Kurs_lektsy_po_FKh2
.pdf
Рис.18.3. Зависимость удельной электрической проводимости от концентрации некоторых электролитов
18.4.5.Применение метода электропроводности
18.4.5.1.Определение константы диссоциации слабой кислоты производится на основании уравнения Аррениуса
|
|
2 |
|
C( |
|
/ |
|
) |
|
|
|
|
|
c |
|
|
|
|
|
|
||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|||||||||||
K |
C |
|
|
|
c |
|
|
|
; |
K |
|
K C с / 2 |
K c2 |
|||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|||||||||||||
|
|
1 c / |
|
|
||||||||||||||||||
1 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||||||||||||||
|
|
|
|
|
|
1 |
|
1 |
|
1 |
C c |
|
1 |
|
1 |
(18.35) |
||||||
|
|
|
|
|
|
|
2 |
|
2 |
|||||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
c |
|
|
|
|
|
|
K |
||||||||
Измеряют электропроводность растворов слабой кислоты заданных концентраций в ячейке электропроводности, калиброванной по раствору электролита с известной величиной удельной электропроводности для определения постоянной сосуда ( l/S). Расчитывают удельную и эквивалентную электропроводность рабочих растворов и строят линеный график в координатах 1/λс = f(κ)
1/ c
1/
tg =1/ 2К
По отрезку, отсекаемому на оси ординат, можно определить λ∞, а по угловому коэффициенту рассчитать константу диссоциации.
Рис. 18.4. График для определения константы диссоциации кислоты. 18.4.5.2. Определение ионного произведения воды
H2O = H+ + OH-
C(1- ) C C
Kдисс.[H2O] = Kw = [H+][OH-] C2 2 = C2( c/ )2 = 2/ 2 (18.36)
o = 5.5 10-6 Ом-1м-1; = (350+198)10-4 = 548 10-4 См м2/моль
Kw = 10-8 моль2 м-6 = 10-14 моль2/л6
18.4.5.3. Определение произведения растворимости малорастворимой соли AgCl = Ag+ + Cl-; ПР = [Ag+][Cl-].
c = + + - = /C;
C = o/ ( ++ -) = 1.259/(53.8+65.4) = 10-2 моль/м3 = 10-5 моль/л; ПР = 10-10
.
www.mitht.ru/e-library
Лекция №19
19.Равновесная электрохимия
19.1.Электрохимическая реакция и электрохимическая работа
19.1.1. ОВР – большой класс химических реакций, в которых происходит перенос электронов между ионами или молекулами при контакте частиц окислителя и восстановителя (обычно в растворе). Можно построить систему, в которой нет непосредственного контакта частиц, а электроны переносятся на существенно большие расстояния, чем размеры частиц. Перенос электронов осуществляется по проводнику, имеющему электронную проводимость, т.е. металлу, а другие компоненты ОВР находятся в растворе. ОВР протекает на границе раздела фаз, т.е. является гетерогенным процессом. Электрохимический процесс – это гетерогенная окислительно-восстановительная реакция, в результате протекания которой в системе возникает электрический ток (гальванические элементы), или, наоборот, идущая под действием электрического тока (электролиз).
19.1.2. Устройство гальванического элемента.
ГЭ – система, в которой химическая работа превращается в электрическую. Он состоит из двух полуэлементов, или электродов, каждый из которых представляет собой металл, опущенный в раствор электролита (часто в раствор его соли). Между растворами необходим электрический контакт, но они не могут перемешиваться. Металлы не должны взаимодействовать с растворителем, т.е. быть средней активности: Zn, Fe, Cu, Ag, Hg, Pb, Sn, Cd, но не Na, K, Ca. При замыкании контакта между металлами в системе может протекать электрический ток.
19.1.3. Электрическая работа гальванического элемента и методы ее измерения.
Элемент Якоби-Даниэля: M1 = Zn, M2 = Cu, L1 = ZnSO4, L2 = CuSO4. Реакция Zn + CuSO4 = Cu + ZnSO4
М1 |
М2 |
|
|
L1 |
L2 |
Рис.19.1. Гальванический элемент Якоби –Даниэля и электрическая схема измерения ЭДС компенсационным методом.
