Ang halaga ng equilibrium constant ay nauugnay sa mga pangunahing thermodynamic function ( , , ) tulad ng sumusunod:

kung saan ang pagbabago sa enerhiya ng Gibbs, ay ang unibersal na gas constant, ang temperatura, at ang equilibrium constant.

Ang equation (45) ay tinatawag na chemical reaction isotherm equation para sa equilibrium state.

Isinasaalang-alang na , maaari tayong sumulat:

Ang mga relasyon (45) at (46) ay ginagawang posible na direktang matukoy ang impluwensya ng parehong enthalpy factor at entropy sa equilibrium constant ng nababaligtad na mga reaksiyong kemikal.

Paglipat sa chemical equilibrium. Prinsipyo ni Le Chatelier

Ang pagbabago sa mga kondisyon (temperatura, presyon, konsentrasyon) kung saan ang sistema ay nasa isang estado ng kemikal na ekwilibriyo ay nagdudulot ng kawalan ng balanse bilang resulta ng hindi pantay na pagbabago sa mga rate ng pasulong at pabalik na mga reaksyon. Sa paglipas ng panahon, ang isang bagong kemikal na balanse ay naitatag sa sistema, na naaayon sa mga bagong kondisyon. Ang paglipat mula sa isang estado ng ekwilibriyo patungo sa isa pa ay tinatawag na paglilipat o paglilipat ng posisyon ng ekwilibriyo.

Ang direksyon ng pag-aalis ng posisyon ng ekwilibriyong kemikal bilang resulta ng mga pagbabago sa mga panlabas na kondisyon ay tinutukoy ng prinsipyo ng Le Chatelier:

Kung ang isang panlabas na impluwensya ay ibinibigay sa isang sistema sa isang estado ng balanse (pagbabago ng temperatura, presyon, konsentrasyon), kung gayon ang ekwilibriyo ay lumilipat patungo sa proseso na nagpapababa sa impluwensyang ito.

1. impluwensya ng temperatura sa estado ng ekwilibriyo tinutukoy ng tanda ng thermal effect:

sa pagtaas temperatura (pag-init), ang ekwilibriyo ng nababaligtad na reaksyon ay lumilipat patungo endothermic mga reaksyon; sa pagbabawas temperatura (paglamig), ang ekwilibriyo ng nababaligtad na reaksyon ay lumilipat patungo exothermic mga reaksyon.

Halimbawa, para sa reaksyon

sa pagtaas ng temperatura, ang balanse ay lumilipat patungo sa reverse reaction - endothermic, na nangyayari sa pagsipsip ng init.

2. impluwensya ng presyon sa estado ng ekwilibriyo tinutukoy ng pagbabago sa dami o bilang ng mga moles ng mga gas na sangkap sa panahon ng reaksyon:

Halimbawa,

3. impluwensya ng konsentrasyon ng mga tumutugon na sangkap sa estado ng ekwilibriyo:

Kapag ang konsentrasyon ng isang sangkap ay tumaas (sa pamamagitan ng pagdaragdag nito), ang balanse ng isang nababaligtad na reaksyon ay lumilipat patungo sa reaksyon kung saan ang sangkap na ito ay tumutugon, iyon ay, ito ay natupok. Kapag ang konsentrasyon ng isang sangkap ay bumababa, ang ekwilibriyo ng isang nababaligtad na reaksyon ay lumilipat patungo sa reaksyon kung saan ang sangkap na ito ay nabuo.

Halimbawa, para sa isang reversible reaction ang pagtaas sa konsentrasyon ng mga panimulang sangkap ( o ) ay maglilipat ng ekwilibriyo sa kanan, i.e. patungo sa mga produkto ng reaksyon, at kapag bumababa ang konsentrasyon ng mga sangkap na ito - sa kaliwa, i.e. patungo sa pagbuo ng mga panimulang sangkap. Habang tumataas ang konsentrasyon ng produkto ng reaksyon (), lumilipat ang ekwilibriyo sa kaliwa, at habang bumababa ang konsentrasyon, lumilipat ito sa kanan.

Phase equilibrium

Heterogenous equilibria na nauugnay sa paglipat ng isang sangkap mula sa isang yugto patungo sa isa pa nang walang pagbabago komposisyong kemikal ay tinatawag yugto.

Ang isa sa mga pinaka-pangkalahatang batas ng heterogenous equilibria (kabilang ang mga phase) ay Gibbs phase rule(1876):

sa isang equilibrium multiphase system, ang bilang ng mga degree ng kalayaan (C) ay katumbas ng bilang ng mga independiyenteng bahagi ng system (K) minus ang bilang ng mga phase (F), plus 2, kung saan ang dalawa ay ang bilang ng mga panlabas na salik ( p at T):

(48)

Component– isang chemically homogenous substance, na isang independiyenteng bahagi ng system, ay maaaring ihiwalay sa system at umiiral nang nakahiwalay sa anumang oras.

Halimbawa, para sa isang solusyon ng potassium chloride (KCl) ang bilang ng mga bahagi ay 2.

Ang mga sangkap na iyon ay pinili bilang mga independiyenteng bahagi, ang pinakamaliit na bilang nito ay sapat na upang mabuo ang buong sistema at alinman sa mga yugto nito.

