Роберт Вильгельм Бунзен

• Название: Роберт Вильгельм Бунзен
• Анкор: metodichka_fizicheskaya_khimia.docx
• Дата: 21.05.2018
• Размер: 2.24 Mb.
• Имя файла: metodichka_fizicheskaya_khimia.docx
• Тип: Реферат; #19496
• страница: 16 из 21

Лабораторная работа №2
ИЗМЕНЕНИЕ ПОТЕНЦИАЛОВ ОТДЕЛЬНЫХ ЭЛЕКТРОДОВ.

Цель работы:

• 
  Составить полуэлементы и вычислить на основании экспериментальных данных потенциалы заданных электродов.
  
• 
  Рассчитать электродные потенциалы по уравнению Нернста и сравнить их значения с вычисленными на основании опытных данных.
  
• 
  Изучить влияние концентрации электролита и природы электрода на значение электродного потенциала.
  

Порядок выполнения работы.
В основе определения потенциалов электродов лежит измерение ЭДС гальванических элементов, состоящих из электродов, потенциалы которых нас интересуют, и электрода сравнения, например, хлорсеребряного

(е⁰_Cl^-_|AgCl|Ag = + 0,222B) .

Для экспериментального определения электродных потенциалов составляют следующие гальванические элементы:

Ag | AgCl | KCl || CuSO₄ | Cu,

С₁

Zn | ZnSO₄ || KCl | AgCl | Ag.

С₂
Хлорсеребряный электрод по отношению к медному является отрицательным, по отношению к цинковому – положительным.

ЭДС составленных элементов (Е_х) измеряют на установке, схема которой приведена на рис. 2.

1 – стеклянный сосуд с раствором и патрубком для соединения с другим электродом;

2 – электрод сравнения;

3 – металлическая пластинка.
Схема установки для измерения

Потенциалов отдельных электродов.
Зная потенциал стандартного электрода Сl^- | AgCl | Ag и измеренную ЭДС, вычисляют потенциал исследуемого электрода.

Для цинк – хлорсеребряного элемента:

Е_х = e_Cl^-_|AgCl|Ag - e_Zn²⁺_|Zn ,

Для хлорсеребряно – медного элемента:

Е_х = e_Cu²⁺_|Cu - e_Cl^-_|AgCl|Ag .
Откуда соответственно

e_Zn²⁺_|Zn = e_Cl^-_{|AgCl |Ag} – E_{x ,}

e_Cu²⁺_|Cu = e_Cl^-_{|AgCl |Ag} + E_{x .}
Для сопоставления потенциалы этих же электродов рассчитывают по уравнению Нернста:

Т

е = е⁰ + 2·10^-4 · lna_i

z

где а_i – активность потенциалопределяющего катиона.

Указанную последовательность определений выполняют, проводя опыты с растворами электролитов разных концентраций.

Полученные результаты заносят в таблицу 2.
Таблица 2.

№ изме- рения	Гальванический элемент	Кон- цент- трация моль/л	Еизм., В	еизм., В	етеор., В	Относит. ошиб.из- мерения, 0/0
1 2 3 4 5 6	Zn|ZnSO4||KCl|AgCl|Ag Ag|AgCl|KCl||CuSO4|Cu

Лабораторная работа № 3.
ОПРЕДЕЛЕНИЕ КОНСТАНТЫ ДИССОЦИАЦИИ СЛАБОЙ КИСЛОТЫ ПОТЕНЦИОМЕТРИЧЕСКИМ ТИТРОВАНИЕМ
Показатель константы диссоциации слабой кислоты находят по измерению рН раствора, в котором кислота на 50% нейтрализована основанием. Требуемое количество основания определяют при помощи потенциометрического титрования, сущность которого заключается в том, что конечную точку нейтрализации находят по резкому изменению потенциала индикаторного электрода.

В качестве индикаторного электрода в данной работе берут стеклянный электрод. Электродом сравнения служит хлорсеребряный.

Оборудование:потенциометр, мешалка, электролитическая ячейка.