Электрическая работа – вид полезной работы - GpT Wэл. Равенство относится к обратимому процессу, который нужно проводить таким образом, чтобы внешние и внутренние силы отличались на бесконечно малую величину. Отсюда возникает метод измерения э.д.с. гальванического элемента, который называется компенсационным.
www.mitht.ru/e-library
Внешний источник тока компенсирует э.д.с. исследуемого элемента, показателем того, что компенсация достигнута, является сила тока, равная 0.
Внастоящее время такая схема не является строго обязательной, т.к. существуют очень высокоомные вольтметры, которые позволяют измерять напряжение при практически нулевой силе тока, что и требуется для бесконечно медленного обратимого процесса.
Втаких условиях - rGpT = Wэл.
- rGpT = - Σνkμk = -[ j j j - i| i| i] = |
|
- Σνkμk = i[| i|( oi + RTlnai| i|)] - j[| j|( oj + RTlnaj| j|)] = Wэл. |
(19.1) |
Если химическая переменная = 1, т.е. прореагируют мольные количества веществ, то Wэл.= EzF,
где E – э.д.с. элемента, т.е. работа по переносу единичного положительного заряда по замкнутому контуру, а zF - количество электричества, эквивалентное 1 молю вещества (z- количество электронов, которые переносятся в реакции согласно стехиометрическому уравнению, а F – число Фарадея).
|
|
EzF rGpTo RTln |
a |
|
|
i i |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|||||||||||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||||||||||||||||||||||||
|
|
i |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|||||||||||||||||
|
|
a |
|
|
j j |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|||||||||||||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|||||||||||||||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|||||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
j |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||||
|
rGpT |
|
|
o |
|
RT |
|
a |
|
|
i i |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
o |
|
RT |
a |
|
|
i i |
|
|
|
||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|||||||||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||||||||||||||||||
|
|
rGpT |
|
|
i |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
i |
|
|
|
||||||||||||||||
E |
|
|
|
|
|
|
|
|
ln |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
E |
|
|
|
ln |
|
|
|
|
|
|
|
(19.2) |
||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||||||||||||||||||
|
zF |
|
zF |
|
zF a |
|
j j |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
zF a |
|
j j |
|
|
|
||||||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|||||||||||||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
j |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
j |
|
|
|
||||||||
|
|
Eo |
rGpTo |
RTlnKp |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|||||||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
. |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
(19.3) |
|||||||||
|
|
zF |
|
|
|
zF |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||||||||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|||||||
Стандартная э.д.с. элемента непосредственно связана с константой равновесия реакции, протекающей в элементе
19.2. Электродный потенциал
19.2.1. Двойной электрический слой на границе металл-раствор. Электрохимический потенциал.
При погружении металла в раствор его соли, ионы из его кристаллической решетки могут переходить в раствор под действием растворителя, если потенциал иона в твердой фазе больше, чем химический потенциал его в
жидкости (и наоборот, если химический потенциал в твердой фазе ниже).
M + aq = MZ+ + ze
На металле остается избыток электронов, которые распределяются по его
поверхности. В результате ионы не будут уходить в объем раствора, а
будут образовывать слой у поверхности металла, положительно
заряженный. Таким образом, на границе металл-раствор возникает
www.mitht.ru/e-library
двойной электрический слой, сходный с обкладками конденсатора,
характеризующийся разностью потенциалов. Такие скачки потенциалов
возникают всегда на границе фаз, если через нее переносятся заряженные
разность потенциалов, так как металлы имеют разную работу выхода эле-
ктрона. Для определения условий равновесия в такой ситуации рассмо-
трим изменение энергии Гиббса в фазе
|
|
|
|
|
dGpT = kdnk |
+ Fzkdnk. |
|
|
|
|
(19.4) |
|||||||
|
G |
p p |
|
|
|
|
|
|
|
|
G |
|
тв |
|
|
|
|
|
p p |
|
p p |
|
p p |
|
|
|
тв |
|
тв |
|
|||||||
|
|
zkF |
|
|
|
|
|
тв |
zkF |
|
, (19.5) |
|||||||
|
|
|
k |
|
k |
|
|
|
|
|
k |
|
k |
|||||
|
|
|
|
|
||||||||||||||
|
nk pT |
|
|
|
|
|
|
|
|
nk pT |
|
|
|
|
|
|||
где величина k k zkF называется электрохимическим потенциалом компонента в фазе. Таким образом, условием равновесия является равенство электрохимических потенциалов заряженных частиц в разных
фазах: |
|
|
|
|
|
kp p kтв , |
|
(19.6) |
||||
а скачок потенциала на границе 2-х фаз определяется выражением |
||||||||||||
р р |
|
р р |
|
м |
|
р р |
м |
|
oр р |
м |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
RTlna |
|||||
м |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
. (19.7) |
|
|
zF |
|
zF |
|
|||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|||
Таким образом, разность потенциалов на границе фаз равна разности
химических потенциалов ионов в двух фазах с обратным знаком,
деленной на zF. Эту разность потенциалов на границе фаз измерить нельзя, т.к. присоединение измерительного прибора замыкает цепь и протекание тока изменяет состояние системы - происходит так называемая поляризация электродов.
