Учебно-методическое пособие для студентов 2-го курса биологического факультета Барнаул 2006 г



страница5/9
Дата03.12.2012
Размер1.04 Mb.
ТипУчебно-методическое пособие
1   2   3   4   5   6   7   8   9

Вопросы коллоквиума


1. Электрод, электродный потенциал и электродвижущая сила (ЭДС) электрохимической цепи.

2. Обратимые и необратимые электроды. Уравнение Нернста для потенциала обратимого электрода. Стандартный потенциал электрода. 3. Водородная шкала стандартных потенциалов. Стандартная ЭДС гальванического элемента.

4. Классификация обратимых электродов.

5.Гальванический элемент. Химические и концентрационные гальванические элементы.

6. Диффузионный потенциал. Цепи с переносом и без переноса ионов.

7. Термодинамика гальванического элемента.

ОБОРУДОВАНИЕ И МАТЕРИАЛЫ


  1. Милливольтметр (иономер).

  2. Хлорсеребряный и платиновый электроды.

  3. Мерные колбы емкостью 50 мл.

  4. Бюретки.

  5. Мерный цилиндр емкостью 50 мл.

  6. Конические колбы для титрования емкостью100 мл.

  7. Стаканчики емкостью 50 мл.

  8. Растворы FeSO4, Fe2(SO4)3, HCl, KMnO4, Na2S2O3, H2SO4, H3PO4.



МЕТОДИКА ВЫПОЛНЕНИЯ РАБОТЫ


  1. Приготовление растворов

В колбах емкостью 50 мл готовят пять растворов, отличающихся соотношением концентраций солей FeSO4 и Fe2(SO4)3. Исследуемые растворы готовят объемным методом, смешивая 0.1 М растворы солей в отношении: 7:3, 6:4, 5:5, 4:6, 3:7. Объемы растворов, необходимые для приготовления указанных окислительно-восстановительных систем, отмеряют с помощью мерного цилиндра (табл. 1).

Таблица 1 Объемы растворов солей железа для приготовления исследуемых растворов

Соотношение объемов 0.1 М растворов FeSO4 и Fe2(SO4)3

Объем 0.1 М раствора FeSO4,

мл

Объем 0.
1 М раствора Fe2(SO4)3, мл

7:3

35

15

6:4

30

20

5:5

25

25

4:6

20

30

3:7

15

35


Так, например, если необходимо приготовить раствор с соотношением солей 7:3, мерным цилиндром отмеряют 35 мл раствора соли FeSO4 и 15 мл раствора соли Fe2(SO4)3 и смешивают их в колбе.

2. Определение ЭДС гальванического элемента

Собирают гальванический элемент

(-) Ag, AgCl | KCl (нас) ¦ Fe2+, Fe3+ | Pt (+).

Для этого в стеклянный стаканчик с раствором, содержащим соли Fe2+ и Fe3+ в определенном соотношении, опускают хлорсеребряный и платиновый электроды. Электроды подключают к соответствующим клеммам милливольтметра. Милливольтметр перед работой необходимо прогреть в течение 20 мин. Сначала необходимо выбрать диапазон для точного измерения ЭДС. Для этого определяют примерное значение ЭДС по нижней шкале милливольтметра и нажимают клавишу, соответствующую тому диапазону, в который входит наблюдаемое значение ЭДС. После этого по верхней шкале в выбранном диапазоне определяют точное значение ЭДС гальванического элемента. Аналогичные измерения проводят с каждым приготовленным раствором.

После измерения ЭДС из каждого раствора отбирают по две пробы объемом 10 мл для определения концентрации ионов Fe2+ и Fe3+. В первой из проб титрованием 0,1 н раствором перманганата калия определяют содержание ионов Fe2+. Концентрацию ионов Fe3+ определяют во второй пробе йодометрическим титрованием тиосульфатом натрия Na2S2O3.

3. Определение концентрации Fe3+ методом йодометрии

При определении концентрации Fe3+ иодометрическим методом используют метод заместительного титрования. В колбу для титрования, содержащую 10 мл пробы, добавляют 10 мл 0,025 М KI. Раствор закрывают пробкой и ставят на 5 мин. в темное место для завершения реакции ионов Fe3+ с ионами I-:

Fe3+ + I- → Fe2+ + ½ I2.

