4.2.7.Применения измерений эдс для определения рH раствора. Электроды сравнения, элемент Вестана

Для определения pH собирается гальванический элемент, один из электродов которого обратим по отношению ионов водорода (водородные, стеклянные, хингидродные). Второй электрод – это электрод сравнения, т.е. электрод с известным потенциалом постоянным.

Определение pH с водородным электродом.

(-) Pt, H₂ | p-p || KCl | Hg Cl , Hg (+)

_{ЭДС =}  -  ;  = b lg a = - bpH; pH=-lg a

_{Э ДС =}  + bpH;

p H =

О

Pt

пределение pH с хингидронным электродом.

( -) Hg, Hg₂ Cl | KCl || p-p | Pt (+)

C

Исслед р-р

хингидрон

H O * C H (OH) C H O +

+C H O +

+ C H (OH)

хингидрон – это эквимолекулярный комплекс хинона и гпдрохинона.

C H O + 2H +2e C H (OH)

О О OH

+2е +2H

О хенон О OH гидрохенон

Потенциал хингедрона  =  + lg ; a =const

В кислотной среде 1;

В щелочной среде отношение активностей 1

Применять хингедр. электрод только в кислой среде.

lga = 2lga  =  + b lna j = j - bpH

E =j - j E=j - bpH - j

pH = ;

4.2.8. Применения измерений эдс для аналитических цепей. Потенциометрические тестирования

Применяется для определения концентрации раствора при титровании составляется гальванический элемент один электрод называется индикаторный его потенциал меняется при титровании, т.е он должен быть обратим по отношению к тем ионам, концентрация которых изменяется при титровании.

Исследуемый раствор помещается в индикаторный электрод, прикасается порциями после каждого титрования, измеряется ЭДС элемента, строится кривая титрования.

ЭДС это функция от объема приливания раствора.

Резкое изменения от количества приливаемого раствора наблюдают точки эквивалентности.

Пимер: титруем кислоту HCl с щелочью NaOH

(-) Hg, Hg₂Cl₂ Pt (+)

, где ,

-

HCl + NaOH NaCl + H₂O

V_к С = V_щ С_н,щ.

9. Применение эдс для определения измерения тд функций при электродных реакциях и констант равновесий ( )

G = -nFE.

Тепловой эффект химической реакции:

Измерив ЭДС можно вычислить константу равновесия электрохимической реакции.

5.Химическая кинетика

1. Основные понятия формальной кинетики: скорость реакции, порядок.

2. Зависимость скорости от концентрации, константа скорости

3. .Кинетическая классификация гомогенных необратимых химических реакций. Реакции I и II порядков. Кинетические уравнения. Дифференциальные (интегральные) этих реакций, уравнение, выражающее зависимость концентраций от продолжительности этих реакций, период полупревращения.

4. Экспериментальные методы определения порядка реакции и константы скорости.

5. Зависимость скорости и константы скорости химической реакции от температуры. Уравнение Аррениуса.

6. Теории химической кинетики (активных столкновений переходного состояния или активированного комплекса).