Лабораторная работа «Измерение эдс химических цепей с окислительно-восстановительным электродом» - pismo.netnado.ru o_O
Главная
Поиск по ключевым словам:
страница 1
Похожие работы
Название работы Кол-во страниц Размер
Лабораторная работа №5 Изучение технологии и оборудования для сварки... 1 58.58kb.
Что же представляют собой восстановительно-окислительные процессы? 1 159.47kb.
Контрольная работа №1. Тема: «Атомы химических элементов» 1 72.55kb.
Лабораторная работа №6 «работа с библиотекой iqmath» Цель: Сравнение... 1 42.59kb.
Учебное пособие по курсу «основы теории цепей» 1 728.5kb.
Лабораторная работа №2 Применение стилей, автотекста, автозамены... 1 34.47kb.
Курсовой проект (работа) Экзамены Курсовой проект (работа) 1 77.88kb.
Знаки химических элементов, формулы химических веществ и уравнения... 1 20.29kb.
Лабораторная работа №1 Работа с инструментальными средствами фио... 1 54.23kb.
Тема: «Физические и химические явления. Признаки химических реакций»... 1 138.04kb.
Урок ответы на задания 1 88.67kb.
План занятий по курсу «общая химия» для студентов 1 курса до физического... 1 34.83kb.
Урок литературы «Война глазами детей» 1 78.68kb.
Лабораторная работа «Измерение эдс химических цепей с окислительно-восстановительным - страница №1/1

Лабораторная работа

«Измерение ЭДС химических цепей с

окислительно-восстановительным электродом»
Выполнил: Ивлев Е.
Цель работы: измерить ЭДС химической цепи с окислительно-восстановительным электродом компенсационным методом.
ТЕОРЕТИЧЕСКОЕ ВВЕДЕНИЕ
Классификация электрохимических цепей

Различают три типа электрохимических цепей: физические, химические и концентрационные.

Физическими цепями называются электрохимические системы, со­ставляемые из электродов, имеющих одинаковый химический состав, но раз­ные физические свойства. Источником электрической энергии в них служит изменение функции Гиббса перехода электрода из менее устойчивого в более устойчивое состояние.

К физическим цепям относятся гравитационные и аллотропические це­пи.

Гравитационные цепи - электрохимические системы, в которых по­тенциальная энергия, обусловленная разницей в уровнях жидкого металла электродов, превращается в электрическую благодаря протекающим в них электрохимическим реакциям. Примером гравитационных цепей служит цепь с ртутными электродами высотой h1, и h2 (h1 > h2), опущенными в рас­твор ртути HgA. Согласно схеме:

Hg (h1) | HgA | Hg(h2), (h1>h2)

при работе цепи на электродах протекают реакции:

правый электрод (п.э.): ½ Hg22+ + e  Hg (h2)

левый электрод (л.э.): Hg (h1)  ½ Hg22+ + e

Суммарный процесс в гальваническом гравитационной цепи состоит в пере­носе ртути от левого к правому электроду:

Hg(h1)  Hg(h2).

В аллотропических цепях электродами служат две модификации одно­го и того же металла а и Mβ), погруженные в раствор (или расплав) его ионопроводящего соединения. Суммарная реакция в аллотропической цепи



Мβ | МA | Ма

заключается в электрохимическом превращении метастабильной модифика­ции (Mβ) в устойчивую (Мα).

Значение ЭДС аллотропических цепей малы, но в некоторых случаях, в част­ности в процессах коррозии, их необходимо учитывать.

Химические цепи

К химическим цепям относятся гальванические элементы, в которых ис­точником электрической работы является ∆rG протекающих в них реакций. Примером такой цепи служит нормальный элемент Вестона:

Hg(Cd) | CdSO4 | HgSO4 | Hg
п.э.: Hg2SO4 + 2e  2 Hg + SO42-

л.э.: Cd2+ + 2e  Cd

Суммарная реакция: Cd + Hg2S04  Cd2 + + SO42- + 2Hg

ЭДС элемента Вестона в соответствии с уравнением:



(1)

рассчитывают по формуле:



(2)

Элемент Вестона с насыщенным раствором CdSO4 применяют на прак­тике для измерения ЭДС исследуемых систем компенсационным методом.

Разновидностью химических цепей являются электрохимические систе­мы, в состав которых входит окислительно-восстановительный электрод. Примером является гальванический элемент, содержащий хингидронный электрод. Последний представляет собой платиновую пластинку, погружен­ный в раствор, содержащий катионы водорода и небольшое количество кри­сталлов хингидрона.

При растворении в воде хингидрон диссоциирует на хинон и гидрохинон:

С6Н4О2С6H4(ОН)2Т = С6Н4О2 + С6Н4(ОН)2

Гидрохинон, являясь слабой двухосновной кислотой, диссоциирует с образованием аниона C6H4022-, окисляющегося до хинона:

С6Н4(ОН)2 = С6Н4О22- + 2Н+

C6H4022- = С6Н4О2 + 2e

Суммарная реакция на хингидронном электроде:

С6Н4О2 + 2H+ + 2e = С6Н4(ОН)2

Хингидронный электрод прост в изготовлении, его равновесный потенциал устанавливается практически мгновенно. Потенциал хингидронного электро­да определяется активностью ионов водорода или рН раствора:

(3)

Хингидронный электрод используют для определения рН растворов (до рН = 8). Значения рН раствора определяют по ЭДС цепи, составленной из хингидронного электрода и электрода сравнения, потенциал которого не зависит от состава исследуемого раствора, например, каломельного.