Halimbawa, upang bumuo ng isang sistema ng balanse ng tatlong sangkap na sangkap , at , kapag tinutukoy ang mga yugto, sapat na kumuha ng anumang dalawang sangkap, dahil ang pangatlo ay nakuha sa pamamagitan ng reaksyon:

Samakatuwid, ang bilang ng mga independiyenteng sangkap sa kasong ito ay dalawa.

Phase- isang bahagi ng system na pinaghihiwalay mula sa iba pang mga bahagi nito sa pamamagitan ng isang interface, na dumadaan kung saan ang mga katangian ay biglang nagbabago.

Halimbawa, sa equilibrium system na inilarawan ng equation (49), ang bilang ng mga phase ay 2.

Degree ng kalayaan– ang bilang ng mga kundisyon (T, p, C) na maaaring baguhin nang basta-basta sa loob ng ilang partikular na limitasyon nang hindi binabago ang bilang o uri ng mga yugto.

Ang mga heterogenous multiphase system ay maaaring mauri:

Isaalang-alang natin ang isang equilibrium heterogenous system:

Upang geometriko na ilarawan ang estado ng balanse ng mga heterogenous system, ginagamit ang mga diagram ng phase.

Ang diagram ng estado na naglalarawan sa sistema (50) ay ipinakita sa Figure 3.

kanin. 3. Diagram ng estado ng tubig

Ang bawat bahagi (likido, solid, gas) ay tumutugma sa isang tiyak na larangan ng diagram, na limitado mula sa iba pang mga yugto sa pamamagitan ng isang linya na nagpapakilala sa ekwilibriyo sa pagitan ng dalawang yugtong ito ( ).

OA curve - tumutugma sa equilibrium sa ice-steam system (sublimation curve);

OS curve – equilibrium sa water-steam system (evaporation curve);

OB curve – equilibrium sa ice-water system (melting curve).

Samakatuwid, ang bawat kurba ay tumutukoy sa isang dalawang-phase na sistema. Ang ganitong mga sistema ay monovariant ( ).

Halimbawa, ang OC curve ay isang curve ng saturated vapor pressure sa likidong tubig. Ang curve na ito ay nagpapakita na ang bawat temperatura ay tumutugma sa isang tiyak na presyon ng singaw, at, sa kabaligtaran, ang bawat presyon ay tumutugma sa isang tiyak na temperatura kung saan ang tubig at singaw ay nasa equilibrium. Kaya, sa temperatura na 100˚C (Larawan 3), ang parehong mga yugto ay nasa ekwilibriyo lamang sa isa't isa kapag ang presyon ng singaw ng tubig ay 101.3∙10 5 Pa. Ang pagpapalit ng presyon ng singaw sa parehong temperatura ay magreresulta sa isang single-phase system.

Sa puntong O, lahat ng tatlong kurba na nagpapakita ng ekwilibriyo sa mga dalawang-phase na sistemang ito ay nagsalubong. Ang puntong ito ay tumutugma sa ekwilibriyo sa pagitan ng lahat ng tatlong yugto: yelo-tubig-singaw at tinatawag triple point.

Ayon sa phase rule (48), ang bilang ng mga degree ng kalayaan sa triple point ay zero (). Ang ekwilibriyo sa sistemang ito ay posible lamang sa ilalim ng mahigpit na tinukoy na mga kondisyon ( , °C).

Nakakatulong ang phase rule na pag-aralan ang mga kumplikadong proseso ng kemikal na nagaganap sa mga heterogenous system.

SEKSYON 3. MGA SOLUSYON.

Ang kakayahan ng isang substance na mag-donate ng mga electron sa isa pang substance ay maaari ding masuri gamit ang equilibrium constant ng redox reaction. Ang pare-parehong ito ay nauugnay sa reaksyon emf tulad ng sumusunod. Hayaan ang reaksyon sa pagitan ng oxidizing agent

Ang Ox1 at ang reducing agent na Red2 ay binubuo ng dalawang kalahating reaksyon:

Sa isang estado ng balanse

Ginagamit ang mga ORG para makita ang mga inorganic at org na substance, i-mask ang mga interfering ions, kapag naghihiwalay ng mga inorganic na substance mula sa org matrice, sa mga titrimetric na pamamaraan (iodo-, chloriodo-, iodate-, bromato-, nitrito-, permanganate-, dichromato-, cerium-) , sa maraming electrochemical at kinetic na pamamaraan ng pagsusuri.

Pagkalkula ng pH ng isang pinaghalong malakas na acids, mahina acids, isang pinaghalong mahina at malakas na acids.

2 acid:

kung ang acid ay hindi masyadong mahina at wala sa isang napakaliit na konsentrasyon, kung gayon ang autoprotolysis ay napapabayaan.

Kung malaki ang pagkakaiba ng K*S, maaaring mapabayaan ang isa. (malakas+mahina)

Mahina acids (binibilang namin ang mga proton ng isa + ang isa, kumuha ng logarithm)

Napakahina o maliit na konsentrasyon

hindi iginagalang ang pagkakapantay-pantay

36+38. Pagpili ng sample. Pangkalahatan, laboratoryo at nasuri na mga sample. Pagsusulit sa arbitrasyon. Halimbawang pagkabulok. Mga paraan ng "basa" ng sample na agnas. Mga uri ng sample (kinatawan, pangkalahatan, laboratoryo, nasuri). Pag-sample ng mga gas, likido, mga solido, average. Mga dahilan para sa mga pagkakamali.

