ОДЕСЬКОЇ НАЦІОНАЛЬНОЇ АКАДЕМІЇ ХАРЧОВИХ ТЕХНОЛОГІЙ

Скачати 0.93 Mb.

Назва	ОДЕСЬКОЇ НАЦІОНАЛЬНОЇ АКАДЕМІЇ ХАРЧОВИХ ТЕХНОЛОГІЙ
Сторінка	4/9
Дата	09.04.2013
Розмір	0.93 Mb.
Тип	Лекція

bibl.com.ua > Химия > Лекція

1 2 3 4 5 6 7 8 9

Тема: Хімічна кінетика. Швидкість хімічної реакції, хімічна рівновага, принцип Ле-Шательє.

Мета: Вивчити основні поняття хімічної кінетики, навчитися визначати швидкість прямої та зворотної реакції, хімічну рівновагу, користуватися принципом Ле-Шательє, визначати умови перебігу прямої та зворотної реакції.
Хімічна кінетика.

Швидкість хімічної реакції.

Константа швидкості реакції в гомогенній системі та гетерогенній.

Сутність хімічної реакції зводиться до розриву зв'язків у вихідних речовинах та виникнення нових зв'язків в продовженні реакції. Утворення зв’язків проходить з виділенням теплоти, розрив з поглинанням теплоти. З швидкістю хімічної реакції пов'язані уявлення про перетворення речовин. Вчення про швидкість хімічної реакції називається хімічною кінетикою.

Під швидкістю хімічної реакції розуміють зміну концентрації одної з реагуючих речовин за одиницю часу при незмінному об'ємі системи. Розглянемо в загальному вигляді:
А + В = С + Д

С

С₁



С₂

V=(C/ )
Швидкість реакції може бути визначена лише для деякого проміжку часу. Оскільки концентрація речовини А у момент часу ₁ вимірюється величиною С₁, а у момент ₂ величиною С₂, то за проміжок як  = ₁ -₂, зміна концентрації речовини складе С = С₁ – С₂.

Середня швидкість реакції:

Практика показує, що при збільшенні концентрації реагуючих речовин швидкість реакції збільшується. К. Гульдберг та П.Bare ( І867p.) відкрили основний закон хімічної кінетики - закон діючих мас: при постійній температурі швидкість хімічної реакції прямо пропорційна добутку концентрації реагуючих речовин.
Н₂ + І₂  2НІ, V = k[H₂][I₂],
2NO + О₂  2NO₂, V = k[NO]²[О₂]
V = k[A]^m  [B]ⁿ
для реакції типу mA + nB  С - це гомогенні реакції
k - коефіцієнт пропорційності чи const швидкості реакції

[ А ] [ В ] - молярні концентрації речовин А та В

m та n - стехіометричні коефіцієнти.
V = kC_a^m ∙ С_вⁿ
Фізична суть k: якщо концентрація кожної з реагуючих речовин дорівнює

1 моль/л, тоді V = k, кінетичне рівняння реакції.

В кінетичне рівняння не включають речовини, які знаходяться в твердому стані, оскільки вони реагують поверхнево, а не всім об'ємом.
С + О₂ = СО₂ V = k [О₂]
Реакція протікає тим швидше, чим більше концентрація О₂. Це гетерогенні реакції. Для них треба враховувати 3 стадії:

1) вступ реагуючих речовин до поверхні;

2) хімічна взаємодія на поверхні;

3) звільнення поверхні від продукту реакції.

В залежності від природи реакції одна із стадій може виявитися як лімітуюча. В гетерогенних процесах треба враховувати ступінь дисперсності твердого тіла (наприклад, вугільний чи мучний пил має дуже малу дисперсність, тому при підпаленні самочинно дає вибухи).

Вплив температури.

З підвищенням температури швидкість хімічної реакції зростає. Вант-Гофф встановив правило: при підвищенні температури на кожні 10°С швидкість більшості реакцій збільшується в 2 - 4 рази.

