Лабораторн ый модуль 3. Электрохимические равновесия.

Образец билета

1. Какой электрод является анодом, какой – катодом в гальваническом элементе Даниэля-Якоби, составленном из стандартных электродов?

2. Физический смысл стандартного электродного потенциала.

3. Написать уравнение реакции, протекающей в гальваническом элементе:

  Pt / H2 (101,3 кПа) / HCl (а=0,01) // HCl (а=1)/Н2 (101,3кПа) / Pt.

4. Рассчитать значение ЭДС гальванического элемента(см. № 3).

5. Рассчитать ∆G◦реакции, протекающей в гальваническом элементе (см. № 3).

6. Рассчитать максимальную полезную работу, совершаемую в гальваническом элементе (см. № 3).

7. Рассчитать константу редокс-равновесия (см. № 3).

8. На примере лабораторной работы «Измерение ЭДС гальванического элемента Даниэля-Якоби, определение потенциала металлического электрода» изложить теоретические основы изучаемого электрохимического метода анализа, изложить методику эксперимента. Привести основные уравнения и расчетные формулы, требуемые для обработки результатов эксперимента.

---------------------------------------------------------------------------------------------------------------

9. Вычислите потенциал железного электрода, опущенного в раствор, содержащий 0,0699 г FeCl2 в 0,5 л воды. Приведите уравнение возможной электродной реакции.

10. Гальванический элемент составлен из водородного электрода, опущенного в раствор НСl (C=0,01 моль/л), и окислительно-восстановительного электрода, в котором протекает реакция: Cr2O72- + 14H+ + 6e → 2Cr3+ + 7 H2O,

НЕ нашли? Не то? Что вы ищете?

C(Cr3+) = 0,1моль/л; C(Cr2O72-) = 0,01, pH=5.

Коэффициент активности принять за 1. Определить ЭДС элемента.

11. Уравнение Нернста. Вывод его на основе уравнения изотермы химической реакции. Привести пример.

12. Электроды II рода. Каломельный электрод. Устройство, уравнение электродной реакции. Уравнение Нернста для расчета потенциала электрода. Применение в электрохимических цепях. Примеры.

Билет к защите лабораторного модуля IV

“Электрохимические методы анализа. Буферные растворы”

Образец

1. Какие пары веществ могут быть взяты для приготовления буфер­ных растворов:

а) НРО3 + КNО3;        б) NaОН + НNО3;        в) Н2SO4 + КНSO4;        г) NН3 + NН4Сl

2. Можно ли приготовить аммиачно-аммонийный буферный раствор с рН = 5?

а) можно, б) нельзя, в) можно при добавлении калий хлорида, г) можно при достаточном разбавлении.

3. К буферному раствору, составленному из 100 мл раствора аммиака с С = 0,02 моль/л и 200 мл раствора аммоний хлорида с С = 0,01 моль/л, добавили 10 мл раствора натрий гидроксида с С = 0,01 моль/л.  На сколько изменится рН буферного раствора?

а) 0,53  б) 0,48  в) 0,94  г) 1,06.

4. К 200 мл крови добавили 10 мл раствора соляной кислоты с С = 0,03 моль/л. При этом рН изменится от 7,3 до 7. Рассчитайте буферную емкость крови по кислоте.

а) 0,005  б) 0,5  в) 0,01  г) 0,5

5. Какая кислотно-основная пара является одной из буферных систем крови:

а) ННвО2 – КНвО2        б) H3ВО3 – Na2В4О7

в) СН3СООН - СН3СООNa        г) NН3 – NН4Сl

6.Схема установки для потенциометрического титрования. Вид кривой  потенциометрического титрования сильного основания сильной кислотой. Расчеты по кривой титрования.

7. Зависимость между ионной силой раствора и средним ионным коэффициентом активности - "предельный" закон Дебая-Хюккеля.

-------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

8. Хингидронный электрод, устройство, условная запись, электродная реакция, уравнение Нернста для электродов.

9. При 180 С ЭДС элемента, составленного из двух хингидронных электродов, заполненных один - смесью НСl - КСl / pH = 2,08/, а другой - исследуемой жидкостью, равна 0,194 В. Вычислить рH исследу­емой жидкости.

10. Вычислить рН раствора при добавлении к 100 мл раствора аммиака с С=0,1 моль/л 0; 25; 40; 50; 150 мл раствора НBr, С(НBr) = 0,2 моль/л.