Лабораторная работа 8. Измерение электродных потенциалов и ЭДС гальванических элементов.

Цель работы – Измерение ЭДС ячеек, проверка уравнения Нернста.

Аппаратура. Из цинкового, медного и хлор-серебряного электродов составляют соответствующие гальванические элементы. Общая схема ячеек представлена на рис. 6.1 и 6.2. Роль солевого мостика выполняет полоска фильтровальной бумаги, смоченная раствором KCl. Измерение ЭДС гальванических элементов проводится с использованием цифрового вольтметра с высоким внутренним сопротивлением, входящего в состав модуля «Электрохимия» учебно-лабораторного комплекса «Химия».

Рис. 6.1. Схема измерительной ячейки с хлорид-серебряным электродом.

 

Рис. 6.2. Схема гальванического элемента с медным и цинковым электродами.

 

Приборы и реактивы

1. Измерительная система (модули «Электрохимия» и «Универсальный контроллер» учебно-лабораторного комплекса «Химия»);

2. Медный и цинковый электроды;

3. Стеклянный электрод;

4. Хлорид-серебряный электрод стравнения;

5. Химические стаканы объемом 50 мл – 2 шт;

6. Полоски фильтровальной бумаги;

7. Проводники;

8. 1 N растворы CuSO₄ и ZnSO₄;

9. 0.1 N раствор KCl;

10. Буферные растворы с известным pH;

11. Исследуемый раствор с неизвестным pH.

Порядок выполнения работы

Наполняют стаканы растворами ZnSO₄ (1 N) и CuSO₄ (1 N) опускают в них цинковый и медный электроды соответственно. Третий стакан наполняют 0.1 N раствором KCl. Собирают схему измерения, как показано на рис. 6.1 и 6.2, и производят измерение ЭДС гальванических элементов Zn½ ZnSO₄║ CuSO₄½ Cu при помощи модуля «Электрохимия» учебно-лабораторного комплекса «Химия». Аналогичное измерение проводят, составив цепь из цинкового (или медного) и хлор-серебряного электродов

Ag, AgCl½ KCl(0.1N)║ CuSO₄½ Cu

Zn½ ZnSO₄║ KCl(0.1N)½ AgCl, Ag

Результат записывают в таблицу 6.1 и 6.2 (см. ниже).

Используя пипетку, переносят 10 мл раствора СuSO₄(1N) в мерную колбу на 100 мл и разбавляют водой до метки. Раствор тщательно перемешивают. Заменив стакан с 1N раствором СuSO₄ на 0.1 N, производят измерения ЭДС аналогично тому, как это описано выше. Т.е. измеряют потенциал разбавленного медного электрода относительно неразбавленного цинкового и хлорсеребряного электродов. Далее производят разбавление 0.1N раствора СuSO₄ еще в 10 раз и измеряют ЭДС цепи с 0.01N раствором СuSO₄ аналогично тому, как это описано выше. Аналогично проводят операции по разбавлению раствора ZnSO₄(1N) и измерению его потенциала относительно неразбавленного медного и хлорсеребряного электродов.

Измеренные значения ЭДС сравнивают с теоретически рассчитанными по уравнению Нернста.

Определение рН раствора.

1) Собирают измерительную цепь как на рис. 6.1, используя стеклянный электрод вместо медного (или цинкового).

2) Измеряют потенциал стеклянного электрода относительно хлорсеребряного последовательно в двух стандартных буферных растворах с известным pH и строят калибровочный график зависимости потенциала стеклянного электрода от pH раствора.

3) Измеряют потенциал стеклянного электрода относительно хлорсеребряного в исследуемом растворе, полученном у лаборанта.

4) По градуировочному графику определяют pH исследуемого раствора. Далее рассчитывают погрешность, зная истинное значение pH раствора.

 

Таблица 6.1. Результаты измерений и расчетные значения ЭДС элемента Даниэля-Якоби.

Концентрация, г-экв/л	ЭДС (изм.), В	ЭДС (расч.), В	Относительная погрешность измерения, %
CuSO4	ZnSO4
0, 1
0, 01
	0, 1
	0, 01

 

Оформление результатов.

Результаты лабораторной работы необходимо оформить в виде отчёта в формате Microsoft Word и распечатать. Отчёт должен содержать краткое изложение теоретических основ, хода работы и полученных результатов.

