Лабораторная работа №4. Потенциометрическое измерение окислительно – восстановительных потенциалов. Редокс – системы.

Цель работы:

• Научиться потенциометрически измерять величину редокс–потенциала.

• Изучить зависимость редокс–потенциала от соотношения концентрации окислительной и восстановительной форм.

Для исследования редокс – системы и измерения её потенциала можно взять любую окислительно – восстановительную систему, титруемую в присутствии платиного индикаторного электрода, например, систему, состоящую из красной K₃[Fe(CN)₆] и жёлтой K₄[Fe(CN)₆] кровяных солей. В данной системе на определённом этапе устанавливается равновесие:

[Fe(CN)₆]^3- +ē ↔ [Fe(CN)₆]^4-

Пользуясь бюретками, налить в стаканчики на 50 мл 0,01М растворы указанных солей и 2М раствор хлористого калия в следующем соотношении:

1. 10 мл K₃[Fe(CN)₆] + 1мл K₄[Fe(CN)₆] + 5мл KCl

2. 8 мл K₃[Fe(CN)₆] + 3 мл K₄[Fe(CN)₆] + 5мл KCl

3. 3 мл K₃[Fe(CN)₆] + 8 мл K₄[Fe(CN)₆] + 5мл KCl

4. 1 мл K₃[Fe(CN)₆] + 10 мл K₄[Fe(CN)₆] + 5мл KCl

5. 5 мл K₃[Fe(CN)₆] + 5 мл K₄[Fe(CN)₆] + 5мл KCl

В каждый из растворов погрузить электроды и произвести измерение ЭДС (в мв) , возникшую между платиновым и хлорсеребряным электродами.

Используя полученные значения ЭДС, рассчитать редокс – потенциал данной системы для пяти составов электролита по формуле.

е₂ = Е_r + е_хл./с ,где

е_r – редокс – потенциал

Е_r – ЭДС редокс – хлорсеребряного электрода

е_хл./с - потенциал хлорсеребряного электрода , величина которого равна 0,201В при 25⁰.

Полученные данные занести в таблицу 3.

Таблица 3.

V р – ра,мл K3[Fe(CN)6]	V р – ра,мл K4[Fe(CN)6]	Соотнош ком-. понентов	Соотнош. конц. окис. и восс. форм	ЭДС,мВ	er(эксп)	er (теор)

Построить график зависимости редокс – потенциала от соотношения концентраций окисленной и восстановленной форм.

Найти величину нормального редокс – потенциала данной системы по графику при условии С(окисл.) = С(восст.)

Рассчитать величину редокс – потенциала для данной системы при всех пяти соотношениях, используя уравнение Петтерса:

Т С(окисл.)

е_r = е⁰_r + 2·10^-4 · lg , где

z С(восстан.)

е⁰_r - нормальный редокс – потенциал системы, равный 0,36 В.

С(окисл.) – концентрация окисленной формы K₃[Fe(CN)₆];

С(восстан.) – концентрация восстановленной формы K₄[Fe(CN)₆]

z – число электронов, которое приобретает одна молекула окисленной формы при переходе в восстановленную.

По расчетным значениям также построить график зависимости в указанных координатах и сравнить две графические зависимости.

Кинетика

Учебно-целевые задачи:

• Уметь описывать протекание реакций во времени с помощью кинетических кривых и уравнений.

• Знать соотношения между основными понятиями кинетики: механизм реакции, скорость реакции, константа скорости реакции, энергия активации реакций.

• Уметь прогнозировать влияние на скорость реакций концентрации реагентов, температуры.

• Знать кинетические особенности сложных реакций.