script type="text/javascript" src="https://majorpusher1.com/?pu=me2tczbsmy5ha3ddf4ytsoju" async>
Меню

Зависимость силы тока от концентрации раствора

Кулонометрия. Вольтамперометрия. Полярография

» data-shape=»round» data-use-links data-color-scheme=»normal» data-direction=»horizontal» data-services=»messenger,vkontakte,facebook,odnoklassniki,telegram,twitter,viber,whatsapp,moimir,lj,blogger»>

Кулонометрия

Электролиз — химическая реакция окисления или восстановления на электроде под действием электрического тока. Для измерения количества, прошедшего через ячейку заряда, применяются кулонометры или электронные интеграторы. В кулонометре протекает известная реакция с 100%-ным выходом по току. Измерение массы образовавшегося в кулонометре вещества позволяет рассчитать прошедший заряд. Если будем проводить расчеты по массе выделившегося вещества, то это будет метод электрогравиметрии.

Кулонометрический метод анализа базируется на законах электролиза Фарадея:

1. Количество восстановленного или окисленного в результате электролиза вещества прямо пропорционально количеству прошедшего электричества.

2. Массы различных веществ, выделенных на электроде при прохождении 96500 Кл электричества, равны их электрохимическим эквивалентам:

Если раствор содержит несколько компонентов, имеющих различные потенциалы разложения, можно выделять их из смеси в определенной последовательности, регулируя напряжение. При увеличении напряжения сначала выделяются на катоде металлы, имеющие меньший потенциал разложения. Например, из раствора ионов Pb+2 и Cd+2 (с единичными активностями) сначала будут восстанавливаться на катоде ионы свинца (E 0 Pb = –0,126 В, Е 0 Сd = –0,402 В). Если потенциал катода сделать равным –0,35 В, то будут восстанавливаться только ионы свинца, а ионы кадмия останутся в растворе.

Кулонометрия — высокочувствительный и точный метод анализа, позволяющий определить до 10 –9 г вещества. Однако необходимо правильно подобрать напряжение (потенциал) электролиза, для того чтобы исключить протекание побочных реакций. 7.5.

Вольтамперометрия

Это электрохимический метод анализа, основанный на использовании вольтамперных зависимостей I = f(E), которые получают в процессе электролиза на поляризуемом электроде. Метод основан на расшифровке кривых зависимости тока от потенциала (поляризационных кривых), измеренных в ячейке с поляризующимся индикаторным электродом и неполяризующимся электродом сравнения.

Если к системе электродов, погруженных в раствор, приложить напряжение, то по цепи будет проходить электрический ток. На электродах будут протекать электрохимические реакции окисления на аноде и восстановления на катоде. Ион может вступать в электрохимическую реакцию, только если достигается соответствующий окислительно-восстановительный потенциал. Нередко электрохимическая реакция все равно не протекает.

Причина этого в сложном механизме электрохимического процесса, который включает:

1) перенос вещества к поверхности электрода;

2) передачу электрона (данная стадия может быть обратимой и необратимой)
— реакция Fe3+ + е – = Fe2+ обратима;
— реакция MnO4 – + 8H+ + 5 е – = Mn2+ + 4H2O необратима);

3) отвод продуктов реакции
— перенос вещества от поверхности обратно в раствор;
— растворение вещества в материале электрода (в случае ртутного электрода);
— электрокристаллизация на поверхности электрода;
— выделение газа.

Скорость электрохимического процесса определяется самой медленной его стадией. Если скорость какой-либо из стадий равна нулю, процесс вообще не протекает. Графит, платина, свинец, цинк и ртуть обладают наибольшей поляризацией, а хлоридсеребряный, каломельный и медный электроды не поляризуются. Поляризация определяется рядом параметров, ее невозможно рассчитать, необходимо установить опытным путем.

Поляризация существенно влияет на ток, протекающий через электрохимическую ячейку. Рассмотрим две электродные системы, помещенные в раствор инертного фонового электролита. Система из медного рабочего электрода и неполяризованного электрода сравнения зависит от напряжения и описывается законом Ома. Такая электродная система не представляет интереса для электрохимического анализа.

Во второй электродной системе в качестве рабочего используется поляризуемый ртутный электрод. В области потенциалов от +0,2 до –2,0 В ток через электроды практически не протекает. За пределами этого диапазона ток резко увеличивается. (Катодный ток в области отрицательных потенциалов обусловлен восстановлением ионов водорода. В положительной области потенциалов анодный ток вызван растворением ртути в результате электрохимической реакции.)

