Гальванические элементы. ЭДС.Потенциометрия

Гальв элемент —устрой-во, в кот-ом энергия химреакции непосредственно превращ-ся в электроэнергию! ЭДС -электродвижущая сила(Е) максимальная разность потенциалов, кот достиг-ся при обратимой реакции(в сост равновес) гальванич элемента! Е=фи2-фи1! Если Е >0, dG=-E; dG<0, то Галь элемент соверш работу-это и есть условие самопроиз-ой работы гальв элем-та! Окисл-вост реакция протек-т самопроиз-о если фи окислителя >фи восстан-ля! Элемент ЯКОБИ-ДАНИЭЛЯ: (-)Zn|ZnSO4||CuSO4|Cu(+), Zn(0)+Cu(2+)àобр стр Zn(2+)+Cu(0): анод Zn окисл-ся, катод Cu восстан-ся! E= фи(+)-фи(-)=фи(0)Cu – фи(0)Zn + RT:2F*ln ([Cu(2+)]: [Zn(2+)]! Концентрационные цепи сост из 2 одинак электродов, помещен-х в рас-ры с разн концентрац соли! E=RT:ZF*ln(C2:C1), C1<C2! Потенциометрия- методы исслед-я, основан-е на измерен-и ЭДС гальв элемента. Состящ-го из индикаторного элект-на и электрода сравнения!Этим методом чаще всего опред-ют рР!(по стандарт рас-рам с известн рН настраив-т прибор(рН-метр, ионометр), опред-т рН исследуемого рас-ра – с использ-м водородно-каломельн элем=та, хингидрон-хлорсеребр-го, элемента из стеклян и хлорсеребр электродов))

Б17.1.Предмет и основные понятия химической кинетики. Скорость реакции, молекулярность, порядок реакции. Хим. Кинетика-учение о скор-ти хим реакции, её завис-ти от разно факторов! Поэтому глав задачей ХК явл-ся управл-е хим процессм! Осн понятия: Скорость хим реакции -число элементарн актов реакции, происх-их в един-цу времени в един-це объема(для гомоген реакц) или на един-це поверх-ти раздела фаз(для гетероген).: V=+-dC/dT (dC-измен-е конц вещ-ва), измер-ся в моль/л*с! Кинетич кривые: зависимотсь конценр от времени :с=f(T), экспериментально V опред-ся как тангенс угла наклона касат-ой к кинетич кривой в момент времени Т. Кинетич уравн-е хим реакции -математич завис-ть V от концентр реагентов, продуктов и др! Молекулярность -число молекул участв-щих в элементарн актехим взаимод-я, она быв-т =1,2,3!мономолукулярные реакции: Ca(HCO3)2àCaCO3+H2O+CO2, бимолекулярн:H2+I2à2HI, тримолекуляр: 2NO+O2à2NO2! Для прост(элементарн) реакций молекуляр-ть = порядку реакции=стехиометрии! n=na+nb+….- порядок реакции (сумма показат-лей степеней, с кот-ми концентрации реагентов входят в кин уравн-е! (если будет время-Реакции нул порядка: n=0 V=к, напр.2NH3àN2+3H2! Первого прядка: n=1, V=к, [Н2О2], напр 2H2Oà2H2O+O2, второго: n=2, V=к [CO]*[Cl], напр CO+Cl2àCOCl2!

