18. Гальванические элементы. Элемент Даниэля-Якоби. Концентрационные гальванические элементы. Расчет эдс и ∆g гальванических элементов.

Устройство, которое преобразует энергию химической реакции в электрическую – гальванический элемент (ГЭ). В ГЭ протекают необратимые реакции, их нельзя перезаряжать и можно использовать только однократно. Устройство гальв. эл-ов: Электрод – пара металл- раствор. (Анод – электрод, на котором происходит процесс окисления; Катод – электрод, на котором происходит процесс восстановления.) ОВР можно осуществлять двумя способами: 1)Химический способ - при прямом контакте окислителя и восстановителя, когда электроны переходят от восстановителя к окислителю непосредственно. 2)Электрохимический способ - при пространственном разделении окислителя и восстановителя, когда электроны переходят по проводнику электрического тока - по внешней цепи.

∆G – энергия Гиббса (ф-я состояния)

19. Электрод. Двойной электрический слой. Стандартные электродные потенциалы. Стандартный водородный электрод.

Электрод – пара металл- раствор. (Анод – электрод, на котором происходит процесс окисления; Катод – электрод, на котором происходит процесс восстановления.)

1.Двойной электрический слой (ДЭС) К отрицательно заряженной пластине из раствора притягиваются положительно заряженные катионы из раствора. Возникает ДЭС и скачок потенциалов (электродный потенциал φ) между заряженной пластиной и слоем ионов из раствора. Если погрузить Me в раствор своей соли, наблюдается аналогичная картина, но скачок потенциала будет уже другой. 2.Возникновение электродного потенциала. При погружении металлической пластины в воду, с поверхности пластины в результате взаимодействия с молекулами воды катионы Me^z+ переходят в раствор. При этом пластина приобретает отрицательный заряд и возникающие при этом электростатические силы препятствуют дальнейшему переходу Me^z+ в раствор. Устанавливается динамическое равновесие: . Величина электродного потенциала зависит от трех факторов: от природы веществ - участников электродного процесса; от концентрации; от температуры системы. Эту зависимость выражает уравнение Нернста (В. Нернст, 1889 г.): где φ⁰ – стандартный электродный потенциал, В; n – число электронов; n – число электронов; F – число Фарадея, Кл; R – универсальная газовая постоянная, 8.31 Дж/моль; [OX] – концентрация вещества в окисленной форме, моль/л; [Red] – концентрация вещества в восстановленной форме, моль/л. Стандартный электродный потенциал - это потенциал данного электродного процесса при концентрациях всех участвующих в нем веществ, равных единице. 3. Стандартный водородный электрод (СВЭ). Значение абсолютного электродного потенциала определить нельзя, поэтому пользуются относительной шкалой, в которой потенциал одного электрода принимается равным нулю. В качестве эталона для создания такой шкалы принят электродный процесс:2Н⁺ + 2е^- = Н₂. Потенциал СВЭ принимается равным нулю.

1. 2. 3.

20. Скорость химической реакции. Закон действия масс для необратимых реакций. Механизм химических процессов. Элементарная реакция. Молекулярность реакции, порядок химической реакции.

Под скоростью хим. реакции подразумевают кол-во вещ-ва, вступившего в реакцию или образующегося в процессе реакции в единицу времени в единице реакционного пространства. Гомогенной называется реакция, протекающая в однородной среде. Гетерогенной называется реакция, протекающая на границе раздела фаз. . Лимитирующая стадия – самая медленная стадия в сложном процессе и скорость ее протекания определяет скорость всего процесса. Факторы, влияющие на скорость хим. р-ий: природа в-в; концентрация реагентов; давление (если участв. г в-ва); площадь поверхности соприкосновения; присутствует катализатор/ингибитор. Закон действующих масс- Скорость простой реакции при постоянной температуре пропорциональна произведению концентраций реагентов взятых в степенях их стехиометрических коэффициентов. aA+bB=cC+dD , k – константа скорости, - молярные концентрации. !!!Константа скорости реакции не зависит от концентрации!!! Концентрация – это количество вещества в единице массы или объема. Необратимые реакции – разновидность обратимых реакций с сильно смещенным равновесием в сторону образования продуктов р-ии.

Химические реакции очень редко бывают простыми. Большинство из них включает сложную последовательность отдельных стадий - так называемых элементарных реакций. Реакция, которую нельзя разбить на более простые, называется элементарной. Элементарная химическая реакция – это единичный акт разрыва и (или) образования химических связей.

Молекулярность элементарной реакции — число частиц, которые, согласно экспериментально установленному механизму реакции, участвуют в элементарном акте химического взаимодействия. Мономолекулярные реакции — реакции, в которых происходит химическое превращение одной молекулы (изомеризация, диссоциация и т. д.):H2S → H2 + S. Бимолекулярные реакции — реакции, элементарный акт которых осуществляется при столкновении двух частиц (одинаковых или различных): СН3Вr + КОН → СН3ОН + КВr. Тримолекулярные реакции — реакции, элементарный акт которых осуществляется при столкновении трех частиц: О2 + NО + NО → 2NО2. Реакции с молекулярностью более трёх неизвестны.

Порядок реакции по данному веществу — показатель степени при концентрации этого вещества в кинетическом уравнении реакции. Для простых реакций равен стехиометрическому коэффициенту.

21. Влияние температуры на скорость химической реакции. Правило Вант-Гоффа. Энергия активации. Энергетическая схема протекания химической реакции. Эндотермические и экзотермические реакции. Уравнение Аррениуса. Катализ. Ингибирование.

