Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:Физическая и коллоидная химия. Методические рекомендации к лабораторные работы
.pdf
𝐸 Е
С
/
𝐸
𝑅∙𝑇
𝑛∙𝐹
𝑙𝑛𝐶
/
𝑅∙𝑇
𝑛∙𝐹
𝑙𝑛𝐶
⟹
∙
𝐸E
∙
𝑙𝑛
Гальванический элемент, составленный из двух полу-
элементов, отличающихся друг от друга только концентрацией электролитов, называется концентрационным гальвани-
ческим элементом. Например, медный концентрационныйэлемент
(−) Cu│CuSO4 | KCl | СuSO4 │Cu (+)
C
1 C2
Э.Д.С. такого концентрационного гальванического элемента
равна:
, (2.3)
𝐸 Е
прав
– Е
лев
⟹
∙
∙
𝑙𝑛
, где С
> С1 (2.4)
2
Для измерения электродных потенциалов используют
два основных вида электродов: электроды сравнения и электроды для определения рН растворов электролитов.
1. Электроды сравнения имеют хорошо воспроизводимый и сохраняющийся на протяжении всего опыта скачок
потенциала. К ним относятся стандартный водородный и
хлорсеребряный электроды.
а) Электродный потенциал стандартного водородного
электрода описывается уравнением Нернста:
𝐸 E
∙
𝑙𝑛
(2.5)
21
где Eo − стандартный потенциал водородного электрода;
P − давление газообразного водорода, равное 1 атм;
𝐶
− концентрация Н+в растворе, равная 1 моль∙ л−1.
б) Электродный потенциал хлорсеребряного электрода
равен:
Е
= 0,2224 − 0,00065 (t −25) [В] (2.6)
AgCl
2. Для измерения рН растворов чаще всего используют
стеклянный электрод.
а) Стеклянный электрод используют для определения
концентрации ионов водорода в кислой среде. Его электродный потенциал рассчитывают по формуле:
𝐸 E 2,3
∙
𝑙𝑔𝐶
E 2,3
∙
𝑝𝐻 (2.7)
Цель работы: Измерить ЭДС медно-цинкового гальваниче-
ского элемента с помощью потенциометра
(иономера). Полученные значения ЭДС сопоставить с величинами, рассчитанными по
формулам (2.3) и (2.4).
Оборудование: Электрохимическая (гальваническая) ячейка,
электроды медный и цинковый, потенциометр (иономер) для
стандартных измерений.
Реактивы: Растворы: CuSO4 концентраций 0,01, 0,1 и 0,5 М;
ZnSO4 концентраций 0,01, 0,1 и 0,5 М; насыщенный раствор
KCl, дистиллированная вода.
Порядок работы:
♦ Измерение ЭДС медно-цинкового гальванического элемента потенциометром.
1. Составить медно-цинковый гальванический элемент
(рис.5):
22
(−) Zn | ZnSO4 || CuSO4 | Cu (+)
Концентрации растворов электролитов указываются
преподавателем.
Подключить медно-цинковый элемент к потенциометру
(иономеру): медный электрод гальванического элемента подключить к клемме "+" потенциометра, цинковый
к "−".
2. Измерить ЭДС элемента потенциометром (иономером),
пользуясь инструкцией к прибору. Результаты измерений записать в таблицу 3 в рабочую тетрадь.
3. Рассчитать значение ЭДС медно-цинкового элемента.
4. Повторить измерения с п.1 по п. 4 для растворов электролитов с другими концентрациями.
Таблица 3.
Номера
опытов
а
1
б
а
2
б
Электроды Электролиты
Сu CuSO
4
Zn ZnSO4
Сu CuSO4
Zn ZnSO4
Сu CuSO
4
Cu CuSO4
Zn ZnSO4
Zn ZnSO4
С,
моль⋅л
Е
,В Е
измер.
−1
расчёт.
♦ Измерение ЭДС концентрационного элемента.
1. Составить одну из указанных цепей:
С
(−) Zn| ZnSO
1С2
|| ZnSO4| Zn(+)
4
или
(−) Cu | CuSO
|| CuSO4| Cu (+)
4
С1С2
,
В
23
Концентрации электролитов указываются преподавателем. Подключить концентрационный элемент к потенциометру (иономеру) и измерить его ЭДС. Результаты
измерений записать в таблицу 3.
2. Сравнить полученное значение с ЭДС концентрационного элемента, рассчитанной по уравнению (2.4).
Вопросы к работе 2
1. Механизм возникновения скачка потенциала на границе раздела металл − жидкость. Запишите какие
скачки потенциалов возникают на всех границах раздела фаз.