Pagkasiraang bahagi ng bagay ng pananaliksik na pinili para sa pagsusuri ay tinatawag na (nasuri na sample).

Average (kinatawan) sample- isang maliit na bahagi ng nasuri na bagay, ang average na komposisyon at mga katangian ng kung saan ay itinuturing na magkapareho sa average na komposisyon at mga katangian ng nasuri na bagay.

Pangkalahatang pagsubok- Ang laki ng sample at paraan ng sampling ay nakasalalay sa pinagsama-samang estado ng sample, ang antas ng homogeneity nito, laki ng particle, at ang katanggap-tanggap na kawalan ng katiyakan ng resulta ng pagsusuri. Ang isang pangkalahatang sample ay kinuha mula sa bagay.

Sampol ng laboratoryo- nakuha mula sa isang pangkalahatang sample sa pamamagitan ng paggiling at pag-average.

Nasuri na sample-bahagi ng sample ng laboratoryo na ginagamit para sa kalidad at

Pagsusuri ng dami.

Pag-sample ng gas

Ang pangkalahatang sample ng mga gaseous substance ay maliit. Gumamit ng vacuum volumetric flasks o burettes na may naaangkop na sealing fluid, pati na rin ang espesyal

mga lalagyan. Kapag nagsa-sample ng mga gas sa isang nakakulong na espasyo (halimbawa,

workshop, laboratoryo), ang isang sample ay kinuha sa iba't ibang mga punto, at pagkatapos ay pinaghalo o pinag-aralan nang hiwalay.

Pag-sample ng mga likido

Pag-sample ng isang homogenous na likido (hal. patak para sa mata o solusyon para sa iniksyon) ay karaniwang isinasagawa sa pamamagitan ng lakas ng tunog, gamit ang mga pipette o buret para sa layuning ito. Una, ang likido ay lubusan na halo-halong. Kung ang likidong sinusuri ay mahirap o imposibleng ihalo, ang sampling ay isinasagawa sa iba't ibang lalim ng lalagyan.

Bago kumuha ng sample, ang mga heterogenous na likido ay lubusang homogenized sa pamamagitan ng paghalo o vibration. Ang mga sample ng naturang mga likido ay madalas na kinuha hindi lamang sa dami, kundi pati na rin sa masa. Kung ang likido mula sa isang stream ay nasuri, pagkatapos ay upang makakuha ng maaasahang impormasyon, ang mga sample ay kinuha mula sa iba't ibang mga lugar sa kahabaan ng stream.

Inaprubahan ng editoryal at publishing council. Pamantasan ng Langis at Gas ng Estado ng Tyumen

Compiled by: - ​​​​Head of the Department of Physical and Analytical Chemistry, Doctor of Chemical Sciences, Propesor;

Katulong;

Pangunahing Inhinyero

© Tyumen State Oil and Gas University, 2000

1. Thermodynamics ng mga proseso ng electrochemical. Mga puwersang electromotive. Mga potensyal na electrode.

1.1. Thermodynamics ng isang electrochemical cell.

Isaalang-alang natin kung ano ang isang electrochemical element. Pagbabago Ang kemikal na enerhiya sa electrochemical energy ay posible sa isang galvanic cell. Ang galvanic cell ay isang aparato na gumagawa ng electric current sa pamamagitan ng isang kemikal na reaksyon.

Sa ilang mga pagbubukod, ang reaksyon ay maaaring isagawa sa pamamagitan ng ordinaryong kemikal na paraan o sa isang galvanic cell. Halimbawa, reaksyon ng pakikipag-ugnayan:

ay maisasakatuparan sa pamamagitan ng paglubog ng zinc plate sa isang solusyon ng tansong sulpate. Sa kasong ito, ang reaksyong ito ay magpapatuloy sa kemikal. Ang parehong reaksyon ay maaaring maisakatuparan sa isang galvanic cell na ipinapakita sa Fig. 1.1.

Ang mga sumusunod na proseso ay magaganap sa mga electrodes at sa galvanic cell:

sa positibong poste (+),

sa negatibong poste (-)

kabuuang reaksyon sa elemento

Ang landas ng reaksyon na isinasagawa sa isang galvanic cell ay tinatawag na electrochemical. Kapag ang reaksyon ay isinasagawa sa kemikal, ang mga electron ay direktang inililipat mula sa zinc metal patungo sa tansong ion. Kapag ang reaksyon ay isinasagawa sa electrochemically, ang mga electron mula sa zinc metal ay inililipat sa tansong ion sa pamamagitan ng isang konduktor. Ang batayan ng anumang galvanic chain ay redox

isang reaksyon na nangyayari sa paraang ang oksihenasyon ay nangyayari sa isang poste (negatibo) at pagbabawas sa kabilang poste (positibo).

Ang mga solusyon ng copper sulfate at zinc sulfate ay pinaghihiwalay ng isang semi-permeable na partisyon upang maiwasan ang paghahalo.

