(354.7 KБ)

Составитель: Яргаева В. А.
РАБОТА. ИЗМЕРЕНИЕ ЭДС ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКОГО ЭЛЕМЕНТА
И ОПРЕДЕЛЕНИЕ ПОТЕНЦИАЛА ЭЛЕКТРОДА
Цель работы: приготовить электрохимический элемент, измерить ЭДС элемента компенсационным методом, определить потенциал электрода, сравнить экспериментальные величины ЭДС и потенциала с рассчитанными по уравнению Нернста.
Метод исследования: потенциометрия.
Приборы и оборудование: потенциометр Р-304, Р-307 и др.; нормальный элемент Вестона; сухой химический элемент (батарея); гальванометр с чувствительностью 10-6А;
медный, цинковый, серебряный, платиновый, хлорид–серебряный каломельный электроды.
Посуда: стаканы на 50, 100, 200 мл; пипетки на 1 – 50 мл; мерные колбы на 50 –
100 мл; стеклянные П – образные трубки.
Реактивы: водные растворы: KCl (нас); KNO3(нас) 0,5М; CuSO4; 0,5М ZnSO4;
1М AgNO3; 0,1М KMnO4; 0,001М MnSO4; 0,1М KI; 0,1м I2; 0,001М
Fe(NH4)(SO4)2 и 0,1М FeSO4∙(NH4)2SO4∙6H2O или 0,001М Fe2(SO4)3 и
0,1М FeSO4 в 0,5н.∙H2SO4; 0,1М K2CrO4; 0,001М Cr2(SO4)3 или
0,001М Cr2(SO4)3∙(NH4)2SO4∙24H2O.
1. Т Е О Р Е Т И Ч Е С К О Е
ВВЕДЕНИЕ
Электродом называют гетерогенную систему, состоящую из двух или
трех фаз: проводника с электронной проводимостью (I рода), находящегося в
контакте с раствором электролита, т. е. проводником, обладающим ионной
проводимостью (II рода). В разных фазах или в одной фазе находятся окисленная О и восстановленная R формы одного и того же вещества, между которыми
устанавливается равновесие.
О + zē ⇄ R.
Зависимость равновесного электродного потенциала Е от активностей
компонентов реакции выражается уравнением Нернста:
RT Па 0
E  E0 
ln
,
zF
Па R
где Е0 – стандартный равновесный электродный потенциал;
R – молярная газовая постоянная, равная 8,314 Дж/(моль·К);
Т – температура, К;
z – число электронов, принимающих участие в электродной реакции;
F – постоянная Фарадея, равная 96 485 Кл/моль;
Па0 – произведение активностей окисленной формы веществ, участвующих в реакции;
ПаR – произведение активностей восстановленной формы веществ,
участвующих в реакции.
Активность вещества (иона) а связана с концентрацией следующим соотношением:
а    C m или а  f  C ,
где  - коэффициент активности, если концентрация вещества (иона) в
растворе выражена через моляльность Сm:
f – коэффициент активности, если концентрация вещества (иона) выражена через молярность С.
При Сm  0 или С  0   1; f  1 при этом а = Сm = С.
Условным электродным потенциалом или электродным потенциалом Е
называют ЭДС (электродвижущую силу) гальванического элемента, составленного из изучаемого электрода и электрода, потенциал которого условно принят
за нуль. В настоящее время для вычисления условных электродных потенциалов пользуются водородной шкалой, в которой за нуль выбран потенциал стандартного (нормального) водородного электрода с активностью водородных
ионов в растворе, равной единице, и давлении водорода, равном 1,013 · 10 5 Па.
Стандартный электродный потенциал Е0 соответствует значению
условного электродного потенциала при значениях активностей компонентов,
равных единице, и Т = 298 К.
Значения равновесных стандартных электродных потенциалов по водородной шкале, а также электродные реакции для многих веществ, приводятся в
справочниках физико-химических величин [ ].
Сооотношение RT/F часто встречается электрохимических уравнениях,
имеет размерность напряжения, обозначается b0, с учетом модуля перехода к
десятичным логарифмам – через b.
При 298 К значения b0 и b соответственно равны:
RT
b0 
 0,02569 B ; b = 2,3b0 = 0,05916 В.
F
В практике применяются различные типы электродов, которые могут
быть классифицированы по разным признакам. В настоящее время нет единой
классификации и единой терминологии для обозначения различных типов электродов и электродных реакций.
Наиболее часто используется классификация электродов, которая проводится по природе окисленной и восстановленной форм веществ, участвующих в
электродном процессе. Выделяют следующие типы электродов:
1. Электроды первого рода. К ним чаще всего относят электроды из
металла, погруженного в раствор, содержащий его катионы.
Например, цинковый электрод первого рода схематически можно записать так:
Zn2+ | Zn,
где разделительная черта обозначает межфазную границу раздела, на которой протекает электродная реакция:
Zn2+ + 2ē  Zn0.
Равновесный потенциал цинкового электрода в соответствии с уравнением Нернста можно записать:
b
E Zn Zn  E 0Zn Zn  0 ln a Zn ,
2
т. к. аZn = 1, т.е. активность атомов металла в электроде из чистого металла и активность твердого соединения принимается равной единице. Так как потенциал электрода зависит от активности катионов металла, металлические
электроды первого рода называют также электродами, обратимыми относительно катионов.
Реже встречаются электроды первого рода, состоящие из металла, погруженного в раствор, содержащий его анионы. Например, на теллуровом неметаллическом электроде первого рода:
Те | Те2протекает следующая реакция:
Те + 2ē = Те2-.
Потенциал такого электрода выражается уравнением
b
b
a
E Te Te  E 0Te Te  0 ln Te  E 0Te Te  0 ln aTe ,
2
2
a Te
т. к. аТe = 1.
2. Газовые электроды. Иногда их относят к электродам первого рода.
Состоят из инертного металла (обычно платины), контактирующего одновременно с газом и с раствором, содержащим ионы этого газа. Газовые электроды
могут быть обратимы относительно катионов (водородный) или анионов (хлорный, кислородный).
На газовом хлорном электроде:
Pt, Cl2|Clпротекает реакция
1/2 Сl2 + ē = Clи электродный потенциал записывается в виде:
~ 12
P
Cl
E Cl Cl  E 0Cl Cl  b 0 ln
,
a Cl
~
где PCl - относительно парциальное давление хлора.
2
2
2
2
2
2
2
2
2