Хімічна рівновага. Принцип Ле – Шательє

Необоротні реакції після завершення реакції не можуть утворювати вихідні речовини Zn + 2HNO₃  Zn (NO₃)₂ + H₂. Більшість відомих реакцій є оборотними.
N₂ + 3H₂  2NH₃
На початку швидкість прямої реакції (V₁) велика, a V₂ = 0, з часом V₁ зміщується, a V₂ збільшується. Коли V₁ = V₂ ( при t = const) наступає хімічна рівновага.
V₁ = k₁ [N₂] [H₂]³
V₂ = k₂ [NH₃]²

При рівновазі:

V₁ = V₂
k₁ [N₂] [H₂]³ = k₂ [NH₃]²

- константа хімічної рівноваги
mA + nB = pС + qD

- математичний вираз закону діючих мас.
Хімічна рівновага в оборотних реакціях при Т=const встановлюється тоді, коли відношення добутку концентрацій речовин що вступили в реакцію, дорівнює концентрації речовин, утворених в результаті хімічної реакції.

Направлення зміщення рівноваги в загальному вигляді визначається

принципом Ле - Шатальє. Якщо змінити одну з умов, при яких система знаходиться в рівновазі, то рівновага буде змінюватися у напрямку реакцій, протилежних зовнішніх дій.
Вплив концентрації реагуючих речовин, температури та тиску

Збільшення концентрації реагуючих вихідних речовин зміщує рівновагу вправо, продукт реакції зміщує рівновагу вліво. Підвищення температури приводить до взаємодії частинок, які мають підвищену енергію. Ця енергія називається енергією активації. Зовнішніми джерелами активації можуть бути теплота, світлове опромінення, електрична енергія.

Залежність const швидкості ( k ) хімічної реакції від температури виражається рівнянням Арреніуса:

де, k_о - предекспоненціальний множувач ko = zp

z - число ударів за секунду

р - стеричний фактор, який виражає ступінь найбільш вигідної орієнтації частинок при ударах

l- основа натурального логарифма

Е - енергія активації

R - універсальна газова const

Т - абсолютна температура

Тиск впливає на хімічну рівновагу тільки для тих хімічних реакцій в яких є гази, підвищення тиску буде змінювати хімічну рівновагу в напрямку менших об’ємів.

Лекція № 9
Тема: Кінетична класифікація хімічних реакцій, реакції першого та другого порядку, енергія активації.

Мета: Вивчити класифікацію хімічних реакцій: молекулярні реакції, сполучені, ланцюгові та каталітичні.

Типи хімічних реакцій

Молекулярність та порядок реакції
Молекулярність визначається mіn числом молекул.

Мономолекулярні І₂  І +І; N₂O₅  2NO₂ + 1/2O₂

Одна молекула А  В + С ... V = kC
Біомолекулярні Н₂ + І₂ = 2НІ ∙ СН₃СООН + C₂H₅OH  CH₃COO C₂H₅ + Н₂О

2 молекули А + В  АВ V = kC₁C₂
Тримолекулярні 4NO + O₂ + 3H₂  NO₂ + N₂O + 3H₂O

3 молекули А + В + С = Д + Е + FV = kC₁C₂C₃

Порядок реакції визначають сумою показників ступенів концентрацій у математичному виразі закону діючих мас.

Дуже рідко зустрічаються тримолекулярні реакції, а більш високого порядку взагалі не відомі. Вони протікають через ряд стадій. Якщо швидкості окремих стадій реакції різні, то загальна швидкість визначається самою повільною лімітуючою реакцією.

Порядок реакції дорівнює сумі ступенів концентрації в кінетичному рівнянні. Реакції, що протікають в декілька стадій, та швидкість визначається найбільш повільною елементарною стадією.

Сполучені реакції - чи індуцировані реакції. Деякі хімічні взаємодії не протікають за сумарним рівнянням, а проходять через ряд проміжних процесів.
HBrO₃ + 3H₂SO₃ = 3H₂SO₄ + HBr

HBrO₃ + H₂SO₃ = H₂SO₄ + HBrO₂

HBrO₂ + H₂SO₃ = H₂SO₄ + HBrO

HBrO + H₂SO₃ = H₂SO₄ + HBr

HBrO₄ - актор

H₂SO₃ - індуктор

в окислювальне - відновних процесах
Ланцюгові реакції: протікають через ряд зв'язаних між собою елементарних процесів. Кожний такий процес викликається активною часткою (збуджена молекула, вільний атом, радикал, позитивний чи негативний - іон.) Довжина ланцюга вимірюється числом ланок.

