Tarazlıq sabitinin qiyməti əsas termodinamik funksiyalarla ( , , ) aşağıdakı kimi əlaqələndirilir:

Gibbs enerjisindəki dəyişiklik haradadır, universal qaz sabitidir, temperaturdur və tarazlıq sabitidir.

(45) tənliyinə tarazlıq vəziyyəti üçün kimyəvi reaksiya izoterm tənliyi deyilir.

Bunu nəzərə alaraq yaza bilərik:

(45) və (46) əlaqələri həm entalpiya amilinin, həm də entropiyanın geri dönən kimyəvi reaksiyaların tarazlıq sabitinə təsirini birbaşa müəyyən etməyə imkan verir.

Kimyəvi tarazlığın dəyişməsi. Le Chatelier prinsipi

Sistemin kimyəvi tarazlıq vəziyyətində olduğu şəraitdə (temperatur, təzyiq, konsentrasiya) dəyişiklik irəli və əks reaksiyaların sürətlərinin qeyri-bərabər dəyişməsi nəticəsində balanssızlığa səbəb olur. Zamanla sistemdə yeni şərtlərə uyğun yeni kimyəvi tarazlıq yaranır. Bir tarazlıq vəziyyətindən digərinə keçid tarazlıq vəziyyətinin yerdəyişməsi və ya yerdəyişməsi adlanır.

Xarici şəraitin dəyişməsi nəticəsində kimyəvi tarazlıq mövqeyinin yerdəyişmə istiqaməti Le Chatelier prinsipi ilə müəyyən edilir:

Əgər tarazlıq vəziyyətində olan sistemə (temperaturun, təzyiqin, konsentrasiyanın dəyişməsi) kənar təsir edilirsə, onda tarazlıq bu təsiri azaldan prosesə doğru dəyişir.

1. temperaturun tarazlıq vəziyyətinə təsiri istilik effektinin əlaməti ilə müəyyən edilir:

saat artırmaq temperatura (isitmə), geri çevrilən reaksiyanın tarazlığı doğru sürüşür endotermik reaksiyalar; saat azalma temperatura (soyutma), geri çevrilən reaksiyanın tarazlığı doğru sürüşür ekzotermik reaksiyalar.

Məsələn, reaksiya üçün

artan temperaturla tarazlıq tərs reaksiyaya doğru dəyişir - istilik udulması ilə baş verən endotermik.

2. təzyiqin tarazlıq vəziyyətinə təsiri reaksiya zamanı qaz halında olan maddələrin həcminin və ya mollarının sayının dəyişməsi ilə müəyyən edilir:

Misal üçün,

3. reaktivlərin konsentrasiyasının tarazlıq vəziyyətinə təsiri:

Maddənin konsentrasiyası artdıqda (onu əlavə etməklə) geri dönən reaksiyanın tarazlığı bu maddənin reaksiya verdiyi reaksiyaya doğru dəyişir, yəni istehlak edilir. Maddənin konsentrasiyası azaldıqda, geri dönən reaksiyanın tarazlığı bu maddənin əmələ gəldiyi reaksiyaya doğru dəyişir.

Məsələn, geri çevrilən reaksiya üçün başlanğıc maddələrin konsentrasiyasının artması ( və ya ) tarazlığı sağa sürüşdürəcək, yəni. reaksiya məhsullarına doğru və bu maddələrin konsentrasiyası azaldıqda - sola, yəni. başlanğıc maddələrin əmələ gəlməsinə doğru. Reaksiya məhsulunun () konsentrasiyası artdıqca tarazlıq sola, konsentrasiya azaldıqca isə sağa keçir.

Faza tarazlığı

Maddənin bir fazadan digərinə dəyişmədən keçməsi ilə əlaqəli heterojen tarazlıq kimyəvi birləşmə adlandırılır faza.

Heterojen tarazlığın ən ümumi qanunlarından biri (faza olanlar da daxil olmaqla). Gibbs faza qaydası(1876):

tarazlıq çoxfazalı sistemdə sərbəstlik dərəcələrinin sayı (C) sistemin müstəqil komponentlərinin sayına (K) və fazaların sayına (F) üstəgəl 2 bərabərdir, burada iki xarici amillərin sayıdır ( p və T):

(48)

Komponent– sistemin müstəqil komponenti olan kimyəvi cəhətdən homojen maddə sistemdən təcrid oluna və istənilən vaxt təcrid olunmuş vəziyyətdə mövcud ola bilər.

Məsələn, kalium xlorid (KCl) məhlulu üçün komponentlərin sayı 2-dir.

Həmin maddələr müstəqil komponentlər kimi seçilir, onların ən kiçik sayı həm bütün sistemi, həm də onun hər hansı bir fazasını yaratmaq üçün kifayətdir.

Məsələn, üç komponentli maddələrin tarazlıq sistemini yaratmaq üçün və fazaları təyin edərkən hər hansı iki maddəni götürmək kifayətdir, çünki üçüncü reaksiya nəticəsində əldə edilir:

Buna görə də, bu vəziyyətdə müstəqil komponentlərin sayı ikidir.