Таблица 6.2. Результаты измерений и расчётные значения ЭДС ячеек с хлорид-серебряным электродом

Концентрация, г-экв/л	ЭДС (изм.), В	ЭДС (расч.), В	Относительная погрешность измерения, %
CuSO4	Ag, AgCl½ KCl(0.1N)║ CuSO4½ Cu
0, 1
0, 01
ZnSO4	Zn½ ZnSO4║ KCl(0.1N)½ AgCl, Ag
0, 1
0, 01
Ag, AgCl½ KCl(0.1N)║ стеклянный электрод

 

 

Химическая кинетика

Краткая теория

Скорость гомогенной химической реакции определяется изменением количества какого-либо вещества в единице объема за единицу времени. Изменение количества данного вещества в системе за единицу времени можно выразить производной dn/dt, где n – число молей вещества, а t – время. Обозначим через V – объем системы, тогда мгновенная (истинная) скорость реакции выразится соотношением:

(7.1)

Это выражение используют со знаком плюс, если скорость определяется по образующемуся в реакции веществу, а со знаком минус, если скорость реакции определяется по расходующемуся в реакции веществу. Таким образом, скорость реакции всегда положительна. Для реакции, проходящей в системе постоянного объема, выражение скорости примет вид:

(7.2)

где с_i – концентрация i-го вещества, W_i – скорость реакции по i‑ му веществу.

Если в системе протекает реакция с участием нескольких веществ, например:

n₁A + n₂B + n₃D + … Þ n₁¢ M + n₂¢ N + n₃¢ L …,

то для однозначного определения скорости реакции достаточно следить за концентрацией какого-либо одного вещества. Изменение концентрации других участников реакции можно найти по соотношениям их стехиометрических коэффициентов

(7.3)

Скорость реакции зависит от концентрации, природы реагирующих веществ, температуры, среды, в которой протекает реакция, от присутствия катализатора и его концентрации.

Зависимость скорости реакции от концентрации выражается основным законом кинетики: скорость реакции в каждый момент времени пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, возведенных в некоторые степени.Для реакции приведенной выше, основной закон кинетики запишется в виде:

(7.4)

где k – константа скорости реакции. Константа скорости не зависит от концентрации, различна для разных реакций и сильно зависит от температуры. Физический смысл константы скорости легко найти, если с_A=с_B=с_D=1, то

, (7.5)

то есть k – это скорость реакции при концентрации реагирующих веществ равных 1. Поэтому ее называют удельной скоростью реакции.

Сумма всех показателей степеней при концентрациях в выражении основного закона – это общий кинетический порядок реакции (n):

(7.6)

Какой либо показатель степени, взятый в отдельности (p, q, r), называется порядком реакции по данному веществу. При изучении кинетики, реакции обычно классифицируют по признаку кинетического порядка:

(нулевой порядок)

(первый порядок)

(второй порядок)

(третий порядок)

С общим кинетическим порядком выше третьего практически встречаться не приходится. На практике часто порядок реакции бывает дробным, что объясняется сложным механизмом протекания реакции. Порядок реакции выражает лишь зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ, и не дает ни каких указаний об истинном механизме реакции. Механизм реакции может быть чрезвычайно сложным, а сама реакция многоступенчатой. Каждый элементарный акт сложной реакции можно характеризовать понятием молекулярность. Это число молекул, участвующих в одном элементарном акте взаимодействия. Молекулярность и порядок реакции совпадают в редких случаях – только для простейших реакций или когда одна из стадий, молекулярность которой совпадает с числом молекул участвующих в реакции по уравнению реакции, является лимитирующей, т.е. определяет скорость всего процесса в целом.

Установлено, что в ряде случаев по кинетическому уравнению мономолекулярной реакции протекают реакции, по существу не являющиеся мономолекулярными. Такие реакции называются псевдомономолекулярными. В качестве примера такой реакции рассмотрим реакцию инверсии тростникового сахара. Она протекает по уравнению:

C₁₂H₂₂O₁₁ + H₂O = C₆H₁₂O₆ + C₆H₁₂O₆

Глюкоза Фруктоза

Данная реакция катализируется ионами водорода. Элементарным актом химической реакции является взаимодействие молекулы сахара с молекулой воды, то есть по существу реакция бимолекулярна. По закону действия масс скорость этой реакции определяется уравнением:

W=kC_сахC_H2O.

Однако ввиду того, что в разбавленном растворе концентрация воды практически постоянна, данное уравнение можно переписать:

W=k^/C_сах,

где k^/=kC_H2O.

Тогда ; интегрируя это уравнение, получим:

,

где и - текущая и начальная концентрации сахара.

Примером реакции, описывающейся кинетическим уравнением второго порядка, является процесс омыления уксусноэтилового эфира (этилацетата).

CH₃COOC₂H₅ + NaOH «CH₃COONa + C₂H₅OH

Данная реакция протекает практически до конца, поэтому может считаться односторонней. Скорость ее пропорциональна концентрации эфира и щелочи, и определяется уравнением:

(7.7)

где a – начальная концентрация щелочи, b – начальная концентрация эфира, х – количество щелочи и эфира, израсходованных к моменту времени t, (a–x) – концентрация щелочи в данный момент времени, (b–x) – концентрация эфира в данный момент времени.

В интегральной форме уравнение примет вид:

(7.8)

 

⇐ Предыдущая12345678Следующая ⇒

Поделиться: