01 Potencjometria - Notatki z wykładu 1 PDF

Preview

Summary

Notatki z wykładu 1...

Description

POTENCJOMETRIA 1. KRZYWA MIARECZKOWANIA REDOKSYMETRYCZNEGO

Podczas miareczkowania redoks, w miarę dodawania odczynnika (utleniacza lub reduktora) zmieniają się stężenia postaci utlenionej i zredukowanej miareczkowanego układu. Mamy więc do czynienia z dwoma układami redoks, którym odpowiadają potencjały:

k [Utl ] k [Utl ] E1, E1,,0  log 1 ; E 2, E2, ,0  log 2 n1 [Red1 ] n2 [Red2 ] Układy te reagują ze sobą zgodnie z ogólnym równaniem: m1Utl1 + m2Red2  m1Red1 + m2Utl2 , gdzie: m1, m2 – współczynniki reakcji n1, n2 – liczby elektronów wymienianych w odpowiednich reakcjach połówkowych redoks m1 – jest bardzo często równe n1, natomiast m2 jest bardzo często równe n2. k – 2,303 RT/F i wynosi: 0,060 V w t=30oC; 0,059 V w 25oC i 0,058 V w 20oC itd. R – stała gazowa, 8,314 JK-1mol-1 T – temperatura bezwzględna F – stała Faradaya, 96487 Cmol-1 W miarę dodawania kolejnej porcji Red2 do roztworu Utl1 reakcja będzie przebiegała na prawo, aż do momentu zrównania potencjałów obu reagujących układów redoks, tzn. do momentu ustalenia się stanu równowagi. Krzywa miareczkowania redoks jest zależnością potencjału utleniającoredukującego układu redoks od objętości dodawanego titranta E’= f(Vtitr). Zmiany potencjału redoks zachodzą na skutek zmian stosunku stężeń utleniacza i zredukowanej reduktora. Można je określić na podstawie pomiarów potencjału lub obliczyć ze wzoru Nernsta, znając potencjały normalne lub rzeczywiste reagujących układów w określonych warunkach. Krzywą miareczkowania redoks można podzielić na trzy odcinki: a) odcinek krzywej do punktu równoważności b) w punkcie równoważności (PR) c) odcinek krzywej w dowolnym punkcie miareczkowania po przekroczeniu PR. Ad. a) Potencjał redoks układu przed osiągnięciem punktu równoważności Przed osiągnięciem punktu równoważności potencjał roztworu zależy tylko od potencjału układu miareczkowanego: Utl1 + n1  Red1. Dowolny punkt na tym odcinku krzywej można obliczyć z równania Nernsta dla układu miareczkowanego: E ,1 E1, ,0 

0,059 [ Utl 1 ] log [ Red 1 ] n1

Podczas oznaczania jonów Fe2+ roztworem K2Cr2O7 w środowisku kwaśnym, np. kwasu solnego zachodzą następujące reakcje:

Fe 2   Fe 3  1 ē

x6

Cr 2O 27  14H   6 ē  2Cr3+ + 7H2O

E o,,  0,67 (w 1 mol/L HCl)

x1

E ,,o  1,09 (w 1 mol/L HCl)

6Fe2+ + Cr2O72- + 14H+  6Fe3+ + 2Cr3+ + 7H2O Układem miareczkowanym jest układ Fe3+/Fe2+ wobec tego on decyduje o potencjale elektrody wskaźnikowej przed PR, który zmienia się zgodnie z równaniem: E , Eo, (Fe3 /Fe2  ) 

[Fe 3  ] k log [Fe 2 ] 1

W czasie miareczkowania maleje stężenie Fe2+ a wzrasta stężenie Fe3+, wobec tego rośnie potencjał elektrody wskaźnikowej i rośnie SEM ogniwa pomiarowego. Przed PR w nadmiarze jest układ Fe3+/Fe2+, brak jest Cr2O72-, który zostaje zużyty na utlenienie obecnego w roztworze Fe2+. Obliczanie potencjału w punkcie początkowym miareczkowania jest utrudnione, ponieważ nie znamy stężenia Fe3+, które niewątpliwie jest małe. Trzeba założyć jakąś wartość, np. 10-5 mol/L, albo obliczać potencjał dopiero po dodaniu pierwszej porcji odczynnika miareczkującego (Cr2O72-). Ad. b) Potencjał układu w punkcie równoważności W punkcie równoważności (PR) potencjały obu układów redoks są sobie równe:

