Химическая кинетика

Применение ЭДС для определения измерения ТД функций при электродных реакциях и констант равновесий ()

Применения измерений ЭДС для аналитических цепей. Потенциометрические тестирования

Электроды сравнения, элемент Вестана

Применения измерений ЭДС для определения рH раствора.

Для определения pH собирается гальванический элемент, один из электродов которого обратим по отношению ионов водорода (водородные, стеклянные, хингидродные). Второй электрод – это электрод сравнения, т.е. электрод с известным потенциалом постоянным.

Определение pH с водородным электродом.

(-) Pt, H₂ | p-p || KCl | Hg Cl, Hg (+)

_{ЭДС =} j - j; j = b lg a = - bpH; pH=-lg a

_{ЭДС =} j + bpH;

pH =

Pt

Определение pH с хингидронным электродом.

(-) Hg, Hg₂ Cl | KCl || p-p | Pt (+)

Исслед р-р хингидрон

C H O * C H (OH) C H O +

+C H O +

+ C H (OH)

хингидрон – это эквимолекулярный комплекс хинона и гпдрохинона.

C H O + 2H +2e C H (OH)

О О OH

+2е +2H

О хенон О OH гидрохенон

Потенциал хингедрона j = j + lg; a =const

В кислотной среде 1;

В щелочной среде отношение активностей 1

Применять хингедр. электрод только в кислой среде.

lga = 2lga j = j + b lna j = j - bpH

E =j - j E=j - bpH - j

pH =;

Применяется для определения концентрации раствора при титровании составляется гальванический элемент один электрод называется индикаторный его потенциал меняется при титровании, т.е он должен быть обратим по отношению к тем ионам, концентрация которых изменяется при титровании.

Исследуемый раствор помещается в индикаторный электрод, прикасается порциями после каждого титрования, измеряется ЭДС элемента, строится кривая титрования.

ЭДС это функция от объема приливания раствора.

Резкое изменения от количества приливаемого раствора наблюдают точки эквивалентности.

Пимер: титруем кислоту HCl с щелочью NaOH

(-) Hg, Hg₂Cl₂ Pt (+)

, где,

-

V (NaOH)

NaOH

Е

HCl + NaOH NaCl + H₂O

V_к С = V_щ С_н,щ.

G = -nFE.

Тепловой эффект химической реакции:

Измерив ЭДС можно вычислить константу равновесия электрохимической реакции.

5.1.Основные понятия формальной кинетики: скорость реакции, порядок.

5.2.Зависимость скорости от концентрации, константа скорости

5.3..Кинетическая классификация гомогенных необратимых химических реакций. Реакции I и II порядков. Кинетические уравнения. Дифференциальные (интегральные) этих реакций, уравнение, выражающее зависимость концентраций от продолжительности этих реакций, период полупревращения.

5.4.Экспериментальные методы определения порядка реакции и константы скорости.

5.5.Зависимость скорости и константы скорости химической реакции от температуры. Уравнение Аррениуса.

5.6. Теории химической кинетики (активных столкновений переходного состояния или активированного комплекса).

5.1.Основные понятия формальной кинетики: скорость реакции, порядок

Хим. кинетика – это учение о скорости хим. реакции и механизме её протекания.

Механизм – это последовательность элементарных (актов) стадий реакции.

Скорость хим. реакции – реакции бывают гомогенными и гетерогенными.

Скорость гомогенной реакции – (истинная скорость) наз-ся изменения количества реагирующих или образующихся веществ в единицу времени, в единицу объема.

= *,

Где N – кол-во вещества, t – время, V- объем данной фазы

Знак d это мгновенное изменение.

=С =,

c = C -C t = t - t

C C

C C

C

C

исх.в-ва t продукты t

- величина всегда положительная.

Знак ‘-’ ставиться, когда v оценивается по убыли исходных веществ, а знак ‘+’ по накоплению продуктов реакции.

=, средняя скорость

Дата добавления: 2014-01-04