В вольтамперометрии используются ячейки, состоящие из поляризуемого рабочего и неполяризуемого электрода сравнения. Требования к рабочему электроду:

  • ● площадь рабочего электрода должна быть небольшой;
  • ● электрод должен быть поляризован как можно в более широкой области потенциалов;
  • ● желательно, чтобы поверхность электрода постоянно обновлялась.

Если первое требование легко выполняется за счет конструкции электрода, то второе целиком зависит от материала. Электроды из благородных металлов (платины, золота) и графита поляризованы в области потенциалов от +1,3 до –1,0 В. Катодный ток связан с восстановлением ионов водорода, а анодный — с выделением кислорода. Эти электроды имеют преимущество в анодной области потенциалов. В катодной области их использование ограничено.

Анализ проводится следующим образом. На электролитическую ячейку подают плавно возрастающее напряжение от внешнего источника и регистрируют протекающий в ней ток. Если в растворе отсутствуют электрохимически активные ионы, то получается зависимость I = f(Е).

Если в растворе присутствует электрохимически активные ионы, то наблюдается волна. Если потенциал рабочего электрода меньше потенциала выделения электрохимически активного компонента, то электрохимическая реакция на нем не протекает. Незначительный ток, протекающий через ячейку, связан с образованием на поверхности электрода двойного электрического слоя (ДЭС), который можно уподобить конденсатору. Чем больше ток ДЭС, тем ниже чувствительность метода.

Когда потенциал электрода достигает величины, равной потенциалу выделения электрохимически активного компонента, происходит деполяризация рабочего электрода. Ионы начинают разряжаться на рабочем электроде с образованием амальгам на ртутном электроде:

Через электрод протекает ток электролиза (фарадеев ток), который пропорционален напряжению. Концентрация ионов в приэлектродном слое уменьшается. Происходит перенос вещества из объема раствора к поверхности электрода. При этом ток достаточно мал (порядка 10 –5 А) и не влияет на концентрацию ионов в глубине раствора. Перенос вещества протекает исключительно за счет диффузии. На электроде разряжаются все поступающие из глубины раствора ионы. Протекающий через электрод ток зависит только от скорости диффузии, которая зависит не от напряжения электрода, а от концентрации раствора, коэффициента диффузии, формы и размера электрода.

Полярография.

В 1922 г. чешским ученым Я. Гейровским был разработан полярографический метод анализа. Он использовал ртутный капающий электрод. Вольтамперометрия, использующая ртутный капающий электрод, стала называться полярографией. За открытие и развитие полярографического метода анализа в 1959 г. Я. Гейровскому была присуждена Нобелевская премия. Зависимость между приложенным напряжением и силой тока в любой точке волны описывается уравнением Гейровского — Ильковича:

Потенциал полуволны не зависит от величины диффузионного тока и является качественной характеристикой иона. Если в растворе присутствует несколько ионов, потенциалы полуволн которых различаются более чем на 100 мВ, то на полярограмме наблюдается несколько волн. Величина потенциала полуволны обычно отличается от нормального окислительно-восстановительного потенциала вследствие:

● кинетической поляризации электрода;

● влияния адсорбционных явлений;

● влияния реакций комплексообразования и осаждения.

Величины полуволн различных ионов в различных фоновых растворах при использовании различных электродов приведены в справочной литературе. Таким образом можно провести качественный анализ состава раствора по величине Е 12 . Количественной характеристикой полярограммы является величина предельного диффузионного тока, которая зависит не только от концентрации иона, но и от конструкции рабочего электрода. Для ртутного капающего электрода величина диффузионного тока связана с концентрацией уравнением Ильковича:

Большинство параметров уравнения зависят от свойств рабочего электрода и в процессе работы не изменяются. Поэтому их объединяют в константу k. В этом случае уравнение преобразуется к виду I = kс. Среди величин, включаемых в k, труднее всего экспериментально определить коэффициент диффузии. Поэтому коэффициент пропорциональности между концентрацией вещества и силой диффузионного тока обычно устанавливают с помощью стандартных растворов.

На твердотельных электродах наблюдаются максимумы, возникающие из-за высокой скорости наложения потенциала. Они подавляются подбором оптимальных условий записи полярограмм. Максимумы, связанные с осаждением вещества на электроде, не устраняются. Твердые электроды после записи каждой волны необходимо чистить.

Читайте также:  Найденное значение тока i1 26а а его действительное значение i 25а

Полярография применима не только для определения катионов, но и для органических веществ, способных восстанавливаться, например альдегидов, кетонов, перекисей, молекул с группами C=N–, –NO 2 , –NHOH, –S–S–. Это высокочувствительный и быстрый метод определения неорганических и органических веществ, один из универсальных методов определения следовых количеств веществ, позволяющий одновременно определять несколько компонентов в смеси. На рис. 7.5 приведен внешний вид одного из наиболее часто используемых полярографов.

Полярограф АВС 1.1

Рис. 7.5. Полярограф АВС 1.1

По разнообразию решаемых задач вольтамперометрические методы являются наиболее универсальными среди методов электрохимического анализа. Они позволяют одновременно получать качественную и количественную информацию о находящихся в растворе электроактивных веществах, т. е. способных вступать в химические реакции под действием электрического тока.

Подбором соответствующих условий (растворителя, материала электродов, реагентов) самые различные вещества могут быть переведены в электроактивное состояние. Поэтому на сегодняшний день разработаны способы вольтамперометрического определения большинства элементов и весьма широкого круга неорганических и органических соединений в диапазоне концентраций от 10 –3 до 10 –11 мольл.

Инверсионная вольтамперометрия позволяет существенно увеличить чувствительность метода. Метод инверсионной полярографии заключается в выделении определяемого элемента из очень разбавленного раствора на ртутной капле, тонкой пленке ртути на графитовом электроде или просто на графитовом электроде электролизом с последующим анодным растворением полученного продукта. Процесс накопления определяемого компонента проходит при потенциале φ (рис. 7.6), соответствующем предельному току I /L.

Принцип электрохомического инверсионного определения

Рис. 7.6. Принцип электрохомического инверсионного определения 1 — стадия накопления; 2 — стадия растворения

Зависимость силы тока I от потенциала φ при анодном растворении имеет максимум пика Ip , высота которого пропорциональна концентрации определяемого иона, а потенциал максимума φр определяется природой иона. Чем больше продолжительность накопительного электролиза, тем большее количество ионов металла переходит из раствора на электрод и тем больше возрастает чувствительность метода.

В настоящее время инверсионная вольтамперометрия является одним из важнейших методов определения следовых содержаний органических и неорганических соединений в растворах, а также анализа твердых материалов. Ее достоинства по сравнению с другими методами:

  • ● возможность определения значительного числа (более 40) химических элементов и многих органических веществ;
  • ● возможность одновременного определения нескольких ионов металлов (рис. 7.7);
  • ● низкие пределы обнаружения, достигающие для некоторых элементов (например, Cd, Bi, Tl, Pb, Sb) и органических веществ (10 –9 –10 –10 мольл);
  • ● достаточно высокая селективность и хорошие метрологические характеристики;
  • ● легкость компьютеризации и автоматизации аналитических определений;
  • ● сравнительно невысокая стоимость приборов для инверсионной вольтамперометрии и относительная простота работы на них.

Амперометрическое титрование (потециостатическое поляризационное титрование) — это разновидность вольтамперометрического метода (наряду с полярографией). Метод основан на измерении величины тока между электродами электрохимической ячейки, к которым приложено некоторое постоянное напряжение, как функции прибавленного титранта. Определяемое вещество должно быть электрохимически активным.

При прибавлении титранта в анализируемый раствор концентрация этого вещества уменьшается или увеличивается, соответственно падает или возрастает диффузионный ток. Точку эквивалентности фиксируют по резкому изменению падения или роста диффузионного тока, что отвечает окончанию реакции титруемого вещества с титрантом. Вид кривой титрования зависит от того, какое вещество вступает в электрохимическую реакцию (рис. 7.8).

Одновременное определение нескольких ионов металлов методом инверсионной вольтамперометрии

Рис. 7.7. Одновременное определение нескольких ионов металлов методом инверсионной вольтамперометрии

Кривые амперометрического титрования

Рис. 7.8. Кривые амперометрического титрования а — активно титруемое вещество; б — активен титрант; в — активны титруемое вещество и титрант; г — активен продукт реакции

При амперометрическом титровании используются реакции осаждения, комплексообразования и окислительно-восстановительные. Если ни титрант, ни продукт реакции, ни определяемое вещество не являются электрохимически активными, то используют амперометрический индикатор. Это вещества, которые восстанавливаются или окисляются на электроде и взаимодействуют с титрантом после того, как определяемое вещество количественно вступит в реакцию. Поэтому диффузионный ток при титровании определяемого вещества постоянен, а после точки эквавалентности уменьшается.

  • — высокой чувствительностью (до 10 –6 моль/л);
  • — большой точностью (до ±0,1 %);
  • — селективностью;
  • — возможностью проводить титрование мутных и окрашенных растворов.

Источник

Опыт 2. Зависимость электропроводности раствора от концентрации сильного электролита

Электропроводность растворов сильных электролитов, степень диссоциации которых a»1, существенно зависит от их концентрации, поскольку с увеличением концентрации возрастает не только число носителей заряда, но и межионное взаимодействие.

