Elektrokemi (Lab 3) Bestämning av löslighetsprodukten AgCl(s), Jämviktskonstanten och ligandtalet för ett [Ag(NH 3 )] + komplex

Storlek: px

Starta visningen från sidan:

Download "Elektrokemi (Lab 3) Bestämning av löslighetsprodukten AgCl(s), Jämviktskonstanten och ligandtalet för ett [Ag(NH 3 )] + komplex"

Agneta Forsberg
för 7 år sedan
Visningar:

1 GÖTEBORGS UNIVERSITET INSTITUTIONEN FÖR KEMI Fysiklisk kemi KEM04 Lbortion i fysiklisk kemi Elektrokemi (Lb 3) Bestämning v löslighetsprodukten AgCl(s), Jämviktskonstnten och ligndtlet för ett [Ag(NH 3 )] + komplex ifylls med bläck v den studernde och smmnfogs med gruppens lbortionsrpport Gruppnr Lbortionen utförd, Dtum Nmn Personnummer ifylls v ssistenten med bläck, ett ex för vrje gruppmedlem Lbortionen godkänd, Dtum Assistentens nmnteckning Dett intyg skll sprs tills du ser tt lbortionen är godkänd på studieresulttsutdrget *** 1

2 2

3 Inledning I denn lbortion skll du som huvuduppgift bestämm löslighetsprodukten för det svårlöslig sltet silverklorid, och jämviktskonstnten för ett silvermminkomplex. Lbortionen inleds med en demonstrtion v en v de klssisk glvnisk cellern. Innn lbortionen sk du också läs vsnittet om elektrokemi i kursboken (s i Qunt, Mtter, nd Chnge). Dniells element Teori Den ktuell cellen beskrivs i kursboken (kp. 17.7, Fig ) och utgör ett glvniskt element. Cellschemt är: Vid ktoden, eller pluspolen, sker: Cu e - Cu(s) och vid noden, eller minuspolen, sker Zn(s) Zn e - så tt den strömdrivnde rektionen i cellen är Cu 2+ + Zn(s) Cu(s) + Zn 2+ Zn(s) ZnSO 4 (q) CuSO 4 (q) Cu(s) Eftersom lddningen 2F skulle psser cellen per mol Zn som löses upp, gäller här tt υ = 2 i Nernsts ekvtion: E = E 0 RT " lnq! F där E och E 0 är emk och stndrd emk för cellen och Q rektionskvoten. Q = Zn 2+ Cu 2+ 3

4 Utförnde (demonstrtion) Den glvnisk cellen byggs upp enligt figuren nedn. Elektrodern skll sänks ner så tt åtminstone en tredjedel v ders yt är i lösningen. Sltbron fylls med 0.5 M N 2 SO 4 som sugs upp i båd skänklrn ur två bägre. Figur 1. En schemtisk bild för en klssisk glvnisk cell, klld Dniells element. Metllblecken nsluts till en potentiometer och cellens emk mäts. Jämför det uppmätt värdet på emk med det du kn beräkn ur normlpotentilern för Cu 2+ / Cu och Zn 2+ /Zn (tbell 17.2 i dtdelen bk i kursboken). 4

5 Jämviktsbestämning med elektrokemisk cell Löslighetsprodukten för AgCl skll nu bestämms, liksom jämviktskonstnt och smmnsättning för ett silvermminkomplex, [Ag(NH3) n ] +. Figur 2. Den schemtisk bilden illustrerr den koncentrtionscell som sk nvänds i lbortionen. För mätningrn nvänds en koncentrtionscell enligt figuren ovn. Av de två hlvcellern är den en referenscell och innehåller silverjonlösning med konstnt ktivitet. Två silvertrådr fungerr som elektroder och hlvcellern är förbundn med en sltbro. Aktivitet För tt beräkningrn nedn skll kunn genomförs med önskvärd noggrnnhet måste rektionskvoten Q i Nernsts ekvtion ersätts med en ktivitetskvot. Aktiviteten v en jon X i en lösning kn skrivs: x = γ ± [X]/c 0, c 0 =1 mol dm -3 där γ ± är (den koncentrtionsbserde) ktivitetsfktorn för joner i lösningen och c 0 enhetskoncentrtionen, vilken gör ktiviteten dimensionslös. Aktivitetsfktorn γ ± är också ett dimensionslöst tl. Elektrosttisk krfter i en elektrolyt gör tt ktivitetsfktorn vviker från 1 redn vid låg koncentrtioner. För neutrl molekyler är vvikelsen mycket mindre och ktivitetsfktorn kn i dess fll vnligen pproximers med värdet 1. 5

6 Det är möjligt tt beräkn ett ungefärligt värde på ktivitetsfktorn för joner i en lösning vid låg jonkoncentrtioner med hjälp v ett teoretiskt utryck som klls för den utvidgde Debye-Hückelekvtionen: log " ( ) ± A z+ z! =! 1+ B I I där z + och z - är den positiv och den negtiv jonens vlens och I=I c /c 0 är den dimensionslös jonstyrkn. Den koncentrtionsbserde jonstyrkn definiers v uttrycket 2 1 ( c z + c z +...) = ( c z 2 ) 1 I 2 c = ! i i. 2 2 i Jonslget i hr koncentrtionen c i och vlensen z i (I c hr således enheten mol dm -3 ). Mn summerr värden för smtlig jonslg i lösningen. För vttenlösningr vid rumstempertur och med jonstyrkn mindre än 0.1 M sätts vnligen A=0.509 och för vår jonblndningr sätts den empirisk konstnten B till 1.0. Mätcell Uppkopplingen utgör ett koncentrtionscell med cellrektionen Aktivitetskvoten är så är Nernsts ekvtion för cellen är Ag + ref + Ag(s) mät Ag(s) ref + Ag + mät & # $ Ag +! % " Q = mät & # $! % Ag + " ref & RT ln10 # E = ' $! logq + % F " eftersom E 0 = 0 och υ = 1. Där E lj är en korrektionsterm som betecknr den potentilskillnd som kn uppkomm melln sltbro och lösningrn i de två hlvcellern. På engelsk klls denn skillnd liquid junction potentil, d.v.s. kopplingspotentil. E lj 6