E1 = E2 = EPR Ponieważ w PR dodana została równoważna ilość odczynnika, istnieją następujące zależności (jeżeli liczba moli formy Utl i Red w reakcji połówkowej jest taka sama) m2[Utl1] = m1[Red2] [Utl 1] m1 [Red 1 ]   i [Red 2 ] m2 [Utl 2 ]

m2[Red1] = m1[Utl2] [Utl1 ]PR [Red 2 ]PR  [Red 1] PR [Utl 2 ]PR

Podstawiając te zależności do wzorów na potencjały układu otrzymamy: E1  E1,,,0 

0,059 [Utl 1 ]PR log n1 [Red1 ]PR

E 2, E 2,,,0 

0,059 [Utl 2 ]PR log n2 [Red 2 ]PR

,

Ostatecznie potencjał w PR obliczamy ze wzoru: , E PR 

E o,,(1)

,, ,,  n2 E2(0) n1 E(1)0 , gdzie: n1 n 2

- rzeczywisty potencjał normalny reakcji połówkowej (1)

Eo,(, 2) -

rzeczywisty potencjał normalny reakcji połówkowej (2) n1 – liczba elektronów przenoszona w reakcji (1) n2 - liczba elektronów przenoszona w reakcji (2)

Podczas oznaczania jonów Fe2+ roztworem K2Cr2O7 w środowisku kwaśnym, w PR potencjał elektrody wskaźnikowej wynosi: E,PR 

1E o,, (Fe3 /Fe2  )  6 E o,, (Cr2O 72 ) 6,67  6,54  1,03 V 1 6 7

względem standardowej elektrody wodorowej. SEM ogniwa pomiarowego zależy od potencjału elektrody odniesienia i w przypadku zastosowania NEK (nasyconej elektrody kalomelowej), będzie mniejsze o ok. 0,25 V od , wartości E’ obliczonych względem normalnej elektrody wodorowej, gdyż E o (NEK)  +0,25V. Potencjał PR nie zależy ani od stężeń, ani aktywności składników układu redoks biorących udział w reakcji redoks, gdyż te wielkości nie występują w powyższym równaniu. Jeżeli w reakcji redoks uczestniczą pośrednio, tzn., jeżeli są wiązane lub wydzielane jony H+ lub OH-, to wtedy pH wpływa na Eo,,. Wtedy należy uwzględnić wpływ tych jonów w obliczeniach: E ,,o E ,o 

k m k pH lub E o,, Eo,  log [H  ] m n n

gdzie: Eo, - potencjał normalny układu redoks k – współczynnik zależny od temperatury m – współczynnik stechiometryczny n – liczba elektronów wymienionych w reakcji pH= – log [H3O+] Ad. c) Potencjał redoks układu po przekroczeniu punktu równoważności Potencjał w dowolnym punkcie krzywej miareczkowania po przekroczeniu punktu równoważności obliczamy podobnie jak dla przypadku przed PR. Potencjał utleniającoredukujący roztworu zależy od potencjału układu, którym miareczkujemy (titranta): Red2  Utl2 + n2 Dowolny punkt na tym odcinku krzywej można obliczyć z równania Nernsta dla układu titranta: 0,059 [Utl 2 ] E 2, E o(, 2 )  log [Red 2 ] n2 Przy oznaczaniu Fe2+ roztworem K2Cr2O7 w środowisku kwaśnym po przekroczeniu PR o potencjale elektrody wskaźnikowej decyduje układ miareczkujący C 2O72-/Cr3+ i potencjał zmienia się zgodnie z równaniem: k [Cr 2O 27 ][H  ]14 E' E o, (Cr O2  /Cr3  )  log 2 7 [Cr 3 ]2 6 E'  E ,o (Cr O2 /Cr3 )  2

7

[Cr 2O 27  ] k 14 k pH  log ; [Cr3 ]2 6 6

Eo,,(Cr O 2  /Cr 3 ) 2

7

Przy dalszym dodawaniu K2Cr2O7 stężenie Cr3+, H + w przybliżeniu pozostaje stałe, natomiast wzrasta szybko stężenie Cr2O72-, a tym samym rośnie potencjał elektrody wskaźnikowej i SEM ogniwa. Po PR w roztworze brak jest jonów Fe2+, a obecne są Cr2O72- i Cr3+.