Затем в колбу добавляют 2 мл 1% раствора крахмала. Выделившийся йод взаимодействует с крахмалом, и реакционная смесь окрашивается в синий цвет. I2 оттитровывают 0,01 н раствором Na2S2O3 до исчезновения синей окраски:

I2 + 2 S2O32- → 2 I- + S4O62-.

Количество выделившегося йода эквивалентно содержанию ионов Fe3+ в растворе. Концентрацию ионов Fe3+ определяют по следующей формуле:

, (1)

где – нормальность раствора тиосульфата натрия (0.01 н), VNa2S2O3 – объем 0.01 н раствора тиосульфата натрия, пошедшего на титрование, Vал –объем аликвоты (10 мл).

4. Определение концентрации Fe2+методом перманганатометрии

Перманганатометрическое определение концентрации ионов Fe2+ основано на реакции их окисления до Fe3+ ионами MnO4- по реакции:

5 Fe2+ + MnO4- + 8 H+ → 5 Fe3+ + Mn2+ +4 H2O.

К 10 мл пробы, содержащей ионы Fe2+, добавляют несколько капель концентрированных растворов H2SO4 и H3PO4. Последняя образует с ионами Fe3+ бесцветное комплексное соединение и поэтому в присутствии H3PO4 раствор в конце титрования переходит из бесцветного в розовый. Анализируемый раствор оттитровывают 0.05 М раствором КMnO4 до появления розовой окраски. Концентрацию ионов Fe2+ рассчитывают по уравнению (2):

, (2)

где NKMnO4 - нормальность раствора перманганата калия (0.1 н),

V KMnO4 - объем 0.1 н раствора перманганата калия, пошедшего на титрование,

Vал –объем аликвоты (10 мл).

5. Расчет стандартного электродного потенциала Fe3+/ Fe2+

ЭДС гальванического элемента Е равна разности электродных потенциалов положительного и отрицательного полюсов данного элемента (3):

Е = φ+ - φ (3)

Для гальванического элемента, состоящего из окислительно-восстановительного электрода Fe3+/Fe2+ и насыщенного хлорсеребряного электрода (φхс = 0.221 В), ЭДС равна:

(4)

Потенциал ферри-ферро электрода в соответствии с (4) равен

, (5)

а из уравнения Нернста:

. (6)

Отсюда стандартный потенциал ферри-ферро электрода можно рассчитать по уравнению

. (7)

Подставляют в (7) найденные значения ЭДС гальванического элемента и концентрации ионов Fe3+ и Fe2+ и рассчитывают величину стандартного потенциала окислительно-восстановительного электрода. Экспериментальные данные и рассчитанные значения стандартного потенциала представляют в виде таблицы.

Таблица 2 Зависимость ЭДС от концентрации ионов железа

ЭДС (Е), В

Концентрация ионов Fe3+, моль/л



Концентрация ионов Fe2+, моль/л


Стандартный электродный потенциал, , В


Из полученных пяти значений стандартного электродного потенциала рассчитывают среднее и сравнивают с табличной величиной =0.771 В. Рассчитывают относительную ошибку определения.

В выводе указывают найденное значение стандартного окислительно-восстановительного электродного потенциала и ошибку его определения.
Задачи для самостоятельного решения

1. По значениям стандартных электродных потенциалов полуэлементов (Краткий справочник физико-химических величин /Под ред. А.А. Равделя и А.М. Пономаревой. – Л.: Химия, 1983. С. 143) написать уравнение и вычислить константу равновесия реакции окисления – восстановления. Вычислить э.д.с. элемента (T=298 K).

Принять , ; аА = аВ.



