Билет №15

1. Газовые и окислительно-восстановительные электроды.

Газовые электроды (водородные)

Представляют собой губчатую платину, опущенную в однонормальный раствор серной кислоты, через который пропускается водород.

1/2 H₂-1e=H⁺

p=1атм

Платина в химической реакции не участвует. Она является только переносчиком электронов и катализатором.

[H⁺]

p^1/2 _H2

=⁰+0,059lg

⁰-0,059pH

В электрохимии условно стандартное значение ⁰ водородного электрона принимается равным 0 и служит точкой отсчета в шкале электродных потенциалов.

Окислительно-восстановительные электроды.

Инертный металл (платина), опущенный в раствор, который одновременно содержит и окислительную и восстановительную форму одного и того же элемента.

Pt

_о-в

Pt – катализатор и переносчик электронов.

_о-в=^_о-в+(RT/nF)*ln = ^_о-в+0,059*ln

Смотреть по таблице окислительно-восстановительных реакций.

[окисл]

[восст]

[Fe³⁺]

[Fe²⁺]

0.77В

FeCl₂ FeCl₃

2. Свободная энергия Гиббса и направленность процесса.

Энтрапия является критерием самопроизвольного течения процесса только в изолированных системах. На практике надо знать критерии, описывающие реальные процессы.

Рассмотрим изотермический процесс в закрытой системе.

Обратимый процесс	Необратимый процесс
SQобр./T p=const Qp=H H-TS=0 G=0 G=H-TS	SQнеобр./T p=const H-TS<0 G<0

Таким образом в закрытой системе все самопроизвольно протекающие процессы идут с уменьшением энергии Гиббса.

Условия равновесия G=0

Условия самопроизвольного течения реакции G<0

Все системы самопроизвольно стремятся к равновесию.

Изменение энергии Гиббса – движущая сила процесса.

HF^*

Физический смысл изменения энергии Гиббса: -G=Amax, максимально полезная работа, которая совершает система.

Все самопроизвольно протекающие процессы стремятся понизить запас своей энергии, то есть интальпия характеризует стремление к укрупнению частиц, образованию более крупных молекул.

Энтрапия – стремление системы к образованию более мелких частиц.

G – равнодействующая двух противоположных процессов. Для химической реакции:

G⁰=njG⁰_{обр.прод}.-niG⁰_{обр.исх.в-в}

Билет №16

1. Химическое равновесие. Закон действия масс. Связь g и Кр.

Рассмотрим гомогенную газообразную реакцию

T=const

aA+bB dD+eE

Константа равновесия, выраженная через парциальное давление.

Kp=

Закон действия масс: Кр равна произведению парциального давления продуктов реакций на произведение парциальных давлений исходных веществ, в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам.

Для жидкостей и растворов:

С^d_DС^c_C

С^a_A С^b_B

Константа равновесия, выраженная через концентрацию.

Kp=

Для реакций, протекающих с лева на право К>>1

Если величина G показывает направление процесса, то Кр показывает, как глубоко протекает этот процесс.

G⁰=-RTlnKp

-G^0/RT

Kp=e