2. Что называется гальвани-потенциалом? Мерой чего
служит его величина?
3. Гальвани-потенциал, электродный потенциал, стандартный электродный потенциал. Факторы, влияющие
на величину электродного потенциала.
4. Устройство гальванического элемента. Показать, какие скачки потенциалов возникают на границах раздела фаз в медно-цинковом гальваническом элементе.
Какие из них дают максимальный вклад в величину
ЭДС элемента?
5. Уравнение Нернста, понятие стандартного электродного потенциала.
6. От чего зависит величина стандартной ЭДС электрохимического элемента?
7. Водородный электрод: схема, строение, уравнение реакции, особенности.
8. Стандартные электродные потенциалы литиевого Li и
серебряного Ag электродов соответственно равны –
3,02 В и +0,799 В. Определить стандартную ЭДС элемента, составленного из этих электродов.
9. Составьте схему гальванического элемента из медного
и цинкового электродов, погружённых в 1 М растворы
солей этих металлов. Рассчитайте ЭДС этого элемен-
24
та. Напишите уравнения электродных процессов. Изменится ли ЭДС, если взять 0,001 М растворы солей?
10. От каких параметров зависит ЭДС концентрацион-
ного элемента?
Лабораторная работа 2б. Определение редокс-потенциала.
Краткая теория:
Система, содержащая в одной фазе окисленную и вос-
становленную форму одного и того же вещества или нескольких веществ, называется окислительно-
восстановительной или редокс системой.
В момент динамического равновесия на поверхности
электрода из инертного металла, помещенного в редокссистему, возникнет равновесный потенциал, который называют окислительно-восстановительным (ОВ) или редокс –
потенциалом Еr, который для реакции Ox+ne-→Red рассчитывается по уравнению Нернста:
𝐸E
∙
∙
𝑙𝑛
(2.8)
0
где E
− стандартный редокс-потенциал; n − число электро-
r
нов, передаваемых с донора (Red) на акцептор (Ох) в элементарном акте; C
Ох
и C
− концентрации окисленной (Ox) и
Red
восстановленной (Red) форм, соответственно.
Инертный металл принимает лишь косвенное участие в
потенциалопределяющей реакции, являясь посредником в
передаче электронов от восстановленной формы вещества к
окисленной и наоборот.
Окислительно-восстановительные реакции играют важную роль в биологических процессах. Например, почва представляет собой сложную естественную окислительновосстановительную систему. Редокс-процессы в почве чаще
25
всего являются необратимыми. Важнейшим окислительным
агентом в почвах является кислород. Любые причины ухудшающие аэрацию (напр., заболачивание) приводят к уменьшению редокс-потенциала с 300-650 до 100-200 мВ, что в
свою очередь, влияет на подвижность таких элементов питания растений как Fe, Mn, N и пр.
При разложении органических соединений в условиях
высоких значений Еr сера переходит преимущественно в
сульфаты, а при низких значениях (анаэробные условия) – в
сульфиды. Для измерения Еr почвы используются платиновые электроды, а в качестве электродов сравнения используется хлорсеребряный электрод (Рис.6)
Рис.6. Устройство хлорсеребряного электрода
Цель работы: Измерить редокс-потенциал нескольких сме-
сей различного состава, приготовленных из
растворов солей K3[Fe(CN)6] (красная кровяная соль) и K4[Fe(CN)6] (жёлтая кровяная
26
соль). Построить график зависимости редокспотенциала этой системы от логарифма соотношений концентраций окисленной и восстановленной форм железа.
Оборудование: Штатив с бюретками, потенциометр (иономер), электроды: платиновый (измерительный) и хлорсеребряный (сравнения), химические стаканы.
Реактивы: Растворы красной K3[Fe(CN)6] и желтой
K4[Fe(CN)6] кровяных солей одинаковой концентрации 0,01
моль∙л−1, раствор KCl (2 моль∙л−1), дистиллированная вода,
бумажные фильтры.
Порядок работы:
1. Составить смеси растворов красной и желтой кровяных солей в соответствии с таблицей 4.
2. Измерить потенциометром ЭДС элемента:
3.
(−) Ag| AgCl, КCl
|| K3[Fe(CN)6], K4[Fe(CN)6] | Pt (+)
насыщ
для каждого соотношения концентраций окисленной и
восстановленной форм железа.