Швидкість реакції збільшується, може привести до вибуху, горіння:

СІ₂ + nV = СІ^. + СІ^.

СІ^. + Н₂ = НСІ + Н^.

Н^. + СІ₂ = КСІ + СІ^.

СІ^. + СІ^. = СІ₂

Н^. + Н^. = Н₂

Каталітична реакція

Каталізатором називається речовина, яка прискорює реакцію, беручи участь в елементарній стадії, але виходить з такої взаємодії хімічно незмінною.

Радикальні реакції перебігають через проміжне утворення вільних радикалів та атомів. Вільними радикалами є частинки, які характеризуються наявністю неспарених електронів. Вільними радикалами можуть бути вільні атоми (Н, СІ∙), а також молекули NO, NO₂.

Фотохімічні реакції – хімічні реакції, зумовлені поглинанням реагуючими речовинами світлової енергії. Фотохімічною реакцією є реакція утворення озону з кисню. Також прикладом фотохімічної реакції є реакція синтезу хлороводню з водню та хлору; синтез рослинами складних органічних речовин в процесі їх життєдіяльності (фотосинтез).

Лекція № 10
Тема: Каталіз та його види.

Мета: Навчитися відрізняти гомогенні та гетерогенні каталітичні реакції, вплив ферментів на проходження каталітичних реакцій.
Зміну швидкості хімічної реакції у присутності додаткових речовин – каталізаторів, називають каталізом.

Каталізатором називається речовина, яка прискорює реакцію, беручи участь в елементарній стадії, але виходить з такої взаємодії хімічно незмінною. Каталізатори частіше за все прискорюють реакцію. У цьому випадку каталіз називають позитивним. Каталізатори, які уповільнюють хід хімічного процесу, називають інгібіторами.

Каталізатор відрізняються вибірковою дією, тому їх називають специфічними, тому що даний каталізатор може впливати тільки певний вид реакції.

Три види каталізу:

При гомогенному каталізі реагуючі речовини і каталізатор знаходяться в одній фазі. Дія каталізатора заклечається в тому, що він з вхідними речовинами утворює нестійкі проміжні сполуки. Наприклад:

А + В = АВ

в присутності каталізатора К можна представити як процес, який протікає по наступним стадіям:

1. А + К = АК (проміжна сполука);

2. АК + В = АВ + К.

Приклад утворення складного ефіру: С₂Н₅ОН + СН₃СООН = СН₃СООС₂Н₅ + Н₂О йде роки. Якщо використовувати розчинену НСІ чи H₂SO₄ + t, то реакція відбувається в 2 - 3 години.

При гетерогенному каталізі реакції протікають на поверхні каталізатора площа поверхневого шару каталізатора та його будова визначає активність каталізатора. Для збільшення площі поверхневого шару каталізатора звичайно придають пористу структуру або його наносять тонким шаром на другу хімічно нейтральну речовину (пензу, азбест). Каталізатори другого типу називають нанесеними, а нейтральну речовину - носієм. Каталітичною активністю володіє не вся площа, а тільки її активні центри. Наявність активних центрів на поверхні каталізатора підтверджується високою чутливістю каталізатора. Весь каталітичний процес розбивають на 5 послідовно протікаючи стадій:

дифузія молекул реагуючих речовин до поверхні каталізатора;
адсорбція молекул реагуючих речовин на поверхні каталізатора;
хімічна реакція;
десорбція молекул продуктів реакції;
дифузія молекул продуктів реакції з поверхні каталізатора в рідку або газову фазу.

Всі ці стадії можуть відбуватися з різними швидкостями, тому швидкість всього каталітичного процесу визначається його найбільш повільною стадією. Наприклад: контактний спосіб отримання H₂SO₄ (SO₂ окислюють О₂ за участю V₂ O₅ в суміші з H₂SO₄ ).

Ферментативний каталіз - під дією ферментів. Наприклад: обмін речовин в організмі.