Скорость любой реакции возрастает при увеличении температуры. Правило Вант-Гоффа. При увеличении температуры на 10 градусов скорость простой реакции возрастает в 2-4 раза. . Увеличение скорости объясняется, тем, что возрастает скорость движения молекул, а следовательно, и количество столкновений в единицу времени. Энергия активации – это энергия, которую надо сообщить частицам, чтобы они могли организовать АК (прим. Энергия АК должна быть соизмерима по величине суммарной энергии химических связей реагирующих в-в). Активированный комплекс (АК) – промежуточное, переходное состояние. Возможность образования активированного комплекса, а соответственно и хим. взаимодействия, определяется энергией молекул. АК: обладает повышенным запасом энергии; неустойчив. Молекула, энергия которой достаточна для образования активированного комплекса, называется активной. С ростом температуры растёт доля этих частиц и соответственно скорость реакции. С увеличением энергии активации уменьшается доля активных молекул и скорость реакции.

Экзотерм. ∆Н>0 (энергия выд.), Эндотерм. ∆Н˂0 (энергия погл)

Уравнение Аррениуса описывает более строгую зависимость скорости от температуры. , k – константа скорости, Т – абсолютная температура, K; R – газовая постоянная, А – пред экспоненциальный множитель (пропорционален количеству столкновений; зависит от свойств соударяющихся частиц (массы и размеров); пропорционален доле частиц, имеющих благоприятную для протекания хим. р-ии ориентацию). Катализатор – в-во, которое своим присутствием изменяет скорость хим. р-ии и остается хим. неизменным в конце процесса. Могут увеличивать скорость реакции (активаторы) или замедлять (ингибиторы). Принцип действия катализатора. 1.Изменяет механизм хим. р-ии. 2.Р-ия проходит через последовательность стадий с меньшими величинами энергии активации (снижается активационный барьер). Гомогенный катализ. Реагирующие вещества и катализатор образуют однородную, однофазную систему. Например: 2SO₂+O₂=2SO₃ Механизм катализа объясняется образованием промежуточного соединения катализатора с одним из реагирующих веществ. Схема действия катализатора в две стадии O₂+2NO_{(катализатор)}=2NO_{(пром. соединение)}

NO₂+SO₂=SO_{3 (продукт)}+NO_{(катализатор)}. Геторогенный катализ. Реагирующие вещества и катализатор составляют неоднородную, многофазную систему, в которой катализатор находится в виде отдельной фазы. Примеры: синтез аммиака

22. Обратимые химические реакции. Закон действия масс для обратимых реакций. Константа равновесия. Энергетическая схема обратимой реакции. Влияние изменения внешних условий (концентрации, давления, температуры. катализатора) на положение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье.

 Реакцию называют обратимой, если её направление зависит от концентраций веществ — участников реакции. Простая (одностадийная) обратимая реакция состоит из двух происходящих одновременно элементарных реакций, которые отличаются одна от другой лишь направлением химического превращения. Направление доступной непосредственному наблюдению итоговой реакции определяется тем, какая из этих взаимно-обратных реакций имеет большую скорость

Химическое равновесие – это динамическое равновесие. Это означает, что оно устанавливается при выравнивании скоростей прямого и обратного процессов, а при изменении внешних условий будет смещаться и устанавливаться вновь. Химическое равновесие динамическое и количественно характеризуется: глубиной протекания процесса (степень превращения в-ва при установлении равновесия – напр., степень диссоциации, степень гидролиза и т.д.); величиной равновесных концентраций; константой равновесия (з-н действ. Масс); скоростью р-ии при равновесии. !!!Константа равновесия не зависит от концентраций реагентов, зависит только от температуры!!! Выводится из равенства скоростей прямой и обратной реакций и выражается константой равновесия К. Для обратимой реакции в общем виде Катализатор не изменяет положения равновесия, но ускоряет его достижение. 1.Влияние концентрации. Увеличение конц. исх. в-в смещает равновесие вправо. Увеличение конц. продуктов р-ии смещает равновесие в сторону обр. р-ии. !!!Система пытается «ослабить» внешнее воздействие!!! 2.Влияние температуры. Экзотерм. ∆Н>0 (энергия выд.) – рост температуры означает снижение константы равновесия, что означает уменьшение концентрации продуктов р-ии и одновременны рост конц-ии исх. в-в, равновесие смещается влево. Эндотерм. ∆Н˂0 (энергия погл) – рост температуры означает рост Кр, что означает увеличение конц-ии продуктов р-ии и одновременное уменьшение конц-ии исх. в-в, равновесие смещается вправо. 3.Влияние давления. Давление не влияет на положение равновесия.

Принцип Ле-Шателье. Если на систему, находящуюся в равновесии, оказывать внешнее воздействие, то равновесие сдвигается в том направлении, которое ослабляет эффект внешнего воздействия. Реакции с участием газообразных веществ. При увеличении давления равновесие смещается в направлении реакции, идущей с уменьшением объема газообразных веществ, при понижении давления в сторону реакции, идущей с увеличением объема.

уменьшение объема

увеличение объема

При повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, при понижении в сторону экзотермической. Повышение Т понижение Т. При увеличении концентрации исходных веществ или уменьшении концентрации продуктов реакции равновесие смещается в сторону прямой реакции, при увеличении концентрации продуктов реакции или уменьшении концентрации исходных веществ - в сторону обратной реакции.