Експериментальні дані

Таблиця

Електроліт	c0(X), моль/л	V0(X), мл	Спостереження	ДР, моль3/л3	ДК, моль3/л3
Рb(NO3)2	1,0 10-3	0.4
KCl	5,0 10-2	0.4
KI	5,0 10-2	0.4
PbCl2				1,7 10-5
PbI2				8,7 10-9

Обробка експериментальних даних

1.Скласти молекулярні та іонні рівняння реакцій утворення PbCl₂ i PbI₂:

_______________________________________________________________________

________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

2.Обчислити молярні концентрації іонів Pb²⁺, Cl‾ i I‾ при змішуванні рівних об’ємів вихідних розчинів електролітів (враховуючи, що при змішуванні рівних об’ємів розчинів електролітів Pb(NO₃)₂ і KCl; Pb(NO₃)₂ i KI їх концентрації зменшуються вдвічі): с(Х)·V(X) = с₀(Х)·V₀(X),

де с₀(Х) – молярна концентрація речовини Х у розчині до змішування,

V₀(X)- об’єм розчину з молярною концентрацією с₀(Х),

с(Х)·- молярна концентрація речовини Х у розчині після змішування,

V(X) – об’єм розчину з молярною концентрацією с (Х).

V(X)=

с(Pb²⁺)= -------------------------------- = --------------------------- = моль/л

с(Cl‾)= -------------------------------- = --------------------------- = моль/л

с(I‾)= -------------------------------- = --------------------------- = моль/л

3.Обчислити добутки молярних концентрацій іонів електролітів PbCl ₂ i PbI₂:

ДK(PbCl₂₎= [Pb²⁺] [Cl^-]² =

ДK(PbI₂)= [Pb²⁺] [I^-]² =

4. Порівняти розраховані значення ДК з довідковими значеннями ДР і зробити висновок про причину утворення осаду.

Висновок: PbCl₂___________________________________________________

в осад, тому що для нього ДК_____________ДР; PbI₂_____________ в осад, тому що для нього ДК_____________________ДР.

ЛАБОРАТОРНА РОБОТА №11

"ВИЗНАЧЕННЯ НОРМАЛЬНОГО ОКИСНО-ВІДНОВНОГО ПОТЕНЦІАЛУ"

Визначення ґрунтується на залежності окисно-відновного потенціалу системи від співвідношення активностей окисленої та відновленої форм речовин у розчині. Нормальний окисно-відновний потенціал дорівнює потенціалу системи, в якому співвідношення активностей окисленої та відновленої форм речовин в розчині дорівнює 1.

Хід роботи

1. Заповнити чисті бюретки розчинами солей K₃[Fe(CN)₆] і K₄[Fe(CN)₆] (с(Х)=0,01 моль/л).

2. Підготувати універсальний іономір (або рН-метр) для роботи. Як електрод визначення використати платиновий електрод, а електрод порівняння - хлорсрібний.

3. Склянку почергово наповнити за допомогою бюреток розчинами солей K₃[Fe(CN)₆] і K₄[Fe(CN)₆] згідно з заданим у таблиці співвідношенням об’ємів.

4. Виміряти ЕРС системи в кожному з приготовлених розчинів, переводячи при цьому значення ЕРС із мілівольтів у вольти.

5. Дані записати у таблицю.

Експериментальні дані

Таблиця

	EPC, B
2/18
10/10
18/2

Обробка експериментальних даних

1. Окисно-відновний потенціал системи (у вольтах) обчислюють за формулою:

де Е_ХС=0,222 B.

2. Нормальний окисно-відновний потенціал знайти за рівнянням Петерса:

,

де c([Fe(CN)₆]^3-)=с(K₃[Fe(CN)₆])∙V(K₃[Fe(CN)₆] )/V(р-ну);

с([Fe(CN)₆]^4-)=с(K₄[Fe(CN)₆])∙V(K₄[Fe(CN)₆])/V(р-ну);

n- число електронів, що беруть участь у окисно-відновному акті.

n=_____

c₁([Fe(CN)₆]^3-)=

c₂([Fe(CN)₆]^3-)=

c₃([Fe(CN)₆]^3-)=

с₁([Fe(CN)₆]^4-)=

с₂([Fe(CN)₆]^4-)=

с₃([Fe(CN)₆]^4-)=

=

=

=

=

=

=

3. Обчислюють середнє значення :

= ----------------------------------------- =

Висновок: нормальний окисно-відновний потенціал системи дорівнює______________________.

ЛАБОРАТОРНА РОБОТА № 12