Faza- sistemin digər hissələrindən interfeys vasitəsilə ayrılmış, xassələri kəskin şəkildə dəyişdiyi bir hissəsi.

Məsələn, (49) tənliyi ilə təsvir edilən tarazlıq sistemində fazaların sayı 2-dir.

Azadlıq dərəcəsi– fazaların sayını və ya növünü dəyişdirmədən müəyyən hüdudlarda özbaşına dəyişdirilə bilən şərtlərin sayı (T, p, C).

Heterojen çoxfazalı sistemlər təsnif edilə bilər:

Heterojen tarazlıq sistemini nəzərdən keçirək:

Heterojen sistemlərin tarazlıq vəziyyətini həndəsi şəkildə təsvir etmək üçün faza diaqramlarından istifadə olunur.

Sistemi (50) təsvir edən vəziyyət diaqramı Şəkil 3-də təqdim olunur.

düyü. 3. Suyun vəziyyətinin diaqramı

Hər bir faza (maye, bərk, qaz) diaqramın müəyyən sahəsinə uyğundur, digər fazalardan bu iki faza arasındakı tarazlığı xarakterizə edən xətt ilə məhdudlaşır ( ).

OA əyrisi – buz-buxar sistemindəki tarazlığa uyğundur (sublimasiya əyrisi);

ƏS əyrisi – su-buxar sistemində tarazlıq (buxarlanma əyrisi);

OB əyrisi – buz-su sistemindəki tarazlıq (ərimə əyrisi).

Buna görə də, hər bir əyri iki fazalı sistemə aiddir. Belə sistemlər monovariantdır ( ).

Məsələn, OC əyrisi maye su üzərində doymuş buxar təzyiqinin əyrisidir. Bu əyri göstərir ki, hər bir temperatur bir xüsusi buxar təzyiqinə uyğundur və əksinə, hər bir təzyiq su və buxarın tarazlıqda olduğu müəyyən bir temperatura uyğundur. Beləliklə, 100˚C temperaturda (şək. 3) hər iki faza yalnız su buxarının təzyiqi 101,3∙10 5 Pa olduqda bir-biri ilə tarazlıqda olur. Eyni temperaturda buxar təzyiqinin dəyişdirilməsi bir fazalı sistemlə nəticələnəcəkdir.

O nöqtəsində bu iki fazalı sistemlərdə tarazlığı xarakterizə edən hər üç əyri kəsişir. Bu nöqtə hər üç faza arasındakı tarazlığa uyğundur: buz-su-buxar və adlanır üçlü nöqtə.

Faza qaydasına (48) görə, üçlü nöqtədə sərbəstlik dərəcələrinin sayı sıfırdır (). Bu sistemdə tarazlıq yalnız ciddi şəkildə müəyyən edilmiş şərtlərdə ( , °C) mümkündür.

Faza qaydası heterojen sistemlərdə baş verən mürəkkəb kimyəvi prosesləri təhlil etməyə kömək edir.

BÖLMƏ 3. HƏLL HOLLARI.

Bir maddənin digər maddəyə elektron vermək qabiliyyəti redoks reaksiyasının tarazlıq sabitindən istifadə etməklə də qiymətləndirilə bilər. Bu sabit reaksiya emf ilə aşağıdakı kimi bağlıdır. Oksidləşdirici agent arasında reaksiya olsun

Ox1 və Red2 reduksiya agenti iki yarım reaksiyadan ibarətdir:

Balans vəziyyətində

ORQ-lər qeyri-üzvi və orqan maddələrini aşkar etmək, müdaxilə edən ionları maskalamaq, qeyri-üzvi maddələri org matrislərindən təcrid edərkən, titrimetrik üsullarla (iyodo-, xloriodo-, yoodat-, bromato-, nitrito-, permanqanat-, dikromato-, serium-) istifadə olunur. , bir çox elektrokimyəvi və kinetik analiz üsullarında.

Güclü turşuların, zəif turşuların, zəif və güclü turşuların qarışığının pH-nın hesablanması.

2 turşu:

Turşu çox zəif deyilsə və çox kiçik bir konsentrasiyada deyilsə, o zaman avtoprotoliz laqeyd qalır.

K*S çox fərqlidirsə, laqeyd qala bilər. (güclü+zəif)

Zəif turşular (birinin + digərinin protonlarını sayırıq, loqarifm götürürük)

Çox zəif və ya kiçik konsentrasiya

bərabərliyə riayət olunmur

36+38. Seçim nümunəsi. Ümumi, laboratoriya və analiz edilmiş nümunələr. Arbitraj testi. Nümunənin parçalanması. Nümunələrin parçalanmasının “yaş” üsulları. Nümunələrin növləri (nümayəndə, ümumi, laboratoriya, təhlil edilmiş). Qazlardan, mayelərdən nümunə götürülməsi, bərk maddələr, orta hesabla. Səhvlərin səbəbləri.

