Гальванические элементы и цепи.

ГЭ – устройство, кот образ хим энергию реакц в электрическую. Эл работа в ГЭ будет максимальной в учловиях, близких к обратимой, следовательно, будет максимальна и разность потенциалов(ЭДС ГЭ).

Гальванич цепь – послед ряд всех скачков потенциала, возник на пов-тях раздела фаз, возник в данном ГЭ.

ЭДС ГЭ – максимальная разность потенциалов. ГЭ работает обратимо при след усл: 1)если его ЭДС на бесконечно малую величину превышает прилож из вне и противополож направл ЭДС.

Работа: W_p=ZFE=-rG

ЭДС ГЭ явл мерой измерения свободной энергии Гиббса, протек в ГЭ.

Зависимость напряжения ГЭ от температуры. Метод ЭДС.

Метод ЭДС позволяет установить зависимость ЭДС от Т. теоретич основой данного метода явл ур-е Гиббса-Гельмгольца(Г-Г): ∆rG=∆rH+T(д ∆G/ д Т)

∆rG=-ZFE∆rH=ZF(T· д E /д T - E)∆rS=ZF · д E /д T

В завис от природы и св-в электродов, из кот составлена электрохимическая сист, различают хим и концентрационные цепи. Хим цепи – электроды отличаются друг от друга хим св-вами. В этих цепях источник эл энергии – хим реакция. А(-) Zn|ZnSO₄||CuSO₄|Cu (+)K

Концентрационные – эл-хим цепи, в кот оба электрода явл одинаковыми по своей природе, но отличаются активностью одного или неск участников реакции А(-) Zn|ZnSO₄||ZnSO₄|Zn (+)K

a1 φ_Д a2 причем, а1<а2

в рез работы концентрационного ГЭ возник диффузионный потенциал. Эл-хим процессы сопровождаются переносом ионов и протекает до тех пор, пока активности не станут равными. E=RT/ZF·ln a2/a1

 

 

Кинетика гомогенных реакций. Закон действующих масс. Кинетическое уравнение 1-го и 2-го порядка. Период полураспада.

Хим кинетика изучает скор и механизм реакции – к-во промежуточных стадий, через кот она протек, а также факторы, влияющие на скор(С,Т, природа реагирующих в-в и присутствие катализаторов).

Зависимость скор реакц от конц раегир в-в опред з -ном действующих масс: при Т=const скор хим реакц прямопропорциональна произведению конц реагир в-в, возвед в степень их стеохиметрических коэф. А_(г)+2В_(г)=3С_(г); V=kC_AC_B² физ смысл константы скор реакц: она равна скор реакц при усл, что если концентрации реагир в-в равны 1.

Хим кинетика классифицир на реакции и молекулярность. Молекулярность – число молек, одновременно участвующих в элементарном акте хим взаимод. Мономолекулярные реакц (ур-е 1-го порядка) V=kC_A; V=-dC/dτ; k=1/τ·ln C₀/CБимолекулярные реакц (ур-е 2-го порядка) в столкновении участвуют две молекулы А+В=С+Д V=kC_AC_B=-dC/dτ, C_A=C_B, kC²=-dC/dτ, k=1/τ(1/С-1/С₀)

Период полураспада – время, в теч кот концентрация исх в-в уменьшается вдвое τ_1/2. 1-го порядка: k=1/τ·ln C₀/C; k=1/τ_1/2·ln 2; τ_1/2=ln2/k период полураспада не зависит от исх концентрации.

2-го порядка: k=1/τ(1/С-1/С₀); τ_1/2=1/ С₀; τ_1/2=А/ С₀ ^n-1

13 Методы определения порядка реакции.

1 – Графич метод – эксп опред завис С=f(τ) данная завис графич представляется в таких корд, чтобы получ прямые линии. Ln C=ln С₀-kτ

1-го порядка 2-го порядка 2 – Определение порядка реакции по периоду полураспада. Экспериментально опред время полураспада для неск С₀ (по одному и тому же в-ву). Ln τ_1/2=ln A+(n-1) ln С₀

3 – Опр порядка реакц по начальным скоростям. C₁→V₁; C₂→V₂; V₁=kC₁ⁿ; V₂=kC₂ⁿ; V₁/V₂=(C₁/C₂)ⁿ; n=ln(V₁/V₂)/ln(C₁/C₂)

4 – Метод графического дифференцирования. С=f(τ); tgα=(-dC/dτ). По этой завис опред знач ист скор реакц на данный момент времени.

kCⁿ=(-dC/dτ); lg(-dC/dτ)=lg k+nlg C; tgα=n

Параллельные и последовательные реакции.

Параллельные реакции – исх в-во может реагир по двум или более направл одновременно. KClO₃ →KCl+O₂ ↘KClO₄+KCl

Последовательные реакции – хим процессы с промежуточными стадиями, образ на предыдущ стадии продукт, кот расходуется на последующие стадии на образ нового промежуточного продукта на образ конечного в-ва x-y=k1/k2 · ae^-k1·τ если k1<<k2, то скор образ в-ва В мала, следовательно, скор процесса будет определяться скоростью образования в-ва В, т.е. 1-я стадия.Если k2<<k1, то скор процесса опред скор 2-й стадии.Суммарная скор многостадийного процесса с различными скоростями элементарных стадий опред скоростью самой медленной реакции.