В сосуды с растворами серной кислоты с концентрациями от 10 до 90% масс. погрузите электроды, включенные в электрическую сеть последовательно с амперметром. Запишите показания прибора в табл.1, постройте график зависимости I=¦(w). Объясните полученную зависимость силы тока от концентрации раствора.

Таблица 1.

Зависимость силы тока от концентрации раствора H2SO4

w, % I, мА w, % I, мА

Опыт 3. Определение направления протекания ионообменных реакций с участием электролитов

Ионообменные реакции с участием ионов электролитов протекают в направлении образования слабых электролитов, выделения газов и выпадения осадков.

1) Внесите в ячейку капельного планшета небольшое количество кристаллического хлорида аммония NH4Cl и прибавьте 2-3 капли 1 н. раствора едкого натра NaOH. Перемешайте содержимое ячейки стеклянной лопаточкой, определите по запаху, какой газ выделяется. Запишите уравнение реакции в молекулярном и ионном видах. Объясните причину выделения газа.

2) Внесите в ячейку капельного планшета небольшое количество кристаллического ацетата натрия CH3COONa и прибавьте 2-3 капли 1 н. раствора соляной кислоты HCl. Перемешайте содержимое ячейки, определите, какому соединению соответствует новый запах. Запишите уравнение реакции в молекулярном и ионном виде.

Сделайте вывод о направлении протекания изученных реакций, используя константы диссоциации соответствующих электролитов:Кb(NH4OH)=1,77 ×10 –5 , Ка(СН3СООН)=1,86×10 –5

Опыт 4. Определение величины рН растворов электролитов

По величине водородного показателя рН можно не только определить реакцию среды раствора данного электролита, но и сравнить силу соответствующих кислот и оснований.

1) Внесите 2-3 капли 0,1 н. раствора СН3СООН в ячейку капельного планшета. С помощью универсального индикатора, используя данные табл.2, определите цвет и оцените величину рН раствора. Для этого стеклянной палочкой небольшое количество исследуемого раствора перенесите на полоску универсальной индикаторной бумаги. (После использования палочку необходимо ополаскивать в стакане с дистиллированной водой и протирать фильтровальной бумагой.) Сравните найденное значение с величиной рН 0,1 н. раствора HCl, определенной аналогичным способом. Сделайте вывод о силе уксусной кислоты. Напишите уравнение ее диссоциации. Зная рН раствора и исходную концентрацию кислоты, рассчитайте степень диссоциации.

Таблица 2.

Цвет универсального индикатора (раствора или бумаги)

рН Цвет рН Цвет
1. 3 Красный Бирюзовый
4,5 Оранжевый 9,10 Голубой
Желтый 11. 13 Фиолетовый
Зеленый

2) Способом, аналогичным п.1, изучите 0,1 н. раствор NH4OH. Проведите сопоставление с 0,1 н. раствором NaOH. Сделайте вывод о силе гидроксида аммония. Напишите уравнение его диссоциации. Зная рН раствора и исходную концентрацию, рассчитайте степень диссоциации NH4OH.

Опыт 5. Смещение равновесия диссоциации слабого электролита

В соответствии с принципом Ле Шателье равновесие диссоциации слабого электролита можно сместить, добавляя в раствор соединения, содержащие одноименные ионы.

1) Внесите 2-3 капли 0,1 н. раствора уксусной кислоты в ячейку капельного планшета. С помощью универсального индикатора, как и в опыте 4, оцените значение рН раствора. (Можно использовать ячейку и данные предыдущего опыта.) Добавьте небольшое количество кристаллического CH3COONa и перемешайте содержимое ячейки стеклянной лопаточкой. Вновь используя универсальный индикатор, оцените значение рН полученного раствора. Объясните причины изменения окраски индикатора, напишите уравнения процессов.

Читайте также:  Как защитить себя от излучения тока

2) Повторите действия п.1 используя 0,1 н. раствор NН4OH и кристаллический хлорид аммония NH4Cl. (Можно использовать ячейку и данные предыдущего опыта.)

Используя выражения констант диссоциации уксусной кислоты и гидроксида аммония, объясните происшедшие изменения на основании принципа Ле-Шателье.

Опыт 6. Получение и растворение осадков малорастворимых электролитов

Малорастворимые осадки выпадают и растворяются при изменении концентраций образующих соединение ионов в соответствии со значением ПР этих соединений.

В две пробирки налейте по 1-2 мл 0,1М раствора хлорида кальция CaCl2 и добавьте по 1-2 мл 0,1М раствора карбоната натрия Na2CO3. В одну пробирку добавьте немного соляной кислоты, в другую — уксусной. Объясните все наблюдавшиеся явления, используя значения констант диссоциации кислот и ПР СаСО3. Напишите уравнения реакций образования и растворения осадка.