2. KRZYWA MIARECZKOWANIA STRĄCENIOWEGO Miareczkowanie strąceniowe prowadzi się w układzie zawierającym trudno rozpuszczalny osad oraz metaliczną elektrodę znajdującą się w równowadze z jonami tego samego metalu, występującymi w roztworze i osadzie: Meo (elektroda)  Men+ + ne, w obecności osadu. Aktywność formy zredukowanej aMeo = 1. Równanie Nernsta przybiera wówczas postać typową dla elektrody drugiego rodzaju. W celu przeprowadzenia tego typu miareczkowania, należy zbudować ogniwo złożone z elektrody odniesienia o stałym potencjale oraz elektrody wskaźnikowej, której potencjał zależy od stężenia oznaczanego jonu, którym jest jeden z jonów wchodzących w skład osadu, powstającego jako produkt reakcji pomiędzy roztworem miareczkującym i miareczkowanym. Zastosowanie miareczkowania potencjometrycznego osadowego wymaga zastosowania odpowiedniej elektrody wskaźnikowej. Rodzaj elektrody wskaźnikowej zależy od składu osadu. Metodę tę wykorzystuje się najczęściej do oznaczania jonów Ag+ oraz jonów tworzących osady z jonami Ag+, takich jak Cr-, Br-, I-, SCN- i inne. Stosowanym układem jest Ag+ + 1ē  Ago (elektroda). Potencjał układu przed punktem równoważności W przypadku oznaczania Ag+ lub Cl-(X -) podczas miareczkowania zachodzi reakcja:

Ag+ + X -  AgX W roztworze zmienia się stężenie jonów Ag+ i X-, w sposób opisany przez iloczyn rozpuszczalności Ks soli tworzącej się podczas miareczkowania:

KsAgx = [Ag]+[X -] Jako elektrodę wskaźnikową stosuje się elektrodę srebrową, która jest elektrodą metaliczną pierwszego rodzaju. Jej potencjał zmienia się zgodnie z równaniem Nernsta: E'  E o, ( Ag/Ag o ) 

k log [Ag  ] 1

Przed PR stężenie jonów Ag+ nie związanych w osad jest dość duże w stosunku do tych, które są określone iloczynem rozpuszczalności soli AgX. W miarę dodawania jonów X – zmniejsza się stężenie wolnych jonów Ag+, a więc potencjał jest coraz mniejszy. Potencjał układu w punkcie równoważnosci Podczas miareczkowania Ag+ jonami X – w PR wszystkie jony Ag+ są związane w osad. Stężenie jonów Ag+ jest określone przez iloczyn rozpuszczalności soli: [Ag+] = K s AgX ,

E'  E o (Ag /Ag o ) 

k log [Ag  ] 1

E' Eo, (Ag /Ago )  k log

Ks AgX

Przy miareczkowaniu strąceniowym PR odpowiada tym stężeniom składników związku trudno rozpuszczalnego, przy których roztwór czystej substancji jest nasycony w danej temperaturze. Dla soli typu 1:1, tzn. AX, stężenie obu składników w PR są jednakowe

[Ag+] = [X-] = K s AX . Dla soli typu A2X (lub XA2) w PR [A+] = 2[X-], czyli: [X -] =

3

Ks , a więc [A+] = 2  4

3

Ks = 4

3

2K s

Potencjał układu po przekroczeniu PR Jeżeli miareczkujemy Ag+ jonami X -, to po przekroczeniu PR mamy układ przypominający elektrodę drugiego rodzaju, czyli odwracalną względem anionu: Ago/AgX (X -) elektroda odniesienia. O potencjale elektrody srebrowej decydują jony Ag+, które są określone przez Ks AgX oraz efekt wspólnego jonu przez jony X-, które po PR są w dużym nadmiarze. Potencjał liczymy wówczas ze wzoru: E'  E ,o (Ag /Ag o ) 

[Ag  ] 

k log [Ag  ] 1

Ks AgX [X  ]

E'  Eo, (Ag /Ag o)  k log K s AgX  k lg[X ]

E'  E o, (Ag/AgCl)  k log[X  ]

Potencjał maleje w miarę wzrostu stężenia jonów X -, które obniżają rozpuszczalność osadu, a tym samym stężenie Ag+. W przypadku oznaczania jonów X – za pomocą Ag+ sytuacja przed i po PR jest opisana odwrotnie.