2

2

2
~ Р
Для любого газа P  экс ; Рэкс и Рст экспериментальное и стандартное давР ст
ления, выраженные в одних и тех же единицах.
3. Электроды второго рода. Состоят из металла, покрытого слоем труднорастворимого соединения (соли, гидроксида, оксида) этого металла и погруженного в раствор, содержащий такой же анион, что и труднорастворимое соединение. Примерами электродов второго рода могут служить каломельный и
хлорид-серебряный электроды. Хлорид-серебряный электрод можно представить схемой:
Ag, AgCl | Clему отвечает электродная реакция
AgCl + ē = Ag + Cl-.
Электродный потенциал можно представить уравнением:
a AgCl
0
= E Ag
- b0 ln a Cl ,
E Ag ,AgCl Cl  E 0Ag ,AgCl Cl  b 0 ln
, AgCl / Cl
a Ag  a Cl
т.к. аAgCl = 1 и аAg = 1. Электроды второго рода обратимы относительно
аниона.
4. Окислительно-восстановительные электроды. Состоят из инертного
металла (обычно платины), погруженного в раствор, содержащий окисленную и
восстановленную формы вещества. Платина играет только роль передатчика
электронов, но сама не участвует в обратимой окислительно-восстановительной
реакции, протекающей в растворе.
Выделяют простые и сложные окислительно-восстановительные системы.
Примером простой окислительно-восстановительной системы может служить
электрод
Cu2+, Cu+ | Pt.
В такой системе электрохимическая реакция состоит только в изменении
заряда иона
Cu2+ + ē = Cu+
и выражение для потенциала имеет вид
a Cu
0
ECu ,Cu  ECu

