Вимірювання електродних потенціалів 


Мы поможем в написании ваших работ!



ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?

Вимірювання електродних потенціалів



Визначення потенціалів електродів ґрунтується на вимірюванні різниці потенціалів між двома електродами – індикаторним і електродом порівняння за відсутності струму у зовнішньому ланцюгу. Як електроди порівняння застосовують водневий електрод або електроди ІІ-го роду, потенціали яких є сталими величинами у будь-якому середовищі. Так стандартний електродний потенціал насиченого хлорсрібного електроду дорівнює +0,201 В.

Водневий електрод являє собою платиновий дротик, занурений у розчин кислоти, через який пропускають водень. Схема електроду має такий вигляд – Pt,Н2+. На поверхні електроду перебігає оборотна реакція: 2Н+ + 2ē ⇄ Н2.

Рівняння Нернста для водневого електроду має вигляд:

. (7.8)

Потенціал водневого електроду, що працює за стандартних умов, прийнято рівним нулю. Рівняння Нернста для стандартного водневого електроду має вигляд:

. (7.9)

Розроблена воднева шкала стандартних електродних потенціалів дозволяє визначати напрямок перебігу електрохімічних процесів. Відповідно цій шкалі потенціал електроду дорівнює ЕРС елементу, в якого один з електродів – стандартний водневий, а інший – електрод, потенціал якого визначається.

Як індикаторні електроди застосовують мембранні електроди, потенціали яких залежать від активності відповідних іонів. Це іон-селективні електроди. Найбільш відомим з них є скляний електрод, який являє собою скляну кульку, виготовлену з електродного скла. Кулька заповнена розчином кислоти з відомою концентрацією іонів Н+, в якому знаходиться контактний півелемент, виготовлений з платини. Величину потенціалу для скляного електроду можна обчислити за формулою:

e = e 0 – 0,059 рН, (7.10)

Потенціал іонселективного електроду є функцією активності іонів у розчині. Для визначення активності іонів такий електрод з'єднують з електродом порівняння, занурюють електроди у досліджуваний розчин, і вимірюють ЕРС елементу за допомогою потенціометрів, які називають іонометрами. Шкала цих приладів показує логарифм активності іонів, концентрацію яких визначають.

Лекція №8

Основні положення хімічної кінетики

План лекції

1. Швидкість хімічних реакцій. Закон діючих мас. Константа швидкості.

Правило Вант-Гоффа. Аналіз рівняння Арреніуса.

2. Кінетична класифікація хімічних реакцій. Молекулярність і порядок реакції. Кінетичні рівняння хімічних реакцій І-го та ІІ-го порядків.

3. Методи визначення порядків хімічних реакції.

Рекомендована література: [1] С.456-464, [2] С.68-71, [3] С.61-67,

[4] С.121-126.

Швидкість хімічних реакцій

Хімічна кінетика – розділ фізичної хімії, що вивчає швидкість хімічних реакцій та механізм їх перебігу. Швидкість хімічної реакції визначається за зміною концентрації реагентів або продуктів реакції за одиницю часу. Швидкість хімічної реакції залежить: від концентрації реагентів; умов перебігу реакції; природи реагентів; наявності каталізаторів або інгібіторів.

Закон діючих мас. Швидкість хімічних реакцій пропорційна числу зіткнень, яких зазнають молекули реагентів під час реакції, тобто від концентрації реагентів. Ця залежність одержала назву закону дії мас: "Швидкість хімічної реакції пропорційна добутку концентрацій реагуючих речовин, зведених у степені їх стехіометричних коефіцієнтів". Для абстрактної реакції:

aA + bBdD + rR (8.1)

швидкість хімічної реакції розраховують за рівнянням:

, (8.2)

де СА і СВ – концентрації вихідних речовин; k – константа швидкості реакції.

Константа швидкості хімічної реакції – це фізична величина, яка дорівнює швидкості реакції, за умови, що концентрації усіх реагентів дорівнюють 1 моль/л. Константа швидкості реакції – основна кінетична характеристика реакцій, оскільки вона не залежить від концентрації реагентів.

Правило Вант-Гоффа характеризує залежність швидкості реакцій від температури: "При підвищенні температури на кожні 10 градусів швидкість реакцій зростає у 2...4 рази". Правило Вант-Гоффа носить виключно емпіричний характер і виконується в інтервалі температур 0...1000 С. Теоретичну залежність швидкості хімічної реакції від температури виражає рівняння Арреніуса:

, (8.3)

де k – константа швидкості реакції; B ‑ коефіцієнт пропорційності; Е a ‑ енергія активації, Дж; R ‑ газова стала, 8,31 Джмоль×К; Т ‑ температура, К.

Енергія активації – це мінімальна енергія, яку необхідно надати молекулам, щоб зробити їх активними, тобто здатними вступати в хімічну реакцію. Чим менша енергія активації, тим більше швидкість хімічної реакції.



Поделиться:


Последнее изменение этой страницы: 2017-02-05; просмотров: 791; Нарушение авторского права страницы; Мы поможем в написании вашей работы!

infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 44.223.5.218 (0.005 с.)