Η τιμή της σταθεράς ισορροπίας σχετίζεται με τις κύριες θερμοδυναμικές συναρτήσεις ( , , ) ως εξής:

όπου είναι η μεταβολή της ενέργειας Gibbs, είναι η καθολική σταθερά του αερίου, είναι η θερμοκρασία και είναι η σταθερά ισορροπίας.

Η εξίσωση (45) ονομάζεται ισόθερμη εξίσωση χημικής αντίδρασης για την κατάσταση ισορροπίας.

Λαμβάνοντας υπόψη αυτό, μπορούμε να γράψουμε:

Οι σχέσεις (45) και (46) καθιστούν δυνατό τον άμεσο προσδιορισμό της επίδρασης τόσο του παράγοντα ενθαλπίας όσο και της εντροπίας στη σταθερά ισορροπίας των αναστρέψιμων χημικών αντιδράσεων.

Μετατόπιση στη χημική ισορροπία. Η αρχή του Le Chatelier

Μια αλλαγή στις συνθήκες (θερμοκρασία, πίεση, συγκέντρωση) υπό τις οποίες το σύστημα βρίσκεται σε κατάσταση χημικής ισορροπίας προκαλεί ανισορροπία ως αποτέλεσμα άνισων αλλαγών στους ρυθμούς των μπροστινών και των αντίστροφων αντιδράσεων. Με την πάροδο του χρόνου, δημιουργείται μια νέα χημική ισορροπία στο σύστημα, που αντιστοιχεί στις νέες συνθήκες. Η μετάβαση από μια κατάσταση ισορροπίας σε μια άλλη ονομάζεται μετατόπιση ή μετατόπιση της θέσης ισορροπίας.

Η κατεύθυνση μετατόπισης της θέσης χημικής ισορροπίας ως αποτέλεσμα αλλαγών στις εξωτερικές συνθήκες καθορίζεται από την αρχή του Le Chatelier:

Εάν ασκηθεί εξωτερική επιρροή σε ένα σύστημα σε κατάσταση ισορροπίας (αλλαγή θερμοκρασίας, πίεσης, συγκέντρωσης), τότε η ισορροπία μετατοπίζεται προς τη διαδικασία που μειώνει αυτήν την επίδραση.

1. επίδραση της θερμοκρασίας στην κατάσταση ισορροπίαςκαθορίζεται από το σημάδι του θερμικού αποτελέσματος:

στο αυξάνουνθερμοκρασία (θέρμανση), η ισορροπία της αναστρέψιμης αντίδρασης μετατοπίζεται προς ενδόθερμοςαντιδράσεις? στο μείωσηθερμοκρασία (ψύξη), η ισορροπία της αναστρέψιμης αντίδρασης μετατοπίζεται προς εξώθερμηαντιδράσεις.

Για παράδειγμα, για την αντίδραση

με την αύξηση της θερμοκρασίας, η ισορροπία μετατοπίζεται προς την αντίστροφη αντίδραση - ενδόθερμη, η οποία συμβαίνει με την απορρόφηση της θερμότητας.

2. επίδραση της πίεσης στην κατάσταση ισορροπίαςκαθορίζεται από τη μεταβολή του όγκου ή του αριθμού των γραμμομορίων αερίων ουσιών κατά τη διάρκεια της αντίδρασης:

Για παράδειγμα,

3. επίδραση της συγκέντρωσης των αντιδρώντων ουσιών στην κατάσταση ισορροπίας:

Όταν η συγκέντρωση μιας ουσίας αυξάνεται (με την προσθήκη της), η ισορροπία μιας αναστρέψιμης αντίδρασης μετατοπίζεται προς την αντίδραση στην οποία αυτή η ουσία αντιδρά, δηλαδή καταναλώνεται. Όταν η συγκέντρωση μιας ουσίας μειώνεται, η ισορροπία μιας αναστρέψιμης αντίδρασης μετατοπίζεται προς την αντίδραση με την οποία σχηματίζεται αυτή η ουσία.

Για παράδειγμα, για μια αναστρέψιμη αντίδραση μια αύξηση στη συγκέντρωση των αρχικών ουσιών ( ή ) θα μετατοπίσει την ισορροπία προς τα δεξιά, δηλ. προς τα προϊόντα αντίδρασης, και όταν η συγκέντρωση αυτών των ουσιών μειώνεται - προς τα αριστερά, δηλ. προς το σχηματισμό αρχικών ουσιών. Καθώς η συγκέντρωση του προϊόντος της αντίδρασης () αυξάνεται, η ισορροπία μετατοπίζεται προς τα αριστερά και καθώς η συγκέντρωση μειώνεται, μετατοπίζεται προς τα δεξιά.

Ισορροπία φάσης

Ετερογενείς ισορροπίες που σχετίζονται με τη μετάβαση μιας ουσίας από τη μια φάση στην άλλη χωρίς αλλαγή χημική σύνθεση λέγονται φάση.

Ένας από τους πιο γενικούς νόμους των ετερογενών ισορροπιών (συμπεριλαμβανομένων των φάσεων) είναι Κανόνας φάσης Gibbs(1876):

σε ένα πολυφασικό σύστημα ισορροπίας, ο αριθμός των βαθμών ελευθερίας (C) είναι ίσος με τον αριθμό των ανεξάρτητων στοιχείων του συστήματος (K) μείον τον αριθμό των φάσεων (F), συν 2, όπου δύο είναι ο αριθμός των εξωτερικών παραγόντων ( p και T):

(48)

Συστατικό– μια χημικά ομοιογενής ουσία, η οποία αποτελεί ανεξάρτητο συστατικό του συστήματος, μπορεί να απομονωθεί από το σύστημα και να υπάρχει σε απομόνωση για οποιαδήποτε στιγμή.

Για παράδειγμα, για ένα διάλυμα χλωριούχου καλίου (KCl) ο αριθμός των συστατικών είναι 2.

Οι ουσίες αυτές επιλέγονται ως ανεξάρτητα συστατικά, ο μικρότερος αριθμός των οποίων επαρκεί για να σχηματίσει τόσο ολόκληρο το σύστημα όσο και οποιαδήποτε από τις φάσεις του.