Для каталізаторів характерна специфічність дії: кожний каталізатор здатний впливати не на будь-яку реакцію, а лише на певну, або на групу реакцій, схожих за механізмом.

Механізм гомогенного каталізу пояснюють теорією проміжних сполук. Згідно з цією теорією каталізатор взаємодіє з однією із вихідних речовин, утворюючи нестійку хімічну сполуку, яка енергійно взаємодіє з іншою вихідною речовиною реакційної суміші, а каталізатор відновлюється до початкового стану. Процеси гомогенного каталізу особливо важливі у біохімічних процесах, отже життєдіяльність будь-яких організмів залежить від швидкості переробки продуктів харчування в речовини, які необхідні для розвитку та функціонування організмів. Біологічні каталізатори називають ферментами. Ферменти розподіляються на прості та складні. Прості ферменти складаються тільки з білка, складні з білка і небілкової частини, яку називають коферментом. Деякі з них складаються з одного компонента (пепсин, трипсин). Більшість ферментів мають складну будову. Основними особливостями ферментів є винятково висока каталітична активність та хімічна специфічність. Кожний фермент прискорює перебіг одного процесу: пепсин – каталізує розщеплення білків на амінокислоти; амілаза – перетворення крохмалю на цукор.

Ферменти більш чутливі до зовнішніх умов, вони проявляють свою активність строго визначному інтервалі значення рН середовища. Зміна рН зразу викликає зменшення активності ферментів. Дуже чутливі ферменти до змінення температури. Для кожного виду ферментів є оптимальна температура при якій вони будуть проявляти максимальну активність. Звичайно вона знаходиться в межі від 40-60 ⁰С.

У разі гетерогенного каталізу реакційна суміш і каталізатор утворюють дві фази. Як, правило, каталізатор – тверда речовина, а реагуючі речовини – гази або рідини. Гетерогенні каталітичні реакції відбуваються на поверхні каталізатора. При цьому дуже велике значення має поверхня зіткнення реакційної суміші з каталізатором. Тому тверді каталізатори звичайно використовують у подрібненому стані, щоб площа зіткнення між ними і реагуючими речовинами була найбільшою. Теорія гетерогенного каталізу заснована на явищі адсорбції.

Прискорюючи дія каталізатора в гетерогенному каталізі, які і в гомогенному, пов’язана з тим, що реагуючі речовини утворюють проміжні сполуки, що зумовлює зниження енергії активації.

Гетерогенний каталіз широко застосовують у хімічній промисловості в таких процесах, як синтез аміаку, виробництво сульфатної та нітратної кислот, одержання етилену, формальдегіду, синтетичного каучуку.

Відомо, що одним із основних процесів приготування хліба являється бродіння тіста. Сахара, які містяться в борошні зброджуються з дріжджами з утворенням СО₂. Вміст власного цукру в борошні маленький і вони не можуть забезпечити інтенсивного газоутворення, але в борошні є ферменти – амілази, які розщепляють крохмаль, таким чином підтримують необхідну концентрацію моно- та дисахаридів.

Ферментативний гідроліз крохмалю є основним технологічним процесом в промисловому добуванні спирту.

Лекція № 11
Тема: Електрохімія, електропровідність розчинів електролітів, кондуктометричне титрування.

Мета: Вивчити основні типи електропровідності: загальну, питому, еквівалентну, також залежність електропровідності від концентрації та ступеню дисоціації. Вміти керуватися факторами, які впливають на електропровідність, визначати еквівалентну електропровідність при безмежному розбавленні.

Електропровідність електролітів. Питома, еквівалентна і загальна.

Існують провідники 1 і 2 роду. До провідників 1 роду відносяться усі метали, вугілля і графіт. До провідників 2 роду відносяться розчини електролітів. У провідників 1 роду проводимість електронна. У провідників 2 роду проводимість іонна.

Загальну електропровідність визначають її можливістю проводити електричний струм. Вона являється величиною зворотною електричному опору.

Електропровідність залежить від:

1) Довжини провідника (оборотна залежність);

2) Від поперечного перерізу провідника (пряма залежність).
L = S/l

χ- питома електропровідність - це електропровідність 1 см³ провідника.

3) Від швидкості руху іонів.