Ipinapakita sa Fig. 1.1. ang galvanic cell ay nakasulat tulad ng sumusunod:

Kung ang mga electrodes ay konektado sa isang metal conductor, ang zinc electrode ay natutunaw. Ang mga zinc cation ay napupunta sa solusyon, at ang elektrod ay nagiging negatibong sisingilin; Ang mga tansong cation ay pinalabas sa tansong elektrod. Ang panlabas na metal conductor ay nagdadala ng daloy ng mga electron mula sa zinc electrode patungo sa tansong elektrod, na gumagawa ng electric current. Ang tansong elektrod ay nagsisilbing positibong poste ng cell, at ang zinc electrode ay nagsisilbing negatibong poste. Ang isang potensyal na pagkakaiba ay nangyayari sa pagitan ng negatibo at positibong mga pole. Kung ang isang galvanic cell ay gumagana sa ilalim ng thermodynamically reversible na mga kondisyon, ang potensyal na pagkakaiba na ito ay magiging maximum at tinatawag na electromotive force ng cell (EMF).

Kung ang mga aktibidad ng mga sangkap na kasangkot sa mga proseso ng elektrod ay katumbas ng pagkakaisa, kung gayon ang nagresultang emf ay tinatawag na standard emf (Eº).

Para sa isang reversible operating galvanic cell (na may P=sopst At T"=sopst) Magkakaroon:

Sa"=zFE, (1.1)

a Sa"=-ΔG (1.2). Mula sa (1.1) at (1.2) makuha namin

Sa"=-ΔG=zFE, (1.3)

saan isang t"-maximum na kapaki-pakinabang na operasyon ng galvanic cell; Ang ΔG ay ang pagbabago sa enerhiya ng Gibbs para sa reaksyong nagaganap sa galvanic cell; E- electromotive na puwersa ng elemento.

Mula sa (1.3) makuha natin ang:

ΔG=-zFE (1.4)

Ang pagbabago sa entropy para sa anumang proseso ay tinutukoy ng equation:

(1.5)

1. Pagbubuo ng double electrical layer sa interface ng metal-solution; paglitaw ng isang potensyal na pagtalon;

2. Electrode potential, normal na potensyal. Serye ng boltahe.

3. Mga uri at uri ng mga electrodes; pag-asa sa mga potensyal ng elektrod, mula sa mga konsentrasyon ng nabuo na mga ion;

4. Galvanic cells. EMF ng galvanic cells;

5. Chemical at concentration galvanic cells. Expression para sa EMF ng galvanic cells;

6. Thermodynamics ng galvanic cells;

7. Paglalapat ng paraan ng EMF upang matukoy ang koepisyent ng aktibidad ng isang solusyon, mga equilibrium constants, pH mga solusyon.

Panitikan.

1., . Pisikal na kimika. M.: graduate School. 1899. Ch. VII. P.248-282.

2. Kurso ng mga lektura.

Trabaho 1. Pagsukat ng EMF ng elementong Jacobi-Daniel.

Ang layunin ng trabaho ay upang makabisado ang pamamaraan para sa pagsukat ng EMF ng isang galvanic na elemento.

Ang Jacobi-Daniel galvanic cell ay binubuo ng tanso at zinc electrodes. Ang galvanic circuit ng isang elemento ay nakasulat tulad ng sumusunod:

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

Kapag ang isang galvanic cell ay nagpapatakbo, ang potensyal na pagkakaiba nito ay hindi nananatiling pare-pareho dahil sa mga pagbabagong nagaganap sa mga electrodes. Samakatuwid, upang sukatin ang EMF, isang paraan ng kompensasyon ang ginagamit, na batay sa pagsukat ng EMF ng isang elemento sa pamamagitan ng potensyal na pagkakaiba sa ilalim ng mga kondisyon ng reversibility. Para sukatin ang EMF, maaari kang gumamit ng high-resistance DC potentiometer na P306 o pH meter. Dapat mo munang pag-aralan ang diagram ng setup ng pagsukat at ang pagkakasunud-sunod ng mga sukat na ginawa sa device. Pagkatapos nito, ang galvanic cell ay binuo.

Pagkumpleto ng gawain. Bago ang paglulubog sa solusyon, ang mga plato ng tanso at sink ay nililinis ng papel de liha, hugasan ng tubig, degreased na may acetone o alkohol at hugasan muli nang lubusan.

Ang mga solusyon ay ibinubuhos sa iba't ibang sisidlan (100 ml na baso) SiKAYA at ZnSO, isang ibinigay na konsentrasyon (nakalista ang mga opsyon sa konsentrasyon sa Talahanayan 1) upang ang 3/4 ng mga ibabaw ng elektrod ay nahuhulog sa mga solusyon. Ang mga itaas na dulo ng mga electrodes ay konektado sa potentiometer gamit ang mga wire. Ang isang electrolytic key, na dating puno ng isang puspos na solusyon ng potassium chloride, ay ipinasok sa mga solusyon sa mga tasa.

Ang emf ng isang galvanic cell ay sinusukat sa iba't ibang konsentrasyon ng mga solusyon. Bago ang bawat pagsukat, kinakailangan na panatilihin ang mga electrodes sa mga solusyon sa loob ng 10-15 minuto. Ang nakuhang datos ay nakatala sa talahanayan. 1.