Για παράδειγμα, για να σχηματιστεί ένα σύστημα ισορροπίας τριών συστατικών ουσιών και, κατά τον προσδιορισμό των φάσεων, αρκεί να ληφθούν οποιεσδήποτε δύο ουσίες, επειδή Το τρίτο λαμβάνεται μέσω της αντίδρασης:

Επομένως, ο αριθμός των ανεξάρτητων στοιχείων σε αυτήν την περίπτωση είναι δύο.

Φάση- ένα τμήμα του συστήματος που διαχωρίζεται από τα άλλα μέρη του με μια διεπαφή, που διέρχεται από την οποία οι ιδιότητες αλλάζουν απότομα.

Για παράδειγμα, στο σύστημα ισορροπίας που περιγράφεται από την εξίσωση (49), ο αριθμός των φάσεων είναι 2.

Βαθμός ελευθερίας– τον ​​αριθμό των συνθηκών (T, p, C) που μπορούν να αλλάξουν αυθαίρετα εντός ορισμένων ορίων χωρίς να αλλάξουν ο αριθμός ή ο τύπος των φάσεων.

Τα ετερογενή πολυφασικά συστήματα μπορούν να ταξινομηθούν:

Ας εξετάσουμε ένα ετερογενές σύστημα ισορροπίας:

Για να απεικονιστεί γεωμετρικά η κατάσταση ισορροπίας ετερογενών συστημάτων, χρησιμοποιούνται διαγράμματα φάσεων.

Το διάγραμμα κατάστασης που περιγράφει το σύστημα (50) παρουσιάζεται στο Σχήμα 3.

Ρύζι. 3. Διάγραμμα της κατάστασης του νερού

Κάθε φάση (υγρή, στερεά, αέρια) αντιστοιχεί σε ένα συγκεκριμένο πεδίο του διαγράμματος, που περιορίζεται από άλλες φάσεις από μια γραμμή που χαρακτηρίζει την ισορροπία μεταξύ αυτών των δύο φάσεων ( ).

Καμπύλη ΟΑ – αντιστοιχεί σε ισορροπία στο σύστημα πάγου-ατμού (καμπύλη εξάχνωσης).

Καμπύλη OS – ισορροπία στο σύστημα νερού-ατμού (καμπύλη εξάτμισης).

Καμπύλη OB – ισορροπία στο σύστημα πάγου-νερού (καμπύλη τήξης).

Επομένως, κάθε καμπύλη αναφέρεται σε ένα σύστημα δύο φάσεων. Τέτοια συστήματα είναι μονοπαραλλαγμένα ( ).

Για παράδειγμα, η καμπύλη OC είναι μια καμπύλη πίεσης κορεσμένων ατμών πάνω από υγρό νερό. Αυτή η καμπύλη δείχνει ότι κάθε θερμοκρασία αντιστοιχεί σε μια συγκεκριμένη τάση ατμών και, αντιστρόφως, κάθε πίεση αντιστοιχεί σε μια συγκεκριμένη θερμοκρασία στην οποία το νερό και ο ατμός βρίσκονται σε ισορροπία. Έτσι, σε θερμοκρασία 100˚C (Εικ. 3), και οι δύο φάσεις βρίσκονται σε ισορροπία μεταξύ τους μόνο όταν η πίεση υδρατμών είναι 101,3∙10 5 Pa. Η αλλαγή της πίεσης ατμού στην ίδια θερμοκρασία θα έχει ως αποτέλεσμα ένα μονοφασικό σύστημα.

Στο σημείο Ο τέμνονται και οι τρεις καμπύλες που χαρακτηρίζουν την ισορροπία σε αυτά τα διφασικά συστήματα. Το σημείο αυτό αντιστοιχεί στην ισορροπία μεταξύ και των τριών φάσεων: πάγος-νερό-ατμός και ονομάζεται τριπλό σημείο.

Σύμφωνα με τον κανόνα φάσης (48), ο αριθμός των βαθμών ελευθερίας στο τριπλό σημείο είναι μηδέν (). Η ισορροπία σε αυτό το σύστημα είναι δυνατή μόνο υπό αυστηρά καθορισμένες συνθήκες ( , °C).

Ο κανόνας φάσης βοηθά στην ανάλυση πολύπλοκων χημικών διεργασιών που συμβαίνουν σε ετερογενή συστήματα.

ΕΝΟΤΗΤΑ 3. ΛΥΣΕΙΣ.

Η ικανότητα μιας ουσίας να δίνει ηλεκτρόνια σε μια άλλη ουσία μπορεί επίσης να εκτιμηθεί χρησιμοποιώντας τη σταθερά ισορροπίας της αντίδρασης οξειδοαναγωγής. Αυτή η σταθερά σχετίζεται με την αντίδραση emf ως εξής. Αφήστε την αντίδραση μεταξύ του οξειδωτικού παράγοντα

Το Ox1 και ο αναγωγικός παράγοντας Red2 αποτελούνται από δύο ημι-αντιδράσεις:

Σε κατάσταση ισορροπίας

Τα ORG χρησιμοποιούνται για την ανίχνευση ανόργανων και οργανικών ουσιών, κάλυψη ιόντων παρεμβολής, κατά την απομόνωση ανόργανων ουσιών από μήτρες οργάνων, σε τιτρομετρικές μεθόδους (ιωδο-, χλωριωδο-, ιωδικό-, βρωματο-, νιτρίτο-, υπερμαγγανικό-, διχρωματο-, δημήτριο-) , σε πολλές ηλεκτροχημικές και κινητικές μεθόδους ανάλυσης.

Υπολογισμός του pH ενός μείγματος ισχυρών οξέων, ασθενών οξέων, ενός μείγματος ασθενών και ισχυρών οξέων.

2 οξέα:

εάν το οξύ δεν είναι πολύ ασθενές και όχι σε πολύ μικρή συγκέντρωση, τότε η αυτοπρωτόλυση παραμελείται.

Εάν το K*S διαφέρει πολύ, μπορεί κανείς να παραμεληθεί. (ισχυρός+αδύναμος)

Αδύναμα οξέα (μετράμε τα πρωτόνια του ενός + του άλλου, παίρνουμε έναν λογάριθμο)

Πολύ ασθενής ή μικρή συγκέντρωση

δεν τηρείται η ισότητα

36+38. Επιλογή δείγματος. Γενικά, εργαστηριακά και αναλυμένα δείγματα. Δοκιμή διαιτησίας. Αποσύνθεση δείγματος. «Υγρές» μέθοδοι αποσύνθεσης δείγματος. Είδη δειγμάτων (αντιπροσωπευτικά, γενικά, εργαστηριακά, αναλυόμενα). Δειγματοληψία αερίων, υγρών, στερεά, κατά μέσο όρο. Λόγοι σφαλμάτων.

Επαθε βλάβητο τμήμα του ερευνητικού αντικειμένου που επιλέχθηκε για ανάλυση ονομάζεται (αναλυθέν δείγμα).

Μέσο (αντιπροσωπευτικό) δείγμα- ένα μικρό μέρος του αναλυόμενου αντικειμένου, η μέση σύνθεση και οι ιδιότητες του οποίου θεωρούνται ταυτόσημες με τη μέση σύνθεση και ιδιότητες του αναλυόμενου αντικειμένου.

Γενικό τεστ- Το μέγεθος του δείγματος και η μέθοδος δειγματοληψίας εξαρτώνται από τη συνολική κατάσταση του δείγματος, τον βαθμό ομοιογένειάς του, το μέγεθος των σωματιδίων και την αποδεκτή αβεβαιότητα του αποτελέσματος της ανάλυσης. Λαμβάνεται ένα γενικό δείγμα από το αντικείμενο.

Εργαστηριακό δείγμα- λαμβάνεται από ένα γενικό δείγμα με άλεση και κατά μέσο όρο.

Αναλυθέν δείγμα-μέρος εργαστηριακού δείγματος που χρησιμοποιείται για ποιότητα και

Ποσοτική ανάλυση.

Δειγματοληψία αερίου

Το γενικό δείγμα των αερίων ουσιών είναι μικρό. Χρησιμοποιήστε ογκομετρικές φιάλες κενού ή προχοΐδες με κατάλληλο υγρό στεγανοποίησης, καθώς και ειδικές

δοχεία. Κατά τη δειγματοληψία αερίων σε περιορισμένο χώρο (για παράδειγμα,

εργαστήριο, εργαστήριο), λαμβάνεται δείγμα σε διαφορετικά σημεία και στη συνέχεια αναμιγνύεται ή αναλύεται χωριστά.

Δειγματοληψία υγρών

Δειγματοληψία ομοιογενούς υγρού (π.χ. σταγόνες για τα μάτιαή ενέσιμο διάλυμα) πραγματοποιείται συνήθως κατ' όγκο, χρησιμοποιώντας σιφώνια ή προχοΐδες για το σκοπό αυτό. Αρχικά, το υγρό αναμειγνύεται καλά. Εάν το υγρό που αναλύεται είναι δύσκολο ή αδύνατο να αναμειχθεί, τότε η δειγματοληψία πραγματοποιείται σε διαφορετικά βάθη του δοχείου.

Πριν από τη λήψη δείγματος, τα ετερογενή υγρά ομογενοποιούνται επιμελώς με ανάδευση ή δόνηση. Τα δείγματα τέτοιων υγρών λαμβάνονται συχνά όχι μόνο κατά όγκο, αλλά και κατά μάζα. Εάν αναλυθεί υγρό από ένα ρεύμα, τότε για να ληφθούν αξιόπιστες πληροφορίες, λαμβάνονται δείγματα από διάφορα σημεία κατά μήκος του ρεύματος.

Εγκρίθηκε από το συντακτικό και εκδοτικό συμβούλιο. Tyumen State Oil and Gas University

Συντάχθηκε από: - Προϊστάμενος του Τμήματος Φυσικής και Αναλυτικής Χημείας, Διδάκτωρ Χημικών Επιστημών, Καθηγητής.

Βοηθός;

Αρχηγός Μηχανικός

© Tyumen State Oil and Gas University, 2000

1. Θερμοδυναμική ηλεκτροχημικών διεργασιών. Ηλεκτροκινητικές δυνάμεις. Δυναμικά ηλεκτροδίων.

1.1. Θερμοδυναμική ενός ηλεκτροχημικού στοιχείου.

Ας εξετάσουμε τι είναι ένα ηλεκτροχημικό στοιχείο. ΜεταμόρφωσηΗ χημική ενέργεια σε ηλεκτροχημική ενέργεια είναι δυνατή σε ένα γαλβανικό στοιχείο. Ένα γαλβανικό στοιχείο είναι μια συσκευή που παράγει ηλεκτρικό ρεύμα μέσω μιας χημικής αντίδρασης.

Με ορισμένες εξαιρέσεις, η αντίδραση μπορεί να πραγματοποιηθεί με συνηθισμένα χημικά μέσα ή σε γαλβανική κυψέλη. Για παράδειγμα, αντίδραση αλληλεπίδρασης:

μπορεί να πραγματοποιηθεί με εμβάπτιση μιας πλάκας ψευδαργύρου σε διάλυμα θειικού χαλκού. Σε αυτή την περίπτωση, αυτή η αντίδραση θα προχωρήσει χημικά. Η ίδια αντίδραση μπορεί να πραγματοποιηθεί σε ένα γαλβανικό στοιχείο που φαίνεται στο Σχ. 1.1.

Οι ακόλουθες διεργασίες θα συμβούν στα ηλεκτρόδια και στο γαλβανικό στοιχείο:

στον θετικό πόλο (+),

στον αρνητικό πόλο (-)

συνολική αντίδραση στο στοιχείο

Η διαδρομή αντίδρασης που διεξάγεται σε ένα γαλβανικό στοιχείο ονομάζεται ηλεκτροχημική. Όταν η αντίδραση διεξάγεται χημικά, τα ηλεκτρόνια μεταφέρονται απευθείας από το μέταλλο ψευδάργυρου στο ιόν χαλκού. Όταν η αντίδραση διεξάγεται ηλεκτροχημικά, τα ηλεκτρόνια από το μέταλλο ψευδάργυρου μεταφέρονται στο ιόν χαλκού μέσω ενός αγωγού. Η βάση οποιασδήποτε γαλβανικής αλυσίδας είναι η οξειδοαναγωγή

μια αντίδραση που συμβαίνει με τέτοιο τρόπο ώστε να συμβαίνει οξείδωση στον έναν πόλο (αρνητική) και αναγωγή στον άλλο πόλο (θετική).