b
ln
.
0
,Cu
a Cu
В сложной окислительно-восстановительной системе участвуют и другие
компоненты раствора (Н+, ОН-, Н2О). Например, на электроде
H+, Cr2O72-, Cr3+ | Pt
протекает реакция
Cr2O72- + 14Н+ + 6ē = 2Сr3+ + 7H2O.
Уравнение Нернста для потенциала этого электрода имеет вид:
14
b 0 a Cr O  a H
0
,
E Cr O ,Cr  E Cr O ,Cr  ln
a Cr
6
a H O = 1.
5. Электроды третьего рода. Встречаются довольно редко. Состоят из
металла, покрытого труднорастворимой солью этого металла с добавлением
более растворимой соли второго металла с одноименным анионом и погруженного в раствор, содержащий хорошо растворимую соль второго металла.
Например, систему
Ag, AgCl, PbCl2 | Pb2+
можно отнести к электродам третьего рода [ ].




2
2

2


2
2
2
2
7
3
2
2
7
2
7

3
3

6. Ионообменные (мембранные) электроды. К ионообменным относят
электроды, состоящие из двух фаз: ионита и раствора, содержащего обмениваемый ион. Потенциал на межфазной границе возникает за счет ионообменного
процесса между ионитом и раствором. Иониты обладают повышенной избирательной способностью по отношению к определенному виду ионов, находящихся в растворе, поэтому электроды называют также ионселективными. Известны ионселективные электроды, обратимые относительно ионов натрия, калия, кальция и др. Стеклянный электрод является обратимым относительно катиона водорода (см. работу 7 раздел 1).
По принципу применения электроды делят на индикаторные и электроды
сравнения. Индикаторными называют электроды, потенциал которых однозначно меняется с изменением концентрации определяемых ионов. Индикаторными могут быть все типы рассмотренных выше электродов (электроды первого рода, второго рода, газовые, окислительно-восстановительные и др.). К
электродам сравнения относят стандартный водородный электрод и электроды
второго рода: каломельный и хлорид-серебряный. Электроды второго рода обладают высокой стабильностью, равновесный потенциал их хорошо воспроизводится, быстро устанавливается. Поэтому такие электроды применяют в качестве электродов сравнения (эталонов) в практических электрохимических измерениях.
При использовании различных электродов сравнения электродные потенциалы выражают либо в шкале принятого электрода сравнения, либо (когда это
возможно) переводят измеренное значение в водородную шкалу.
Электрохимический (гальванический) элемент состоит как минимум из
двух электродов. Источником электрической энергии в элементе является свободная энергия химической реакции, протекающей в нем (химические элементы). Существуют и концентрационные элементы, они состоят из двух одинаковых электродов, отличающихся концентрацией (активностью) растворов электролитов, давлением газов и др. Электрическая энергия в них возникает за счет
выравнивания концентраций (активностей), давлений и т.д.
Электродвижущая сила ЭДС электрохимического элемента определяется
как разность двух условных электродных потенциалов Е+ и Е-, которые характеризуют каждый из электродов, составляющих элемент
Е = Е+ - Е-,
при условии устранения диффузионного потенциала. Диффузионный потенциал возникает на границе двух растворов и обусловлен разной скоростью перемещения (переносом) ионов. Для его устранения на границе двух растворов
помещают солевой мост (П - образную стеклянную трубку, заполненную чаще
всего насыщенным раствором хлорида калия).
Знак электрода в гальваническом элементе оценивается по значениям
стандартных электродных потенциалов [ ]. Отрицательным является электрод
с меньшим значением электродного потенциала.
В основе работы любого электрохимического элемента лежат окислительно-восстановительные реакции, протекающие раздельно: на отрицательно
электроде – окисление, на положительном – восстановление. Соединение элек-
тродов внешним проводником приводит к появлению в цепи электрического
тока.
Рассмотрим принцип работы электрохимического элемента на примере
элемента Даниэля - Якоби, состоящего из цинкового и медного электродов. Отрицательным электродом в схеме элемента является цинковый электрод
( E 0Zn Zn = -0,763 В), а положительным – медный ( E 0Cu Cu = 0,337 В). В схеме
2
2
электрохимического элемента принято отрицательный электрод записывать
слева, а положительный - справа. Металлы располагаются на концах цепи, а
электролиты – внутри. Металл и твердое соединение или два раствора в одном
электроде разделяются запятыми.
Запишем элемент Даниэля-Якоби следующим образом:
(-) Zn | ZnSO4 || CuSO4 | Cu (+).
Вертикальные линии в схеме обозначают межфазные границы раздела.
Двойная вертикальная черта в месте соприкосновения двух растворов означает,
что диффузионный потенциал на границе растворов устранен, и этот элемент
относится к типу гальванических элементов без переноса ионов. В гальваническом элементе с переносом ионов диффузионный потенциал не устранен, он
может увеличивать или уменьшать общую ЭДС элемента. В этом случае межэлектронная граница вместо двойной вертикальной линии обозначается пунктирной вертикальной линией ( ). Электродные реакции на электродах:
(-): Zn – 2ē = Zn2+
(+): Cu2+ + 2ē = Cu0
Суммарный процесс при работе элемента определяется равновесием токообразующей реакции
Zn + Cu2+ = Zn2+ + Cu.
За счет протекания этой реакции возникает ЭДС, которая зависит от активностей компонентов следующим образом:
b
b
Е = E Cu Cu - E Zn Zn = E 0Cu Cu + 0 ln a Cu - E 0Zn Zn - 0 ln a Zn
2
2
или
a
b
Е = Е0 + 0 ln Cu ,
2 a Zn
2
2
2
2
2
2
2
2
где Е0 = E 0Cu
2
Cu
- E 0Zn
2
Zn
.
Различают элементы с двумя и с одним электролитом. К электрохимическим элементам с двумя электролитами относится рассмотренный элемент Даниэля - Якоби.
К элементам с одним электролитам может быть отнесен, например, элемент, состоящий из электрода первого рода, обратимого относительно катиона,
и электрода второго рода, обратимого относительно аниона электролита
(-) Cd | CdCl2 | Hg2Cl2, Hg (+).
Реакции на электродах
(-): Cd – 2ē = Cd2+
(+): HgCl2 + 2ē = 2Hg + 2ClСуммарная реакция в элементе
Cd + Hg2Cl2 = Cd2+ + 2Hg + 2Cl-.
Выражение для ЭДС этого элемента
b0
ln aCd .
Cl
2
Электрохимические (гальванические) элементы используются не только
как химические источники электрической энергии, но и в потенциометрии. Потенциометрия относится к электрохимическим методам исследования и широко
применяется при определении многих физико-химических характеристик электролитов и термодинамических функций реакций, протекающих в электрохимических элементах, а также в анализе: прямая потенциометрия (например, рНметрия) и потенциометрическое титрование [ ].
Е = E Hg , Hg Cl
2