Ang mga eksperimento na sinusukat na halaga ng EMF ay dapat ihambing sa mga teoretikal na kinakalkula gamit ang equation (1.26). Ang mga halaga ng karaniwang mga potensyal na electrode ng tanso at zinc electrodes at ang average na mga koepisyent ng aktibidad ng mga solusyon sa electrolyte na kinakailangan para sa teoretikal na pagkalkula ng mga halaga ng EMF ay matatagpuan sa reference book.

Talahanayan 1. Mga resulta ng pagsukat ng EMF ng isang elementong Jacobi-Daniel

Konsentrasyon ng mga solusyon, m		Erassch, V	Nasusukat ang error.

Isang ulat ang inihanda sa gawain.

Panitikan para sa gawaing laboratoryo.

Graduate School. 1974.

2. A. Ya, Shatalov, . Workshop sa physical chemistry. M.: Mas mataas na paaralan. 1975.

Trabaho 2. Pagpapasiya ng dissociation constant ng isang mahinang acid.

Ang layunin ng gawain ay upang makabisado ang pamamaraan para sa pagtukoy ng dissociation constant gamit ang potentiometric method.

Potentiometric na paraan ng pagsukat pH Ang solusyon ng isang mahinang acid ay ginagawang posible upang makalkula ang pare-pareho ng dissociation nito. Kung ang antas ng dissociation ng isang monovalent mahina acid ay napakaliit, kung gayon

K= cα2 (3.1)

kung saan ang kaugnayan ay sumusunod:

https://pandia.ru/text/78/222/images/image195_3.gif" width="31" height="25"> - konsentrasyon ng mga hydrogen ions;

α - antas ng dissociation;

c ay ang konsentrasyon ng acid solution.

Ang pagkuha ng logarithm ng huling pagkakapantay-pantay at pagpapalit ng sign sa kabaligtaran, mayroon tayo para sa pH solusyon:

(3.3)

Ayon sa equation (3.3), ang mga eksperimentong punto ay dapat magkasya sa mga coordinate pH -lgc sa tuwid na linya. Ang slope ng tuwid na linya ay dapat na 1/2. Ang segment ay pinutol ng tuwid na linyang ito sa axis

ordinates sa tgс=0, tumutugma sa value na https://pandia.ru/text/78/222/images/image198_3.gif" width="23" height="24 src=">

Baguhin pH ang mga solusyon ng mga asing-gamot ng mga mahinang acid ay ginagamit upang matukoy ang mga constant ng dissociation.

Pagkumpleto ng gawain. Maaari mong matukoy ang dissociation constant ng isa sa mga mahinang acids (acetic, formic, benzoic).

Dapat determinado pH mga solusyon sa mahinang acid na may iba't ibang konsentrasyon. Ang isang 0.1 N na solusyon ng isa sa mga acid ay kinuha bilang panimulang solusyon. Ang mga solusyon ay inihanda mula dito na may mga sumusunod na konsentrasyon: 5 10-2; Para sa bawat isa sa mga solusyong ito, gumamit ng pH meter upang sukatin nang tatlong beses pH. Bilang nais na dami pH

Panitikan para sa gawaing laboratoryo.

1. Workshop sa physical chemistry. Ed. . M.:

Graduate School. 1974.

2. . Workshop sa physical chemistry. M.: Mas mataas na paaralan. 1975.

Trabaho 3. Pagpapasiya ng salt hydrolysis constant.

Ang layunin ng gawain ay upang makabisado ang pamamaraan para sa pagtukoy ng pare-pareho ng hydrolysis ng asin gamit ang potentiometric na pamamaraan.

Ang mga asin na nabuo ng isang malakas na acid at isang mahinang base, isang malakas na base at isang mahinang acid, at isang mahinang base at isang mahinang acid ay sumasailalim sa hydrolysis.

Pagsukat pH Ang mga solusyon ng mga asin na ito ay ginagawang posible upang matukoy ang mga constant ng hydrolysis. Tingnan natin ang ilang mga kaso.

Kaso 1. Hydrolysis ng isang asin ng isang malakas na acid at isang mahinang base (halimbawa, NH https://pandia.ru/text/78/222/images/image155_6.gif" width="11" height="20">+HO↔Me(OH)+H,

1. Workshop sa physical chemistry. Ed. . M.:

Graduate School. 1974.

2. . Workshop sa physical chemistry.

M.: Mas mataas na paaralan. 1975.

Annex 1.

Operating procedure para sa pH meter. I. Pagse-set up ng pH meter gamit ang mga buffer solution.

1. Pag-set up ng pH meter para sa pagsukat pHmga solusyon na may pare-pareho temperatura;

2. Para sa manu-manong kompensasyon sa temperatura, paikutin ang "manual temp" knob upang itakda sa indicator ang halaga ng temperatura ng mga solusyon sa buffer (temperatura ng kwarto), na sinusukat gamit ang glass thermometer;

3. Sa pamamagitan ng pagpindot sa pindutan ng "mode" sa front panel, itakda ang mga yunit ng pagsukat "pH" at pag-ikot ng risistor "pH", na matatagpuan sa gilid ng dingding, itakda ito sa humigit-kumulang sa gitnang posisyon;

4. Ilubog ang mga electrodes sa unang buffer solution gamit ang pH=4 at, pag-ikot ng axis ng "buffer" na risistor, itakda ang halaga sa indicator na katumbas ng halaga pH solusyon sa buffer;

5. Banlawan ang mga electrodes na may distilled water, tuyo ang mga ito gamit ang filter na papel at isawsaw ang mga ito sa pangalawang buffer solution na may pH=9, 18;

6. Pag-ikot ng axis ng risistor "3" sa gilid ng dingding ng converter, itakda ang halaga sa indicator na katumbas ng halaga pH buffer solution (9.18). II. Nagsasagawa ng mga sukat.

1. Kapag nagsusukat, banlawan ang mga electrodes ng distilled water at isawsaw ang mga ito sa pagsukat na solusyon. Ang mga pagbabasa ay kinuha gamit ang tagapagpahiwatig;

2. Sa pagtatapos ng trabaho, ang mga electrodes ay hinuhugasan ng distilled water at inilubog sa isang baso na may distilled water o isang 0.1 N na solusyon NS1.

Application!.

Mga kinakailangan para sa pag-uulat.

1. Nakasaad ang pamagat ng akda;

2. Naipahiwatig ang layunin ng gawain;

3. Ang mga teoretikal na pundasyon ng gawain ay maikling binalangkas, ang mga formula ng pagkalkula ay isinulat, at ang mga pamamaraan ng pagkalkula ay inilarawan;

4. Ang mga resulta ng mga sukat at kalkulasyon ay ipinakita sa anyo ng mga talahanayan at mga graph;

5. Naibibigay ang mga konklusyon sa gawain.

Naka-subscribe para sa publikasyon Le7^ y^g Format 60x84/16 Circulation 125" Flat printing

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

MINISTRY OF EDUCATION NG RUSSIAN FEDERATION TYUMEN STATE OIL AND GAS UNIVERSITY

MGA INSTRUKSYON SA METODOLOHIKAL

para sa gawaing laboratoryo sa kurso: "Physical Chemistry", seksyon na "Mga pwersang electromotive at potensyal ng elektrod" para sa mga mag-aaral ng mga specialty:

2501 - "Teknolohiya ng kemikal ng mga organikong sangkap";

2504-"Teknolohiyang kemikal ng mga tagapagdala ng natural na enerhiya at mga materyales ng carbon."

full-time na edukasyon

Sa chemical thermodynamics mayroong isang relasyon na nag-uugnay sa enerhiya ng Gibbs sa equilibrium constant. Ito ang kilalang Van't Hoff equation, na nakasulat sa linear at exponential form:

Sa pamamagitan ng pagkalkula ng halaga ng DG 0 298 ng isang kemikal na reaksyon, ang equilibrium constant ay maaaring matukoy. Mula sa equation (4.13) ito ay sumusunod na kung ang halaga ng DG 0 ay negatibo, ang logK ay dapat na positibo, na kung saan, ay nangangahulugan na K >1. At kabaliktaran, kung DG 0 > 0, kung gayon K<1.

Halimbawa 13. Ang isang direkta o baligtad na reaksyon ay magaganap sa ilalim ng mga karaniwang kondisyon sa system:

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

Isulat ang batas ng mass action para sa reaksyong ito.

Solusyon: Upang masagot ang tanong, dapat mong kalkulahin ang DG 0 298 o ang direktang reaksyon. Ang huling expression ay ZDM. Ang mga halaga ng DG 0 298 ng mga kaukulang sangkap ay ibinibigay sa Talahanayan 4.1. Alam na ang mga halaga ng DG 0 f para sa mga simpleng sangkap sa mga estado ng pagsasama-sama na matatag sa ilalim ng mga karaniwang kondisyon ay katumbas ng zero, at ang mga halaga ng DG 0 ƒ (sa kJ/mol) para sa CO 2 (-394.3) , CH 4 (-50. 8) at CO (-137.1), gamit ang equation (4.7), kinakalkula namin ang DG 0 h.r. :

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.

Pagkatapos nito, kinakalkula namin ang equilibrium constant

Ang katotohanan na ang DG > 0 at Kр<< 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 o 1 atm.). Ang reverse reaction ay kusang magaganap sa ilalim ng mga kundisyong ito, dahil para dito DG = -170.9 kJ, at K » 10 37.

Halimbawa 14. Batay sa mga karaniwang enthalpies ng pagbuo at absolute standard entropies ng mga sangkap (Talahanayan 4.1), kalkulahin ang DG 0 298 ng reaksyon na nagpapatuloy ayon sa equation

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

Isulat ang batas ng mass action at kalkulahin ang Kp.

Solusyon:

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.

Ang konsentrasyon ng H 2 O (l) ay ipinapalagay na katumbas ng 1 at hindi kasama sa ZDM, dahil ito ay isang condensed state.

Halimbawa 15. Ang reduction reaction ng Fe 2 O 3 na may hydrogen ay nagpapatuloy ayon sa equation

Fe 2 O 3 (k) + 3H 2 = 2Fe (k) + 3H 2 O (g); DH o = + 96.61 kJ.