Τα διαλύματα θειικού χαλκού και θειικού ψευδαργύρου διαχωρίζονται με ένα ημιπερατό χώρισμα για να αποφευχθεί η ανάμειξη.

Εμφανίζεται στο Σχ. 1.1. το γαλβανικό στοιχείο γράφεται ως εξής:

Εάν τα ηλεκτρόδια συνδέονται με μεταλλικό αγωγό, το ηλεκτρόδιο ψευδαργύρου διαλύεται. Τα κατιόντα ψευδαργύρου εισέρχονται στο διάλυμα και το ηλεκτρόδιο φορτίζεται αρνητικά. Τα κατιόντα χαλκού εκκενώνονται στο ηλεκτρόδιο χαλκού. Ο εξωτερικός μεταλλικός αγωγός μεταφέρει μια ροή ηλεκτρονίων από το ηλεκτρόδιο ψευδαργύρου στο ηλεκτρόδιο χαλκού, παράγοντας ηλεκτρικό ρεύμα. Το ηλεκτρόδιο χαλκού χρησιμεύει ως θετικός πόλος του στοιχείου και το ηλεκτρόδιο ψευδαργύρου ως αρνητικός πόλος. Υπάρχει μια διαφορά δυναμικού μεταξύ του αρνητικού και του θετικού πόλου. Εάν ένα γαλβανικό στοιχείο λειτουργεί υπό θερμοδυναμικά αναστρέψιμες συνθήκες, τότε αυτή η διαφορά δυναμικού θα είναι μέγιστη και ονομάζεται ηλεκτροκινητική δύναμη του στοιχείου (EMF).

Εάν οι δραστηριότητες των ουσιών που εμπλέκονται στις διεργασίες ηλεκτροδίων είναι ίσες με τη μονάδα, τότε το προκύπτον emf ονομάζεται τυπικό emf (Eº).

Για ένα γαλβανικό στοιχείο με αναστρέψιμη λειτουργία (με Ρ=σοπαγΚαι Τ"=σοπst)θα έχω:

Στο"=zFE, (1.1)

ένα Στο"=-ΔG (1.2). Από τις (1.1) και (1.2) παίρνουμε

Στο"=-ΔG=zFE, (1.3)

Οπου Α τ"-μέγιστη χρήσιμη λειτουργία του γαλβανικού στοιχείου. ΔG είναι η αλλαγή στην ενέργεια Gibbs για την αντίδραση που συμβαίνει στο γαλβανικό στοιχείο. μι- ηλεκτροκινητική δύναμη του στοιχείου.

Από την (1.3) παίρνουμε:

ΔG=-zFE (1.4)

Η μεταβολή της εντροπίας για οποιαδήποτε διεργασία καθορίζεται από την εξίσωση:

(1.5)

1. Σχηματισμός διπλού ηλεκτρικού στρώματος στη διεπιφάνεια μετάλλου-διαλύματος. εμφάνιση πιθανού άλματος.

2. Δυναμικό ηλεκτροδίου, κανονικό δυναμικό. Σειρά τάσης.

3. Τύποι και τύποι ηλεκτροδίων. εξάρτηση των δυναμικών ηλεκτροδίων, απόσυγκεντρώσεις σχηματισμένων ιόντων.

4. Γαλβανικά κύτταρα. EMF γαλβανικών κυττάρων.

5. Γαλβανικά κύτταρα χημικής και συγκέντρωσης. Έκφραση για το EMF των γαλβανικών κυττάρων.

6. Θερμοδυναμική γαλβανικών στοιχείων.

7. Εφαρμογή της μεθόδου EMF για τον προσδιορισμό του συντελεστή δραστηριότητας ενός διαλύματος, σταθερές ισορροπίας, pHλύσεις.

Βιβλιογραφία.

1., . Φυσική χημεία. Μ.: μεταπτυχιακό σχολείο. 1899. Ch. VII. Σελ.248-282.

2. Πορεία διαλέξεων.

Εργασία 1. Μέτρηση του EMF του στοιχείου Jacobi-Daniel.

Στόχος της εργασίας είναι η εξοικείωση με τη μεθοδολογία μέτρησης του EMF ενός γαλβανικού στοιχείου.

Το γαλβανικό στοιχείο Jacobi-Daniel αποτελείται από ηλεκτρόδια χαλκού και ψευδαργύρου. Το γαλβανικό κύκλωμα ενός στοιχείου γράφεται ως εξής:

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

Όταν λειτουργεί ένα γαλβανικό στοιχείο, η διαφορά δυναμικού του δεν παραμένει σταθερή λόγω αλλαγών που συμβαίνουν στα ηλεκτρόδια. Επομένως, για τη μέτρηση του EMF, χρησιμοποιείται μια μέθοδος αντιστάθμισης, η οποία βασίζεται στη μέτρηση του EMF ενός στοιχείου με διαφορά δυναμικού υπό συνθήκες αναστρεψιμότητας. Για τη μέτρηση του EMF, μπορείτε να χρησιμοποιήσετε ένα ποτενσιόμετρο DC υψηλής αντίστασης P306 ή ένα μετρητή pH. Πρέπει πρώτα να μελετήσετε το διάγραμμα της ρύθμισης της μέτρησης και τη σειρά των μετρήσεων που λαμβάνονται στη συσκευή. Μετά από αυτό, το γαλβανικό στοιχείο συναρμολογείται.

Ολοκλήρωση της εργασίας.Πριν από τη βύθιση στο διάλυμα, οι πλάκες από χαλκό και ψευδάργυρο καθαρίζονται με γυαλόχαρτο, πλένονται με νερό, απολιπαίνονται με ασετόν ή οινόπνευμα και πλένονται ξανά καλά.

Τα διαλύματα χύνονται σε διαφορετικά δοχεία (ποτήρια 100 ml) ΣιΕΤΣΙ και ZnSO,μια δεδομένη συγκέντρωση (οι επιλογές συγκέντρωσης παρατίθενται στον Πίνακα 1) έτσι ώστε τα 3/4 των επιφανειών των ηλεκτροδίων να είναι βυθισμένα σε διαλύματα. Τα πάνω άκρα των ηλεκτροδίων συνδέονται με το ποτενσιόμετρο χρησιμοποιώντας καλώδια. Ένα ηλεκτρολυτικό κλειδί, προηγουμένως γεμάτο με κορεσμένο διάλυμα χλωριούχου καλίου, εισάγεται στα διαλύματα σε κύπελλα.