Hg | Hg2Cl2 | KCl | H+,хингидрон | Pt

ЭДС этой цепи равна:

Е = Ехин.-Екал = Е°хин - 0.059pH - Екал, (4)

откуда:


(5)
Потенциометрнческос титрование

Потенцнометрия — метод исследования и анализа физико-химических свойств растворов и химических реакций, в основе которого лежат электро­химические измерения. Пользуясь потенциометрическим методом можно оп­ределить термодинамические характеристики химических реакций, средние ионные коэффициенты активности растворов электролитов, константу рав­новесия реакции, протекающей в элементе, рН раствора, произведение рас­творимости труднорастворимого соединения и др.

Преимуществами потенциометрического титрования по сравнению с обычным объемным, является его применимость при анализе окрашенных растворов, а также смесей различных кислот.

Потенциометрическое титрование основано на определении зависимо­сти потенциала электрода, обратимого по отношению к ионам титранта от состава раствора. Такие электроды называются индикаторными.

В качестве индикаторного электрода для кислотно-основного титрова­ния используется хингидронный электрод.

Для проведения, потенциометрического титрования раствора кислоты заданной концентрации 0.01 М раствором гидроксида натрия необходимо со­ставить цепь из хингидронного электрода, помещенного в раствор кислоты и каломельного. ЭДС этой цепи определяется уравнением (4). Измеряя потен­циал индикаторного электрода можно проследить за изменением концентра­ции ионов водорода. Полученные результаты зависимости электродного по­тенциала от объема добавленного раствора щелочи представляются в виде кривых титрования.

Для более точного опре­деления точки эквивалентности удобнее следить не за изменением скачка ЭДС, а за отношением его изменения к соответствующему изменению объема титранта.
ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ

Все измерения проводятся при помощи потенциометра постоянного тока (ППТВ-1, Р-307, Р-375).




  1. Измеряется ЭДС следующей электрохимической системы в буферных растворах различных значений pH, который следует определить:

Hg | Hg2Cl2 | KCl | H+,хингидрон | Pt

Результаты эксперимента представлены в таблице1.

Таблица1. Измерение ЭДС буферных растворов



N буферного р-ра

ЭДС, В

pH

1

0,278

3,00

3

0,256

3,37

5

0,215

4,07

7

0,159

5,02

9

0,090

6,19

По результатам рассчитывается pH этих буферных растворов, которые также приведены в таблице1. Затем строится зависимость ЭДС от pH (рисунок1).

из уравнения прямой, представленной на рисунке1, можно определить стандартный электродный потенциал хингидронного электрода и численное значение коэффициента перед pH в уравнении (4).




  1. Проводится потенциометрическое титрование раствора кислоты сильным основанием. Результаты эксперимента вместе с расчетными данными для построения интегральной и дифференциальных кривых титрования приведены в таблице2.

Таблица2. Потенциометрическое титрование кислоты сильным основанием.



ЭДС эл-та, В

V(0,1N NaOH), мл

∆Е, В

∆V, мл

∆E/∆V, В/мл

Vср, мл

2E

2V

2E/∆2V

0,272

0,00

0,010

0,5

0,020

0,25

0,5

0

-

0,262

0,50

0,010

0,5

0,020

0,75

0,5

0

-

0,252

1,00

0,002

0,5

0,004

1,25

0,5

0

-

0,250

1,50

0,003

0,5

0,006

1,75

0,5

0

-

0,247

2,00

0,014

0,5

0,028

2,25

0,5

0

-

0,233

2,50

0,020

0,5

0,040

2,75

0,5

-0,4

-1,25

0,213

3,00

0,023

0,1

0,230

3,05

0,1

0

-

0,190

3,10

0,020

0,1

0,200

3,15

0,1

-4,4E-16

-2,3E+14

0,170

3,20

0,044

0,1

0,440

3,25

0,1

4,44E-16

2,25E+14

0,126

3,30

0,060

0,1

0,600

3,35

0,1

0

-

0,066

3,40

0,066

0,1

0,660

3,45

0,1

0

-

0,000

3,50

0,020

0,1

0,200

3,55

0,1

0,3

0,333333

-0,020

3,60

0,022

0,4

0,055

3,80

0,4

-0,2

-2

-0,042

4,00

0,002

0,2

0,010

4,10

0,2

0,3

0,666667

-0,044

4,20

0,008

0,5

0,016

4,45

0,5

-0,5

-1

-0,052

4,70

 

 

 

 

 

 

 

По результатам расчетов и эксперимента строим интегральную кривую титрования (рисунок2) и две её производные по объему (рисунки 3 и 4), необходимые для наиболее точного определения точки эквивалентности.

Далее определяем эквивалентный объем щелочи, пошедшей на титрование заданного количества кислоты по формуле:

где V1 и ∆2E1 – объем титранта и среднее значение квадрата дифференциала потенциала для точки непосредственно предшествующей в эксперименте точке эквивалентности, которую хорошо видно из рисунка4.



Vэ=3,20 мл
Вывод: измерено значение ЭДС химической цепи, состоящей из хингидронного и каломельного электродов компенсационным методом. Определены значения pH предложенных буферных растворов. Произведено потенциометрическое титрование раствора кислоты щелочью и определен эквивалентный объем титранта (1N NaOH), который составил 3,20 мл.
Литература:

1. Курс физической химии / под ред. Герасимова Я.И. т. 2. М.: Химия, 1973. С. 515-597.