Transcript 實驗四

實驗四
電池的電動勢及單極電位的測定
4971A032 化學三 張祐銘 目的 原理
49712049 化學三 唐魁謙 步驟 數據處理
實驗目的
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熟悉電位計的測定原理與檢測方法
測定單極電池
測定電池中二種電解質的電動勢
測定難溶鹵化鹽類的溶解度積
測定濃差電池的電位差
認識名詞
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Potential
Potential difference
Electromotive force
Galvanometer
電位
電位差
電動勢 <emf>
檢流計
伏特計
• 測定電路中兩點電位差最常使用方法
• 使用伏特計時會有部分電流通過,使電極處
產生反應造成濃度改變
emf改變
• 電池因內電阻產生電位降,故伏特計測得電
位並非電池之emf
儀器原理
Potentiometer 電位計
• 通常又稱為可變電阻器
• 是一種具有三個端子，其中有兩個固定接
點與一個滑動接點，可經由滑動而改變滑
動端與兩個固定端間電阻值的電子零件，
使用時可形成不同的分壓比率，改變滑動
點的電位，因而得名
ab
aS
x aS
aS

 x  A *
A ab
ab
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•
結點比例相同
所需條件是 x  A
可變電阻必須均勻
檢流計靈敏
Poggendroff compensation priciple
• 歐姆定律
• 經驗方程式
•
X 是扭秤讀值，a 是相依於電動勢的常數，b 是相依於內部電阻的常數，x 是
檢驗電線的長度
• 將 X=電流 I 、a=電壓 V 、b=內部電阻 r 、
x=檢驗電阻 Rx
V
• 可推得歐姆方程式 I 
R
歐姆的實驗設備
雙極雙頭開關
實驗原理
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1.單極電極的電位
2.電池的電位
3.由電動勢計算溶解度積
4.濃度差電池
1.單極電極的電位
• 測單電極電位需選用標準電極做為參考
• 1.標準氫電極----令其任何溫度電位=0 但在
備製和使用上不方便改使用第二參考電極
• 2.Ag/AgCl標準電極
2.電池的電位
• 已知單電極反應和電位,則可得電池emf和其
反應
2
2
C
d
(
a

1
)
Cu
(a  1) Cu
• Cd
• Cd為負極,發生氧化反應
Cd( s )  Cd 2 (a  1)  2e  ℃  0.4030 V
• Cu為正極,發生還原反應
Cu 2 (a  1)  2e  Cu(s)  ℃  0.3370 V
• 單極反應相加可得電池反應,其電位相加可
得電池的emf
Cd ( s )  Cu 2 (a  1)  Cd 2 (a  1)  Cu( s )
 cell   Cd   Cu  0.4030  0.3370  0.7400V
• 電池emf值為正
• 電池emf值為負
自然反應
非自然反應
電極正確
電極錯誤
3.由電動勢計算溶解度積
aA  bB  cC  dD
G   nF  G 0   nF 0
c
d
a

a
G  G 0  RT ln Ca Db
a A  aB
c
d
a

a
 nF   nF 0  RT ln Ca Db
a A  aB
c
d
a

a
 nF (   0 )  RT ln Ca Db
a A  aB
c
d
a

a
RT
   0 
ln Ca Db
nF a A  a B
• R=氣體常數 F=法拉弟常數 n=參與電子數 T=絕對溫度
Ag AgCl ( sat .)
AgNO3 (0.1N) Ag
• 陽極反應
Ag  Ag  (C1 )  e 
• 陰極反應


Ag (0.1N )  e  Ag
• 總反應


   Ag
  Ag



Ag

Ag

0
Ag
RT


ln a Ag
(C1 )
F

0
Ag
RT


ln a Ag
(0.1)
F
Ag  (0.1N )  Ag  (C1 )


RT a Ag (0.1) 8.314  298  2.303 a Ag (0.1)

ln 

ln 
F
a Ag (C1 )
96500
a Ag (C1 )
0 .1
 0.059 log
C1
• 可由emf求得 C1 ,進而求AgCl的Ksp

 
Ksp  Ag  Cl 
4.濃度差電池(concentration cell)
•
•
•
•
濃差電池反應 Ag AgNO (C ) AgNO (C )
陽極反應
Ag  Ag  (C1 )  e 
Ag  (C2 )  e   Ag
陰極反應
總反應
Ag  (C2 )  Ag  (C1 )
3
1
3
2
Ag
RT a Ag  (C2 )
f 2 C2