Dağılmatədqiqat obyektinin təhlil üçün seçilmiş hissəsi adlanır (təhlil edilmiş nümunə).

Orta (təmsilçi) nümunə- təhlil edilən obyektin orta tərkibi və xassələri təhlil edilən obyektin orta tərkibi və xassələri ilə eyni hesab edilən kiçik hissəsi.

Ümumi test- Nümunənin ölçüsü və seçmə üsulu nümunənin ümumi vəziyyətindən, onun homojenlik dərəcəsindən, hissəcik ölçüsündən və təhlilin nəticəsinin məqbul qeyri-müəyyənliyindən asılıdır. Obyektdən ümumi nümunə götürülür.

Laboratoriya nümunəsi- üyüdülmə və orta hesablama yolu ilə ümumi nümunədən alınır.

Analiz edilmiş nümunə-keyfiyyət üçün istifadə olunan laboratoriya nümunəsinin bir hissəsi və

Kəmiyyət təhlili.

Qaz nümunəsi

Qaz halında olan maddələrin ümumi nümunəsi kiçikdir. Müvafiq möhürləyici maye ilə, həmçinin xüsusi vakuumlu həcmli kolbalardan və ya büretlərdən istifadə edin

konteynerlər. Qapalı məkanda qazlardan nümunə götürərkən (məsələn,

atelye, laboratoriya), müxtəlif nöqtələrdə nümunə götürülür, sonra qarışdırılır və ya ayrıca analiz edilir.

Mayelərin nümunə götürülməsi

Homojen mayedən nümunə götürülməsi (məs. göz damlaları və ya inyeksiya üçün məhlul) adətən bu məqsəd üçün pipetlərdən və ya büretlərdən istifadə etməklə həcm üzrə aparılır. Əvvəlcə maye hərtərəfli qarışdırılır. Əgər analiz edilən mayenin qarışdırılması çətin və ya qeyri-mümkündürsə, onda nümunə götürmə qabın müxtəlif dərinliklərində aparılır.

Nümunə götürməzdən əvvəl, heterojen mayelər qarışdırma və ya vibrasiya ilə hərtərəfli homojenləşdirilir. Belə mayelərin nümunələri çox vaxt təkcə həcmlə deyil, həm də kütlə ilə götürülür. Axından maye analiz edilirsə, etibarlı məlumat əldə etmək üçün axın boyu müxtəlif yerlərdən nümunələr götürülür.

Redaksiya və nəşriyyat şurası tərəfindən təsdiq edilmişdir. Tümen Dövlət Neft və Qaz Universiteti

Tərtib edənlər: - Fiziki və analitik kimya kafedrasının müdiri, kimya elmləri doktoru, professor;

köməkçi;

Aparıcı mühəndis

© Tümen Dövlət Neft və Qaz Universiteti, 2000

1. Elektrokimyəvi proseslərin termodinamiği. Elektromotor qüvvələr. Elektrod potensialları.

1.1. Elektrokimyəvi elementin termodinamiği.

Elektrokimyəvi elementin nə olduğunu nəzərdən keçirək. Transformasiya kimyəvi enerjinin elektrokimyəvi enerjiyə çevrilməsi galvanik elementdə mümkündür. Qalvanik hüceyrə kimyəvi reaksiya vasitəsilə elektrik cərəyanı yaradan bir cihazdır.

Bəzi istisnalarla reaksiya adi kimyəvi vasitələrlə və ya qalvanik hüceyrədə aparıla bilər. Məsələn, qarşılıqlı reaksiya:

sink boşqabını mis sulfat məhluluna batırmaqla həyata keçirilə bilər. Bu vəziyyətdə bu reaksiya kimyəvi olaraq davam edəcəkdir. Eyni reaksiya Şəkil 1-də göstərilən galvanik hüceyrədə də həyata keçirilə bilər. 1.1.

Elektrodlarda və qalvanik elementdə aşağıdakı proseslər baş verəcək:

müsbət qütbdə (+),

mənfi qütbdə (-)

elementdə ümumi reaksiya

Qalvanik hüceyrədə aparılan reaksiya yolu elektrokimyəvi adlanır. Reaksiya kimyəvi yolla aparıldıqda elektronlar sink metalından birbaşa mis ionuna keçir. Reaksiya elektrokimyəvi yolla aparıldıqda sink metalından elektronlar keçirici vasitəsilə mis ionuna keçir. İstənilən qalvanik zəncirin əsasını redoks təşkil edir

bir qütbdə oksidləşmə (mənfi), digər qütbdə isə azalma (müsbət) baş verən reaksiya.

Mis sulfat və sink sulfat məhlulları qarışmamaq üçün yarı keçirici arakəsmə ilə ayrılır.