7 Eftersom ( Ag + ) ref är konstnt kn ekvtionen ovn skrivs eller E = E lj + g [log( Ag + ) ref - log( Ag + ) mät ] E = E k g log( Ag + ) mät Där E k = E lj + g log( Ag + ) ref och g = RT ln(10)/f; g = V vid 25 C. Bestämning v E k Cellen koppls smmn enligt figur 2 på sidn 4. I mätcellen hälls exkt ml och i referenscellen c 50 ml v en lösning tillverkd v 25.0 ml stmlösning som spätts till ml i en mätkolv. Stmlösningen innehåller 1.00 mm AgNO 3 och M NH 4 NO 3. De två hlvcellern förbinds med en sltbro som är tillverkd v gr (ett geltinslg) löst i en mättd kliumnitrtlösning. I hlvcellern skll omrörning ske med konstnt hstighet. Sedn voltmetern kopplts in vläses emk när mätvärdet stbiliserts. Beräkn först jonstyrkn (I) i lösningen och ktivitetsfktorn (γ ± ) för Ag +. Beräkn därefter E k. Silverklorids löslighetsprodukt Sätts en känd mängd kloridjon till mätcellen, så tt silverklorid fälls ut, kn löslighetsprodukten för silverklorid beräkns efter en emk-bestämning v silverjonktiviteten vid jämvikt. AgCl(s) Ag + + Cl - K s = Ag + Cl - pk s = -log K s Tillsätt 10.0 ml M NH 4 Cl till lösningen i mätcellen (vd blir lösningens totl volym?). Genom tt nt tt E k är konstnt kn Ag + bestämms med hjälp v den emk cellen uppvisr efter tillstsen. Jonstyrkn kn betrkts som oförändrd så tt γ ± hr smm värde som tidigre. Beräkn [Cl - ] i mätcellen. Tg därvid hänsyn till den mängd kloridjoner som åtgått för bildning v AgCl(s). Debye-Hückelekvtionen ger smm värde på ktivitetsfktorn för positivt och negtivt envärd joner. Alltså kn Cl - beräkns ur [Cl - ] och K s ur Ag + och Cl - 7

8 Bestämning v komplexkonstnten β n och ligndtlet n för [Ag(NH 3 ) n ] + Till lösningen i mätcellen sätts 5.0 ml v en lösning med 0.70 M NH 3 och M NH 4 NO 3, vrefter emk vläses. Dett uppreps ytterligre fyr gånger, med vläsning v emk efter vrje tillsts. Silverkloriden löser sig vid först tillstsen. Jämviktrektionern för upplösningen och för bildningen v silvermminkomplexet är AgCl(s) Ag + + Cl - Ag + + nnh 3 [Ag(NH 3 ) n ] + För den senre jämvikten kn jämviktsekvtionen skrivs! n = + [ Ag( NH ) ] 3 n n + ( Ag ) ( NH3 ) Logritmering och omskrivning ger log( [Ag(NH3)n] + ) log( Ag + )= log(β n ) + n log( NH3 ) Det råder lltså ett linjärt smbnd melln vänsterledet i ekvtionen ovn och log( NH3 ), dvs den är v formen y = kx + m där m = log(β n ), k = n och x = log( NH3 ). Silverjonktiviteten bestäms som tidigre genom emk-mätning efter vrje mmoniktillsts. Eftersom hlten v fri silverjon är mycket låg, kn komplexjonens koncentrtion beräkns genom tt nt tt llt silver i lösningen är komplexbundet. Aktivitetsfktorn hr även för denn envärd jon smm värde som för Ag +. Den totl silverhlten är så låg tt [Ag(NH 3 ) n + ] kn försumms i förhållnde till [NH 3 ], som därför kn beräkns ur den tillstt mängden mmonik med hänsyn tgen enbrt till den utspädning som sker. Ammonikmolekylen hr ktivitetsfktorn 1.0. Beräkn [Ag(NH3)n] + och NH3 ur Ag + och tillstt mängd mmonik. Avsätt i digrm vänsterledet i ekvtionen ovn, log( [Ag(NH3)n] + )- log( Ag + ), mot log( NH3 ) för de fem mmoniktillstsern. Anpss på lämpligt sätt en rät linje till mätpunktern och beräkn n och β n ur dess lutning och vskärning. Resultt tt rpporter Kort rpport: Ställ upp rektionsformler och resultten v bestämningrn. Besvr frågorn smt rpporter ikttgelser. I övrigt se bilg för llmän informtion om kursen. Fullständig rpport: Se bilg för llmän informtion om kursen 8

Relevanta dokument

ξ = reaktionsomsättning eller reaktionsmängd, enhet mol.

ξ = reaktionsomsättning eller reaktionsmängd, enhet mol. Kemisk jämvikt. Kp. 6.1 4. Spontn kemisk retion: r G < 0, p konst, T konst. Jämvikt där G hr minimum i syst. Kinetiken (hög ktiveringsenergi) kn hindr. 6.1 Minimet i Gibbs fri energi. (p konst, T konst.)