Лабораторный практикум.... Практикум по электрохимии учебное пособие для студентов всех специальностей
 Скачать 2.97 Mb.
|
|
Приборы и реактивы 1. Учебно-лабораторный комплекс «Химия» в следующей комплектации:
Методика выполнения работы и ее обоснование Концентрационные элементы с переносом могут быть использованы для определения чисел переноса. При полном элиминировании диффузионного потенциала ЭДС элемента  будет равна  (3.46) где  При сохранении диффузионного потенциала ЭДС подобного элемента  можно выразить равенством  , (3.47) что составит  , (3.48) поскольку число переноса анионов  , (3.49) где  и  - ионные электропроводности (справочные данные).Отсюда  ,  (3.50) Порядок выполнения работы 1. Для работы изготавливают два серебряных полуэлемента: один в 0.1 N растворе  , а другой в 0.01 N и составляют элемент 2. После измерения величины  из этих же электродов составляют второй элемент и измеряют  . Во втором элементе промежуточный сосуд заполнен 0.01 N раствором . При измерении ЭДС элементы термостатируют. 3. Рассчитывают числа переноса ионов  и  по формуле (3.50) и сравнивают их значения со справочными данными. 4. Полученные данные занести в таблицу. Рекомендуемый вид таблицы
Справочные данные (для сравнения):  =0.468 (0.1N); = 0.465 (0.01 N);  =1-Работа № 6 ИЗМЕРЕНИЕ ЭДС КОНЦЕНТРАЦИОННОГО ЭЛЕМЕНТА Цель: изучение работы и измерение ЭДС концентрационного гальванического элемента. Задачи 1. Измерить ЭДС гальванического элементов с растворами сульфата меди разной концентрации; 2. Рассчитать теоретические значения ЭДС гальванического элемента и сравнить их с экспериментальными значениями. Приборы и реактивы 1. Учебно-лабораторный комплекс «Химия» в следующей комплектации:
2. Растворы cульфата меди разной концентрации. Порядок выполнения работы 1) Приготовить растворы сульфата меди (II) с концентрацией 1.0 М, 0.1 М и 0.01 М, согласно методике приготовления растворов. Методика приготовления растворов Приготовить из 1 М раствора сульфата меди/железа (II) путем последовательного разбавления 2 раствора с концентраций 0.1 М и 0.01 М. 1) Наливают в две колбы 100 мл дистиллированной воды. 2) В первую колбу переносят 10 мл исходного раствора и тщательно перемешивают. В первой колбе концентрация раствора соли составит 0.1 М. 3) Из первой колбы во вторую переносят 10 мл раствора соли. Содержимое колбы перемешивают. Во второй колбе концентрация раствора соли составит 0.01 М. 2) Собрать концентрационный гальванический элемент и измерить его ЭДС a) Два медных электрода зачистить наждачной бумагой и промыть дистиллированной водой. b) Один стеклянный cтаканчик заполнить 1 М раствором сульфата меди (II), второй стеклянный стаканчик - 0.1 М раствором сульфата меди (II). c) Поместить электроды в стеклянные стаканчики, заполненные растворами. d) Для обеспечения электролитического контакта между исследуемыми электродами помещаем в стеклянные стаканчики солевой мостик. 3. Подключение электродов и термодатчика производят согласно электрической схеме. 4. Измерения ЭДС гальванического элемента повторить для 0.1 М и 0.01 М раствора сульфата меди (II). 5. Рассчитать теоретические значения для потенциалов медного jCu2+/Cu электродов для разных концентраций сульфата меди (II), воспользовавшись уравнением Нернста и значениями стандартных потенциалов, приведенных в таблице.  6. Рассчитать теоретического значение ЭДС гальванического элемента Eтеор. 7. Определить относительную погрешность эксперимента по формуле  8. Полученные данные занести в табл. 1. Таблица 1
КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ 1. В два сосуда с голубым раствором медного купороса поместили в первый цинковую пластинку, а во второй серебряную. В каком сосуде цвет раствора постепенно пропадает? Почему? Составьте электронные и молекулярные уравнения соответствующей реакции. 2. Увеличится, уменьшится или останется без изменения масса цинковой пластинки при взаимодействии ее с растворами: а) СuSО4; б) МgSО4; в) Рb(NО3)2? Почему? Составьте электронные и молекулярные уравнения соответствующих реакций. 