Şəkildə göstərilmişdir. 1.1. qalvanik hüceyrə aşağıdakı kimi yazılır:

Elektrodlar bir metal keçirici ilə birləşdirilirsə, sink elektrodu həll olunur. Sink kationları məhlula daxil olur və elektrod mənfi yüklənir; Mis kationları mis elektrodda boşaldılır. Xarici metal keçirici sink elektroddan mis elektroda elektron axını aparır və elektrik cərəyanı yaradır. Mis elektrod hüceyrənin müsbət qütbü, sink elektrod isə mənfi qütb kimi xidmət edir. Mənfi və müsbət qütblər arasında potensial fərq yaranır. Əgər qalvanik element termodinamik tərsinə çevrilən şəraitdə işləyirsə, onda bu potensial fərq maksimum olacaq və hüceyrənin elektromotor qüvvəsi (EMF) adlanır.

Elektrod proseslərində iştirak edən maddələrin fəaliyyətləri birliyə bərabərdirsə, nəticədə yaranan emf standart emf (Eº) adlanır.

Geri dönən işləyən qalvanik element üçün (ile P=sopst Və T"=sopst) olacaq:

At"=zFE, (1.1)

a At"=-ΔG (1.2). (1.1) və (1.2) bəndlərindən əldə edirik

At"=-ΔG=zFE, (1.3)

Harada A t"-galvanik elementin maksimum faydalı işləməsi; ΔG qalvanik hüceyrədə baş verən reaksiya üçün Gibbs enerjisinin dəyişməsidir; E- elementin elektromotor qüvvəsi.

(1.3)-dən əldə edirik:

ΔG=-zFE (1.4)

Hər hansı bir proses üçün entropiyanın dəyişməsi tənliklə müəyyən edilir:

(1.5)

1. Metal-məhlul interfeysində ikiqat elektrik qatının əmələ gəlməsi; potensial atlamanın baş verməsi;

2. Elektrod potensialı, normal potensial. Gərginlik seriyası.

3. Elektrodların növləri və növləri; elektrod potensialının asılılığı, -danəmələ gələn ionların konsentrasiyası;

4. Qalvanik elementlər. Qalvanik hüceyrələrin EMF;

5. Kimyəvi və konsentrasiyalı qalvanik elementlər. Qalvanik elementlərin EMF-nin ifadəsi;

6. Qalvanik elementlərin termodinamikasını;

7. Məhlulun aktivlik əmsalını, tarazlıq sabitlərini təyin etmək üçün EMF metodunun tətbiqi, pH həllər.

Ədəbiyyat.

1., . Fiziki kimya. M.: aspirantura məktəbi. 1899. Ç. VII. S.248-282.

2. Mühazirələrin kursu.

İş 1. Yakobi-Daniel elementinin EMF-nin ölçülməsi.

İşin məqsədi qalvanik elementin EMF-nin ölçülməsi metodologiyasını mənimsəməkdir.

Jacobi-Daniel qalvanik elementi mis və sink elektrodlarından ibarətdir. Elementin qalvanik dövrəsi aşağıdakı kimi yazılır:

(+)Ci|Ci, CuSOhttps://pandia.ru/text/78/222/images/image133_6.gif" width="11" height="23">|Zn(-)

Qalvanik element işləyərkən elektrodlarda baş verən dəyişikliklər səbəbindən onun potensial fərqi sabit qalmır. Buna görə də, EMF-ni ölçmək üçün bir elementin EMF-nin geri çevrilmə şəraitində potensial fərqlə ölçülməsinə əsaslanan bir kompensasiya üsulu istifadə olunur. EMF ölçmək üçün yüksək müqavimətli DC potensiometr P306 və ya pH metrdən istifadə edə bilərsiniz. Əvvəlcə ölçmə qurğusunun diaqramını və cihazda alınan ölçmələrin ardıcıllığını öyrənməlisiniz. Bundan sonra galvanik element yığılır.

İşin tamamlanması. Məhlula batırılmadan əvvəl mis və sink lövhələri zımpara ilə təmizlənir, su ilə yuyulur, aseton və ya spirtlə yağdan təmizlənir və yenidən yaxşıca yuyulur.

Məhlullar müxtəlif qablara tökülür (100 ml stəkan) SiSO və ZnSO, müəyyən bir konsentrasiya (konsentrasiya variantları Cədvəl 1-də verilmişdir), belə ki, elektrod səthlərinin 3/4 hissəsi məhlullara batırılır. Elektrodların yuxarı ucları naqillərdən istifadə edərək potensiometrə birləşdirilir. Əvvəllər doymuş kalium xlorid məhlulu ilə doldurulmuş elektrolitik açar, məhlullara fincanlara daxil edilir.

Qalvanik elementin emf-i məhlulların müxtəlif konsentrasiyalarında ölçülür. Hər ölçmədən əvvəl elektrodları məhlullarda 10-15 dəqiqə saxlamaq lazımdır. Alınan məlumatlar cədvəldə qeyd olunur. 1.

Eksperimental olaraq ölçülmüş EMF dəyərləri (1.26) tənliyindən istifadə edərək nəzəri olaraq hesablananlarla müqayisə edilməlidir. Mis və sink elektrodlarının standart elektrod potensiallarının dəyərləri və EMF dəyərlərinin nəzəri hesablanması üçün lazım olan elektrolit məhlullarının orta aktivlik əmsalları istinad kitabında tapıla bilər.