Чим швидше рухаються іони, тим краще електропровідність. А швидкість руху іонів залежить від природи іонів. Самі швидкорухомі є іони Н⁺ і ОН^- ( сильні електроліти -це кислоти і луги). Швидкість залежіть від температури. Чим вище температура, тим більше електропровідність.

4) Від в'язкості середовища. Чим менш в'язкість, тим краще електропровідність.

5) Від валентності іону. Чим більше валентність, тим краще електропровідність.

Відрізняють питому і еквівалентну електропровідності.

Еквівалентна електропровідність - електропровідність електроліту з концентрацією 1 г/екв., який знаходиться у посудині з дном 1см². Обидві стінки сосуду зроблено з платини і є одночасно електродами і знаходяться на відстані 1см. Дві інші стінки зроблені з скла і також знаходяться на відстані 1см. одна від одної. Відрізняють еквіваленту електропровідність при даному розбавленні і при безмежному розбавленні.

Безмежним називають таке розбавлення розчину, при якому ступінь дисоціації електроліту дорівнює 100 %.

При даному розведенні еквівалентна електропровідність здійснюється електролітом, ступінь дисоціації якого < 100 %.

За еквівалентною електропровідністю можна визначити ступінь дисоціації - формула Арреніуса:

де, λ_v – при даному об’ємі

λ_ - при безмежному розведенні
λ_ = λ_К + λ_А – формула Кольрауша
При розведенні питома електропровідність спочатку збільшується, а потім знижується, так як знижується концентрація іонів у об'ємі, який ми беремо відносно до загального об'єму для перевірки.
Залежність еквівалентної та питомої електропровідності від концентрації

Еквівалентна електропровідність при розведенні спочатку збільшується, а потім залишається незмінною.

Електропровідність має велике значення для різних галузей народного господарства, а особливо для харчової промисловості, де працюють з яскраво забарвленими і каламутними рідинами. Використовують при титруванні. Титрування, при якому точка еквівалентності визначається за зміненням електропровідності називається кондуктометричним.

На початку титрування електропровідність найбільша. По мірі додавання NaOH електропровідність знижується, оскільки іони водню Н⁺ зв'язуються з іонами ОН^- у воді і утворюють сіль NaCl. Електропровідність зменшується не до 0 і при додаванні зайвої краплини NaOH вона знову збільшується.

При кондуктометричному титруванні електропровідність розчину виконує роль індикатора - показника еквівалентної точки. Нове збільшення електропровідності пов'язано з тим, що у розчині з'являються швидкорухомі іони ОН^-.
Лекція № 12
Тема: Поняття про гальванічний елемент, електродний потенціал, формула Нернста.

Мета: Навчитися складати гальванічні елементи, визначати електродні потенціали, ЕРС гальванічних елементів. Користуватися рядом напруги металів.

Електрорушійні сили. Гальванічний елемент.

Електродні процеси виникають у гальванічних елементах. Якщо взяти будь-яку металеву пластинку і покласти її у воду, то вона обов'язково заряджається. У вузлах металевої кристалічної решітки знаходяться позитивні іони, навколо яких хаотично рухаються електрони. При попаданні у воду позитивні іони у вигляді гідратів уходять у розчин. Електрони, які залишились, заряджують пластинки негативно. Навколо пластинки утворюється подвійний електричний шар. Дві різні пластинки заряджені неоднаково. Більш або менш активний метал можливо знайти у ряді активності металів.

Чим вище метал, тим він активніше, чим нижче - тим менш активний.

Більш активний метал розчиняється краще, на ньому скуплюються більше електронів. Менш активний метал розчиняється погано, на ньому скуплюється менше електронів.

Якщо такі пластинки з'єднати проводом, то електричний струм піде від більш активної пластинки до менш активної, але довго такий електричний струм існувати не може, так як у подвійному електричному шарі наступає рівновага.