2
- E Cd
2
= E 0Hg , Hg Cl
Cd
2
2
Cl
- b0lnaCl - E 0Cd
2
Cd
2
ВАРИАНТ 1. ИЗМЕРЕНИЕ ЭДС ЭЛЕМЕНТА ДАНИЭЛЯ - ЯКОБИ
2.1. В Ы П О Л Н Е Н И Е
РАБОТЫ
2.1.1. Приготовьте элемент Даниэля – Якоби.
Медный и цинковый электроды зачистите наждачной бумагой, тщательно
промойте водопроводной водой, ополосните дистиллированной водой и осушите фильтровальной бумагой. Затем погрузите медный электрод в стакан с раствором CuSO4, цинковый электрод – в стакан с раствором ZnSO4 заданных концентраций (варианты заданий в табл. 1). Электроды должны были покрыты раствором на 3/4 высоты пластины из меди и цинка.
Таблица 1
Варианты заданий к работе 6
Вариант
См(CuSO4),
моль/л
См(ZnSO4),
моль/л
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
0,5
0,25
0,1
0,05
0,01
0,5
0,5
0,5
0,5
0,001
0,5
0,005
0,5
0,5
0,5
0,5
0,5
0,5
0,25
0,1
0,05
0,01
0,5
0,001
0,5
0,005
Приготовьте солевой мост: заполните насыщенным раствором KCl стеклянную П – образную трубку, концы которой затем плотно закройте предварительно смоченными в KCl жгутиками из фильтровальной бумаги. Проследите,
чтобы в трубке не было пузырьков воздуха.
Соедините медный и цинковый электроды солевым мостом, поместив
один конец П – образной трубки в раствор CuSO4, а другой – в раствор ZnSO4
(пометьте конец трубки, погруженной в раствор CuSO4 или ZnSO4). Таким образом приготовили электрохимический элемент Даниэля – Якоби.
2.1.2. Ознакомьтесь с инструкцией работы на потенциометре Р-304, Р-307
и др.
2.1.3. Измерьте ЭДС электрохимического элемента компенсационным
методом.
Присоедините к соответствующим клеммам «+» или «-» потенциометра
сухой химический элемент (батарею), гальванометр, нормальный элемент Вестона и исследуемый элемент Даниэля – Якоби.
Поставьте переключатель потенциометра в положение «Н.Э.» и поворотом ручек трехдекадного магазина сопротивлений (грубо – точно) добейтесь
компенсации нормального элемента (на гальванометре должен быть зафиксирован нуль). Таким образом настраивают рабочий ток на нормальный элемент
Вестона. Поставьте переключатель в положение «Х» и поворотом рычагов декадных реостатов добейтесь компенсации исследуемого электрохимического
элемента (нуль на гальванометре).
Значение измеряемой ЭДС определите суммированием умноженных на
соответствующие множители чисел декадных реостатов. Полученную величину
ЭДС ЕЭ внесите в табл. 2.
2.1.4. Измерьте ЭДС электрохимического элемента Даниэля – Якоби при
всех заданных концентрациях CuSO4 и ZnSO4 аналогичным образом. При переходе от больших концентраций электролита к меньшим поменяйте жгутик из
фильтровальной бумаги в соответствующем конце стеклянной П – образной
трубки (солевого моста). Полученные значения ЭДС Еэ и температуру опыта
внесите в табл. 2.
3.1. О Б Р А Б О Т К А
ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНЫХ
ДАННЫХ
Таблица 2
Экспериментальные и расчетные данные к работе 6
Т = _________ 0С
СМ(CuSO4),
моль/л
СМ(ZnSO4),
моль/л
а (Cu2+)
а (Zn2+)
E Cu
2
В
Cu
,
E Zn
2
В
Zn
,
Еэ,
В
Ер ,
В