Cədvəl 1. Yakobi-Daniel elementinin EMF-nin ölçülməsinin nəticələri

Məhlulların konsentrasiyası, m		Erass, V	Səhv ölçüldü.

İşlə bağlı hesabat hazırlanır.

Laboratoriya işləri üçün ədəbiyyat.

Ali Məktəb. 1974.

2. A. Ya, Şatalov, . Fiziki kimya üzrə seminar. M.: Ali məktəb. 1975.

İş 2. Zəif turşunun dissosiasiya sabitinin təyini.

İşin məqsədi potensiometrik metoddan istifadə etməklə dissosiasiya sabitinin təyini metodologiyasını mənimsəməkdir.

Potensiometrik ölçmə üsulu pH zəif turşunun məhlulu onun dissosiasiya sabitini hesablamağa imkan verir. Birvalent zəif turşunun dissosiasiya dərəcəsi çox kiçikdirsə, onda

K= cα2 (3.1)

buradan münasibət belədir:

https://pandia.ru/text/78/222/images/image195_3.gif" width="31" height="25"> - hidrogen ionlarının konsentrasiyası;

α - dissosiasiya dərəcəsi;

c - turşu məhlulunun konsentrasiyası.

Axırıncı bərabərliyin loqarifmini götürərək işarəni əksinə dəyişərək, bizdə var pH həll:

(3.3)

(3.3) tənliyinə əsasən eksperimental nöqtələr koordinatlara uyğun olmalıdır pH -lgc düz xəttə. Düz xəttin yamacı 1/2 olmalıdır. Oxda bu düz xətt ilə kəsilmiş seqment

tgс=0-da ordinatlar, dəyərə uyğundur https://pandia.ru/text/78/222/images/image198_3.gif" width="23" height="24 src=">

Dəyişmək pH dissosiasiya sabitlərini təyin etmək üçün zəif turşuların duzlarının məhlullarından istifadə olunur.

İşin tamamlanması. Zəif turşulardan birinin (sirkə, formik, benzoik) dissosiasiya sabitini təyin edə bilərsiniz.

Müəyyən edilməlidir pH müxtəlif konsentrasiyalı zəif turşu məhlulları. Başlanğıc məhlul kimi turşulardan birinin 0,1 N məhlulu götürülür. Ondan məhlullar hazırlanır: 5 10-2; 5 10-3; Bu məhlulların hər biri üçün üç dəfə ölçmək üçün pH metrdən istifadə edin pH.İstənilən miqdar kimi pH

Laboratoriya işləri üçün ədəbiyyat.

1. Fiziki kimyadan seminar. Ed. . M.:

Ali Məktəb. 1974.

2.. Fiziki kimya üzrə seminar. M.: Ali məktəb. 1975.

İş 3. Duz hidroliz sabitinin təyini.

İşin məqsədi potensiometrik üsulla duz hidrolizinin sabitinin təyini metodologiyasını mənimsəməkdir.

Güclü turşu və zəif əsas, güclü əsas və zəif turşu, zəif əsas və zəif turşudan əmələ gələn duzlar hidrolizdən keçir.

Ölçmə pH bu duzların məhlulları hidroliz sabitlərini təyin etməyə imkan verir. Bəzi hallara nəzər salaq.

Hal 1. Güclü turşu və zəif əsas duzunun hidrolizi (məsələn, NH https://pandia.ru/text/78/222/images/image155_6.gif" width="11" height="20">+HO↔Me(OH)+H,

1. Fiziki kimyadan seminar. Ed. . M.:

Ali Məktəb. 1974.

2.. Fiziki kimya üzrə seminar.

M.: Ali məktəb. 1975.

Əlavə 1.

pH metr üçün iş proseduru. I. Tampon məhlullarından istifadə edərək pH metrin qurulması.

1. Ölçmə üçün pH metrin qurulması pHsabit olan həllər temperatur;

2. Temperaturu əl ilə kompensasiya etmək üçün şüşə termometrlə ölçülən bufer məhlullarının temperatur dəyərini (otaq temperaturu) təyin etmək üçün “əl tempi” düyməsini döndərin;

3. Ön paneldəki "rejim" düyməsini basaraq, ölçü vahidlərini təyin edin "pH" və rezistorun fırlanması "pH", yan divarda yerləşir, onu təxminən orta vəziyyətə qoyun;

4. Elektrodları birinci tampon məhluluna batırın pH=4 və "tampon" rezistorunun oxunu döndərərək, göstəricidəki dəyəri dəyərə bərabər qoyun pH tampon həlli;

5. Elektrodları distillə edilmiş su ilə yuyun, süzgəc kağızı ilə qurudun və onları ikinci bufer məhluluna batırın. pH=9, 18;

6. Konvertorun yan divarındakı “3” rezistorunun oxunu döndərərək, göstəricinin dəyərini dəyərə bərabər qoyun. pH bufer məhlulu (9.18). II. Ölçmələrin aparılması.