Το emf ενός γαλβανικού στοιχείου μετράται σε διάφορες συγκεντρώσεις διαλυμάτων. Πριν από κάθε μέτρηση, είναι απαραίτητο να διατηρούνται τα ηλεκτρόδια σε διαλύματα για 10-15 λεπτά. Τα δεδομένα που λαμβάνονται καταγράφονται στον πίνακα. 1.

Οι πειραματικά μετρημένες τιμές EMF πρέπει να συγκριθούν με αυτές που υπολογίζονται θεωρητικά χρησιμοποιώντας την εξίσωση (1.26). Οι τιμές των τυπικών δυναμικών ηλεκτροδίων των ηλεκτροδίων χαλκού και ψευδαργύρου και οι μέσες συντελεστές δραστηριότητας των διαλυμάτων ηλεκτρολυτών που είναι απαραίτητοι για τον θεωρητικό υπολογισμό των τιμών EMF μπορούν να βρεθούν στο βιβλίο αναφοράς.

Τραπέζι 1. Αποτελέσματα μέτρησης του EMF ενός στοιχείου Jacobi-Daniel

Συγκέντρωση διαλυμάτων, m		Erassch, V	Σφάλμα μετρήθηκε.

Συντάσσεται έκθεση για την εργασία.

Βιβλιογραφία για εργαστηριακές εργασίες.

Μεταπτυχιακό Σχολείο. 1974.

2. A. Ya, Shatalov, . Εργαστήριο φυσικής χημείας. Μ.: Ανώτατο σχολείο. 1975.

Εργασία 2. Προσδιορισμός της σταθεράς διάστασης ασθενούς οξέος.

Στόχος της εργασίας είναι να κατακτήσουμε τη μεθοδολογία για τον προσδιορισμό της σταθεράς διάστασης χρησιμοποιώντας την ποτενσιομετρική μέθοδο.

Μέθοδος ποτενσιομετρικής μέτρησης pHδιάλυμα ασθενούς οξέος καθιστά δυνατό τον υπολογισμό της σταθεράς διάστασής του. Αν ο βαθμός διάστασης ενός μονοσθενούς ασθενούς οξέος είναι πολύ μικρός, τότε

Κ= ca2 (3.1)

οπότε η σχέση έχει ως εξής:

https://pandia.ru/text/78/222/images/image195_3.gif" width="31" height="25"> - συγκέντρωση ιόντων υδρογόνου.

α - βαθμός διάστασης.

c είναι η συγκέντρωση του διαλύματος οξέος.

Παίρνοντας λογάριθμο της τελευταίας ισότητας και αλλάζοντας το πρόσημο στο αντίθετο, έχουμε για pHλύση:

(3.3)

Σύμφωνα με την εξίσωση (3.3), τα πειραματικά σημεία πρέπει να ταιριάζουν στις συντεταγμένες pH -lgcστην ευθεία γραμμή. Η κλίση της ευθείας πρέπει να είναι 1/2. Το τμήμα που αποκόπτεται από αυτή την ευθεία στον άξονα

τεταγμένες στο tgс=0, αντιστοιχεί στην τιμή https://pandia.ru/text/78/222/images/image198_3.gif" width="23" height="24 src=">

Αλλαγή pHδιαλύματα αλάτων ασθενών οξέων χρησιμοποιείται για τον προσδιορισμό των σταθερών διάστασης.

Ολοκλήρωση της εργασίας.Μπορείτε να προσδιορίσετε τη σταθερά διάστασης ενός από τα αδύναμα οξέα (οξικό, μυρμηκικό, βενζοϊκό).

Θα πρέπει να καθοριστεί pHδιαλύματα ασθενούς οξέος ποικίλων συγκεντρώσεων. Ένα διάλυμα 0,1 Ν ενός από τα οξέα λαμβάνεται ως διάλυμα έναρξης. Παρασκευάζονται διαλύματα από αυτό με τις ακόλουθες συγκεντρώσεις: 5 10-2; Για καθένα από αυτά τα διαλύματα, χρησιμοποιήστε ένα μετρητή pH για να μετρήσετε τρεις φορές pH.Ως επιθυμητή ποσότητα pH

Βιβλιογραφία για εργαστηριακές εργασίες.

1. Εργαστήριο φυσικής χημείας. Εκδ. . Μ.:

Μεταπτυχιακό Σχολείο. 1974.

2. . Εργαστήριο φυσικής χημείας. Μ.: Ανώτατο σχολείο. 1975.

Εργασία 3. Προσδιορισμός της σταθεράς υδρόλυσης άλατος.

Στόχος της εργασίας είναι η εξοικείωση με τη μεθοδολογία για τον προσδιορισμό της σταθεράς υδρόλυσης αλάτων με τη χρήση της ποτενσιομετρικής μεθόδου.

Τα άλατα που σχηματίζονται από ένα ισχυρό οξύ και μια ασθενή βάση, μια ισχυρή βάση και ένα ασθενές οξύ, και μια αδύναμη βάση και ένα ασθενές οξύ υποβάλλονται σε υδρόλυση.

Μέτρηση pHδιαλύματα αυτών των αλάτων καθιστά δυνατό τον προσδιορισμό των σταθερών υδρόλυσης. Ας δούμε μερικές περιπτώσεις.

Περίπτωση 1. Υδρόλυση ενός άλατος ενός ισχυρού οξέος και μιας ασθενούς βάσης (π.χ. NH https://pandia.ru/text/78/222/images/image155_6.gif" width="11" height="20">+HO↔Me(OH)+H,

1. Εργαστήριο φυσικής χημείας. Εκδ. . Μ.:

Μεταπτυχιακό Σχολείο. 1974.

2. . Εργαστήριο φυσικής χημείας.

Μ.: Ανώτατο σχολείο. 1975.

Παράρτημα 1.

Διαδικασία λειτουργίας για pHόμετρο. I. Ρύθμιση του μετρητή pH χρησιμοποιώντας ρυθμιστικά διαλύματα.