Сутність рівноваги - скільки іонів уходить у розчин, стільки їх повертається. Для того, щоб електричний струм довго існував у гальванічному елементі, рівновагу треба змістити. Це зробили російський вчений Якобі і англійський Даніель. Вони зробили це, зануривши металеві пластинки у розчини своїх солей: мідну - у CuSO₄, цинкову - у ZnSO₄. Таке коло називають хімічним колом. Тут більш активна цинкова пластинка розчиняється , менш активна – мідна, на цьому електроді відбувається процес відновлення міді із розчину. Завдяки цьому потік електронів йде від цинкової пластинки до мідної. На мідній пластинці завдяки притоку електронів іони міді приєднують ці електрони і відновлюють до нейтральних атомних, осаджуючись на пластинці. Залишок іонів SO₄^2-, які утворились у розчині CuSO₄ переходять крізь напівпроникну перегородку, яка розділяє розчини CuSO₄ і ZnSO₄, у розчині ZnSO₄. Завдяки цьому збільшується процес розчинення цинкової пластинки.

Схема гальванічного елемента, що складається з 2 срібних пластинок, занурених у розчини своїх солей AqNO₃ з різною концентрацією.

Будемо вважати, що концентрація С₁ > С₂. В даному гальванічному елементі виникає електричний струм. Пластина, яка занурена в розчин з меншою концентрацією буду мати негативний заряд, а пластина, яка занурена в розчин з більшою концентрацією – позитивний. Де менша концентрація розчину, там більше вільних молекул води, там краще буде розчинятися металева пластинка і тим більше скупчиться електронів і електрони будуть йти від того місця, де їх більше, туди, де їх менше. Таке коло називають концентраційним гальванічним елементом.

Гальванічний елемент, в якому джерелом енергії є не хімічна реакція, а робота вирівнювання іонів називається концентраційним. Він складається з двох однакових електродів, занурених в розчини з різною концентрацією іонів.

Наприклад:
Сu | CuSO₄ CuSO₄  Сu, або Ag | AgNO₃  AgNO₃ | Ag,

а₁ а₂ а₁ а₂

де, a₁ < а₂
Електрод, який знаходиться в більш розчиненому розчині, розчиняється та його іони переходять у розчин. Сам електрод при цьому заряджується негативно. На електроді, зануреному в більш концентрований розчин, осаджуються іони металу з розчину, та він заряджується позитивно. Таким чином, на обох електродах проходять процеси, які призводять до вирівнювання концентрації іонів у розчинах.

Потенціали електродів дорівнюють:
Е₁ = Е₁° + RT/nF ln a₁

Е₂ = Е₂° + RT/nF In a₂

Е₂° = E₁°
Віднімаючи перше рівняння з другого, отримаємо рівняння для електрорушійної сили концентраційного елементу :
Е = Е₂ – Е₁ = RT/nF  In a₂/a₁

Е = 0,059 / n  ln а₂ /а₁

Концентраційний елемент буде працювати до тих пір, поки активності іонів у розчинах не зрівняються ; при а₁ = а₂ його ЕРС = 0. Різниця електричних потенціалів виникає при контакті двох розчинів електролітів, якщо вони відрізняються концентрацією або природою розчиненої речовини. Внаслідок різності швидкості дифузії іонів у розчинах виникає дифузійна різність потенціалів чи дифузійний потенціал.

Наприклад: При контакті двох розчинів хлороводневі кислоти різних концентрацій позитивно заряджається більш розчинений розчин, оскільки іони Н⁺ рухаються швидше ніж іони СІ^- та з більшою швидкістю переходять з концентрованого розчину у розчинений.

Окислювально–відновні гальванічні елементи складається з пластинок, які занурюють у розчини їх солей. Виникнення електричного струму в таких елементах є за рахунок окислювально-відновних реакцій. Платинові електроди (пластинки, занурені у розчини) служать тільки для передачі електронів, Е.Р.С. будь-якого гальванічного елемента знаходять за формулою :

Е = Е₁ – Е₂
де, Е - Е.Р.С. гальванічного елемента

Е₁ і Е₂ - потенціали, які виникають на електродах

Е₁ - потенціал з більшою алгебраїчною величиною

Е₂ - потенціал з меншою алгебраїчною величиною.

Потенціал Е знаходять за формулою Нернста:

Де, Е₀ - нормальний потенціал із таблиці

n - валентність металу в розчині солі

С - концентрація розчину, у який занурили електрод

Окислювальне - відновні електроди використовуються тільки в тих випадках, коли метал електроду не бере участі в окислювально- відновному процесі, при роботі елементу він не змінюється, а служить тільки переносником електродів.

