Мои Конспекты
Главная | Обратная связь


Автомобили
Астрономия
Биология
География
Дом и сад
Другие языки
Другое
Информатика
История
Культура
Литература
Логика
Математика
Медицина
Металлургия
Механика
Образование
Охрана труда
Педагогика
Политика
Право
Психология
Религия
Риторика
Социология
Спорт
Строительство
Технология
Туризм
Физика
Философия
Финансы
Химия
Черчение
Экология
Экономика
Электроника

Основные направления потенциометрического метода анализа.



КУРСОВАЯ РАБОТА

ПОТЕНЦИОМЕТРИЯ

Руководитель: Коркодинова Л.М.

Исполнители: студенты 56-й группы

Балахонова Л.

Тарасов А.

Сарапулов О.

Г. Пермь

Потенциометрия

 

Потенциометрический метод основан на исследовании зависимости потенциала электрода от состава раствора. При погружении металлической пластинки в рстворраствор на границе металл-раствор возникает электродный потенциал. Величина потенциала зависит от состава и концентрации (активности) раствора, от природы электрода, температуры и других факторов. Измерить потенциал одного электрода нельзя, но можно измерить электродвижущую силу (э.д.с.) гальванического элемента. На электродах гальванического элемента протекают полуреакции:

 

Ме (тв.) Û Ме2+ + 2е- на аноде;

 

+ + 2е- Û Н2 (газ) на катоде.

 

При постоянном потенциале одного электрода можно по значению э.д.с. установить относительное изменение потенциала другого электрода.

Электрод, потенциал которого зависит от концентрации ионов в растворе, называется индикаторным электродом. Электрод, потенциал которого остается постоянным при измерении э.д.с., называется стандартным электродом, или электродом сравнения.

Потенциометрический метод используют для определения концентрации ионов в растворе (прямая потенциометрия). С его помощью определяют концентрацию ионов водорода – рН-метрия, концентрации (активности) ионов К+, Na+, Cl+ и других – ионометрия.

Второе направление потенциометрического метода – потенциометрическое титрование.

Конечную точку титрования (точку эквивалентности) устанавливают оп резкому изменению потенциала индикаторного электрода вблизи точки эквивалентности.

Зависимость величины электродного потенциала металла от концентрации ионов в растворе выражается уравнением Нернста:

 

φ = φ0 + (R . T/n . F) . ln(CMe+ . fMe+),

 

где

φ –-- измеряемая э.д.с. ячейки;

φ00 – стандартный электродный потенциал;

R – газовая постоянная (R = 8,314 Дж/моль.*К);

T – абсолютная температура;

n– количество электронов, участвующих в реакции;

F – постоянная Фарадея (F = 96484,56 ± +-0,27 Кл/моль);

СМе+ – -- концентрация металла в растворе;

FfМе+ –-- коэффициент активности.

 

Основные направления потенциометрического метода анализа.

 

 

 


<<рисунок>>:

 

 

В разбавленных растворах коэффициент активности близок к единице, поэтому в потенциометрическом анализе активность можно заменить концентрацией, что не приведет к существенной ошибке.

При t = 25 ˚С и соответствующих значениях R, F и коэффициентов перехода от натуральных логарифмов к десятичным, уравнение Нернста имеет следующий вид:

 

φ = φ0 + (0,059/n) . lgСМе+ .

 

В окислительно-восстановительных реакциях Аох + nе- = Аred (nе- – количество электронов) присутствующие в растворе ионы в окисленной Аох и восстановленной Аred формах образуют редокспару. Количественную зависимость электродного потенциала от концентраций окислителя и восстановителя определяют по уравнению:

 

φ = φ0 + (0,059/n) . lg([ox]/[red]),

 

где

[ox] – концентрация окисленной формы ионов;

[red] – концентрация восстановленной формы ионов;

φ0 – стандартный электродный потенциал редокспары.

Когда стехиометрические коэффициенты реакции окисленной формы в восстановленную не равны единице, они входят в уравнение как показатели степеней соответствующих концентраций. При участии ионов водорода в реакции, окисленная форма переходит в восстановленную с изменением состава иона окислителя или иона восстановителя. Электродный потенциал в этом случае зависит и от концентрации ионов водорода.

 

Уравнение приобретает вид:

 

φ = φ0 + (0,059/n) . lg([ox]a . [H+]m/[red]b),

 

где

а и b – стехиометрические коэффициенты для окислителя и восстановителя,

[H+] – концентрации ионов водорода в растворе;

m – стехиометрический коэффициент для ионов водорода.

Стандартный электродный потенциал редокспары, измеренный относительно стандартного водородного электрода (С.В.Э.) в стандартных условиях, называется стандартным электродным потенциалом и обозначается φ0. Потенциал стандартного водородного электрода условно приравнен нулю при любой температуре и давлении водорода 1013,2 ГПа. В справочниках приводятся значения электродных потенциалов для различных редокспар.

На величину реального электродного потенциала влияют посторонние ионы, которые не участвуют непосредственно в окислительно-восстановительной реакции, а вступают во взаимодействие с окислителем или восстановителем. В результате образования в растворе других соединений электродный потенциал значительно изменяется. Величина его зависит от природы электрода, концентрации, кислотности раствора и других факторов. Например, стандартный электродный потенциал системы Fe3+/Fe2+ равен 0,77 В, а в присутствии ионов циановодородной кислоты образуется редокспара Fe(CN)63-/Fe(CN)64-, потенциал которой равен 0,36 В; стандартный электродный потенциал системы VO2+/VO2- равен 1,0 В, а в сернокислой среде с увеличением концентрации ионов водорода возрастает до 1,3 В.

 




Поиск по сайту:







©2015-2020 mykonspekts.ru Все права принадлежат авторам размещенных материалов.