19.2.2. Э.д.с. элемента как сумма скачков потенциалов на границах фаз.
Такие скачки потенциала возникают на границе раздела фаз, если через нее переходят заряженные частицы, например, на границе раздела двух металлов, имеющих разную работу выхода электрона, она называется контактной разностью потенциалов. Так как э.д.с. – это работа по пере-
мещению единичного положительного заряда по замкнутому контуру, то в условиях компенсации, когда сила тока равна 0, в нее войдет суммарная
www.mitht.ru/e-library
работа по преодолению всех скачков потенциалов на этом пути:
E MM12 LM22 LL12 L1M1 , |
(19.8) |
1 – контактная разность потенциалов между металлами 1 и 2; 2 – скачок потенциала на границе металл2 – раствор2;
3 – скачок потенциала на границе двух растворов – диффузионный; 4 – скачок потенциала на границе раствор1 – металл1;
При измерении э.д.с. стараются свести к минимуму диффузионный потенциал и пренебрегают им. Тогда э.д.с. можно рассматривать как разность электродных потенциалов (φ + - φ-)
E |
|
|
|
M |
M |
M |
M |
M |
Pt |
Pt |
|
|
L |
L |
M |
L |
L |
M |
M . |
||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
(19.9) |
Таким образом, в электродный потенциал включается скачок
потенциала на границе металл-раствор и контактная разность потенциалов на границе металла с некоторым стандартным металлом.
19.2.3. Электродные реакции и электродные потенциалы
Гальванический элемент состоит из двух полуэлементов, на одном из которых протекает реакция восстановления, а на другом реакция окисления. э.д.с. равна разности электродных потенциалов. Измерить электродный потенциал нельзя, так как нельзя провести только реакцию окисления или только реакцию восстановления. Тем не менее удобно эти реакции записывать отдельно, пользуясь определенными правилами:
1) электродные реакции записываются всегда в сторону восстановления
Cu2+ + 2e = Cu; |
o = 0.337 B, |
Zn2+ + 2e = Zn; |
o = - 0.762 B; |
2)реакция восстановления протекает на положительном электроде, имеющий больший электродный потенциал Cu;
3)общая реакция – разность двух электродных реакций.
4)для каждого электрода потенциал связан с изменением энергии Гиббса в электродной реакции ( erG ) и выражается уравнением Нернста
erG erGo RTln |
aRR |
zF , |
|
(19.11) |
|||||||||
aOO |
|
||||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||
|
|
Go |
RT |
a O |
|
RT |
a O |
|
|||||
|
r |
|
|
|
ln |
O |
o |
|
ln |
O |
(19.12) |
||
|
|
|
|
|
aRR |
||||||||
|
zF |
zF aRR |
|
zF |
|
||||||||
где о – стандартный потенциал, при активности потенциало-образующих ионов, равной 1, и имеющий свойства разбавленного раствора. Потенциал электрода можно измерить только по отношению к потенциалу электрода, искусственно принятому за 0. Таким электродом служит стандартный водородный электрод. Электродный потенциал – э.д.с. элемента,
www.mitht.ru/e-library
составленного из рабочего электрода и стандартного водородного электрода. Если в этой паре рабочий электрод служит положительным концом электродной цепи, то его потенциал имеет знак +, и наоборот.
19.2.4.Типы электродов и уравнение Нернста для их потенциалов.