Isulat ang batas ng mass action para sa reaksyong ito. Posible ba ang reaksyong ito sa ilalim ng karaniwang mga kondisyon kung ang pagbabago sa entropy DS 0 = 0.1387 kJ/mol K? Sa anong temperatura magsisimula ang pagbabawas ng Fe 2 O 3? Ano ang halaga ng K sa temperaturang ito?

Solusyon. Kinakalkula namin ang reaksyon ng DG 0:

DG 0 = DH 0 - TDS 0 = 96.61 - 298·0.1387 = 55.28 kJ.

ZDM para sa reaksyong ito na isinasaalang-alang ang estado ng pagsasama-sama ng mga sangkap: .

Sa parehong oras

Dahil ang DG >0, ang reaksyon sa ilalim ng mga karaniwang kondisyon ay imposible; sa kabaligtaran, sa ilalim ng mga kundisyong ito ang isang reverse reaction ng iron oxidation (corrosion) ay nangyayari. Hanapin natin ang temperatura kung saan ang DG = 0. Sa kasong ito, DH 0 = TDS 0, kaya

Samakatuwid, sa isang temperatura na humigit-kumulang 696.5 K, magsisimula ang reduction reaction ng Fe 2 O 3. (“Humigit-kumulang” dahil kapag nilulutas ang problema ay hindi natin isinasaalang-alang ang mahinang pag-asa ng DH at DS sa temperatura, gayundin ang katotohanan na ang kondisyon K< 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.

Nangangahulugan ito na ang temperatura kung saan = ay kinuha bilang temperatura kung saan nagsisimula ang reaksyon.

Halimbawa 16. Ang equilibrium constant ng system H 2 + I 2 2HI sa isang tiyak na temperatura ay 40. Tukuyin kung anong bahagi ng hydrogen at iodine (%) ang mapupunta sa HI kung ang mga paunang konsentrasyon ng mga sangkap na ito ay pareho at 0.01 mol/l, at sa = 0.

Solusyon. Kapag nilulutas ang mga naturang problema, ginagamit ang stoichiometric reaction equation. Ipahiwatig natin sa pamamagitan ng x pagkonsumo ng hydrogen sa oras na mangyari ang ekwilibriyo. Samakatuwid, ang konsentrasyon ng ekwilibriyo ng H 2 ay magiging p =
(0.01 - x). Dahil ang I 2 ay natupok ng kasing dami ng H 2 (ayon sa equation, 1 mole ng I 2 ay natupok para sa 1 mole ng H 2), pagkatapos ay p = (0.01 - x). Mula sa equation ay malinaw na sa sandali ng equilibrium, ang HI ay nakuha ng 2 beses na higit pa kaysa sa H 2 ay natupok, samakatuwid,
p = 2x. Isulat natin ang expression para sa equilibrium constant at palitan ang mga numerical values ​​ng equilibrium concentrations:

Ang equation ay may dalawang ugat: x 1 = 0.0146, x 2 = 0.0076. Sa dalawang halaga ng x, dapat mong piliin ang isa na nakakatugon sa mga kondisyon ng problema. Ang mga unang konsentrasyon ng H 2 at I 2 ay 0.01 mol/l. Samakatuwid, ang x ay hindi maaaring magkaroon ng isang halaga na higit sa 0.01 at ang solusyon ay may isang halaga -0.0076 mol/L. Kaya, sa 0.01 mol ng H 2 at I 2, 0.0076 mol ang tumugon, na 76%.

Halimbawa 17. Sa sistema ng CO + Cl 2 COCl 2, ang mga konsentrasyon ng equilibrium ng mga sangkap ay p = 0.3; p = 0.2; p = 1.2 mol/l. Kalkulahin ang equilibrium constant ng system at ang mga inisyal na konsentrasyon ng CO at Cl 2.

Solusyon. Hanapin natin ang equilibrium constant sa pamamagitan ng pagpapalit ng numerical values ​​ng equilibrium concentrations sa expression para sa equilibrium constant:

Ang paunang konsentrasyon ng reagent ay katumbas ng kabuuan ng equilibrium at natupok sa sandali ng equilibrium. Mula sa equation ng reaksyon ay malinaw na upang bumuo ng 1 mole ng COCl 2, 1 mole ng CO at Cl 2 ay natupok. Kaya naman,

ref = p + sinusukat = 0.2 + 1.2 = 1.4 mol/l.

ref = p + sinusukat = 0.3 + 1.2 = 1.5 mol/l.