A

B

C

D

aA


aC


aD


1

MnO4-

Mn2+

Cr3+

Cr2+

0.10

0.01

0.01

2

MnO4-

Mn2+

H3AsO4

HAsO2

0.005

0.001

0.03

3

MnO4-

(MnO4)2-

(MnO4)-

Mn2+

0.009

0.001

0.07

4

MnO4-

Mn2+

Sn4+

Sn2+

0.02

0.08

0.15

5

MnO4-

(MnO4)2-

V3+

V2+

0.018

0.1

0.15

6

Fe3+

Fe2+

Cr3+

Cr2+

0.005

0.1

0.001

7

Fe(CN)63-

Fe(CN)64-

Co3+

Co2+

0.06

0.04

0.005

8

Co3+

Cr2+

T13+

T12+

0.006

0.08

0.002

9

Co3+

Co2+

Fe(CN)63

Fe(CN)64-

0.04

0.06

0.001

10

Co3+

Co2+

(MnO4)-

Mn2+

0.1

0.01

0.007

11

Cu2+

Co2+

Cr3+

Cr2+

0.012

0.005

0.06

12

Cu2+

Cu+

UO22+

U4+

0.007

0.002

0.05

13

H3AsO4

HAsO2

Sn4+

Sn2+

0.14

0.002

0.08

14

H3AsO4

HAsO2

(MnO4)- V3+

(MnO4)2-

0.08

0.02

0.007

15

V3+

V2+

T13+

V2+

0.15

0.005

0.01

16

Sn4+

Sn2+

H3AsO4

HAsO2

0.016

0.001

0.1

17

Sn4+

Sn2+

Pu4+

Pu3+

0.06

0.04

0.003

18

Sn4+

Sn2+

T13+

T1+

0.08

0.007

0.005

19

Ce4+

Ce3+

Co3+

Co2+

0.1

0.02

0.01

20

Ce4+

Ce3+

(MnO4)-

(MnO4)2-

0.08

0.02

0.005

21

T13+

T1+

Ce4+

Ce3+

0.01

0.01

0.04

22

UO22+

U4+

Fe3+

Fe2+

0.009

0.02

0.02

23

UO22+

U4+

Fe3+

Fe2+

0.012

0.01

0.1

24

Pu4+

Pu3+

UO22+

U4+

0.04

0.06

0.003

25

Li+

Li

K+

K

0.02

0.08

0.001

26

Rb+

Rb

Cs+

Cs

0.016

0.01

0.05

27

Ra2+

Ra

Ba2+

Ba

0.06

0.02

0.08

28

Sr2+

Sr

Ca2+

Ca

0.08

0.01

0.007

29

Na+

Na

La3+

La

0.04

0.018

0.10

30

Mg2+

Mg

Th4+

Th

0.08

0.005

0.005

31

Be2+

Be

U3+

U

0.06

0.06

0.009

32

Al3+

Al

Mn2+

Mn

0.01

0.006

0.02

33

Cr2+

Cr

Zn2+

Zn

0.005

0.04

0.018

34

Cd2+

Cd

In3+

In

0.002

0.1

0.005

35

Tl+

Tl

Co2+

Co

0.15

0.04

0.08

36

Ni2+

Ni

Sn2+

Sn

0.15

0.1

0.06

37

Pb2+

Pb

Fe3+

Fe

0.001

0.012

0.01

38

Cu2+

Cu

Cu+

Cu

0.005

0.007

0.005

39

Hg22+

Hg

Ag+

Ag

0.002

0.14

0.002

40

Hg2+

Hg

Au3+

Au

0.001

0.08

0.002

41

Pu3+

Pu

Co3+

Co2+

0.007

0.15

0.02

42

Ce4+

Ce3+

Mn2+

Mn

0.06

0.016

0.005

43

S2O82-

SO42-

Tl3+

Tl

0.04

0.003

0.02

44

S4O62-

S2O32-

Ca2+

Ca

0.1

0.005

0.016

45

IO3-

I2

UO22+

UO2+

0.012

0.01

0.06

46

ClO3-

ClO2-

Fe3+

Fe2+

0.007

0.005

0.08

47

S2O62-

H2SO3

ClO-

Cl-

0.14

0.04

0.04

48

I3-

I-

ClO3-

HClO2

0.08

0.02

0.08

49

PtCl62-

PtCl42-

Fe3+

Fe2+

0.15

0.1

0.06

50

Pb2+

Pb

UO22+

UO2+

0.016

0.003

0.01


Расчетные формулы

Окислительно-восстановительные электроды (редокси-электроды) представляют собой инертный металл, опущенный в раствор, содержащий окисленную и восстановленную формы. Уравнение Нернста для данных электродов имеет вид

,

где aOx – активность окисленного иона; aRed – активность восстановленного иона.

Окислительно-восстановительные электроды бывают двух видов.

1. Простые

Fe3+ + e = Fe2+ ; n = 1; aRed = ; aOx = .

Потенциал данного электрода записывается следующим образом

,

- стандартный электродный потенциал (справочная величина).

  1. Сложные

MnO4- + 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O; n = 5; aRed = ; aOx = .