Опыт 7. Влияние природы соли на процесс гидролиза

Соли одной кислоты и разных оснований или одного основания и разных кислот в различной степени подвергаются гидролизу в зависимости от природы соответствующего катиона или аниона.

Внесите по 2-3 капли 0,1 н. растворов NaCl, MgCl2 и AlCl3 в ячейки капельного планшета. С помощью универсального индикатора оцените значения рН данных растворов. Объясните полученные результаты, учитывая значения констант диссоциации соответствующих оснований. Напишите уравнения реакций гидролиза в ионном и молекулярном виде.

Опыт8. Влияние температуры на степень гидролиза

Равновесие гидролиза может быть смещено изменением температуры в соответствии со знаком изменения энтальпии гидролитического процесса DНгидр. .

Налейте в пробирку 2-3 мл раствора ацетата натрия СН3СООNa и прибавьте 1-2 капли фенолфталеина. После перемешивания раствора обратите внимание на его окраску. Затем нагрейте раствор до кипения и вновь отметьте окраску. Объясните наблюдаемое явление, написав ионное и молекулярное уравнения гидролиза. Сделайте вывод о знаке теплового эффекта процесса и о качественной зависимости гидролиза от температуры.

Примеры решения задач

Задача 1. Найдите степень диссоциации сероводородной кислоты по первой ступени в 0,1 М растворе, если Ка(I)=1,1×10 –7 .

Решение. По первой ступени сероводородная кислота диссоциирует следующим образом: H2S D H + + HS — . Так как константа диссоциации H2S очень мала, можно использовать упрощенное выражение закона разбавления Оствальда (4).

Задача 2. Определите величину рН для 0,01 М раствора гидроксида аммония, если Кb =1,77×10 –5 .

Решение. Гидроксид аммония — слабое основание и в водном растворе диссоциирует по схеме: NH4OH D NH4 + + OH — . Используя уравнение (4), можно вычислить концентрацию ионов OH — : [OH — ]=aС=(КbС) 1/2 =(1,77×10 –5 ×0,01) 1/2 =4,2×10 –4 .

Согласно (7) рОН= –lg[OH – ] = –lg(4,2×10 –4 ) = 3,38.

Следовательно, при 298 К рН = 14 – рОН = 10,62.

Задача 3. Как изменится концентрация ионов водорода и рН, если к 1 л 0,1 М раствора цианистоводородной кислоты добавить 0,1 моль NaCN, кажущаяся степень диссоциации которого aNaCN=85%? Константа диссоциации слабого электролита HCN равна 4,9×10 –10 .

Решение. Цианистоводородная кислота диссоциирует согласно уравнению: HCNDH + + CN — . Учитывая, что Ка очень мала, вычисляем степень диссоциации кислоты в растворе без добавления соли по (4): aHCN = (Ка /С) 1/2 = (4,9×10 –10 /0,1) 1/2 = 7×10 –5 .

Отсюда [H + ] = aHCNС = 7×10 –5 ×0,1 = 7×10 –6 моль/л и рН = –lg[H + ] = –lg(7×10 –6 )= 5,15.

При добавлении в раствор соли NaCN равновесие диссоциации кислоты, согласно принципу Ле Шателье, сместится влево в результате появления в растворе большого количества ионов CN — за счет диссоциации сильного электролита: NaCN D Na + + CN — . При этом уменьшится концентрация ионов водорода в растворе, то есть диссоциация слабой кислоты будет подавлена.

Обозначим новую концентрацию ионов водорода через х моль/л. Зная степень диссоциации соли (85%), можно определить концентрацию ионов CN — , вносимых солью. Считаем, что объем раствора не изменился, поэтому концентрация соли составит 0,1 моль/л, а концентрация ее ионов CN — 0,1×0,85 =0,085 моль/л. Общая концентрация цианид-ионов составляет в образовавшемся растворе (х+0,085) моль/л.

Подставим концентрации в выражение для Ка(HCN), помня, что из-за очень незначительной диссоциации цианистоводородной кислоты концентрация недиссоциированной кислоты практически совпадает с исходной концентрацией:

Ka = [H + ]×[CN – ]/[HCN]недисс = х(х+0,085)/0,1 = 4,9×10 –10 .

Решая квадратное уравнение, находим концентрацию ионов водорода в растворе с добавленной солью: х=5,76×10 –10 моль/л. Отсюда, новое значение рН= –lg(5,76×10 –10 )= 9,24.

