На головну

Залежність електроднихпотенціалів від концентрації. Рівняння Нернста. Розрахунок Енергії Гіббса оксиди-восст процесів по ЕРС гальванічного ел-та

електродний потенціал - Різниця електричних потенціалів між електродом і знаходяться з ним в контакті електролітом (найчастіше між металом і розчином електроліту).

якщо концентрація іонів металу в розчині менше рівноважної, то при зануренні металу в розчин рівновагу зміщується вправо, що призводить до негативного заряду на металі по відношенню до розчину. Якщо малоактивний метал занурений в розчин солі з концентрацією більше рівноважної, то відбувається перехід іонів з розчину на метал, заряджений позитивно. У будь-якому випадку виникає подвійний електричний шар, і з'являється різниця електричних потенціалів, або гальвані-потенціал.

Залежність електродного потенціалу від концентрації (активності) іонів і температури і називається рівнянням Нернста для окремого електрода.

Рівняння Нернста - рівняння, що зв'язує окислювально-відновний потенціал (Окислювально-відновний потенціал (редокс-потенціал від англ. Redox - reduction-oxidation reaction, Eh) - міра здатності хімічної речовини приєднувати електрони (відновлюватися)). Окислювально-відновний потенціал висловлюють в мілівольтах (мВ) системи з активностями речовин, що входять в електрохімічне рівняння, і стандартними електродними потенціалами окисно-відновних пар.

E - електродний потенціал, E0 - Електродний потенціал, вимірюється в вольтах;

R- універсальна газова постійна, рівна 8.31 Дж / (моль · K);

T - абсолютна температура;

F- число Фарадея, рівне 96485,35 Кл / моль;

m- число моль електронів, що беруть участь в процесі;

и  - Активності відповідно окисленої і відновленої форм речовини, що бере участь в полуреакции.

В гальванічній комірці, де мимовільна окислювально-відновна реакція змушує осередок виробляти електричний потенціал, енергія Гіббса ?Go повинна бути негативною, у відповідності з наступним рівнянням:

?Goяч = -nFEoяч

де n це кількість молей електронів на моль продуктів, а F є постійною Фарадея, ~ 96485 Кл / моль. Таким чином застосовні наступні правила:

якщо Eoяч> 0, тоді процес мимовільний (гальванічна)

якщо Eoяч <0, тоді процес несамопроізвольное (електролітична комірка)

Кінетичне рівняння ре акцій. Залежність швидкості реакцій від температури. Рівняння Арреніуса. Енергія активації. Реакційний механізм. Поняття про перехідний комплексі та проміжної частинки.

Швидкістю хімічної реакції називається ЗМІНА КОНЦЕНТРАЦІЇ реагенту або продукту в одиницю часу.

Різницю між тим, що було і тим, що стало, часто позначають буквою грецького алфавіту ? (дельта) Отже, тільки що наведене визначення математично можна виразити так:

Чим більше концентрація молекул (А) або (Б) в суміші, тим більша ймовірність зіткнення між ними. v = [А моль / л] [Б моль / л]

Надалі позначення "моль / л" в квадратних дужках ми вже писати не будемо. Зауважимо, що в отриманому нами виразі для швидкості хімічної реакції розмірності лівої і правої частини не збігаються. Дійсно, розмірність швидкості реакції, як ми вже знаємо, "моль / л.сек", а розмірність твори в правій частині рівняння інша: "моль2 / л 2". Для того щоб вирівняти розмірності в правій і лівій частинах рівняння, потрібен коефіцієнт пропорційності. Позначимо його буквою k і дамо йому розмірність "л / моль.сек". Тоді рівняння прийме такий вигляд:

v = k [А] [Б]

Коефіцієнт пропорційності k здатний виконувати набагато більш корисну функцію, ніж просте вирівнювання розмірностей в лівій і правій частинах рівняння (2). Коефіцієнт k НЕ ЗАЛЕЖИТЬ від концентрацій [А] і [Б]. Ці концентрації (як і швидкість) можуть змінюватися в ході реакції, але значення k зберігається ПОСТІЙНИМ для даної реакції в обраних умовах. Тому коефіцієнт k називають константи швидкості РЕАКЦІЇ. Рівняння (2) називається кінетичного рівняння для реакцій типу А + Б = В (або А + Б = В + Г + ...). Бувають випадки, коли реакція відбувається в результаті одночасного зіткнення трьох частинок. Наприклад, для реакції 2А + Б = В (або 2А + Б = В + Г + ...) кінетичне рівняння має виглядати так:

v = k [А] [А] [Б] або v = k [А]2[Б]

У загальному випадку, для реакції

aA + bB + cC = dD + eE + fF + ...

кінетичне рівняння для швидкості реакції записується в такий спосіб:

v = k [A]a[B]b[C]c

Воно являє собою твір концентрацій реагентів, кожна з яких взята в ступеня, рівний числу молей відповідного речовини в повному рівнянні реакції. Це не що інше, як математична запис ЗАКОНУ ДІЇ МАС.

Часто зустрічається і термін ЗАКОН ЩО ДІЮТЬ МАС, причому можна використовувати будь-який з цих назв. Закон діючих мас і його математичний вираз - кінетичне рівняння - називають основним законом хімічної кінетики. Цей закон можна сформулювати так:

При постійній температурі швидкість хімічної реакції прямо пропорційна добутку молярних концентрацій реагентів.