1. Ρύθμιση του μετρητή pH για μέτρηση pHλύσεις με σταθεράθερμοκρασία;

2. Για χειροκίνητη αντιστάθμιση θερμοκρασίας, περιστρέψτε το κουμπί χειροκίνητης θερμοκρασίας για να ρυθμίσετε στον δείκτη την τιμή θερμοκρασίας των ρυθμιστικών διαλυμάτων (θερμοκρασία δωματίου), μετρούμενη με ένα γυάλινο θερμόμετρο.

3. Πατώντας το κουμπί "mode" στον μπροστινό πίνακα, ρυθμίστε τις μονάδες μέτρησης "pH"και περιστροφή της αντίστασης "pH",που βρίσκεται στο πλευρικό τοίχωμα, ρυθμίστε το περίπου στη μεσαία θέση.

4. Βυθίστε τα ηλεκτρόδια στο πρώτο ρυθμιστικό διάλυμα με pH=4και, περιστρέφοντας τον άξονα της αντίστασης "buffer", ορίστε την τιμή στον δείκτη ίση με την τιμή pHρυθμιστικό διάλυμα;

5. Ξεπλύνετε τα ηλεκτρόδια με απεσταγμένο νερό, στεγνώστε τα με διηθητικό χαρτί και βυθίστε τα σε ένα δεύτερο ρυθμιστικό διάλυμα με pH=9, 18;

6. Περιστρέφοντας τον άξονα της αντίστασης "3" στο πλευρικό τοίχωμα του μετατροπέα, ορίστε την τιμή στην ένδειξη ίση με την τιμή pHρυθμιστικό διάλυμα (9.18). II. Πραγματοποίηση μετρήσεων.

1. Κατά τη μέτρηση, ξεπλύνετε τα ηλεκτρόδια με απεσταγμένο νερό και βυθίστε τα στο διάλυμα μέτρησης. Οι μετρήσεις λαμβάνονται χρησιμοποιώντας τον δείκτη.

2. Στο τέλος της εργασίας, τα ηλεκτρόδια πλένονται με απεσταγμένο νερό και βυθίζονται σε ένα ποτήρι με απεσταγμένο νερό ή διάλυμα 0,1 N NS1.

Εφαρμογή!.

Απαιτήσεις για αναφορά.

1. Αναγράφεται ο τίτλος του έργου.

2. Υποδεικνύεται ο σκοπός της εργασίας.

3. Τα θεωρητικά θεμέλια της εργασίας περιγράφονται εν συντομία, οι τύποι υπολογισμού καταγράφονται και περιγράφονται οι μέθοδοι υπολογισμού.

4. Τα αποτελέσματα των μετρήσεων και των υπολογισμών παρουσιάζονται με τη μορφή πινάκων και γραφημάτων.

5. Δίνονται συμπεράσματα για την εργασία.

Εγγεγραμμένος για δημοσίευση Le7^ y^gΜορφή 60x84/16 Κυκλοφορία 125" Επίπεδη εκτύπωση

Rotaprint Tyumen State Oil and Gas University, Tyumen, Volodarskogo, 38

ΥΠΟΥΡΓΕΙΟ ΠΑΙΔΕΙΑΣ ΤΗΣ ΡΩΣΙΚΗΣ ΟΜΟΣΠΟΝΔΙΑΣ TYUMEN ΚΡΑΤΙΚΟ ΠΑΝΕΠΙΣΤΗΜΙΟ ΠΕΤΡΕΛΑΙΟΥ ΚΑΙ ΑΕΡΙΟΥ

ΜΕΘΟΔΟΛΟΓΙΚΕΣ ΟΔΗΓΙΕΣ

για εργαστηριακές εργασίες στο μάθημα: «Φυσική Χημεία», ενότητα «Ηλεκτροκινητικές δυνάμεις και δυναμικά ηλεκτροδίων» για φοιτητές ειδικοτήτων:

2501 - "Χημική τεχνολογία οργανικών ουσιών"

2504-"Χημική τεχνολογία φυσικών ενεργειακών φορέων και υλικών άνθρακα."

εκπαίδευση πλήρους απασχόλησης

Στη χημική θερμοδυναμική υπάρχει μια σχέση που συνδέει την ενέργεια Gibbs με τη σταθερά ισορροπίας. Αυτή είναι η γνωστή εξίσωση van't Hoff, η οποία είναι γραμμένη σε γραμμική και εκθετική μορφή:

Υπολογίζοντας την τιμή του DG 0 298 μιας χημικής αντίδρασης, μπορεί να προσδιοριστεί η σταθερά ισορροπίας. Από την εξίσωση (4.13) προκύπτει ότι εάν η τιμή του DG 0 είναι αρνητική, τότε το logK πρέπει να είναι θετικό, το οποίο, με τη σειρά του, σημαίνει ότι K >1. Και αντίστροφα, εάν ΓΔ 0 > 0, τότε το Κ<1.

Παράδειγμα 13. Μια άμεση ή αντίστροφη αντίδραση θα συμβεί υπό τυπικές συνθήκες στο σύστημα:

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

Γράψτε το νόμο της δράσης της μάζας για αυτήν την αντίδραση.

Λύση: Για να απαντήσετε στην ερώτηση, πρέπει να υπολογίσετε τη ΓΔ 0 298 ή την άμεση αντίδραση. Η τελευταία έκφραση είναι ZDM. Οι τιμές DG 0 298 των αντίστοιχων ουσιών δίνονται στον Πίνακα 4.1. Γνωρίζοντας ότι οι τιμές της DG 0 f για απλές ουσίες σε καταστάσεις συσσωμάτωσης που είναι σταθερές υπό τυπικές συνθήκες είναι ίσες με μηδέν και οι τιμές της DG 0 ƒ (σε kJ/mol) για το CO 2 (-394,3) , CH 4 (-50. 8) και CO (-137.1), χρησιμοποιώντας την εξίσωση (4.7), υπολογίζουμε DG 0 h.r. :

ΓΔ 0 χ..ρ. = 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.

Μετά από αυτό υπολογίζουμε τη σταθερά ισορροπίας

Το γεγονός ότι ΓΔ > 0 και Κρ<< 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 ή 1 atm.). Η αντίστροφη αντίδραση θα συμβεί αυθόρμητα υπό αυτές τις συνθήκες, επειδή για αυτό DG = -170,9 kJ και K » 10 37.