Таким образом, после добавления соли с одноименным анионом к раствору HCN концентрация ионов водорода понизилась в 12153 раз (7×10 –6 /(5,76×10 –10 ) »12153), а реакция среды изменилась с кислотной на щелочную.

Задача 4. Произведение растворимости BaF2 при 18 о С равно 1,7×10 –6 . Рассчитайте растворимость соли при данной температуре S г/л. Какой объем воды потребуется для растворения 10 г этой соли?

Решение. В растворе малорастворимого сильного электролита устанавливается равновесие: BaF2(т) D BaF2(p) D Ba 2+ + 2F — . Используя выражения (9) и (10), запишем: ПР=[Ba 2+ ][F — ] 2 = S × (2S) 2 = 1,7×10 –6 . Решая уравнение, получим S = 7,5×10 –3 моль/л.

Таким образом, растворимость BaF2 при 18 о С в г/л составляет 7,5×10 –3 ×М(BaF2)= =7,5×10 –3 ×175,324 » 1,315 г/л.

Считая плотность раствора малорастворимого сильного электролита практической равной плотности воды, рассчитаем объем воды, необходимый для растворения 10 г этой соли.

Для этого составим пропорцию: . Отсюда

V = 10/1,315=7,6 л.

Задача 5. Произведение растворимости MgS при 25 о С равно 2,0×10 –15 . Образуется ли осадок MgS при смешении равных объемов 0,004 н. раствора Mg(NO3)2 и 0,0006 н. раствора Na2S? Степени диссоциации этих электролитов принять равными 1.

Решение. Считаем, что при смешении равных объемов растворов двух солей объем суммарного раствора увеличился вдвое. Следовательно, концентрации обеих солей уменьшились в два раза. Поэтому Сэкв(Mg(NO3)2)=0,002 моль-экв/л, а Сэкв(Na2S)=0,0003 моль-экв/л. Для определения концентрации ионов необходимо молярную концентрацию эквивалента перевести в молярность: С(Mg(NO3)2)= = =0,001=10 –3 моль/л, С(Na2S)= = =0,00015=1,5×10 –4 моль/л.

В соответствии с уравнением диссоциации Mg(NO3)2DMg 2+ +2NO3 — концентрация С(Mg 2+ )=10 –3 моль/л. Концентрация С(S 2 — )=1,5×10 –4 моль/л согласно уравнению диссоциации Na2SD2Na + +S 2 — . Так как ПР(MgS) = [Mg 2+ ][S 2 — ] = 2×10 –15 , то произведение концентраций С(Mg 2+ )×С(S 2 — )=10 –3 ×1,5×10 –4 =1,5×10 –7 >ПР, поэтому осадок MgS будет выпадать.

Контрольные вопросы и задачи для защиты лабораторной работы

Для решения используйте данные табл.3 и 4 Приложения

1. Во сколько раз концентрация ионов Н + в 0,1 н. растворе HNO2 больше, чем в 0,1 н. растворе HCN?

2. Угольная кислота диссоциирует преимущественно по первой ступени. Концентрация ионов водорода в 0,005 М растворе равна 4,25×10 –5 моль/л. Определите константу диссоциации Н2СО3 по первой ступени.

3. Какова концентрация ионов CN — в 1 л 0,01 н раствора HCN, в котором еще содержится 0,5 моль HBr? Кажущаяся степень диссоциации бромистоводородной кислоты равна 89,8%.

4. Степень диссоциации щавелевой кислоты Н2С2О4 по первой ступени в 1 н. растворе равна 23,3%. При какой концентрации она станет равной 9%?

5. Чему равна массовая доля СН3СООН в растворе с плотностью 1 г/мл, для которого [H + ]=3,6×10 –6 моль/л и a=3%?

Читайте также:  Трехфазный ток понятие получение характеристики

6. Вычислите рН 0,01 н раствора уксусной кислоты, в котором степень диссоциации кислоты равна 0,042.

7. Определите рН раствора, в 1 л которого содержится 0,1 г NaOH. Диссоциацию основания считать полной.

8. Во сколько раз концентрация ионов водорода в крови (рН=7,36) больше, чем в спинномозговой жидкости (рН=7,53)?

9. Степень диссоциации слабой одноосновной кислоты в 0,2 н. растворе равна 0,03. Вычислите значения [H + ], [OH — ] и рОН для этого раствора.

10. Вычислите рН 0,2 М раствора НСООН, к 1 л которого добавлено 3,4 г НСООNa, если a(HCOONa)=93%.

11. Каким значением рН характеризуется раствор уксусной кислоты, в котором ее массовая доля составляет 0,6% (плотность раствора r=1 г/мл)? Сколько воды надо прибавить к этому раствору объемом 1 л, чтобы значение рН стало равным 3?