Потенціал окислювального-відновного електрода залежить від співвідношення активностей окислювальної та відновної форми даної речовини. Чим більше стандартний окислювальне - відновний потенціал, тим вища активність окислювача в цій системі, і тим в більшому ступені виражені їх окислювальні властивості.

Нормальним називають такий потенціал, який виникає на електроді, який занурили у розчин своєї солі з концентрацією 1г іон-металу на 1л розчину.

Усі нормальні потенціали металів можна знайти у таблиці " Нормальні електродні потенціали. "

Будь-який гальванічний елемент можливо виразити формулою, цю формулою називають схемою.
(-) Zn/ZnSO₄//CuSO₄/Cu ( + )
( + )Ag/A_gN0₃//AgN0₃/Ag(-)

C₁ C₂

де, С₁ >С₂
Нормальний елемент ( елемент Вестона ) - такий елемент, у якого Е.Р.С. завжди постійна, у яких відома рецептура виготовлення.

Елемент Вестона - це ртутно-кадмієвий елемент. Використовують такий елемент у лабораторних умовах для порівняння.

Стандартними називають такі електроди, потенціал яких не змінюється.

Лекція № 13
Тема: Потенціометричне визначення концентрації водневих іонів, хімічні процеси при електролізі. Закони Фарадея.

Мета: Вивчити і навчитися визначати рН середовища потенціометричним методом, визначити переваги і недоліки водневого, каломельного, скляного електроду. Навчитися вирішувати задачі за першим та другим законами Фарадея.
Дифузійний потенціал.

Різниця електричних потенціалів виникає на межі метал-розчин. Так, метал занурений в розчин електроліту представляє собою струмопровідну систему, яку в електрохімії називають електродом. Виникнення різниці потенціалів на межі метал-розчин забезпечують електрохімічні перетворення, які отримали назву електродних процесів. Механізм цих процесів заклечається в слідуючому: кришталева решітка металів утворена катіонами між якими рухаються електрони. В розчині солі цього метала в результаті її дисоціації знаходяться катіони металу. При взаємодії метала з розчином іони кришталевої решітки притягуються полярними молекулами води і переходять в розчин, який заряджається позитивно, а метал в якому з’явився надлишок електронів заряджається негативно. Між металом і розчином установлюється різниця потенціалів, яка має назву електродний потенціал. Негативний заряд металу заважає подальшому переходу іонів в розчин і викликає зворотній процес – переходу катіонів із розчину в метал. При рівновагі швидкості цих протилежно направлених процесів в системі установлюється динамічна рівновага при якій число іонів, які переходять із металу в розчин, дорівнюють числу іонів які перейшли з розчину в метал. Катіони металу, які знаходяться в розчині під дією сил електростатичного тяжіння концентруються біля поверхні металу, утворюючи подвійний електричний шар. Електростатичному тяжінню протидіють сили взаємного відштовхування катіонів та їх тепловий рух, тому подвійний електричний шар має дифузійну будову, концентрація катіонів в ньому зменшується по мірі віддалення від поверхні метала.
Потенціометричні визначення концентрації водневих розчинів.

На практиці найбільшого розповсюдження отримав потенціометричний метод визначення рН розчинів. В основу цього методу покладено залежність потенціалу деяких електродів від активності іонів водню.

Такі електроди, потенціал яких залежить від активності будь-якого іону, отримали назву індикаторних електродів.

Для визначення рН середовища індикаторним електродом може бути водневий електрод.

Широко використовується також скляний електрод. Другим електродом гальванічного ланцюга служить звичайний будь-який стандартний електрод, наприклад, каломельний чи хлоросрібний, потенціал якого відомий.

В основі технології харчових продуктів лежать ферментативні процеси, кожен фермент проявляє свою активність при строго визначеному рН середовища. Якщо рН змінюється і відхиляється від оптимального значення для даного ферментна, то активність його різко знижується, біологічний процес в якому він приймає участь стає повільним або зовсім зупиняється, тому контроль рН при різноманітних ферментативних процесах являється обов’язковим.