.

Примеры написания уравнения Нернста для электродов 1-го рода приведены ниже:

Na+ + e = Na0; n = 1; aOx = ; aRed = = 1;

;

Mg2+ +2e = Mg0; n = 2; aOx = ; aRed = = 1;



Э.д.с. цепи, составленной из двух полуэлементов, равна разности электродных потенциалов этих полуэлементов φ+ и φ-

.

Связь константы равновесия химической реакции и стандартных электродных потенциалов выражается соотношением

(Т = 298К).

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №4

ПОЛУЧЕНИЕ КОЛЛОИДНЫХ РАСТВОРОВ. ДИАЛИЗ. КОАГУЛЯЦИЯ

1   2   3   4   5   6   7   8   9

Похожие:

Учебно-методическое пособие для студентов 2-го курса биологического факультета Барнаул 2006 г iconУчебно-методическое пособие для лабораторно-практических занятий студентов биотехнологического факультета по аналитической химии (количественный анализ)
Учебно-методическое пособие предназначено для самостоятельной подготовки студентов биотехнологического факультета к лабораторно-...
Учебно-методическое пособие для студентов 2-го курса биологического факультета Барнаул 2006 г iconУчебно-методическое пособие для студентов 4 курса (озо, одо) специальности 050602. 65 «Изобразительное искусство»
О. А. Бакиева. Народный костюм Севера: Учебно-методическое пособие для студентов 4 курса очной и заочной формы обучения специальности...
Учебно-методическое пособие для студентов 2-го курса биологического факультета Барнаул 2006 г iconУчебно-методическое пособие для студентов-юристов первого курса заочного отделения
Попов Е. Б., Феоктистова Е. М. Английский язык для студентов 1-го курса заочного отделения (2 семестр): Учебно-методическое пособие....
Учебно-методическое пособие для студентов 2-го курса биологического факультета Барнаул 2006 г iconУчебно-методическое пособие по Новой истории стран Азии и Африки Брянск, 2008 Сагимбаев Алексей Викторович. Учебно-методическое пособие по курсу «Новая история стран Азии и Африки»
Учебно-методическое пособие предназначено для студентов дневного отделения Исторического факультета, обучающихся по специальности...
Учебно-методическое пособие для студентов 2-го курса биологического факультета Барнаул 2006 г iconИ. А. Корбут, О. А. Теслова
Учебно-методическое пособие на английском языке предназначено для студентов 4 курса лечебного факультета и факультета по подготовке...
Учебно-методическое пособие для студентов 2-го курса биологического факультета Барнаул 2006 г iconУчебно-методическое пособие по патологической физиологии Для студентов медицинского факультета специальностей
Основы павтогенеза сахарного диабета: Учебно-методическое пособие по патологической физиологии. Для студентов медицинского факультета...
Учебно-методическое пособие для студентов 2-го курса биологического факультета Барнаул 2006 г iconУчебно-методическое пособие по латинскому языку для студентов I курса факультета филологии и журналистики I семестр 36 занятий

Учебно-методическое пособие для студентов 2-го курса биологического факультета Барнаул 2006 г iconУчебно-методическое пособие для студентов факультета лингвистики. М.: Импэ им. А. С. Грибоедова, 2004. 36 с. Подготовлено на факультете лингвистики
Стар 77 Деловые культуры в международном бизнесе: Учебно-методическое пособие для студентов факультета лингвистики. — М.: Импэ им....
Учебно-методическое пособие для студентов 2-го курса биологического факультета Барнаул 2006 г iconУчебно-методическое пособие к изучению немецкого языка для студентов заочного отделения факультета сервиса издательство
Учебно-методическое пособие предназначено для работы со студентами заочного отделения факультета сервиса, специальностей «Сервис»,...
Учебно-методическое пособие для студентов 2-го курса биологического факультета Барнаул 2006 г iconУчебно-методическое пособие для студентов факультета нано- и биомедицинских технологий. Саратов, 2011. 24 с. Рецензент: д ф. м н. Пономаренко В. И
Диканев Т. В спектральный анализ сигналов. Учебно-методическое пособие для студентов факультета нано- и биомедицинских технологий....
Разместите кнопку на своём сайте:
ru.convdocs.org


База данных защищена авторским правом ©ru.convdocs.org 2016
обратиться к администрации
ru.convdocs.org