Παράδειγμα 14. Με βάση τις τυπικές ενθαλπίες σχηματισμού και τις απόλυτες τυπικές εντροπίες ουσιών (Πίνακας 4.1), υπολογίστε το DG 0 298 της αντίδρασης που εξελίσσεται σύμφωνα με την εξίσωση

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

Να γράψετε τον νόμο της δράσης της μάζας και να υπολογίσετε το Kp.

Λύση:

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

Η συγκέντρωση του H 2 O (l) θεωρείται ίση με 1 και δεν περιλαμβάνεται στο ZDM, επειδή είναι μια συμπυκνωμένη κατάσταση.

Παράδειγμα 15. Η αντίδραση αναγωγής του Fe 2 O 3 με υδρογόνο προχωρά σύμφωνα με την εξίσωση

Fe2O3 (k) + 3H2 = 2Fe (k) + 3H2O (g); DH o = + 96,61 kJ.

Γράψτε το νόμο της δράσης της μάζας για αυτήν την αντίδραση. Είναι δυνατή αυτή η αντίδραση υπό τυπικές συνθήκες εάν η μεταβολή της εντροπίας DS 0 = 0,1387 kJ/mol K; Σε ποια θερμοκρασία θα αρχίσει η αναγωγή του Fe 2 O 3; Ποια είναι η τιμή του Κ σε αυτή τη θερμοκρασία;

Λύση. Υπολογίζουμε την αντίδραση DG 0:

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

ZDM για αυτή την αντίδραση λαμβάνοντας υπόψη την κατάσταση συσσωμάτωσης των ουσιών: .

Ταυτοχρονα

Επειδή ΓΔ >0, η αντίδραση υπό τυπικές συνθήκες είναι αδύνατη. Αντίθετα, κάτω από αυτές τις συνθήκες συμβαίνει μια αντίστροφη αντίδραση οξείδωσης του σιδήρου (διάβρωση). Ας βρούμε τη θερμοκρασία στην οποία DG = 0. Στην περίπτωση αυτή, DH 0 = TDS 0, επομένως

Επομένως, σε θερμοκρασία περίπου 696,5 K, θα ξεκινήσει η αντίδραση αναγωγής του Fe 2 O 3. ("Περίπου" γιατί κατά την επίλυση του προβλήματος δεν λαμβάνουμε υπόψη την ασθενή εξάρτηση των DH και DS από τη θερμοκρασία, καθώς και το γεγονός ότι η συνθήκη Κ< 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.

Αυτό σημαίνει ότι η θερμοκρασία στην οποία = λαμβάνεται ως η θερμοκρασία στην οποία αρχίζει η αντίδραση.

Παράδειγμα 16. Η σταθερά ισορροπίας του συστήματος H 2 + I 2 2HI σε μια ορισμένη θερμοκρασία είναι 40. Προσδιορίστε ποιο μέρος του υδρογόνου και του ιωδίου (%) θα εισέλθει στο HI εάν οι αρχικές συγκεντρώσεις αυτών των ουσιών είναι ίδιες και είναι 0,01 mol/l, και σε = 0.

Λύση. Κατά την επίλυση τέτοιων προβλημάτων, χρησιμοποιείται η στοιχειομετρική εξίσωση αντίδρασης. Ας υποδηλώσουμε με Χκατανάλωση υδρογόνου μέχρι να υπάρξει ισορροπία. Επομένως, η συγκέντρωση ισορροπίας του H 2 θα είναι p =
(0,01 - x). Εφόσον το I 2 καταναλώνεται όσο το H 2 (σύμφωνα με την εξίσωση, 1 mole του I 2 καταναλώνεται για 1 mole H 2), τότε p = (0,01 - x). Από την εξίσωση είναι σαφές ότι τη στιγμή της ισορροπίας, το HI λαμβάνεται 2 φορές περισσότερο από το H 2 που καταναλώνεται, επομένως,
p = 2x. Ας γράψουμε την έκφραση για τη σταθερά ισορροπίας και ας αντικαταστήσουμε τις αριθμητικές τιμές των συγκεντρώσεων ισορροπίας:

Η εξίσωση έχει δύο ρίζες: x 1 = 0,0146, x 2 = 0,0076. Από τις δύο τιμές του x, θα πρέπει να επιλέξετε αυτή που πληροί τις προϋποθέσεις του προβλήματος. Οι αρχικές συγκεντρώσεις των H 2 και I 2 είναι 0,01 mol/l. Επομένως, το x δεν μπορεί να έχει τιμή μεγαλύτερη από 0,01 και το διάλυμα έχει μία τιμή -0,0076 mol/L. Έτσι, από 0,01 mol H 2 και I 2, αντέδρασαν 0,0076 mol, που είναι 76%.

Παράδειγμα 17.Στο σύστημα CO + Cl 2 COCl 2, οι συγκεντρώσεις ισορροπίας των ουσιών είναι p = 0,3. p = 0,2; p = 1,2 mol/l. Υπολογίστε τη σταθερά ισορροπίας του συστήματος και τις αρχικές συγκεντρώσεις CO και Cl 2.

Λύση.Ας βρούμε τη σταθερά ισορροπίας αντικαθιστώντας τις αριθμητικές τιμές των συγκεντρώσεων ισορροπίας στην έκφραση της σταθεράς ισορροπίας:

Η αρχική συγκέντρωση του αντιδραστηρίου είναι ίση με το άθροισμα της ισορροπίας και καταναλώνεται τη στιγμή της ισορροπίας. Από την εξίσωση της αντίδρασης είναι σαφές ότι για να σχηματιστεί 1 mol COCl 2, καταναλώνεται 1 mole CO και Cl 2. Ως εκ τούτου,

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

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

Για την αναστρέψιμη ημιαντίδραση οξειδοαναγωγής Ox + ne ↔ Red, η εξάρτηση του οξειδοαναγωγικού δυναμικού E από τις δραστηριότητες της οξειδωμένης (Ox) και της ανηγμένης (Κόκκινης) μορφής εκφράζεται με την εξίσωση Nernst:

όπου - E° Ox/Red είναι το τυπικό δυναμικό ηλεκτροδίου. Στους 20 °C

Εάν τα ιόντα υδρογόνου συμμετέχουν στην ημιαντίδραση οξειδοαναγωγής, τότε η εξίσωση Nernst περιλαμβάνει τη δραστηριότητα των ιόντων υδρογόνου:

Μια αντίδραση οξειδοαναγωγής είναι ένας συνδυασμός δύο ημι-αντιδράσεων. Για να προσδιοριστεί η κατεύθυνση της αντίδρασης, είναι απαραίτητο να βρεθεί η διαφορά στα τυπικά δυναμικά αυτών των ημι-αντιδράσεων. Εάν η διαφορά είναι θετικός αριθμός, τότε αυτό δείχνει ότι η αντίδραση προχωρά από αριστερά προς τα δεξιά. Πρέπει να θυμόμαστε ότι και οι δύο ημιαντιδράσεις πρέπει να γράφονται σε αναγωγική μορφή. Σύμφωνα με τη σύμβαση για τα σημάδια των δυναμικών ηλεκτροδίων (Στοκχόλμη. 1953), ο όρος «δυναμικό ηλεκτροδίου» αναφέρεται αποκλειστικά σε ημι-αντιδράσεις γραμμένες σε μορφή αναγωγής. Αφαιρώντας τη μία ημιαντίδραση από την άλλη, προκύπτει η εξίσωση για την πλήρη αντίδραση οξειδοαναγωγής. Η τυπική διαφορά δυναμικού εντοπίζεται χωρίς αλλαγή των ενδείξεων των δυναμικών που δίνονται στους πίνακες, εάν οι τελευταίοι καταρτίζονται σύμφωνα με τη συμφωνία για τα σημάδια των δυναμικών ηλεκτροδίων.

ΠΑΡΑΔΕΙΓΜΑ 1.Προσδιορίστε προς ποια κατεύθυνση θα πάει η αντίδραση μεταξύ του σιδήρου (III) και του ιωδιούχου καλίου;

Λύση.Καταγράφουμε τις εξισώσεις των αντίστοιχων ημι-αντιδράσεων και βρίσκουμε τις τιμές των τυπικών δυναμικών από τους πίνακες:

Γράφουμε την πλήρη αντίδραση οξειδοαναγωγής αφαιρώντας τη δεύτερη εξίσωση από την πρώτη:

Η διαφορά δυναμικού είναι

Μια θετική διαφορά δυναμικού δείχνει ότι η αντίδραση προχωρά προς την κατεύθυνση της οξείδωσης του ιόντος ιωδίου με σίδηρο (III). Στο ίδιο συμπέρασμα καταλήγουμε αφαιρώντας την πρώτη μισή αντίδραση από τη δεύτερη, αφού σε αυτή την περίπτωση η διαφορά δυναμικού θα είναι αρνητική.

Μια θετική διαφορά δυναμικού υποδηλώνει ότι η αντίδραση προχωρά προς την κατεύθυνση της οξείδωσης του ιόντος ιωδίου με σίδηρο (III). αρνητικός.

Το βάθος της αντίδρασης προσδιορίζεται από τη σταθερά ισορροπίας. Αντίδραση οξείδωσης-αναγωγής

μπορεί να αναπαρασταθεί ως δύο ημι-αντιδράσεις

Ας γράψουμε την εξίσωση Nernst για κάθε ημιαντίδραση

Σε ισορροπία Ε 1 - Ε 2,Να γιατί

Μετά τον μετασχηματισμό παίρνουμε:

Κάτω από το πρόσημο του λογάριθμου υπάρχει μια έκφραση για τη σταθερά ισορροπίας της αντίδρασης οξείδωσης-αναγωγής, επομένως

Εδώ Π -ο συνολικός αριθμός ηλεκτρονίων που συμμετέχουν σε μια αντίδραση οξείδωσης-αναγωγής.

ΠΑΡΑΔΕΙΓΜΑ 2.Υπολογίστε τη σταθερά θερμοδυναμικής ισορροπίας για την αντίδραση μεταξύ σιδήρου (III) και ιωδιούχου καλίου.

Λύση.Οι τιμές των τυπικών δυναμικών και των δύο ημι-αντιδράσεων δίνονται στο προηγούμενο παράδειγμα. Τα αντικαθιστούμε στον τύπο (5-1):

ΠΑΡΑΔΕΙΓΜΑ 3.Υπολογίστε τις συγκεντρώσεις ισορροπίας του σιδήρου (III), του σιδήρου (II), του κασσίτερου (II) και του κασσίτερου (IV) σε διάλυμα αφού επιτευχθεί η ισορροπία της αντίδρασης μεταξύ ενός διαλύματος FeCl 3 0,1 Μ και ενός διαλύματος SnCl 2 0,1 Μ, λαμβάνοντας η ιοντική ισχύς ίση με μηδέν.

Λύση.Να υπολογίσετε τη σταθερά ισορροπίας της αντίδρασης

2Fe(III) + Sn(II) ↔ 2Fe(II) + Sn(IV)

από τις τιμές των τυπικών δυναμικών ημιαντίδρασης:

είναι ίση με την αρχική συγκέντρωση του σιδήρου(III), η συγκέντρωση του κασσίτερου(II) είναι η περίσσεια συγκέντρωσης του χλωριούχου κασσίτερου(II), δηλ. 0,05 Μ, και η συγκέντρωση κασσίτερου (IV) είναι η συγκέντρωση κασσίτερου (II). αντέδρασε: = 0,1 Μ;

0,05 Μ; - 0,05 Μ.

ΠΑΡΑΔΕΙΓΜΑ 4.Υπολογίστε τη συγκέντρωση ισορροπίας του σιδήρου (II) στο διάλυμα αφού επιτευχθεί ισορροπία στην αντίδραση μεταξύ διαλύματος υπερμαγγανικού καλίου 0,01 Μ και διαλύματος θειικού σιδήρου (II) 0,05 Μ σε υδροχλωρικό οξύ 0,18 Μ χωρίς να ληφθεί υπόψη η ιοντική ισχύς.

Λύση.Ας υπολογίσουμε τη σταθερά ισορροπίας της αντίδρασης

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

χρησιμοποιώντας τιμές πίνακα τυπικών δυναμικών

Η σταθερά ισορροπίας είναι μεγάλη, οπότε μπορούμε να υποθέσουμε ότι = 0,05 M; [Μη 2+] - 0,01 Μ; - 0,1 Μ.