1. Ölçmə zamanı elektrodları distillə edilmiş su ilə yuyun və onları ölçmə məhluluna batırın. Oxunmalar göstəricidən istifadə etməklə aparılır;

2. İşin sonunda elektrodlar distillə edilmiş su ilə yuyulur və distillə edilmiş su və ya 0,1 N məhlulu olan stəkana batırılır. NS1.

Tətbiq!.

Hesabat üçün tələblər.

1. Əsərin adı göstərilir;

2. İşin məqsədi göstərilir;

3. İşin nəzəri əsasları qısa şəkildə təsvir edilir, hesablama düsturları yazılır və hesablama üsulları təsvir edilir;

4. Ölçmə və hesablamaların nəticələri cədvəllər və qrafiklər şəklində təqdim edilir;

5. İş üzrə nəticələr verilir.

Nəşr üçün abunə Le7^ y^g Format 60x84/16 Tiraj 125" Düz çap

Rotaprint Tümen Dövlət Neft və Qaz Universiteti, Tümen, Volodarskogo, 38

RUSİYA FEDERASİYASININ TƏHSİL NAZİRLİYİ TÜMEN DÖVLƏT NEFT VƏ QAZ UNİVERSİTETİ

METODOLOJİ TƏLİMATLAR

Kursda laboratoriya işləri üçün: "Fiziki kimya", ixtisasların tələbələri üçün "Elektromotor qüvvələr və elektrod potensialları" bölməsi:

2501 - “Üzvi maddələrin kimyəvi texnologiyası”;

2504-"Təbii enerji daşıyıcılarının və karbon materiallarının kimyəvi texnologiyası".

tam zamanlı təhsil

Kimyəvi termodinamikada Gibbs enerjisini tarazlıq sabiti ilə əlaqələndirən əlaqə mövcuddur. Bu, xətti və eksponensial formada yazılmış məşhur Vant Hoff tənliyidir:

Kimyəvi reaksiyanın DG 0 298 qiymətini hesablamaqla tarazlıq sabitini təyin etmək olar. (4.13) tənliyindən belə çıxır ki, DG 0-ın qiyməti mənfi olarsa, logK müsbət olmalıdır, bu da öz növbəsində K >1 deməkdir. Və əksinə, əgər DG 0 > 0 olarsa, K<1.

Misal 13. Sistemdə standart şəraitdə birbaşa və ya əks reaksiya baş verəcək:

CH 4 (g) + CO 2 (g) 2CO (g) + 2H 2 (g).

Bu reaksiya üçün kütlələrin hərəkət qanununu yazın.

Həll: Suala cavab vermək üçün DG 0 298 və ya birbaşa reaksiya hesablamalısınız. Son ifadə ZDM-dir. Müvafiq maddələrin DG 0 298 dəyərləri Cədvəl 4.1-də verilmişdir. Standart şəraitdə sabit olan aqreqasiya vəziyyətlərində sadə maddələr üçün DG 0 f qiymətlərinin sıfıra bərabər olduğunu və CO 2 (-394.3) üçün DG 0 ƒ (kJ/mol ilə) dəyərlərinin olduğunu bilərək. , CH 4 (-50. 8) və CO (-137.1), (4.7) tənliyindən istifadə edərək DG 0 h.r hesablayırıq. :

DG 0 x..r. = 2DG 0 ƒ, (CO) - DG 0 ƒ, (CH 4) - DG 0 ƒ, (CO 2) = 2·(-137.1) - (-50.8 - 394.3) = +170, 9 kJ = 170900 J.

Bundan sonra tarazlıq sabitini hesablayırıq

Fakt budur ki, DG > 0 və Kr<< 1, указывает на невозможность самопроизвольного протекания прямой реакции при T = 298 К и равенстве давлений взятых газов
1,013 × 10 5 Pa (760 mm Hg və ya 1 atm.). Əks reaksiya bu şərtlər altında özbaşına baş verəcək, çünki bunun üçün DG = -170,9 kJ və K » 10 37.

Misal 14. Maddələrin standart əmələ gəlmə entalpiyalarına və mütləq standart entropiyalarına əsasən (cədvəl 4.1) tənliyə uyğun gedən reaksiyanın DG 0 298-ni hesablayın.

CO (g) + H 2 O (l) CO 2 (q) + H 2 (q), DN 0 ƒ, (kJ/mol) -110,5 -285,8 -393,5 0S 0 (J/mol K) 197,5 70,1 213,6 130,6

Kütləvi hərəkət qanununu yazın və Kp hesablayın.

Həll:

1) DH 0 = (-393,5 + 0) - (-110,5 - 285,8) = + 2,80 kJ.

2) DS 0 = (213,6 + 130,6) - (197,5 + 70,1) = 0,0766 kJ/mol.

3) DG 0 = +2,80 - 298·0,0766 = -20,0 kJ.