В харчовій промисловості широко використовують в якості індикаторного – скляний електрод, який представляє собою скляну трубку на кінці якої є тонке коло діаметром 1 см. Коло виготовлено з літієвого скла, який легко обмінюється іонами з дослідним розчином. Перед роботою скляний електрод необхідно прокалібрувати, тобто побудувати графічну залежність його потенціалу від рН. Калібровка електрода заключається в тому, що спочатку вимірюють його потенціал в буферних розчинах з відомим значенням рН, за результатами будують калібровочний графік.

Електролізом називається електронний хімічний процес, який спостерігається при проходженні постійного електричного струму через електроліти. При електролізі на електроліті безперервно протікають окислювально-відновні процеси: на катоді – процес відновлення, на аноді – окислення. Продукти цих реакцій відкладаються на електроді, або вступають у повторні реакції (взаємодіють поміж собою з молекулами речовини електрода), або накопичуються в розчині електродів. Протікання первинних анодних і катодних процесів підпорядковуються законом, встановленим англійським вченим М.Фарадеєм (1834):

Маса речовини m, виділена на електроді електричним струмом, прямо пропорційна кількості електрики Q, яка пройшла через електроліт:

m = K  Q

Q = I  

де: І – сила струму, А

 - час пропускання струму, сек

К – електрохімічний еквівалент, який дорівнює кількості речовини (кг), виділеного при проходженні 1 кулона (Кл), або 1 ампер  секунди (1 А  с) електрики.

m = K  І  

Вага різних речовин, виділенні одною і тією ж кількістю електрики, прямо пропорційна їх хімічним еквівалентам (Е):

1 2 3 4 5 6 7 8 9

Схожі:

МІНІСТЕРСТВО ОСВІТИ І НАУКИ, МОЛОДІ ТА СПОРТУ УКРАЇНИ Циклова комісія хімічних дисциплін Одеського технічного коледжу Одеської національної академії харчових технологій	МІНІСТЕРСТВО ОСВІТИ І НАУКИ, МОЛОДІ ТА СПОРТУ УКРАЇНИ МОРЕХІДНИЙ... Дійсний стандарт установлює мету, завдання й основні положення роботи методичного кабінету Морехідного коледжу технічного флоту Одеської...
ОДЕСЬКИЙ ОБЛАСНИЙ ЦЕНТР ЗАЙНЯТОСТІ ОДЕСЬКИЙ МІСЬКИЙ ЦЕНТР ЗАЙНЯТОСТІ Ярмарок кар’єри. Презентація навчального закладу Одеської національної академії зв’язку ім. О. С. Попова та коледжу зв’язку та інформатизації...	ПРАВИЛА ПРИЙОМУ до Морехідного коледжу технічного флоту Одеської... Правила прийому до Морехідного коледжу технічного флоту Одеської національної морської академії у 2013 році
ПРАВИЛА ПРИЙОМУ до Морехідного коледжу технічного флоту Одеської... Правила прийому до Морехідного коледжу технічного флоту Одеської національної морської академії в 2012 році	МІНІСТЕРСТВО ОСВІТИ І НАУКИ УКРАЇНИ МОРЕХІДНИЙ КОЛЕДЖ ТЕХНІЧНОГО...
ПОЛОЖЕНН Я про спеціалізовані вчені ради Національної академії наук, Академії медичних наук, Української академії аграрних наук, Академії педагогічних наук, Академії правових...	За загальною редакцією ректора Національної академії Служби безпеки... Рекомендовано до друку Вченою радою Національної академії Служби безпеки України, протокол №13 від 23 вересня 2010 року
Урок найважливіша організаціійна форма процесу пізнання світу учнями ОДЕСЬКА ЗАГАЛЬНООСВІТНЯ ШКОЛА №66 І-ІІІ СТУПЕНІВ ОДЕСЬКОЇ МІСЬКОЇ РАДИ ОДЕСЬКОЇ ОБЛАСТІ	Конкурс проводиться з метою залучення дітей до читання, підтримки... України), Інститутом інноваційних технологій і змісту освіти (далі – Інститут) спільно з Міністерством культури України (далі – Мінкультури...

Додайте кнопку на своєму сайті:
Портал навчання