Реактивы: раствор уксусной кислоты, раствор гидроксида натрия 0,1 моль/л.

Ход работы.

В электролитическую ячейку наливают 20 мл раствора уксусной кислоты и титруют 0,1М раствором NaOH. Концентрация NaOH должна быть больше концентрации кислоты, чтобы не сильно разбавлять раствор кислоты. После добавления каждой порции щёлочи раствор помешивают и через 2-3 мин. при помощи потенциометра измеряют ЭДС. Измерения проводят по шкале «+мв». Сначала 2-3 раза добавляют 0,2 мл, а затем по 0,1 мл. NaOH до резкого скачка ЭДС. После скачка ЭДС приливают последовательно ещё 0,2; 0,3; 0,5 мл NaOH. Результаты титрования заносят в таблицу.

№ опыта	Объём щёлочи, мл	ΔV, мл	Е, мВ	∆Е, мВ	∆Е/∆V
1. 2. 3. . . n

По полученным данным строят график. На ординате откладывают соотношение ∆Е/ΔV, а на абсциссе количество миллилитров, добавленной NaOH. Пик на кривой соответствует точке эквивалентности.

Точку эквивалентности можно также найти, если после каждой порции NaOH измерить рН и построить график в координатах ΔрН/ΔV и V. Количество миллилитров NaOH, необходимое для полной нейтрализации данной порции кислоты, будет также соответствовать пику на кривой.

Для определения константы диссоциации следует взять новую порцию такого же объема кислоты, нейтрализовать её половинным количеством NaOH и измерить рН полученного раствора.

В отчёте должны быть приведены таблица результатов, график, расчёты константы диссоциации и исходной концентрации кислоты.
Лабораторная работа №4.
ПОТЕНЦИОМЕТРИЧЕСКОЕ ИЗМЕРЕНИЕ ОКИСЛИТЕЛЬНО – ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ ПОТЕНЦИАЛОВ. РЕДОКС – СИСТЕМЫ.
Цель работы:

• 
  Научиться потенциометрически измерять величину редокс–потенциала.
  
• 
  Изучить зависимость редокс–потенциала от соотношения концентрации окислительной и восстановительной форм.
  

Для исследования редокс – системы и измерения её потенциала можно взять любую окислительно – восстановительную систему, титруемую в присутствии платиного индикаторного электрода, например, систему, состоящую из красной K₃[Fe(CN)₆] и жёлтой K₄[Fe(CN)₆] кровяных солей. В данной системе на определённом этапе устанавливается равновесие:

[Fe(CN)₆]^3- +ē ↔ [Fe(CN)₆]^4-

Пользуясь бюретками, налить в стаканчики на 50 мл 0,01М растворы указанных солей и 2М раствор хлористого калия в следующем соотношении:

1. 
   10 мл K₃[Fe(CN)₆] + 1мл K₄[Fe(CN)₆] + 5мл KCl
   
2. 
   8 мл K₃[Fe(CN)₆] + 3 мл K₄[Fe(CN)₆] + 5мл KCl
   
3. 
   3 мл K₃[Fe(CN)₆] + 8 мл K₄[Fe(CN)₆] + 5мл KCl
   
4. 
   1 мл K₃[Fe(CN)₆] + 10 мл K₄[Fe(CN)₆] + 5мл KCl
   
5. 
   5 мл K₃[Fe(CN)₆] + 5 мл K₄[Fe(CN)₆] + 5мл KCl
   

В каждый из растворов погрузить электроды и произвести измерение ЭДС (в мв) , возникшую между платиновым и хлорсеребряным электродами.

Используя полученные значения ЭДС, рассчитать редокс – потенциал данной системы для пяти составов электролита по формуле.

е₂ = Е_r + е_хл./с ,где

е_r – редокс – потенциал

Е_r – ЭДС редокс – хлорсеребряного электрода

е_хл./с - потенциал хлорсеребряного электрода , величина которого равна 0,201В при 25⁰.

