Контрольная работа "Химии"

Контрольная работа № 2

        Задание 1. Для концентрационного элемента, составленного из металла А в растворах электролита В с концентрациями m1 и m2 моль/1000 г, рассчитайте ЭДС при 298 К. Активность вычислите по среднему коэффициенту активности, взятому из справочника физико-химических величин, или (для разбавленных растворов) по ионной силе. Для элемента, составленного из водородного электрода в растворе электролита С с концентрацией m3 моль/1000 г. и каломельного полуэлемента с концентрацией КСl m4 моль/1000 г., вычислите ЭДС и рН раствора, содержащего электролит С. Диффузионную ЭДС не учитывайте. При 298 К стандартный потенциал каломельного электрода равен 0,2812 В, а ионное произведение воды 1,008·10-14. Константы диссоциации слабых электролитов найдите в справочнике физико- химических величин.

        Стандартные электродные потенциалы:

Cu2+ + 2е- → Cu0, Е0 = +0,153 В.

        Заданные активности вычисляем по среднему коэффициенту активности, взятому из справочника физико-химических величин

а1(СuС12) = γ±(СuС12) · m1(СuС12) = 0,508 · 1 = 0,508 моль/л,

а2(СuС12) = γ±(СuС12) · m2(СuС12) = 0,482 · 2 = 0,963 моль/л

        Потенциал Е электрода рассчитывают по формуле Нернста:

где аOх и aRed - активности окисленной и восстановленной форм вещества, участвующего в электродной реакции, Е° - стандартный потенциал электрода (при аOх = aRed = 1), R - газовая постоянная, Т - абсолютная температура.[pic 1]

        Вычислим потенциалы электродов при соответствующих заданных активностях. После преобразования натурального логарифма в десятичный формулы будут выглядеть так:

Е1Cu2+/Cu = Е0Cu2+/Cu + (0,059/n)lg(aCu2+) =

= +0,153 + (0,059/2)lg(0,508) = +0,144 B,

Е2Cu2+/Cu = Е0Cu2+/Cu + (0,059/n)lg(aCu2+) =

= +0,153 + (0,059/2)lg(0,963) = +0,153 B

        ЭДС заданного концентрационного элемента

ε = Екатод – Еанод = Е2Cu2+/Cu – Е1Cu2+/Cu = 0,153 – 0,144 = 0,009 В.

        Уравнение Нернста для водородного электрода при стандартной температуре запишется следующим образом:

φН+/Н2 = φ0Н+/Н2 + (0,059/2)lga2H+/РН2,

где aH+ – активность ионов водорода в растворе, РН2 – парциальное давление водорода.

        Учитывая, что стандартный электродный потенциал φ0Н+/Н2 = 0,00 В, а lgaH+ = -pH, получим

φН+/Н2 = – 0,0295lgРН2 – 0,059pH

        Уравнение Нернста для каломельного электрода при стандартной температуре запишется следующим образом:

φкал = φ0кал – (0,059/1)lgaCl-,

где aCl- – активность ионов хлора в каломельном электроде.

        Активность HCl и KCl вычисляем по среднему коэффициенту активности, взятому из справочника физико-химических величин