19.2.4.1.Электроды первого рода. Металл в растворе его хорошо растворимой соли
Cu, Zn, Hg, Pb, Ag, Fe, Co, Ni, Sn |
|
|
Электродная реакция: |
Hg2+ + 2 e = Hg; |
|
Электродный потенциал: |
Mz+/M = oMz+/M + RT/zF ln aMz+ |
(19.13) |
Восстановленной формой служит чистый металл – стандартное состояние ртути, его активность равна 1, поэтому не фигурирует в уравнении. Электроды 1-го рода обратимы относительно катионов
19.2.4.2. Электроды 2-го рода. Металл + малорастворимая соль этого металла в растворе растворимой соли, содержащей одноименные анионы.
Электродные реакции: AgClтв. 
Ag+ + Cl ;
Ag + + e = Ag; AgClтв. + e = Ag + Cl .
Электродныйпотенциал: Сl ,AgCl / Ag |
oСl ,AgCl / Ag RT/ Fln1/ aCl |
|
Ag / Ag oAg / Ag RT / FlnaAg |
oAg / Ag RT/ FlnПР / aСl |
|
oCl , AgCl/Ag = oAg+/Ag + RT /F ln ПР. |
(19.14) |
|
(19.15) |
||
Электроды 2-го рода обратимы относительно аниона. Стандартные |
|
|
потенциалы какого-либо металла 1-го и 2-рода связаны уравнением 19.15
посредством произведения растворимости малорастворимой соли.
Электроды 2-го рода часто применяют в качестве электродов сравнения
вместо водородного электрода, так как они имеют хорошо
воспроизводимые постоянные потенциалы, если используют насыщенные
растворы растворимой соли. В насыщенном растворе активности аниона
постоянна, если температура не изменяется.
19.2.4.3. Окислительно-восстановительные электрод. Металлы могут проявлять переменную валентность и образовывать ионы с разными зарядами, между которыми возможно протекание ОВР:
www.mitht.ru/e-library
Электродная реакция: Fe3+ + e = Fe2+ Электродный потенциал:
Fe2+,Fe3+/Pt = oFe2+, Fe3+/Pt + RT /F ln aFe3+/aFe2+. |
(19.16) |
В окислительно-восстановительных электродах и окисленная, и
восстановленная форма находятся в растворе, металлический же проводник играет роль переносчика электронов и не изменяется при протекании электрохимического процесса. Он должен быть изготовлен из инертного материала. В лабораторной практике обычно используют платину, в технике – графит.
Такого рода реакции возможны и между органическими веществами,
например:
O |
|
|
O |
2H+ |
|
|
2e- |
|
|
|
|
|
|
|
|
O |
|
|
|
|
H |
O |
||||||||||||||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
O |
|
|
O |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
O |
|
|
|
|
|
H |
O |
|||||||||||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||||||||||||||||||||||||||||||
|
Хинон |
гидрохинон |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
хингидрон |
|
|
|
|
|
|||||||||||||||||
|
Электродный потенциал: |
aхаН 2 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|||||||||||||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
o |
RT |
o |
|
RT |
|
|
|
|
o |
|
|
|
|
|
|||||||||||||||||||||
х,гх/ Pt х,гх/ Pt |
|
ln |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
lnаН х,гх/ Pt |
|
0,059рН |
||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
2F |
|
|
aгх |
|
|
|
|
F |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||||||||
Хинон и гидрохинон в водных растворах образуют слабо растворимое молекулярное соединение хингидрон, которое можно выделить в кристаллической форме. В хингидронном электроде активности хинона и гидрохинона одинаковы в кислой среде, поэтому потенциал хингидронного электрода становится зависимым только от рН раствора, и
этот электрод может быть использован для измерения рН.
www.mitht.ru/e-library
19.2.4.4. Газовые электроды. В электродной реакции участвуют газы, которые поглощаются платиновой чернью до насыщения. К ним относятся водородный, кислородный, хлорный и другие электроды.
Электродня реакция: Н+ + е = 1/2 Н2(газ)
Водород, адсорбированный на поверхности платины, находится в равно-
весии с газовой фазой, поэтому аН2 = k’ pH2, и за стандартное состояние газа принимается состояние, когда парциальное давление водорода равно 1 атм.