Przykład 1. Obliczyć potencjał elektrody chlorosrebrowej zanurzonej w roztworze , 0,01 mol/l NaCl. Normalny potencjał elektrody chlorosrebrowej E o AgCl/Ag jest równy + 0,222 V względem normalnej elektrody wodorowej. Elektroda chlorosrebrowa jest elektrodą drugiego rodzaju, jest odwracalna względem anionu. Potencjał tej elektrody jest wyrażony wzorem Nernsta: ,  Eo, AgCl/Ag  EAgCl/Ag

k 1 log [ Cl  ] n

Elektrodą chlorosrebrową jest zazwyczaj drut srebrny pokryty elektrolitycznie AgCl, zanurzony w roztworze zawierającym jony Cl-, pochodzące z chlorku lub kwasu solnego. Schemat elektrochemiczny tej elektrody: Ag/ AgCl(s) /Cl-. Przemiany zachodzące na elektrodzie można przedstawić równaniem: Ago + Cl-  AgCl + 1ē W stanie równowagi szybkości reakcji w obu kierunkach są jednakowe. Potencjał elektrody srebrowej wyraża się wzorem: E ,Ag /Ago E ,oAg /Ag o  0,059 log a Ag = 0,80 V + 0,059 log aAg+

Elektrodę chlorosrebrową można traktować jako elektrodę reagującą na aktywność jonu Ag +, która jest uzależniona od aktywności jonu Cl- przez iloczyn rozpuszczalności AgCl a Ag  aCl   Ks AgCl -

Ponieważ KsAgCl=1,610-10 w 25oC, to potencjał elektrody chlorosrebrowej, zależy od aktywności a jonu Cl-. Mamy potencjał normalny elektrody chlorosrebrowej. ,

( Eo Ag, AgCl ), gdy aCl- = 1. ,  E o, Ag,AgCl  0,059 log aCl  EAg, AgCl

nNaCl nCl

W temperaturze 25oC:

,  Eo, Ag,AgCl  0,059 log[Cl  ] EAg, AgCl

, E Ag, AgCl   0,222  0,059 log 0,01   0,340 V

Odp. Potencjał elektrody chlorosrebrowej wynosi + 0,340 V względem NEW. Przykład 2. Obliczyć potencjał redoks układu 0,3% (m/m) roztwór NaI+stały AgI, jeżeli , KsAgI=210-16. E o Ag /Ag = + 0,8 V, temp. 25oC (Na – 23; I – 127; Ag – 108). Mamy tutaj do czynienia z elektrodą drugiego rodzaju, elektrodą jodosrebrową, jest to więc przypadek analogiczny do poprzedniego, tylko Ks jest inny. Schemat elektrochemiczny tej elektrody Ag/ AgI(s) /I-. Przemiany zachodzące w elektrodzie można zapisać: 

Ag + I-  AgI + 1ē E’ = + 0,8 V + 0,059  log KsAgI – 0,059  log [I-] E’ = + 0,8 V + 0,059  log 210-16 – 0,059  log [I-] Aby obliczyć stężenie [I-], należy uwzględnić fakt, że NaI  Na+ + I-: n NaI = n I- cm NaI = [I-] % (m / m )  10 ; M 0,3% (m/m ) 1 10 0,3% (m/m ) 110 0,3% (m/m ) 110    0,02 mol/L c  M NaI (23  127) 150 g/mL

c 

[I-] = 0,02 mol/L E’ = 0,8 V + 0,059 log KsAgI – 0,059  log 0,02 = -0,026 V Odp. Potencjał układu Ag(AgI(s)/NaI wynosi –0,026 V. Przykład 3. Obliczyć potencjał redoks układu Cr2O72-/Cr3+ w temperaturze 30oC, , zawierającego 0,2 mol/L Cr2O72- i 0,004 mol/L Cr3+, przy pH=4. E o Cr2 O72  /Cr 3  1,3 V. Proces zachodzący na elektrodzie jest procesem odwracalnym: Cr2O 72 + 6ē + 14H+  2Cr3+ + 7H2O Potencjał tego układu jest opisany równaniem Nernsta: E'  E 'o 

k k [Utl]a log  log [H  ] m n [Red] b n



E' Eo' Cr O 2  /Cr 3   2

7



k [Cr 2O 27 ][H ]14 log [Cr 3 ]2 6

k (temp. 30oC) = 0,06 V n = 6ē 0,06 V [Cr2O 27 ] 14 0,06 log  log [H ] E , 1,3 V  3 2 6 [Cr ] 6 E , 1,3 V  0,01 log

[Cr2 O27  ]  14 0,01 pH [Cu3  ]2

[Cr2O 72 ] = 0,2 mol/L [Cr3+] = 0,004 mol/L pH = 4 E , 1,3 V  0,01 log

0,2  14 0,01 4 0,78 V (0,004) 2

2 3 Odp. Potencjał redoks układu Cr2O 7 / Cr wynosi +0,78 V względem NEW.