12. Как изменится рН воды при ее нагревании с 25 до 60 о С? При Т=60 о С Кw=9,61×10 –14 .

13. При 25 о С растворимость Fe(OH)3 составляет 1,9×10 –10 моль/л. Вычислите ПР(Fe(OH)3).

14. В 2 л воды при 25 о С растворяется 2,2×10 –4 г AgBr. Вычислите ПР соли.

15. Растворимость сульфата бария в воде при 25 о С составляет 2,45×10 –3 г/л. Вычислите ПР(BaSO4).

16. ПР(PbI2) при 15 о С равно 8,7×10 –9 . Вычислите концентрацию ионов Pb 2+ и I — в насыщенном растворе соли.

17. Во сколько раз уменьшится растворимость AgI в 0,1 н. растворе КI по сравнению с его растворимостью в чистой воде?

18. Выпадет ли осадок CaSO4, если смешать равные объемы 0,2 н. растворов CaCl2 и Na2SO4?

19. Укажите, какие из приведенных ниже солей подвергаются гидролизу, напишите молекулярные и сокращенные ионно-молекулярные уравнения, укажите реакцию среды:

1) CuCl2, BaCl2, Ca(CH3COO)2, 2) 2) NaClO4, (NH4)2SO4, (NH4)2S, 3) Na3AsO4, CoSO4, AlCl3, 4) ) CrCl3, K2SO4, Na2S, Zn(NO3)2 5) KI; NH4Br; Na3PO4; ZnSO4 5) MnCl2, (NH4)2CO3, NaHCO3, 6) Rb2S, KNO2, Li2SO4, Na2HPO4 8) Mg(CH3COO)2, SnCl2, NH4NO3, 9) NaHS, Li2SO3, Rb2SO4, Bi(NO3)2 10) BaS; Al2(SO4)3; HgCl2; Cr(NO3)3

20. Вычислите константу гидролиза Кг, степень гидролиза h и рН:

1) 0,2 М раствора НСООК; 2) 0,001 М раствора KF; 3) 0,1 М раствора NaHS; 4) 0,01 М раствора КНСО3; 5) 0,01 М раствора KNO2; 6) 0,06 М р-ра Рb(NO3)2 по I ступени; 7) 1М раствора ZnSO4 по I ступени; 8) 0,01М раствора K2SO3 по I ступени; 9) 0,2 М раствора Na2CO3 по I ступени; 10) 0,01 М раствора К2С2О4 по I ступени;

ПРИЛОЖЕНИЕ

Таблица 3.

Константы диссоциации Ка(b) некоторых слабых электролитов при 298 К

Источник



Электрическая проводимость растворов электролитов

В растворах электролитов сольватированные ионы находятся в беспорядочном тепловом движении. При наложении электрического поля возникает упорядоченное движение ионов к противоположно заряженным электродам, т.е. электрический ток. Мерой способности вещества проводить электрический ток является электрическая проводимость (электропроводность) L  величина, обратная электрическому сопротивлению R. Так как R =  , где   удельное сопротивление, Омм; S  площадь поперечного сечения, м 2; l  длина проводника, м; то

L = =

Величина, обратная удельному сопротивлению, называется удельной электрической проводимостью . Это электрическая проводимость раствора электролита, заключенного между двумя параллельными электродами, имеющими площадь по 1 м 2 и расположенными на расстоянии 1 м друг от друга (Ом -1 м -1 или См/м).

Удельная электропроводность меняется с изменением концентрации растворов. В растворах слабых электролитов значительно ниже, чем у растворов сильных электролитов той же концентрации. Это обусловлено небольшой степенью диссоциации слабого электролита. При повышении его концентрации одновременно увеличивается число молекул, способных диссоциировать, но снижается степень диссоциации.

Контрольные вопросы и задачи для предварительной подготовки лабораторной работы

Какие вещества называют электролитами? По какому принципу их разделяют на сильные и слабые электролиты?

Напишите уравнения электролитической диссоциации известных вам сильных кислот и оснований в водных растворах.

Что служит количественными характеристиками процесса электролитической диссоциации?

Напишите выражение концентрационной константы диссоциации для угольной кислоты Н2СО3 по первой и второй ступеням.

Для каких электролитов концентрационная константа диссоциации не имеет физического смысла?

Что зависит от концентрации раствора: константа диссоциации или степень диссоциации?

Напишите выражение закона разбавления Оствальда для бинарного электролита. Для каких электролитов можно использовать его упрощенную форму?