3.1.1. Напишите схему электрохимического элемента Даниэля – Якоби,
электронные уравнения процессов, протекающих на электродах, суммарную
токообразующую реакцию, протекающую в элементе.
3.1.2. Рассчитайте активности ионов Cu2+ и Zn2+, соответствующие заданным концентрациям CuSO4 и ZnSO4. Примите молярную концентрацию равной
моляльной. Средние коэффициенты активности  для растворов CuSO4 и
ZnSO4 заданных концентраций возьмите из справочных таблиц [ ].
a(МеZ+) = a  MeSO 4     MeSO 4  С M MeSO 4 
Полученные величины а(Cu2+) и а(Zn2+) внесите в табл. 2.
3.1.3. Рассчитайте равновесные электродные потенциалы медного и цинкового электродов по уравнению Нернста при температуре опыта. Величины
стандартных электродных потенциалов возьмите из справочных таблиц [ ].
Полученные значения внесите в табл. 2.
3.1.4. Рассчитайте ЭДС элемента ЕР для всех заданных концентраций
CuSO4 и ZnSO4.
Полученные Ер значения внесите в табл. 2.
Рассчитайте погрешность (%), сравнив экспериментальную Еэ и
расчетную ЕР величины ЭДС для всех исследованных элементов по формуле:
  Е Э  Е Р  100
ЕР
Полученные значения  внесите в табл. 2.
ВАРИАНТ 2. ОПРЕДЕЛЕНИЕ ПОТЕНЦИАЛА ЭЛЕКТРОДА
В данной работе могут быть исследованы следующие электроды (варианты заданий):
1) Cu2+ Cu – электрод. Состоит из медной пластины, на 3/4 высоты погруженной в раствор CuSO4 с концентрацией 0,001 – 0,5 М.
2) Zn2+ Zn – электрод. Состоит из цинковой пластины, на 3/4 высоты погруженной в раствор ZnSO4 с концентрацией 0,001 – 0,5 М.
3) Ag+ Ag – электрод. Состоит из серебряного электрода, погруженного
в раствор AgNO3 объемом 25 – 30 мл с концентрацией 0,001 – 1 М.
4) I2, I Pt - электрод. Состоит из платинового электрода, погруженного в
окислительно – восстановительную систему, состоящую из раствора
KI и растворенного кристаллического йода. Для приготовления системы смешивают а) 30 мл 0,1 М раствора KI и 3 мл 0,1 М раствора I2; б)
25 мл 0,1 М раствора KI и 5 мл 0,1 М раствора I2.
5) Fe3+, Fe2+ | Pt - электрод. Состоит из платинового электрода, погруженного в окислительно – восстановительную систему, состоящую из смеси ионов Fe3+ и Fe2+. Для этого используют растворы 0,001 М
Fe(NH4)(SO4)2 (железо – аммонийных квасцов и 0,1 М
FeSO4·(NH4)2SO4∙6H2О (cоли Мора) или растворы 0,001 М Fe2(SO4)3 и
0,1 М FeSO4 в 0,5н. серной кислоте. Систему готовят, смешивая равные объемы (по 15 мл) растворов, содержащих Fe3+ и Fe2+.
6) H+, MnO-4, Mn2+ | Pt - электрод. Состоит из платинового электрода, погруженного в окислительно – восстановительную систему, состоящую
из KMnO4 и раствора MnSO4. Для приготовления системы смешивают
25 мл 0,1 М раствора KMnO4 с 5 мл 0,001 М раствора MnSO4 и подкисляют 1 – 5 каплями концентрированной серной кислоты.
7) H+, Cr2O72-, Cr3+ | Pt - электрод. Состоит из платинового электрода, погруженного в смесь растворов K2Cr2O7 и Cr2(SO4)3 или хромовых квасцов (хромоаммониевых Cr2(SO4)3∙(NH4)2SO4∙24H2O или хромокалиевых Cr2(SO4)3∙K2SO4∙24H2O). Для приготовления системы смешивают
25 мл 0,1 М K2CrO4 с 5 мл 0,001 М раствора хромовых квасцов и подкисляют 1 – 5 каплями концентрированной серной кислоты.
2.2. В Ы П О Л Н Е Н И Е Р А Б О Т Ы
2.2.1. Приготовьте исследуемый электрод (задание выдается преподавателем).