Электродный потенциал: H+/H2,Pt = oH+/H2,Pt +RT ln aH+/p1/2H2 . |
(19.17) |
Рис.19.2. Элемент, состоящий из водородного и хлорсеребряного электрода (Pt, H2 H+, Cl- AgCl Ag)
Стандартный потенциал водородного электрода – в растворе с активностью ионов водорода, равной 1, и парциальным давлением водорода 1 атм, принимается равным нулю при любой температуре.
Кислородный электрод
Электродня реакция: |
¼ О2 + ½ Н2О + е = ОН |
Электродный потенциал: |
Pt ,О2/ОH- = o Pt ,О2/ОH- +RT/F *ln p1/4О2/ aОН- |
Активность ионов Н+ и ОН связаны ионным произведением воды
aН+ aОН-= КW - lg aН+ - lg a OН- = - lg KW pH + pOH = pKW
Pt ,О2/ОH- = o Pt ,О2/ОH- + 2,3 RT/F* pKW + RT/F *ln p1/4О2 - RT/F *pH.
19.2.4.5. Стеклянный электрод относится к электродам ионнообменного типа и широко используется для измерения рН растворов. Он состоит из трубки с тонкостенным шариком на конце из специального сорта стекла, представляющем мембрану, которая проницаема только для катионов, но не для анионов, что приводит к возникновению мембранного потенциала. В шарик залит стандартный раствор соляной кислоты и погружена серебряная проволока, покрытая хлоридом серебра. Электрод опускается в рабочий раствор для измерения рН, от которого линейно зависит потенциал стеклянного электрода. Для калибровки последнего используют стандартные буферные ра створы.
19.2.5. Для определения электродных потенциалов и активности ионов собирают элемент из рабочего электрода и электрода сравнения, потенциал которого известен. Диффузионный потенциал стараются уменьшить до минимума с помощью солевого мостика.
www.mitht.ru/e-library
хингидронного электрода становится зависимым только от рН раствора, и
этот электрод может быть использован для измерения рН.
19.2.4.4. Газовые электроды. В электродной реакции участвуют газы, которые поглощаются платиновой чернью до насыщения. К ним относятся водородный, кислородный, хлорный и другие электроды.
Электродня реакция: Н+ + е = 1/2 Н2 Водород, адсорбированный на поверхности платины, находится в равно-
весии с газовой фазой, поэтому аН2 = k’ pH2, и за стандартное состояние газа принимается состояние, когда парциальное давление водорода равно 1 атм.
Электродный потенциал: H+/H2,Pt = oH+/H2,Pt +RT ln aH+/p1/2H2 . |
(19.17) |
|||||
|
|
|
|
|
гидрозатвор |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Электролитический контакт Рt
Рис.19.2. Устройство газового электрода
Стандартный потенциал водородного электрода – в растворе с активностью ионов водорода, равной 1, и парциальным давлением водорода 1 атм., принимается равным нулю при любой температуре.
Кислородный электрод
Электродня реакция: |
¼ О2 + ½ Н2О + е = ОН |
Электродный потенциал: |
Pt ,О2/ОH- = o Pt ,О2/ОH- +RT ln p1/4О2/ aОН-. |
19.2.4.5. Стеклянный электрод относится к электродам ионнообменного типа и широко используется для измерения рН растворов. Он состоит из трубки с тонкостенным шариком на конце из специального сорта стекла, представляющем мембрану, которая проницаема только для катионов, но не для анионов, что приводит к возникновению мембранного потенциала. В шарик залит стандартный раствор соляной кислоты и погружена серебряная проволока, покрытая хлоридом серебра. Электрод опускается в рабочий раствор для измерения рН, от которого линейно зависит потенциал стеклянного электрода. Для калибровки последнего используют стандартные буферные растворы.
www.mitht.ru/e-library
19.2.5. Для определения электродных потенциалов и активности ионов собирают элемент из рабочего электрода и электрода сравнения, потенциал которого известен. Диффузионный потенциал стараются уменьшить до минимума с помощью солевого мостика.
Издание учебное
Ольга Георгиевна Леванда
Гетерогенное равновесие и равновесная электрохимия Учебно-методическое пособие
Подписано в печать………………Формат 60*84/16 . Бумага писчая Отпечатано на ризографе Уч.-изд. листов 4,0 Тираж 200 экз. Заказ №
Московская академия тонкой химической технологии им. М.В.Ломоносова Издательско-полиграфический центр 119571, Москва, Проспект Вернадского, 86
www.mitht.ru/e-library