3. При какой концентрации ионов Zn2+ (в моль/л) потенциал цинкового электрода будет на 0.015 В меньше его стандартного электродного потенциала? Ответ: 0.30 моль/л. 4. Увеличится, уменьшится или останется без изменения масса кадмиевой пластинки при взаимодействии ее с растворами: а) АgNO3; б) ZnSО4; в) NiSО4? Почему? Составьте электронные и молекулярные уравнения соответствующих реакций. 5. Марганцевый электрод в растворе его соли имеет потенциал – 1.23 В. Вычислите концентрацию ионов Мn2+ (в моль/л). Ответ: 1.89 • 10-2 моль/л. 6. Потенциал серебряного электрода в растворе АgNО3 составил 95% от значения его стандартного электродного потенциала. Чему равна концентрация ионов Аg+ (в моль/ л)? Ответ: 0.20 моль/л. 7. Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов, вычислите ЭДС медно-кадмиевого гальванического элемента, в котором концентрации [Сd2+] =0.8 моль/л, а [Сu2+] =0.01 моль/л. Ответ: 0.68 В. 8. Составьте схемы двух гальванических элементов, в одном из которых медь была бы катодом, а в другом - анодом. Напишите для каждого из этих элементов электронные уравнения реакций, протекающих на катоде и на аноде. 9. При какой концентрации ионов Сu2+ (моль/л) значение потенциала медного электрода становится равным стандартному потенциалу водородного электрода? Ответ: 1.89·10-12 моль/ л. 10. Какой гальванический элемент называется концентрационным? Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите ЭДС гальванического элемента, состоящего из серебряных электродов, опущенных: первый в 0.01 N, а второй в 0.1 N растворы АgNО3. Ответ: 0.059 В. 11. При каком условии будет работать гальванический элемент, электроды которого сделаны из одного и того же металла? Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите ЭДС гальванического элемента, в котором один никелевый электрод находится в 0.001 М растворе, а другой такой же электрод - в 0.01 М растворе сульфата никеля. Ответ: 0.0295 В. 12. Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите ЭДС гальванического элемента, состоящего из свинцовой и магниевой пластин, опущенных в растворы своих солей с концентрацией [Рb2+] = [Мg2+] = 0.01 моль/л. Изменится ли ЭДС этого элемента, если концентрацию каждого из ионов увеличить в одинаковое число раз? Ответ: 2.244В. 13. Составьте схемы двух гальванических элементов, в одном из которых никель является катодом, а в другом - анодом. Напишите для каждого из этих элементов электронные уравнения реакций, протекающих на катоде и на аноде. 14. Железная и серебряная пластины соединены внешним проводником и погружены в раствор серной кислоты. Составьте схему данного гальванического элемента и напишите электронные уравнения процессов, происходящих на аноде и на катоде. 15. Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите ЭДС гальванического элемента, состоящего из пластин кадмия и магния, в растворы своих солей с концентрацией [Мg2+] = [Сd2+] = 1 моль/ л. Изменится ли значение ЭДС, если концентрацию каждого из ионов понизить до 0.01 моль/л? Ответ: 1.967 В. 16. Составьте схему гальванического элемента, состоящего из пластин цинка и железа, погруженных в растворы их солей. Напишите электронные уравнения процессов, протекающих на аноде и на катоде. Какой концентрации надо было бы взять ионы железа (моль/л), чтобы ЭДС элемента стала равной нулю, если концентрация [Zn2+] = 0.001моль/л? Ответ: 7.3•10-15 моль/л. 17. Составьте схему гальванического элемента, в основе которого лежит реакция, протекающая по уравнению Ni + Pb (NO3)2 = Ni(NO3)2 + Pb. Напишите электронные уравнения анодного и катодного процессов. Вычислите ЭДС этого элемента, если [Ni2+] = 0.01 моль/л, [Pb2+] = 0.0001 моль/л. Ответ: 0.064 В. 18. Какие химические процессы протекают на электродах при зарядке и разрядке свинцового аккумулятора. 19. Какие химические процессы протекают на электродах при зарядке и разрядке кадмий-никелевого аккумулятора? 20. Какие химические процессы протекают на электродах при зарядке и разрядке железо-никелевого аккумулятора? 4. ЭЛЕКТРОПРОВОДНОСТЬ РАСТВОРОВ ЭЛЕКТРОЛИТОВ 4.1. ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ Константа и степень диссоциации слабого электролита Кравновесию, которое устанавливается в растворе слабого электролита между ионами и молекулами можно применить законы химического равновесия и записать выражение константы равновесия. Например, для диссоциации типичного слабого электролита — уксусной кислоты CH3COOH  H+ + CH3COO-константа равновесия КС, выраженная через молярные концентрации реагентов (  ), имеет вид: . (4.1)Константа равновесия диссоциации слабого электролита называется константой диссоциации (К). Величина К зависит от природы электролита и растворителя, а также от температуры. Термодинамическая константа диссоциации, выраженная через активность ионов и молекул, не зависит от концентрации. Вычисленная практическая константа диссоциации (К) может изменяться с изменением концентрации. Поэтому для сравнения значения практической константы диссоциации со справочным при заданной температуре, рассчитанные для разных концентраций, усредняются. Константа диссоциации характеризует способность данного электролита распадаться на ионы в растворе. Чем больше К, тем полнее диссоциирует электролит в растворе. Получим в наиболее общем виде выражение для константы диссоциации слабого электролита (  ) через его начальную концентрацию (С) и степень диссоциации (α), исходя из следующей схемы диссоциации, соответствующей суммарному равновесию:  . (4.2) Константа диссоциации этого суммарного процесса равна:  , (4.3)где — равновесные активности компонентов. Выразим их через соответствующие коэффициенты активности (  ): ;  ;  . (4.4)Для разбавленных растворов  ,  , тогда  , где — равновесные концентрации компонентов. В этом случае для начальной молярной концентрации электролита См (моль/л) равновесные концентрации компонентов с учетом степени диссоциации будут равны: ;  ;  . (4.5) С учетом вышеизложенного из (4.3) получим:  . (4.6)Приведем примеры. CH3COOH H+ + CH3COO- ;   . (4.7)Это уравнение для константы диссоциации выражает закон разведения Оствальда. Слабые электролиты, для которых ν > 2, в меньшей степени отвечают условию (4.4) вследствие возрастания сил ионного взаимодействия, кроме того, в этих случаях процесс диссоциации может протекать в несколько стадий, каждая из которых имеет свое значение К. Например, угольная кислота диссоциирует в две ступени:   .Константа диссоциации (равновесия) по 1-ой ступени –  ,по 2-ой ступени –  .Суммарному равновесию соответствует константа - диссоциации:   .При этом выполняется соотношение  и, как правило,  .Из уравнения (4.5) константа диссоциации для этого типа электролитов рассчитывается по уравнению:  ;  ;   . (4.8)Расчет константы диссоциации электролитов, для которых ν > 3, из кондуктометрических измерений, по причинам, изложенным выше, приведет к значительным ошибкам, поэтому проводить его в этом случае, на наш взгляд, нецелесообразно. Решая уравнение (4.7) относительно α, получим:  . (4.9)Уравнение (4.8) позволяет рассчитывать степень диссоциации (α) по известному значению константы диссоциации слабого электролита для различных концентраций. Для малых значений α, когда  , уравнение (4.7) принимает вид , или  . (4.10)То есть степень диссоциации уменьшается при возрастании концентрации раствора слабого электролита. Объясняется это тем, что разбавление раствора не препятствует прямому процессу в равновесии (распаду молекул), но затрудняет обратный процесс образования молекул из ионов при их столкновении. Значения констант диссоциации электролитов приводятся в справочниках. Например, для уксусной кислоты при 298 К  .Для процесса диссоциации воды   . (4.11) Концентрация воды (  ) в водных растворах остается практически постоянной, так как вода диссоциирует на ионы очень слабо. Из (4.11) получаем  . (4.12)Величину КWназывают ионным произведением воды. В чистой воде при 25C  моль/л, поэтому  .При увеличении температуры  заметно растет и при 100С достигает = .Температурная зависимость константы диссоциации выражается уравнением изобары реакции: Эти уравнения выражают зависимость константы равновесия реакции от температуры и в дифференциальном виде имеют вид:  . (4.13) Если тепловой эффект реакции положителен  , то  .Это означает, что с ростом температуры константа равновесия эндотермической реакции всегда увеличивается, следовательно, увеличивается α — степень диссоциации электролитов. Если  , то  . В этом случае с ростом температуры константа диссоциации уменьшается, следовательно, уменьшается и α. |
]
, В
, В