Para sa nababaligtad na redox half-reaction na Ox + ne ↔ Red, ang pagdepende ng redox potential E sa mga aktibidad ng oxidized (Ox) at nabawasang (Red) form ay ipinahayag ng Nernst equation:

kung saan - E° Ox/Red ang karaniwang potensyal ng elektrod. Sa 20 °C

Kung ang mga hydrogen ions ay lumahok sa redox na kalahating reaksyon, kung gayon ang Nernst equation ay kinabibilangan ng aktibidad ng mga hydrogen ions:

Ang redox reaction ay isang kumbinasyon ng dalawang kalahating reaksyon. Upang matukoy ang direksyon ng reaksyon, kinakailangan upang mahanap ang pagkakaiba sa mga karaniwang potensyal ng mga kalahating reaksyon na ito. Kung ang pagkakaiba ay isang positibong numero, ito ay nagpapahiwatig na ang reaksyon ay nagpapatuloy mula kaliwa hanggang kanan. Dapat tandaan na ang parehong kalahating reaksyon ay dapat na nakasulat sa anyo ng pagbabawas. Ayon sa convention sa mga palatandaan ng electrode potentials (Stockholm. 1953), ang terminong "electrode potential" ay eksklusibong tumutukoy sa kalahating reaksyon na nakasulat sa reduction form. Sa pamamagitan ng pagbabawas ng isang kalahating reaksyon mula sa isa, ang equation para sa kumpletong redox na reaksyon ay nakuha. Ang karaniwang pagkakaiba sa potensyal ay matatagpuan nang hindi binabago ang mga palatandaan ng mga potensyal na ibinigay sa mga talahanayan, kung ang huli ay pinagsama-sama alinsunod sa kasunduan sa mga palatandaan ng mga potensyal na elektrod.

HALIMBAWA 1. Tukuyin kung saang direksyon pupunta ang reaksyon sa pagitan ng iron(III) at potassium iodide?

Solusyon. Isinulat namin ang mga equation ng kaukulang kalahating reaksyon at hanapin ang mga halaga ng mga karaniwang potensyal mula sa mga talahanayan:

Isinulat namin ang kumpletong redox na reaksyon sa pamamagitan ng pagbabawas ng pangalawang equation mula sa una:

Ang potensyal na pagkakaiba ay

Ang isang positibong potensyal na pagkakaiba ay nagpapahiwatig na ang reaksyon ay nagpapatuloy sa direksyon ng oksihenasyon ng iodide ion na may bakal (III). Dumating tayo sa parehong konklusyon sa pamamagitan ng pagbabawas ng unang kalahating reaksyon mula sa pangalawa, dahil sa kasong ito ang potensyal na pagkakaiba ay magiging negatibo.

Ang isang positibong potensyal na pagkakaiba ay nagpapahiwatig na ang reaksyon ay nagpapatuloy sa direksyon ng oksihenasyon ng iodide ion na may bakal (III) Naabot namin ang parehong konklusyon sa pamamagitan ng pagbabawas ng unang kalahating reaksyon mula sa pangalawa, dahil sa kasong ito ang potensyal na pagkakaiba ay magiging negatibo.

Ang lalim ng reaksyon ay tinutukoy ng equilibrium constant. Reaksyon ng oksihenasyon-pagbawas

ay maaaring kinakatawan bilang dalawang kalahating reaksyon

Isulat natin ang Nernst equation para sa bawat kalahating reaksyon

Sa ekwilibriyo E 1 - E 2, kaya lang

Pagkatapos ng pagbabagong-anyo nakukuha namin:

Sa ilalim ng tanda ng logarithm mayroong isang expression para sa equilibrium constant ng reaksyon ng oxidation-reduction, samakatuwid

Dito P - ang kabuuang bilang ng mga electron na kasangkot sa isang reaksyon ng oxidation-reduction.

HALIMBAWA 2. Kalkulahin ang thermodynamic equilibrium constant para sa reaksyon sa pagitan ng iron (III) at potassium iodide.

Solusyon. Ang mga halaga ng mga karaniwang potensyal ng parehong kalahating reaksyon ay ibinibigay sa nakaraang halimbawa. Pinapalitan namin ang mga ito sa formula (5-1):

HALIMBAWA 3. Kalkulahin ang mga konsentrasyon ng equilibrium ng iron(III), iron(II), tin(II) at tin(IV) sa solusyon pagkatapos maitaguyod ang equilibrium ng reaksyon sa pagitan ng 0.1 M solution ng FeCl 3 at 0.1 M solution ng SnCl 2, na kumukuha ang lakas ng ionic na katumbas ng zero.

Solusyon. Kalkulahin ang equilibrium constant ng reaksyon

2Fe(III) + Sn(II) ↔ 2Fe(II) + Sn(IV)

mula sa mga halaga ng karaniwang mga potensyal na semi-reaksyon:

ay katumbas ng paunang konsentrasyon ng iron(III), ang konsentrasyon ng lata(II) ay ang labis na konsentrasyon ng tin(II) chloride, i.e. 0.05 M, at ang konsentrasyon ng lata(IV) ay ang konsentrasyon ng lata(II). nag-react: = 0.1 M;

0.05 M; - 0.05 M.

HALIMBAWA 4. Kalkulahin ang equilibrium na konsentrasyon ng iron(II) sa solusyon pagkatapos maitaguyod ang equilibrium sa reaksyon sa pagitan ng 0.01 M na solusyon ng potassium permanganate at isang 0.05 M na solusyon ng iron(II) sulfate sa 0.18 M hydrochloric acid nang hindi isinasaalang-alang ang lakas ng ionic.

Solusyon. Kalkulahin natin ang equilibrium constant ng reaksyon

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

gamit ang mga halaga ng talahanayan ng mga karaniwang potensyal

Malaki ang equilibrium constant, kaya maaari nating ipagpalagay na = 0.05 M; [Mn 2+ ] - 0.01 M; - 0.1 M.