4. Рассчитать величину редокс-потенциала Еr по формуле:
Еr = E + E
Cl-, Ag+/Ag
,
где Еr − редокс-потенциал, В,
Е − измеренное потенциометром значение ЭДС, В,
E
Cl-, Ag+/Ag
− потенциал насыщенного хлорсеребряного
электрода, величина которого для данной температуры (в °С) рассчитывается по формуле:
E
Cl-, Ag+/Ag
4. Построить график зависимости Е
= 0.2224 – 0.00065 (t – 25).
.
от 𝑙𝑔
r
5. Рассчитать из графика:
а) тангенс угла наклона построенной прямой;
27
б) величину Е
о
.
r
6. Сравнить полученные значения с теоретическими:
а) с тангенсом угла наклона, рассчитанным по уравнению:
б) со стандартным редокс-потенциалом Е
,
,
о
= 0,36 В.
r
7. Объяснить расхождения между практическими и тео-
ретическими значениями этих величин.
Объем, мл
K3[Fe(CN)6] K4[Fe(CN)6] КС1
𝑙𝑔
Таблица 4.
C
C
E,B E
r
,B
20 2 10
16 6 10
11 11 10
6 16 10
2 20 10
Вопросы к работе 2б
1. Привести примеры окислительно-восстановительных
систем; написать уравнения электрохимических реакций.
2. Что представляет собой окислительно-
восстановительный электрод?
3. Какие электроды используют в качестве электродов
сравнения?
4. Хлорсеребряный электрод: схема, строение, уравнение
реакции, особенности.
5. Зависит ли потенциал редокс-электрода от температу-
ры?
6. С какой целью во все исследуемые редокс-системы
вводится раствор хлорида калия?
7. Каким металлом можно заменить платину в редокс-
электроде?
8. Привести примеры редокс-систем. Какова функция
платинового электрода в этих системах?
28
Глава III.
ПОВЕРХНОСТНОЕ НАТЯЖЕНИЕ И АДСОРБЦИЯ
Лабораторная работа 3. Изучение адсорбции ПАВ на
границе водный раствор – воздух.
Краткая теория:
Явление адсорбции всегда связано с границей раздела
фаз. Адсорбция может происходить на любой поверхности
раздела фаз: «жидкость – газ», «твердое тело – газ»,
«твердое тело – раствор», «жидкость – жидкость». Вещество, на поверхности которого происходит адсорбция, называется адсорбентом, а поглощаемое вещество – адсорбти-
вом или адсорбатом. Состояние, в котором находится вещество награнице раздела фаз в поверхностном слое, существенно отличается от его состояния в объеме фазы. Например, в случае однокомпонентной двухфазной системы «вода
– водяной пар» (рис.7) межмолекулярные силы, действующие на молекулу воды, расположенную в объеме фазы, распределены равномерно состороны соседних молекул. Молекулы, находящиеся на поверхности раздела фаз, испытывают
действие межмолекулярных сил в большей степени со стороны жидкой фазы и почти не взаимодействуют с молекулами газообразной фазы. Так как в газовой фазе молекул газообразного вещества намного меньше в единице объема и к
тому же они находятся на больших расстояниях друг от друга, а, следовательно, и силы Ван-дер-Ваальса здесь ничтожны малы. Поэтому каждая отдельная молекула на поверхности жидкости обладает большей энергией посравнению с
энергией молекулы в объеме фазы («глубинной»). Она находится в неравновесном состоянии и стремится втянуться в
объем жидкости. Суммарный избыток энергии всех молекул
поверхностного слоя, отнесенный к единице поверхности
раздела фаз, называется поверхностным натяжением.
Поверхностное натяжение обычно обозначают буквой σ и
29
измеряют в Дж/м2 или Н/м, поскольку поверхностное натя-
ф
жение можно представить как силу, действующую на единицу длины.
Поверхностное натяжение σ есть величина, измеряемая
энергией Гиббса, приходящейся на единицу площади поверхностного слоя. Оно численно равно работе, которую
необходимо совершить против сил межмолекулярного взаимодействия для образования единицы поверхности раздела
фаз при постоянной температуре (рис.7).
Концентрирование вещества на поверхности раздела фаз
называется адсорбцией. Жидкость или твёрдое тело, на поверхности которого происходит адсорбция называется ад-
сорбентом, а вещество, образующее поверхностный слой
(адсорбирующийся газ или растворённое вещество) – адсор-
батом.
–
–
Рис.7. Напряжение на поверхности раздела фаз г-ж и в объе-
ме ж
𝜎
,
(3.1)
Граница
раздела
аз
Количество адсорбированного вещества обычно опреде-
ляется избытком вещества на границе фаз по сравнению с
равновесным количеством. Избыток вещества в молях, от-
несенный к 1 см
2
(или 1 м2) поверхности – называют адсорб-
30
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]