H 2 O (l) konsentrasiyası 1-ə bərabər qəbul edilir və ZDM-ə daxil edilmir, çünki sıxlaşmış bir vəziyyətdir.

Misal 15. Fe 2 O 3-ün hidrogenlə reduksiya reaksiyası tənliyə uyğun olaraq davam edir

Fe 2 O 3 (k) + 3H 2 = 2Fe (k) + 3H 2 O (g); DH o = + 96,61 kJ.

Bu reaksiya üçün kütlələrin hərəkət qanununu yazın. Entropiyanın dəyişməsi DS 0 = 0,1387 kJ/mol K olarsa, bu reaksiya standart şəraitdə mümkündürmü? Fe 2 O 3-ün azalması hansı temperaturda başlayacaq? Bu temperaturda K-nin dəyəri nədir?

Həll. DG 0 reaksiyasını hesablayırıq:

DG 0 = DH 0 - TDS 0 = 96,61 - 298·0,1387 = 55,28 kJ.

Maddələrin aqreqasiya vəziyyəti nəzərə alınmaqla bu reaksiya üçün ZDM: .

Eyni vaxtda

DG >0 olduğundan standart şəraitdə reaksiya mümkün deyil; əksinə, bu şəraitdə dəmir oksidləşməsinin (korroziya) əks reaksiyası baş verir. DG = 0 olan temperaturu tapaq. Bu halda DH 0 = TDS 0, deməli

Buna görə də, təxminən 696,5 K temperaturda Fe 2 O 3-ün reduksiya reaksiyası başlayacaq. (“Təxminən” çünki məsələni həll edərkən biz DH və DS-nin temperaturdan zəif asılılığını, eləcə də K şərtinin olmasını nəzərə almırıq.< 1 означает не полное отсутствие реакции, а лишь малую степень её протекания). Иногда эту температуру называют температурой начала реакции. Подставляя в выражение для К значение Т = 696,5 К, убеждаемся, что К = 1.

Bu o deməkdir ki, = olan temperatur reaksiyanın başladığı temperatur kimi qəbul edilir.

Misal 16. Müəyyən temperaturda H 2 + I 2 2HI sisteminin tarazlıq sabiti 40-dır. Bu maddələrin ilkin konsentrasiyaları eyni olarsa və 0,01 mol/l olarsa, hidrogen və yodun (%) hansı hissəsinin HI-yə keçəcəyini müəyyən edin, və = 0.

Həll. Belə məsələləri həll edərkən stokiometrik reaksiya tənliyindən istifadə olunur. ilə işarə edək x tarazlıq yarandıqda hidrogen istehlakı. Buna görə də, H 2-nin tarazlıq konsentrasiyası p = olacaqdır
(0,01 - x). I 2 H 2 qədər istehlak edildiyi üçün (tənliyə görə, 1 mol H 2 üçün 1 mol I 2 istehlak olunur), onda p = (0,01 - x). Tənlikdən aydın olur ki, tarazlıq anında HI istehlak edilən H 2-dən 2 dəfə çox alınır, buna görə də,
p = 2x. Tarazlıq sabitinin ifadəsini yazaq və tarazlıq konsentrasiyalarının ədədi dəyərlərini əvəz edək:

Tənliyin iki kökü var: x 1 = 0,0146, x 2 = 0,0076. X-in iki dəyərindən problemin şərtlərinə uyğun olanı seçməlisiniz. H 2 və I 2-nin ilkin konsentrasiyası 0,01 mol/l təşkil edir. Buna görə də x 0,01-dən çox qiymətə malik ola bilməz və məhlulun bir qiyməti -0,0076 mol/L-dir. Beləliklə, 0,01 mol H 2 və I 2-dən 0,0076 mol reaksiya verdi ki, bu da 76% təşkil edir.

Misal 17. CO + Cl 2 COCl 2 sistemində maddələrin tarazlıq konsentrasiyaları p = 0,3; p = 0,2; p = 1,2 mol/l. Sistemin tarazlıq sabitini və CO və Cl 2-nin ilkin konsentrasiyalarını hesablayın.

Həll. Tarazlıq konsentrasiyalarının ədədi dəyərlərini tarazlıq sabitinin ifadəsinə əvəz etməklə tarazlıq sabitini tapaq:

Reagentin ilkin konsentrasiyası tarazlığın cəminə bərabərdir və tarazlıq anında istehlak edilir. Reaksiya tənliyindən aydın olur ki, 1 mol COCl 2 əmələ gətirmək üçün 1 mol CO və Cl 2 sərf olunur. Beləliklə,

ref = p + ölçülmüş = 0,2 + 1,2 = 1,4 mol/l.

ref = p + ölçülmüş = 0,3 + 1,2 = 1,5 mol/l.