ln
 0.0591log
nF a Ag  (C1 )
f1C1
n為濃差離子電荷 , a為活度(activity) , f為平均活度係數 , C表濃度
• 1. 活度a，是一種熱力學函數，通常用來代替非理
想氣體和液體反應的平衡 常數中的濃度。比如，
在aA=bB+cC的反應中，真正的平衡常數為：
• 上式中aA、bB 和cC 表示各分量的活性度，其濃度
(或壓力)的作用，作非理想狀態方面的糾正。
• 2. 活度係數（fi，或稱「活度因子」）則按下式定
義，相當於真實混合物中 i 偏離理想情況的程度：
• 理想情況下xi與ai相等。
• 3.平均活度係數 由於在溶液中，由於單個
離子的活度係數無法從實驗得到，一般取
電解質兩種離子活度係數的平均值，稱為
「平均活度係數」。
• 一般地講，溶液越濃，離子電荷越高，溫
度越高，溶液偏離理想溶液的程度就越大，
活度係數越小，活度與濃度的差距就會增
大
儀器裝置
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電位計*1
Ag/AgCl參考電極*1
鹽橋U型玻璃管*1
金屬片(銀鋅銅)
溫度計*1
燒杯(50ml)*4 (250ML)*2
電導線*1
脫脂棉*1
砂紙*1
藥品
•
•
•
•
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•
•
•
•
ZnSO4 (1N)
CuSO4 (1N)
AgSO4 (1N)
kCl (1N)
AgNO3 (0.1N 0.01N)
AgCl(sat)
AgI(sat)
AgI(sat)
明膠(gelatin)
洋菜(agar)
步驟
• 鹽橋製作:
• 1.將3%洋菜及3%明膠在1NKCl加熱溶解,趁其溫熱
時將之加入內徑為5mm的U型玻璃管,冰浴固化後,
倒置不易流出即可
2.單極電位的測定:
電位計
1N kCl鹽橋
→
鋅棒
電極
銅棒
CI -
K+
↓
↓
30ml 1N ZnSO4溶液
30ml 1N CuSO4溶液
陽極半反應
2
Zn  Zn  2e
Cu →Cu+ + e -
參考電極
Ag/AgCl
30ml飽和NH450ml燒杯
NO3溶液
陰極半反應
AgCI(固) + e - → Ag +CI -
• 以溫度計測其溫度,再測其單極電位,將鋅極
和ZnSO4溶液,改用銅棒和CuSO4,測再測其電
位
3.電池中兩種電解質電動勢的測定
Daniel(鋅銅)電池
電位計
1N kCl鹽橋
→
鋅棒
CI -
K+
↓
↓
銅棒
30ml 1N ZnSO4溶液 30ml 1N CuSO4溶液
陽極半反應
陰極半反應
Zn  Zn 2  2e
Cu 2  2e  Cu
測溶液溫度及電池的電位差
4.溶解度積的測定
電位計
1N kCl鹽橋
銀棒
銀棒
→
CI ↓
飽和氯化銀溶液30ml
飽和氯化溴溶液 30ml
飽和氯化碘溶液 30ml
K+
↓
0.1N AgNO3溶液30ml
陰極半反應
陽極半反應
Ag →Ag+ (飽和濃度C1)+ e - Ag+ (0.1N)+ e - → Ag
• 測定溶液溫度及電池電位差,計算AgCl溶解度積,並以
同法測AgBr AgI的溶解度積
Ag ｜ AgI(sat)｜ kCl(1N)｜ AgNO3(0.1N) ｜Ag
Ag ｜ AgBr(sat)｜ kCl(1N)｜ AgNO3(0.1N) ｜Ag
Ag ｜ AgCl(sat)｜ kCl(1N)｜ AgNO3(0.1N) ｜Ag
• (注意:因上述鹽類皆難溶於水,所以再配置飽和溶液
時,30ml水中僅需幾mg的藥品,勿使用超過0.1g)
5.濃差電池電位差的測定
電位計
飽和NH4NO3溶液
→
銀棒
銀棒
NO -3 NH + 4
↓
↓
0.1N AgNO3溶液30ml 1N AgNO3溶液30ml
陽極半反應
陰極半反應
Ag →Ag+ (0.1N)+ e –
Ag+ (1N)+ e - → Ag
(1N)
(0.01N)
(0.1N)
(0.01N)
Ag ｜ AgNO (dilu) ｜ NH4NO3(sat) ｜ AgNO3(conc) ｜Ag
數據處理
• 1.由步驟2所得之電位值合理論值比較
陽極半反應: Zn  Zn 2  2e
陰極半反應:AgCI(固) + e - → Ag + +CI 全反應：2AgCI(固) + Cu → Cu2+ + 2Ag +2CI -
陰極半反應: Cu  Cu 2  2e
陽極半反應: AgCI(固) + e - → Ag + +CI 全反應：2AgCI(固) +Zn → Zn2+ + 2Ag +2CI -
數據處理
2.由測得的丹尼爾電池電位差,和計算值做比
較
• 計算值:
• 陽極半反應:Zn  Zn 2  2e
2
Cu
 2e  Cu
• 陰極半反應:
全反應： Cu2+ + Zn → Zn2+ + Cu
數據處理
3.由飽和AgCI所測知電動勢求得AgCI ksp:
由電位計所求得之電壓代入此式
 

Ag


Ag

a Ag
(0.1)
RT
0.1

ln 
 0.059 log
F
a Ag (C1 )
C1
可求得C1
因Ag +和CI –的濃度比為1:1,所以CI –的濃度也為C1,
代入此式

 
Ksp  Ag  Cl 
依此求AgI AgBr之ksp
數據處理
4.濃度電池所得之電位差和計算值比較
將低濃度C1 0.1N 0.01N 0.01N
高濃度C2 1N 1N 0.1N
代入此式,即可求出計算值
RT a Ag  (C2 )
f 2C2

ln
 0.0591log
nF a Ag  (C1 )
f1C1
資料來源
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電動勢測定原理圖http://www.d2zr.com/2010/12/927.html
雙極雙頭開圖http://ocw.mit.edu/ans7870/SP/SP.764/imagegallery/lab3/1.html
http://zh.wikipedia.org/wiki/%E9%9B%BB%E4%BD%8D%E5%99%A8
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