Полученные данные занести в таблицу 3.

Таблица 3.

V р – ра,мл K3[Fe(CN)6]	V р – ра,мл K4[Fe(CN)6]	Соотнош ком-. понентов	Соотнош. конц. окис. и восс. форм	ЭДС,мВ	er(эксп)	er (теор)

Построить график зависимости редокс – потенциала от соотношения концентраций окисленной и восстановленной форм.

Найти величину нормального редокс – потенциала данной системы по графику при условии С(окисл.) = С(восст.)

Рассчитать величину редокс – потенциала для данной системы при всех пяти соотношениях, используя уравнение Петтерса:

Т С(окисл.)

е_r = е⁰_r + 2·10^-4 · lg , где

z С(восстан.)

е⁰_r - нормальный редокс – потенциал системы, равный 0,36 В.

С(окисл.) – концентрация окисленной формы K₃[Fe(CN)₆];

С(восстан.) – концентрация восстановленной формы K₄[Fe(CN)₆]

z – число электронов, которое приобретает одна молекула окисленной формы при переходе в восстановленную.

По расчетным значениям также построить график зависимости в указанных координатах и сравнить две графические зависимости.
КИНЕТИКА
Учебно-целевые задачи:

• 
  Уметь описывать протекание реакций во времени с помощью кинетических кривых и уравнений.
  
• 
  Знать соотношения между основными понятиями кинетики: механизм реакции, скорость реакции, константа скорости реакции, энергия активации реакций.
  
• 
  Уметь прогнозировать влияние на скорость реакций концентрации реагентов, температуры.
  
• 
  Знать кинетические особенности сложных реакций.
  

ЗНАЧЕНИЕ ДЛЯ МЕДИЦИНЫ И ФАРМАЦИИ
Достаточно привести цитату Д.В.С. Холдена, чтобы понять значимость изучаемого материала для медицины «Ключ к познанию ферментов лежит в изучении скоростей реакций, а не равновесий.»

Действие лекарственных веществ обусловливается в значительной степени скоростью реакций ,проходящих в организме .При хранении лекарственных препаратов могут протекать различные реакции, скорость которых определяется сроком годности лекарств.

Скорость химических процессов обычно увеличивается с ростом температуры, и это увеличение практически ничем не лимитируется, в то время как биологические процессы имеют температурные границы, за которыми наступает резкое уменьшение их скорости и даже полное прекращение - смерть. Знание законов кинетики позволяет управлять химическими процессами и продлевать жизнь.


ВОПРОСЫ ДЛЯ ПОДГОТОВКИ К ЗАНЯТИЮ

1. 
   Что называется скоростью химической реакции? В каких единицах выражается скорость химической реакции?
   
2. 
   Может ли скорость быть отрицательной величиной? Что означает запись: для реакции А→ В?
   
3. 
   Как формулируется основной постулат химической кинетики? Какой физический смысл константы скорости реакции?
   
4. 
   Что называется порядком реакции по веществу и общим кинетическим порядком реакции?
   
5. 
   Может ли порядок реакции быть нулевым, дробным, отрицательным?
   
6. 
   Что подразумевается под термином «псевдопорядок» реакции?
   
7. 
   От каких факторов зависит порядок данный реакции?
   
8. 
   Укажите размерность констант скоростей реакций нулевого, первого и второго порядков.
   
9. 
   В чем различия понятий «порядок» и «молекулярность» химической реакции?
   
10. 
    Может ли молекулярность быть больше или меньше порядка реакции? Для каких реакций порядок и молекулярность всегда совпадают?
    
11. 
    Какими уравнениями описываются зависимости концентраций реагирующих веществ от времени в случае необратимых реакций первого и второго порядков?
    
12. 
    Что называется периодом полураспада и как он зависит от начальной концентрации реагирующих веществ для реакций первого и второго порядков?
    
13. 
    Какие методы определения порядка реакции вам известны и на чем они основаны?
    
14. 
    Какие реакции называются сложными? Какие типы сложных реакций вам известны?
    