Geri dönən redoks yarım reaksiyası üçün Ox + ne ↔ Qırmızı, oksidləşmiş (Ox) və azaldılmış (Qırmızı) formaların aktivliyindən E redoks potensialının asılılığı Nernst tənliyi ilə ifadə edilir:

burada - E° Ox/Qırmızı standart elektrod potensialıdır. 20 °C-də

Əgər hidrogen ionları redoks yarım reaksiyasında iştirak edirsə, Nernst tənliyinə hidrogen ionlarının aktivliyi daxildir:

Redoks reaksiyası iki yarım reaksiyanın birləşməsidir. Reaksiya istiqamətini təyin etmək üçün bu yarım reaksiyaların standart potensiallarındakı fərqi tapmaq lazımdır. Fərq müsbət rəqəmdirsə, bu reaksiyanın soldan sağa getdiyini göstərir. Yadda saxlamaq lazımdır ki, hər iki yarım reaksiya reduksiya şəklində yazılmalıdır. Elektrod potensiallarının əlamətlərinə dair konvensiyaya (Stokholm. 1953) uyğun olaraq, "elektrod potensialı" termini yalnız reduksiya şəklində yazılmış yarım reaksiyalara aiddir. Bir yarım reaksiyanı digərindən çıxarmaqla tam redoks reaksiyasının tənliyi alınır. Standart potensial fərq, cədvəllərdə verilmiş potensialların əlamətləri dəyişdirilmədən tapılır, əgər sonuncular elektrod potensiallarının əlamətlərinə dair razılaşmaya uyğun olaraq tərtib edilirsə.

NÜMUNƏ 1. Dəmir (III) və kalium yodid arasındakı reaksiyanın hansı istiqamətdə gedəcəyini müəyyən edin?

Həll. Müvafiq yarım reaksiyaların tənliklərini yazırıq və cədvəllərdən standart potensialların dəyərlərini tapırıq:

Birincidən ikinci tənliyi çıxmaqla tam redoks reaksiyasını yazırıq:

Potensial fərqdir

Müsbət potensial fərqi reaksiyanın yodid ionunun dəmir(III) ilə oksidləşməsi istiqamətində getdiyini göstərir. Birinci yarım reaksiyanı ikincidən çıxarmaqla eyni nəticəyə gəlirik, çünki bu halda potensial fərq mənfi olacaq.

Potensial fərqin müsbət olması reaksiyanın dəmir (III) ilə yodid ionunun oksidləşməsi istiqamətində getdiyini göstərir, çünki bu halda potensial fərq belə olacaq. mənfi.

Reaksiyanın dərinliyi tarazlıq sabiti ilə müəyyən edilir. Oksidləşmə-reduksiya reaksiyası

iki yarım reaksiya kimi təqdim oluna bilər

Hər yarım reaksiya üçün Nernst tənliyini yazaq

Tarazlıqda E 1 - E 2, Buna görə də

Transformasiyadan sonra əldə edirik:

Loqarifmin işarəsi altında oksidləşmə-reduksiya reaksiyasının tarazlıq sabiti üçün bir ifadə var, buna görə də

Budur P - oksidləşmə-reduksiya reaksiyasında iştirak edən elektronların ümumi sayı.

NÜMUNƏ 2. Dəmir (III) və kalium yodid arasındakı reaksiya üçün termodinamik tarazlıq sabitini hesablayın.

Həll. Hər iki yarım reaksiyanın standart potensiallarının dəyərləri əvvəlki nümunədə verilmişdir. Onları düsturla (5-1) əvəz edirik:

NÜMUNƏ 3. 0,1 M FeCl 3 məhlulu ilə 0,1 M SnCl 2 məhlulu arasında reaksiyanın tarazlığını qurduqdan sonra məhlulda dəmir(III), dəmir(II), qalay(II) və qalay(IV) tarazlıq konsentrasiyalarını hesablayın. ion gücü sıfıra bərabərdir.

Həll. Reaksiyanın tarazlıq sabitini hesablayın

2Fe(III) + Sn(II) ↔ 2Fe(II) + Sn(IV)

standart yarımreaksiya potensialının dəyərlərindən:

dəmirin (III) ilkin konsentrasiyasına bərabərdir, qalay (II) konsentrasiyası qalay (II) xloridin artıq konsentrasiyasıdır, yəni. 0,05 M, qalay (IV) konsentrasiyası isə qalay (II) konsentrasiyasıdır. reaksiya verdi: = 0,1 M;

0,05 M; - 0,05 M.

NÜMUNƏ 4.İon gücünü nəzərə almadan kalium permanqanatın 0,01 M məhlulu ilə 0,18 M xlorid turşusunda 0,05 M dəmir (II) sulfat məhlulu arasındakı reaksiyada tarazlıq qurulduqdan sonra məhlulda dəmirin (II) tarazlıq konsentrasiyasını hesablayın.

Həll. Reaksiyanın tarazlıq sabitini hesablayaq

MnO 4 - + 5Fe 2+ + 8H + ↔ Mn 2+ + 5Fe 3+ + 4H 2 O

standart potensialların cədvəl dəyərlərindən istifadə etməklə

Tarazlıq sabiti böyükdür, ona görə də belə hesab etmək olar ki, = 0,05 M; [Mn 2+ ] - 0,01 M; - 0,1 M.