Про кінетичному рівнянні v = k [A]a[B]b[C]c кажуть, що воно має порядок по кожному з вхідних в нього речовин. Порядок реакції по даної речовини - це показник ступеня при концентрації даної речовини в кінетичному рівнянні. Наприклад, рівняння v = k [NO]2[O2] має другий порядок за NO і перший порядок по Про2. Сума порядків по всім речовинам (a + b + c) називається загальним або сумарним порядком реакції.

Правило Вант-Гоффа: При підвищенні t на кожні 10 градусів швидкість хімічної реакції зростає в 2-4 раза.Vt2 = Vt1 * ? ^ t1-t2 / 10 де ? - температурний коефіцієнт реакції.

Слід пам'ятати, що правило Вант-Гоффа застосовується лише для реакцій з енергією активації 60-120 кДж / моль в температурному діапазоні 10-400oC. Правила Вант-Гоффа також не підкоряються реакції, в яких беруть участь громіздкі молекули, наприклад білки в біологічних системах. Температурну залежність швидкості реакції більш коректно описує рівняння Арреніуса.

З ростом температури число активних молекул швидко збільшується, що призводить до різкого зростання швидкості реакції. ((рівняння Арреніуса: K = ZPe-Eа/ RT, Z-число зіткнень молекул в секунду в одиниці об'єму; e = 2, 718 ..; R-універсальна газова постійна = 8,314 Дж / моль * К; Т- температура, К; Р- так званий стерическом множник. ))

За Арреніусу константа швидкості k і енергія активації Ea пов'язані співвідношенням, який отримав назву рівняння Арреніуса: k = Ze-Ea\RT Тут Z - число зіткнень, R - універсальна газова стала, T - абсолютна температура. Таким чином, при постійній температурі швидкість реакції визначає Ea. Чим більше Ea, Тим менше число активних молекул і тим повільніше протікає реакція. При зменшенні Ea швидкість зростає, а при Ea = 0 реакція протікає миттєво. Витрачається на переклад початкових продуктів в активний стан енергія потім повністю або частково знову виділяється при переході до кінцевих продуктів. Різниця енергій початкових і кінцевих продуктів визначає ?H реакції, яка від енергії активації не залежить. Таким чином, по шляху з початкового стану в кінцеве система повинна подолати енергетичний бар'єр. Тільки активні молекули, що володіють в момент зіткнення необхідним надлишком енергії, рівним Ea, Можуть подолати цей бар'єр і вступити в хімічну взаємодію. З ростом температури збільшується частка активних молекул в реакціоннной середовищі.

 Змінити величину Ea можна за допомогою каталізаторів. Речовини, які беруть участь, але не витрачаються в процесі реакції, назваются каталізаторами. Саме це явище називається катализом. Залежно від того, чи знаходиться каталізатор в тій же фазі, що і реагують речовини, або утворює самостійну фазу, говорять про гомогенному або гетерогенному каталізі. Механізм каталітичної дії для них не однаковий, проте, і в тому і в іншому випадку відбувається прискорення реакції за рахунок зниження Ea, Т. Е. Утворюються частинки проміжного з'єднання AK (каталізатора з реагентами), потім активний комплекс AKB і кінцеві продукти з регенерацією каталізатора. Отже, каталітичний шлях виявляється кінетично більш вигідним, ніж пряме взаємодія вихідних речовин. Існує ряд специфічних каталізаторів - інгібіторів, що знижують швидкість реакції.

интермедиат (Лат. Intermedius - середній) - проміжна речовина з коротким часом життя, що утворюється в ході хімічної реакції і потім реагують далі до продуктів реакції. Зазвичай интермедиатами є атоми або молекули з незаповненими електронними оболонками, наприклад радикали, карбокатіони, карбаніони. З причини того, що інтермедіати дуже швидко реагують, їх концентрація в реакційній суміші дуже мала.

ПЕРЕХІДНЕ СТАН (Активоване комплекс), конфігурація системи атомних ядер і електронів, що беруть участь в елементарному акті хімічної реакції, в момент подолання системою енергетичного бар'єру, що розділяє її початковий і кінцевий стани. Теорію перехідного стану застосовують для розрахунку швидкостей хімічних реакцій.



 Твір розчинності Умови освіти і ратсворенія опадів. Іонний обмін і ионообменники. |  Первинні і вторинні джерела хімічної інформації.

 Кислоти і підстави. Кислотно-основні свойтсва по Арреніус, Бренстед-Лоурі та Льюїса. |  Солі, основні властивості. Гідроліз солей. Приклади. |  Хімія як наука про речовини та їх перетворення. Місце хімії в системі наук. Матерія. Хімічна форма енергії. Суміші і речовини. Властивості матеріалів. Аналіз і синтез. |  Ізольовані і неізольовані системи. Функції стану, рівняння стану. Робота теплота і енергія. Температура. Внутрішня енергія. |  Амфотерность. Водневий показник. Поняття про індикатори. Ацидиметрія. Буферні розчини. |  Ентальпія. Перший закон термодинаміки. Правила термохіміі. Закон Гесса. |  Ентропія. 2 закон термодинаміки. 3 закон термодинаміки. |  Електроліз. Електроліз водних розчинів і розплавів. Закони Фарадея. Практичне застосування елеткроліза. |  Електродні потенціали. Електродні потенціали металів і фактори, що впливають на їх величину. Поняття про стандартні потенціали. Стандартний (нормальний) водневий потенціал. |  Каталозі, каталізатори. Основні типи каталізаторів. Принцип мікроскопічної оборотності. Інгібітори. |

© um.co.ua - учбові матеріали та реферати