UWAGA: Obniżenie kwasowości znacznie zmniejsza potencjał redox, czyli zdolność utleniającą układu w roztworze. Przykład 4. Obliczyć potencjał redoks roztworu o pH=1, otrzymanego przez dodanie do 500 cm3 0,2% (m/m) KCr(SO4)2 – 3 g K2Cr2O7. E o, (Cr2 O 72 /Cr 3 ) +1,35 V, temp. 15oC, k = 0,057 V. Jest to przykład podobny do poprzedniego z tym, że inna jest kwasowości i temperatura roztworu. E ,  E o, (Cr O 2 /Cr 3 )  2

7

[Cr O 2  ] 14 0,057 0,057 log 2 3 7 2  pH 6 [Cr ] 6

Ponieważ w równaniu Nernsta należy uwzględnić stężenia molowe formy utlenionej i zredukowanej należy je policzyć na podstawie danych w zadaniu: KCr(SO4 )2  K  Cr 3  2SO24

n KCr(SO4)2 = n Cr3+ M KCr(SO4 )2 39  52  2 (32  4 16) 283 g/mol c KCr(SO

4 )2



% (m / m )  10 0,2% (m/m ) 1 10   0,007067 mol/l M 283

n c   n  c V  0,007067 mol/l 0,5 l  3,5336 10  3 mol V

n

KCr(SO4 )2

3 n Cr 3,5336 10  3 mol Cr 3

K2Cr2O7  2K   Cr2O 27  n K 2Cr 2O 7 n Cr O2 2

7

M K2 Cr2O7 2 39  2 52  7 16 294 g/mol

3g m 0,010204 mol n s  n  294 g/mol M

n K 2Cr2O 7  n Cr O 2 0,010204 mol Cr 2O 27 2 7 n 0,010204 mol  0,02041 mol/l [Cr2 O 27 ]  Vcalk 0,5 l 

n 3,5336 10 3 mol  7,067110 3 mol/l  [Cr 3  ]  0,5 l Vcalk

Licząc potencjał i wstawiając odpowiednie dane: E , Eo,

(Cr2 O27  /Cr3  )



0,02041 14 0,057 0,057 log  1 3 2 (7,06710 ) 6 6

E’ = +1,24 V Odp. Potencjał redoks roztworu KCr(SO4)2 i K2Cr2O7 wynosi +1,24 V względem elektrody wodorowej. Przykład 5. Obliczyć E’ układu AsO43-/AsO33-, jeżeli Eo Stężenie AsO

3 4

'

(AsO34 /AsO33 ) = 



+0,56 V, pH=9.

3 3

=0,002% (m/m) , stężenie AsO  0,3% (m/m) , temp. 20oC (MAs – 75).

Jeżeli elektrodę obojętną, np. elektrodę platynową, która jest przykładem elektrody typu redoks, zanurzyć do roztworu zawierającego dwie formy: utlenioną AsO43i zredukowaną AsO33-, to proces zachodzący na elektrodzie można zapisać następującym równaniem: AsO43- + 2ē + 2H+  AsO33- + H2O Potencjał tego układu wyraża równanie Nernsta: E , Eo, 

k [Utl]a mk log  pH n [Red ]b n

E ,  E ,o (AsO3  /AsO 3 )  4

3

[AsO34  ] 2 k k log  pH 2 [AsO33 ] 2

Dla temp. 20oC k=0,058, n = 2ē 0,058 [AsO 34 ] E'  0,56 V  log  0,058 9 2 [AsO 33  ] Ponieważ w równaniu Nernsta stężenia form utlenionej i zredukowanej mają wymiar mol/L, to należy podane w treści stężenia procentowe obu form zamienić na molowe, korzystając ze wzoru: . Dla roztworów o stężeniu  5% (m/m) (czyli roztworów rozcieńczonych) przyjmujemy gęstość  = 1 g/mL.

cAsO3   4

% (m / m )AsO3  110 4

M AsO 3 4

M AsO 3 75  4 16 139 g/mol 4

0,002% ( m / m) 1 10 1,439 10  4 mol/l [AsO34 ] c AsO3   4 139 g/mol

M AsO 3 75  3 16 123 g/mol 3

cAsO3   3

0,3 % ( m / m) 1 10 0,02439 mol/l [AsO 33  ] 123 g/mol

E '   0,56 V 

0,058 1,439 10  4 log  0,058 9  0,027 V 2 0,0243 g

Odp. Potencjał układu AsO43-/AsO33- wynosi –0,027 V względem NEW.