Медный или цинковый электрод зачистите наждачной бумагой, промойте
водопроводной водой, ополосните дистиллированной водой, просушите фильтровальной бумагой. Серебряный электрод на 1 – 2 с, а платиновый на 1 – 2
мин погрузите в разбавленный раствор HNO3, промойте водопроводной водой,
ополосните дистиллированной водой, просушите фильтровальной бумагой. Затем электрод погрузите в стакан с раствором электролита или электролитов в
соответствии с вариантом задания.
2.2.2. Приготовьте электрод сравнения. Промойте хлорид–серебряный
или каломельный электрод дистиллированной водой и погрузите в стакан с
насыщенным раствором KCl объемом 25 – 30 мл.
2.2.3. Приготовьте солевой мост. Для этого залейте насыщенный раствор
KCl в стеклянную П – образную трубку, концы которой затем плотно закройте
предварительно смоченными в KCl жгутиками из фильтровальной бумаги.
Проследите, чтобы в трубке не было пузырьков воздуха. Если для исследования
выбран Ag+ | Ag – электрод, то солевой мост заполните насыщенным раствором
KNO3.
2.2.4.Составьте электрохимический элемент. Для этого один конец солевого моста погрузите в раствор электролита исследуемого электрода, а другой –
в раствор KCl электрода сравнения.
2.2.5. Определите, какой из электродов в электрохимической элементе
является отрицательным, а какой – положительным. Для этого из справочной
таблицы [ ] выпишите величины стандартных потенциалов электродов и сравните их.
2.2.6. Измерьте ЭДС электрохимического элемента компенсационным
методом (см. п. 2.1.2., 2.1.3.).
3.2. О Б Р А Б О Т К А Э К С П Е Р И М Е Н Т А Л Ь Н Ы Х
ДАННЫХ
3.2.1. Запишите схему электрохимического элемента, электронные уравнения процессов, протекающих на электродах, суммарную токообразующую
реакцию, протекающую в элементе.
3.2.2. Определите экспериментальное значение потенциала исследуемого
электрода ЕЭ по измеренной величине ЭДС Е по формуле:
ЕЭ = Е + ЕСР,
если исследуемый электрод играл роль положительного электрода в электрохимическом элементе или по формуле:
ЕЭ = ЕСР – Е,
если исследуемый электрод играл роль отрицательного электрода в электрохимической элементе.
Потенциал электрода сравнения ЕСР в насыщенном растворе KCl принять:
- для хлорид–серебряного +0,196 В,
- для каломельного +0,242 В.
3.2.3. Рассчитайте потенциал исследуемого электрода ЕР по уравнению
Нернста при температуре опыта (см. теоретическое введение):
Величины стандартных электродных потенциалов исследуемых электро0
дов Е возьмите из справочных таблиц [ ].
Примите активности ионов металлов а(МеZ+) равной средней активности
соли металла а(МеА), молярные концентрации солей равными моляльным.
Средние коэффициенты активностей солей (МеА) возьмите из справочных
таблиц [ ].
Для электродов варианта 4 – 7 активности окисленной а0 и восстановленной аR форм веществ, участвующих в электродных реакциях, примите равными
молярным концентрациям электролитов с учетом разбавления растворов при
смешивании заданных объемов исходных растворов электролитов.
Примите активность ионов Н+ (варианты 6 – 7) равной концентрации;
средний объем одной капли – 0,05 мл; концентрацию исходного концентрированного раствора H2SO4 – 17 моль/л.
Молярную концентрацию электролита В СМ(В) после разбавления рассчитайте по формуле:
С В  V В
С M В  M
,
VР

