{\mathrm{OH}}^{-}]$ при фиксированном $[\mathrm{HA}{]}_0$, чтобы оценить $n$.
Это достаточно простой, воспроизводимый школьный эксперимент с ясными контрольными параметрами и понятными источниками систематической ошибки.