равна 4,2 мВ при 25 \degreeС . Когда исходный буфер заменили на другой, изменилась полярность элемента и значение ЭДС: E = - 21,75 мВ. Рассчитайте pH обоих буферных растворов.
Ответ. pH_1 = 7,37, \ pH_2=6,93 .
Помогите решить
Для начала посмотрим на ячейку. Обычно слево находится анод, а справо катод, на них проходят окисление и восстановление, соответственно.
Напишем уравнения полуреакций восстановления для обоих электродов:
А реакцию в общем виде можно записать как:
Второй электрод называется каломельным. Его обычно используют как сравнительный, а в первом, если я не ошибаюсь, под Q имеется в виду хинон. Уже написав полуреакции можно заметить, что потенциал будет зависить от концентрации водорода(т.e. от pH), потому что водород участвует в одной из них. Это можно расписать через уравнение Нернста.
Как правило, если информации про концентрации других реагентов нет, то подразумевают стандартные электроды, поэтому остальные реагенты я не записал. Однако, чтобы решить задачу нужны справочные данные, а именно стандартные потенциалы восстановления. Загуглив находим, что для хинина он равен 0.7, а для ртути 0.268 . Дальше идет чисто подставление и решение уравнения.
Небольшой tip, чтобы проверить ответ: Чем больше потенциал, тем сильнее окислительные свойства вещества. По стандартным значениям видно, что хинон окислитель сильнее, чем ртуть, тем не менее, значение разница потенциалов между ними близка к нулю. Значит либо окислительную силу ртути повысили, либо уменьшили ее для хинона. В задаче возможен только второй вариант, поэтому концентрация иона водорода должна быть намного меньше единицы, что и видно из ответа.
Почему мы не можем найти pH используя только стандартный ЭДС хинина по формуле -RTln( \frac{1}{[H^{+}]^2}) = -nFE^{0}_{Q \cdot QH_{2}}?
эта формула используется только для равновесия, при равновесии у нас энергия Гиббса равна нулю следовательно потенциал тоже равен нулю:
Стандартный ЭДС это же когда второй электрод стандартный водородный. А тут на другом конце не он, приходится и за ним в справочник лезть.
Почему в уравнении Нернста использовали в Q только концентрацию Н+? А Cl-?
стандартный каломельный электрод (S.C.E):
этот электрод используют в качестве сравнительного электрода, то есть когда ты находишь электродный потенциал для какого то электрода в нашем случае хинон и это все в присутствии сравнительного электрода( в нашем случае каломельный электрод) у нас уравнение Нернста приобретает вид:
есть еще стандартный водородный электрод S.H.E ( стандартный потенциал равен нулю), и Ag|AgCl
Концентрации остальных равны единице
Как вы это поняли? Где-то об этом говорилось?
Обычно когда не даются концентрации других реагентов (как раз таки наш случай), автор подразумевают, что они равны одному, по другому задачу решить никак.
эххххх, у меня даже это не получается.
Какое значение вышло для Е_0 ? Он у меня -0,432 В. А мВ я взял как В \cdot 10^{-3}
С такими значениями, концентрация [H^+] у меня тупо не выходит.
А как я рассчитал E_0 ?
\Delta_rG_1 - для реакции с ртутью
\Delta_rG_2 - для реакции с хиноном
Получается у нас :
А еще я что-то данное преображение не понял, как до не дошли? Откуда взяли -E^0 (SCE) ?
Ну да, E^\circ_{cell}=E^\circ_{катод}-E^\circ_{анод}
Не понял зачем, но если тебе так удобней, то ок. Это же просто как с милиметрами и метрами взаимопревращаться
Значит ты не знаком с уравнением Нернста, и не знаешь как оно работает. И решить задачу эту ты не сможешь, не поняв как использовать уравнение Нернста. E^\circ(SCE) — это потенциал стандартного каломельного электрода
Само уравнение Нернста вышло из уравнение изотермы:
Поделим все на -nF:
Видимо я просто считать не умею 
Я подумал, что выделенное мною красное выражение значит, минусануть E^\circ(SCE), вот и возникло недопонимание, а оказывается не так
Бывает