где C М (В) – исходная молярная концентрация электролита (В);
V´(В) – исходный объем раствора электролита В;
VР – общий объем раствора после смешивания.
3.2.4. Рассчитайте погрешность  (%), сравнив экспериментальную ЕЭ и
расчетную ЕР величины потенциала исследуемого электрода по формуле:
  Е Р  Е Э  100
ЕР
4. В Ы В О Д Ы П О Р А Б О Т Е
4.1. Укажите типы электродов и типы электрохимических элементов, использованных в 1 и 2 вариантах работы, по всем классификационным признакам.
4.2. Объясните, почему ЭДС электрохимического элемента измеряют
компенсационным методом.
4.3. Проанализируйте полученные значения погрешностей при измерении
ЭДС элемента Даниэля - Якоби и определении потенциала электрода и укажите возможные источники погрешности.
5. К О Н Т Р О Л Ь Н Ы Е
ВОПРОСЫ
Что понимают под термином «электрод» в электрохимии?
Что называют условным электродным потенциалом?
Что называют стандартным равновесным электродным потенциалом?
Как рассчитывают равновесный электродный потенциал?
Какие электроды относят к электродам I рода, II рода, III рода, газовым, окислительно-восстановительным? Как записывается уравнение
Нернста для каждого типа электрода?
6. Какие электроды используют в качестве электродов сравнения? Почему?
7. Какая разница между концентрацией раствора и ее активностью? Когда эти понятия тождественны?
8. Что такое коэффициент активности и какова его связь с концентрацией раствора?
9. Что называют электрохимическим (гальваническим) элементом? Какие процессы в них протекают?
10. Как определить (оценить) знак заряда электрода в электрохимическом
элементе?
11. По каким признакам классифицируют электрохимические элементы?
1.
2.
3.
4.
5.
12. Какие электрохимические элементы называют химическими и концентрационными; с переносом ионов и без переноса ионов; с растворами двух электролитов и раствором одного электролита?
13. Что называют электродвижущей силой элемента и как ее определяют?
14. В чем сущность компенсационного метода измерения ЭДС?
15. Для чего применяют нормальный элемент Вестона? Его устройство?
16. С какой целью ставят солевой мост на границе между растворами в
электрохимическом элементе?
17. Какой метод исследования называют потенциометрией?
18. Какие физико-химические характеристики электролитов можно определять потенциометрическим методом?
19. Какие термодинамические функции и физико-химические характеристики определяют для реакции, протекающей в электрохимическом
элементе, методом потенциометрии?
20. Укажите, где еще используют метод потенциометрии?