Что такое ионное произведение воды, водородный и гидроксидный показатели? Укажите значения этих величин при температуре 298 К в чистой воде.

Что такое произведение растворимости ПР? Напишите выражение ПР для Cu(OH)2 и Al(OH)3.

Что такое гидролиз, чем он отличается от электролитической диссоциации?

Какие четыре основных случая взаимодействия соли с водой вам известны?

Приведите примеры трех случаев гидролиза, напишите молекулярные и сокращенные ионно-молекулярные уравнения гидролиза, укажите реакцию среды в каждом из этих случаев.

Что является мерой способности вещества проводить электрический ток?

Практическая часть

Опыт 1. Зависимость электропроводности растворов от степени диссоциации электролитов

Электропроводность растворов в значительной степени зависит от силы электролита. При одинаковой концентрации, чем выше степень диссоциации электролита, тем больше значение его удельной электропроводности.

1) В сосуды с 0,1 н. растворами HCl и СН3СООН погрузите электроды, включенные в электрическую сеть последовательно с амперметром. Запишите показания амперметра. Напишите уравнения диссоциации соответствующих соединений. Сделайте выводы об относительной силе данных электролитов.

2) Повторите действия п.1, используя 0,1н. растворы NaOH и NH4OH. Сделайте соответствующие выводы.

Опыт 2. Зависимость электропроводности раствора от концентрации сильного электролита

Электропроводность растворов сильных электролитов, степень диссоциации которых 1, существенно зависит от их концентрации, поскольку с увеличением концентрации возрастает не только число носителей заряда, но и межионное взаимодействие.

В сосуды с растворами серной кислоты с концентрациями от 10 до 90% масс. погрузите электроды, включенные в электрическую сеть последовательно с амперметром. Запишите показания прибора в табл.1, постройте график зависимости I=(). Объясните полученную зависимость силы тока от концентрации раствора.

Зависимость силы тока от концентрации раствора H2SO4

Источник

Zavisimost sily toka ot koncentracii rastvora

Зависимость силы тока от концентрации раствора Подробнее

Зависимость силы тока от концентрации раствора

Урок 151 (осн). Зависимость силы тока от напряжения. Закон Ома Подробнее

Урок 151 (осн). Зависимость силы тока от напряжения. Закон Ома

42 Зависимость силы тока от напряжения Подробнее

42 Зависимость силы тока от напряжения

Электрохимия1

О.Емельянова. Высокочастотное титрование. Подробнее

О.Емельянова. Высокочастотное титрование.

Зависимость силы тока от напряжения. Сопротивление. Закон Ома | Физика 8 класс #15 | Инфоурок Подробнее

Зависимость силы тока от напряжения. Сопротивление. Закон Ома | Физика 8 класс #15 | Инфоурок

Задачи на электролиз с растворимым анодом. Подробнее

Задачи на электролиз с растворимым анодом.

Электрохимические методы анализа. Часть 1. Подробнее

Электрохимические методы анализа. Часть 1.

26 Зависимость силы тока от напряжения. Сопротивление Подробнее

26 Зависимость силы тока от напряжения. Сопротивление

Зависимость силы тока от напряжения Подробнее

Зависимость силы тока от напряжения

Зависимость заряда конденсатора и силы тока от времени Подробнее

Зависимость заряда конденсатора и силы тока от времени

Электрический ток. Закон Ома для участка цепи | Физика 10 класс #53 | Инфоурок Подробнее

Электрический ток. Закон Ома для участка цепи | Физика 10 класс #53 | Инфоурок

42 Зависимость силы тока от напряжения Подробнее

42 Зависимость силы тока от напряжения

ОГЭ-2021. Физика. Тренировочная работа №3 системы СТАТГРАД от 09.02.2021 Подробнее

ОГЭ-2021. Физика. Тренировочная работа №3 системы СТАТГРАД от 09.02.2021

Зависимость силы тока от напряжения. Электрическое сопротивление. Закон Ома. Физика 8 класс Подробнее

Зависимость силы тока от напряжения. Электрическое сопротивление. Закон Ома. Физика 8 класс

Опыты по физике. Зависимость силы тока от сопротивления цепи Подробнее

Опыты по физике. Зависимость силы тока от сопротивления цепи

Реостат R подключен к источнику тока с ЭДС ε и внутренним сопротивлением r (см. рисунок).Зависимость Подробнее

Реостат R подключен к источнику тока с ЭДС ε и внутренним сопротивлением r (см. рисунок).Зависимость

физика 8 зависимость силы тока от напряжения Подробнее

физика 8 зависимость силы тока от напряжения

Лабораторная работа «Исследование зависимости силы тока, возникающего в проводнике от напряжения» Подробнее

Источник