Przykład 6. Jaki będzie potencjał formalny (rzeczywisty) E o'' dla układu Cr2O72-/Cr3+ przy , pH=3,5, temp. 15oC. E o ( Cr 2O27 /Cr3 )   1,3 V. Jeżeli elektrodę platynową zanurzymy w roztworze zawierającym układ Cr2O72-/Cr3-, to na elektrodzie zachodzi następująca odwracalna reakcja redoks, która umożliwia ustalenie się równowagi: Cr2O72- + 6ē + 14H+  2Cr3+ + 7H2O Wzór Nernsta opisujący ten proces jest następujący: E ,  Eo, ( Cr O2  /Cr 3 )  2

7

k mk [Utl] a log  pH b n n [Red]

Potencjał rzeczywisty (formalny) Eo’’ odpowiada wartości potencjału zmierzonego dla układu, w którym logarytm ilorazu stężenia formy utlenionej do zredukowanej jest równy 0. E ,  Eo,(Cr2O27  /Cr3 ) 

log

k [Cr O 2  ] 14 k log 2 3 7 2  pH n [Cr ] n

[Cr 2O 27 ] 0 [Cr 3 ] 2

E ,  Eo,( Cr O 2  / Cr 3 )  2

7

E o,,  E o, ( Cr O2 /Cr 3 )  2

7

14 k pH E o,, n 14 k pH n

Dla temp.15oC k = 0,057, n = 6ē, pH = 3,5 ,,

Eo 1,3 V 

14 0,057 3,5 0,835 V 6

Odp. Potencjał rzeczywisty dla układu Cr2O72-/Cr3+ wynosi +0,835 V względem NEW.

Przykład 7. Obliczyć potencjał redoks mieszaniny zawierającej 86% (m/m) AsO33i 14% (m/m) AsO43-. E o, (AsO43-/AsO33-) = +0,58 V, pH=8,3, temp. 30oC. Podobnie jak w przykładzie 5: Dla temp. 30oC, k = 0,060 V. 3

E ,  0,58  0,4980  0,03log

[AsO4  ] [AsO33 ]

Ponieważ we wzorze Nernsta stosunek formy utlenionej do zredukowanej musi mieć wymiar mol/l, a w treści mamy podaną tylko zawartość procentową obydwu form w stosunku do całości, dlatego należy uwzględnić to w obliczeniach. , E  0,58  0,498  0,03 log

14% ( m / m)  0,0583V 58,3 mV 86% ( m / m)

Odp. Potencjał E’ dla roztworu AsO43-/AsO33- wynosi +58,3 mV względem NEW.

Przykład 8. Jakie było stężenie roztworu AgNO3, jeżeli potencjał elektrody srebrowej utworzonej przez zanurzenie w tym roztworze drutu srebrnego, zmierzony względem nasyconej elektrody kalomelowej, wynosił +0,495 V. Ponieważ potencjały standardowe elektrod (odczytane z tabeli) są wyrażone względem elektrody wodorowej, w tej skali wyrazimy również potencjał podany w przykładzie. W tym celu do wartości +0,495 V należy dodać potencjał nasyconej elektrody kalomelowej wyrażony względem standardowej elektrody wodorowej, czyli +0,245 V. W tablicy potencjałów standardowych mamy dla układu Ag +/Ag wartość +0,7999 V. Podstawiając dane do równania: Ag+ + 1ē  Ago 0,059 log [Ag  ] n 0,059  log[Ag ]  0,495  0,245  0,799  0,059 log [Ag ] 1

E ,  E o, Ag /Ag o  ,

E ,  E o Ag/Ag o log [Ag  ] 

 0,495 0,245 0,799  1 0,059

[Ag+] = 10-1 mol/L, a stężenie AgNO3 = 0,10 mol/L Odp. Stężenie roztworu AgNO3 wynosi 0,1 mol/L.

Przykład 9. Oblic...