15. 
    Исходя из каких положений определяют скорость сложной химической реакции?
    
16. 
    В каком случае реакция кинетически обратима? Как записать в общем случае выражение для скорости обратимой реакции первого порядка типа A↔B?
    
17. 
    Запишите химическое уравнение для мономолекулярных параллельных реакций типа
    

(к1)

A → B
(к2)

A→C

18. 
    Чему равно отношение констант скорости параллельных реакций первого порядка?
    
19. 
    Нарисуйте кривые зависимости концентраций веществ А, В, С, от времени для параллельной необратимой реакции
    

(к₁)

А→В
(к₂) (к₁> к₂)

А→С

20. 
    Какие реакции называются последовательными? Приведите примеры.
    
21. 
    Какова функциональная зависимость изменения концентрации реагирующих веществ со временем в последовательной реакции А→В→С?
    

22. Изобразите графически изменение концентрации со временем участников последовательной реакции

(к₁) (к₂)

А → В → С

22. 
    Какие реакции называются фотохимическими? Каким законам они подчиняются? Что такое квантовый выход? Почему он для некоторых реакций равен или меньше единицы, а для других он значительно больше единицы?
    
23. 
    Каковы особенности гетерогенных реакций?
    
24. 
    Как влияет температура на скорость химических реакций? Изменение каких величин надо рассматривать при этом?
    
25. 
    Как формулируется правило Вант-Гоффа о температурной зависимости скорости реакции?
    
26. 
    На основании каких соображений и кем была впервые получена количественная зависимость константы к = f (T)?
    
27. 
    Каков физический смысл энергии активации?
    
28. 
    В чем состоит гипотеза активных столкновений?
    
29. 
    Что такое стерический фактор, чем обусловливается его возникновение?
    
30. 
    На основании каких данных рассчитывается энергия активации химических реакций аналитически и графически?
    
31. 
    В чем заключается основные положения теории переходного состояния (активированного комплекса)?
    
32. 
    От каких факторов, согласно теории активированного комплекса, зависит стерический множитель?
    

ВВЕДЕНИЕ
Учение о химических процессах состоит из двух частей: учения о состояниях - химическая термодинамика и учения переходах из одного состояния в другое – химическая кинетика.

Первая отвечает на вопросы о принципиальной возможности протекания данной химической реакции в данных условиях и о конечном равновесном состоянии системы.

Вторая – химическая кинетика – посвящена реализации этой принципиальной возможности. т.е. собственно протеканию процесса.

Кинетика по способу реализации процесса делится на два раздела. В формальной кинетике сформулированы закономерности, позволяющие описывать химическую реакцию макроскопически на основе экспериментальных данных. Молекулярная кинетика изучает превращение на основе молекулярных данных о свойствах частиц.

На первой стадии изучения реакции надо прежде всего определять скорость протекания изучаемой реакции. Далее изучить зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ, температуры и давления.

Вещества вступающие в процесс химического превращения, называются исходными веществами или реагентами.

Вещества, образующиеся в процессе химического превращения и не претерпевающие в ходе этого процесса дальнейших химических изменений, называются продуктами реакции.

Вещества, образующиеся в одних стадиях процесса химического превращения и расходующиеся в других стадиях этого же процесса, называются промежуточными веществами, а реакции с участием промежуточных веществ называются промежуточными веществами.

Химическая реакция, протекающая в пределах одной фазы, называется гомогенной химической реакцией. Химическая реакция ,протекающая на границе раздела фаз, называется гетерогенной химической реакцией.

В гетерогенных реакциях роль промежуточных продуктов играют молекулы, химически адсорбированные на поверхности.

Если реакция идет в одну стадию, то ее называют простой. Сложные реакции – это многостадийные процессы. Стадиями, в более широком смысле, могут быть не только химические, но также процессы диффузии, передачи энергии при столкновении молекул и др.

Чаще реакции бывают сложными, и символизирующие их уравнения отражают лишь конечный итог химических превращений.