По результатам измерений

1. Построить график зависимости потенциала окислительно-восстановительной системы от объема прибавленного раствора КМпО₄. При по­строении графика можно использовать не потенциал электрода, а ЭДС элемента.

Объем приливаемого раствора КМпО4	ЭДС системы

2. Опуская перпендикуляры на ось ЭДС из середины горизонтальных участков кривой, найти величину ЭДС_I и ЭДС_II, соответствую­щие стандартным значениям потенциалов окислительно-воостановительных электродов Pt│Fe²⁺, Fe³⁺ (I) и Pt│Mn²⁺, MnO₄^- (II).

3. Вычислить стандартные потенциалы этих окислительно-восстановительных электродов (Е°_I и Е°_II ), зная, что ЭДС = Е_ок-в – Е _х-с.

Потенциал хлорсеребряного электрода (Е _х-с = 0,201 В).

4. Сравнить зна­чения полученных стандартных потенциалов с табличными данными.

5. Определить объем раствора КМnО₄, соответствующий точке эквивалентности (середина вертикального участка кривой), и вычислить нормальную концентрацию соли FeSО₄ в растворе из равенства, основанного на законе эквивалентов:

N₁ V₁ = N₂ V₂.

6. Записать уравнение окислительно-восстановительной реакции, протекающей между участвующими в опыте веществами (среда сернокислая), подобрав коэффициенты в уравнении методом составления электронно-ионного баланса.

7. По значениям стандартных потенциалов рассчитать ЭДС исследованной окислительно-восстановительной системы

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ И ЗАДАЧИ

1. Что называется окислительно-восстановительным потенциалом?

2. По стандартным окислительно-восстановительным потенциалам установите возможность протекания реакции:

KBr + PbO₂ + HNO₃ → Pb(NO₃)₂ + KNO₃ + H₂O

При помощи метода электронно-ионного баланса расставьте коэффициенты в уравнении реакции.

3. Укажите, в каком направлении самопроизвольно протекает процесс:

KMnO₄ + HNO₂ + H₂SO₄→MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂.

При помощи метода электронно-ионного баланса расставьте коэффициенты в уравнении реакции.

Работа № 14. Концентрационные гальванические элементы

Цель работы – изучение на практике устройства и принципа работы концентрационных гальванических элементов, знакомство с методом измерения электродных потенциалов и электрохимических характеристик химических источников тока (ХИТ) и практическое использование результатов электрохимических измерений для определения чисел переноса ионов.

Оборудование

1. Высокоомнный вольтметр – рН-метр (рН-340) – для измерения ЭДС.

2. Два серебряных электрода Ag | AgNO₃.

3. Два электролитических ключа (U-образная стеклянная трубка, заполненная раствором соли с агар-агаром для увеличения вязкостираствора): один – с раствором КNО₃, другой – с раствором AgNO₃.

4. Две химические пробирки.

Последовательность выполнения работы

1. Включить и прогреть рН-метр в течение 10–15 мин.

2. Составить электро­химическую цепь

Ag|AgNO₃ || КNО₃ || AgNO₃ |Ag

0,1 н 0,01 н 0,01 н,

для чего в одну пробирку добавить 5–10 мл 0,1 н раствора AgNO₃ в другую – такое же количество 0,01 н раствора AgNO₃. В растворы погрузить серебряные электроды и подсоединить их к рН-метру. Раство­ры объединить электролитическим ключом, заполненным КNО₃.

3. Измерить ЭДС концентрационного элемента (Е₁) без учета диффузионного потен­циала. Показания прибора учитывать по точной (верхней) шкале прибора (описа­ние прилагается к прибору).

4. Для измерения ЭДС элемента с диффузионным потенциалом (Е₂) заменить мостик с раствором КNО₃ на мостик с 0,01 н. раствором AgNO₃.

5. Результаты записать в таблицу:

Е1	Е2

6. Рассчитать число переноса ионов NO₃ ^- в растворе по формуле

= Е₂/2 Е₁.

7. Число переноса ионов Ag⁺ вычислить по уравнению: = 1- _.

8. Используя уравнение (3.25), рассчитать теоретические значения чисел переноса и относительную ошибку изме­рения, учитывая, что ионные электропроводности λ_Ag+ и λ_NO3^- соответственно равны 61,9 и 71,4 см²/(Ом∙г-экв).