2.Водородный,каломельный,хлорсеребряный,хингидронный,ионоселективный электроды.Водородн Э- Э. в кот давлениегазообраз-го водорода поддержив-ся равным 101кПа, а актив-ть ионов Водор в рас-ра=1!(Pt)H2 | H(+), |-это граница раздела фаз!Н(+)+1еàобр стр 0,5 Н2, фи Н2О=фи(0)Н2+RT:F*lna(H+):p(Ha), фи Н2=ОВ, фи Н2=0,059*рН! Каломельный- использ-ся в кач-ве электродов сравн-я при измер-ии рН(их потенциалы известны и постоянны):Hg|Hg2Cl2|KCl, фи=фи0Hg2Cl2-RT:F*lg[Cl-]! Хлорсеребр: Ag, AgCl|KCl, фи=фи0 AgCl-RT:F*lg[Cl-]! Хингидр- соединение эквимолярн кол-в хинона и гидрохинона, испол-ся в кач-ве индикаторного для опред-я рН:C6H4O2*C6H4(OH)2,фихиногидрон=фи0хг+0,0059/2*lg[x][H+]2:[гх]! Ионоселект: содержат мембрану(полимерн, кристалич, стеклян), чувств-ы к определ виду ионов;с пом них определ-ь концентр-ии Na, R, Ca..! ферментн ионосел электр-ы испол-ся для опред-я антибиот, гормон, глюк:RM1(M)+M2(p-p)àобр стр RM2(M)+M1(p-p)!

Б18.1.Уравнение изотермы и изобары химической реакции. Прогнозирование смещения химического равновесия. Хим равновесии-сост-е сис-мы при кот-ом все её св-ва остаю-ся неизмен во времени!Закон действ масс гласит: для обратим реак-и при пост внешн усл-ях(Т, Р_, в равновесии отношение произведений концентрац-й продук-ов к произв-ю конценрт-й реагентов с учетом стехиометрии есть величина постоя-ая: dG=dG0+RT ln*(ClLCmM:CaACbB)-При равновесии dG=0 получаем dG=-RTlnKc – это и есть урав-е ХИМ ИЗОТЕРМЫ!, Можно рассчитать Кс! Kc=exp(-dG:RT), R не завис от конц-ии!Зная Кс можно расчит-ть выход продук-ов реакции, опред-ть направлен процесса! Кс завис от Темпер: lnKt2:Kt1=-dH:R*(1/т2-1/т1)-УРАВН ИЗОБАРЫ Вант-Гоффа, где dH- тепл эффект реакции, R-газовая постоя-яСогласно принцпу ЛЕ-Шателье:если в равновесной системе изменить к-л фактор (Р,Т,С)то равновесие сместиться так.,чтобы уменьшить оказанное воздействие (С+СО<à2CJ-172,5кДж)(2С+О2ß>2СО+221кДж)

2.Электродные и окислительно-восстановительные потенциалы.Уравнения Нернста и Петерса. Когда метал погруж-ся в воду или раст-р его соли, часть ионов метала переход в рас-р(Ме2+). Мет-л заряж-ся отриц-но, возник-т двойн электрич слой и скачок потенциала(элект потенциал) -ФИ! Фи зависит от1) св-в мет-ла 2) концентрации соли(с). Метал может зарядиться положи-о, если идет осаждение ионов(М+») на метал. Этот процесс обратим…Электрич работа перевода 1-го моля из рас-ра на метл или обратно: A=-dG=Z*F*фи, где Z-заряд иона, F-число Фарадея, фи-потенц электода. Используя уравн-е изотермы -dG=-RTlnKc, получаем фи=фи0+RT/ZF*ln[Me](z+)-уравн-е НЕРНСТА! Фи0-стандартн потециал электрода, кот возник на мет-ле, погружен в 1 моль/л рас-р своей слои и измер-ый относительно нормал водород электрода! Pt, H2|H(+)-это водород электр-д! фиH2|H(+)=OB при РН2=1атм, à фиH2|H(+)=RT:F*ln[H+]:PH2! Если фи0 мет-ла>фи0 водород элект-да его счит положит-м, если меньше-отрицат-м! если располагать мет-лы по мере возраст их фи0, получ-ся ряд напряж-ти мет-лов! Окисл-вост Э(Red-OX)- инертн мет-л (Pt, Pd), опущ-ый в рас-р, содерж-ий окисл(ОХ) и восстановл-ую (red) форму вещ-ва! Протекает реакция:Ox+Z eàобр стр Red или Ox+Z e+mH(+)àобр стр Red! УРАВН ПЕТЕРСА: фиRed/Ox= фи0R/o+(RT/ZF)*ln([OX]/[Red])! фи0-стандарт окис-воост потенц-л, когда концентр-ии всех участв-х вещ-в =1моль/л!