Общая и биоорганическая химия

17. Какую энергию называют энергией Гиббса (свободной энергией, изобарно-изотермическим потенциалом)?

18. Каким образом изменение энергии Гиббса (G) указывает на термодинамическую возможность или невозможность самопроизвольного протекания процесса? Какое значение G определяет равновесное состояние системы?

19. При каком соотношении H и T.S: а) система находится в равновесии; б) химический процесс направлен в сторону экзо- или эндотермической реакции?

20. Чем объясняется возможность эндотермических реакций и почему она возрастает с увеличением температуры?

21. Энтальпийным или энтропийным фактором определяется направление химической реакции при очень низких температурах?

22. При каких значениях по знаку H и T.S в системе возможны только экзотермические процессы?

23. Вычислите значение Hреакции превращения глюкозы в организме:

а) C6H12O6(к) = 2C2H5OH(ж) + 2СO2(г)

б) C6H12O6(к) + 6O2(г) = 6СО2(г) + 6 Н2О(ж)

Какая из этих реакций поставляет организму больше энергии?

H(C6H12O6 (к)) = 1273 кДж/моль, H(C2H5OH) = 278 кДж/моль

H(CO2 (г)) = 393 кДж/моль, H(H2O(ж) ) = 286 кДж/моль

Ответ: а) 69 кДж; б) 2801 кДж.

24. Теплоты сгорания углеводов, белков и жиров в организме человека составляют соответственно 4,6; 4,2; 9,3 ккал/г. Среднесуточная потребность в углеводах, белках и жирах для студентов мужчин составляет 451, 113 и 106 г, для студентов женщин 383, 96 и 90 г. Какова суточная потребность студентов в энергии? Ответ: 3535 ккал и 3002 ккал.

25. Теплоты образования Н2О (ж) и Н2О (г) равны соответственно 286 и 242 кДж/моль. Определите теплоту испарения воды. Сколько теплоты будет потеряно при выделении через кожу 750 г воды? Ответ: 44 кДж/моль; 1833 кДж.

26. Почему процесс денатурации белка трипсина при 50° является самопроизвольным, хотя реакция является эндотермической, тепловой эффект равен 2725,7 кДж/моль, S реакции равен 8,8 кДж/моль.K? Ответ:Gр = 116,7 кДж.

27. При взаимодействии 3,6 г оксида железа (II) с оксидом углерода (II) выделяется 0,71 кдж, а при сгорании 2,8 г оксида углерода (II) выделяется 28,29 кДж теплоты. Вычислите стандартную энтальпию образования твёрдого оксида железа (II). Ответ: 268,7 кДж/моль.

28. При сгорании 2 моль фосфина РН3 образуется оксид фосфора (V), вода и выделяется 2440 кДж теплоты. Определите стандартную энтальпию образования фосфина, если стандартные энтальпии образования оксида фосфора (V) и воды равны соответственно 1528 и 286 кДж/моль.

Ответ: 27 кДж/моль.

29. Найдите энтальпию сгорания алмаза, если стандартная энтальпия сгорания графита равна 393,51 кДж/моль, а энтальпия фазового перехода С(графит) С(алмаз) составляет 1,88 кДж/моль. Ответ: 395,39 кДж/моль.

30. Вычислите энтальпию гидратации карбоната натрия, если энтальпия растворения безводной соли 25,08 кДж/моль, энтальпия растворения десятиводного кристаллогидрата 66,88 кДж/моль. Ответ: 91,96 кДж/моль.

31. Определите знаки H0, S0 и G0 для реакции АВ(кр)+В2(г) = АВ3(к), протекающей при 298 K в прямом направлении. Будет ли G0 возрастать или убывать с ростом температуры.

Ответ: S0 < 0; G0 < 0; H0 < 0; G0 с ростом температуры возрастает.

32. Пользуясь значениями H0, S0 и G0 отдельных соединений, вычислите двумя способами реакции COCl2 = CO + Cl2.

H0, кДж/моль 223 110,5 0

S0, Дж/(моль. K) 289,2 197,4 223

G0, кДж/моль 210,4 137,2 0

и определите возможность её осуществления в стандартных условиях.

Ответ: 73,2 кДж; G0 > 0 и реакция в данных условиях неосуществима.

33. Вычислите H0, S0 и G0 (при 298 K) для реакции

2Ag(тв) + Hg2Cl2(тв) 2AgCl(тв) + 2 Hg(ж), если

H0, кДж/моль 0 264,9 127,03 0

S0, Дж/(моль.K) 42,7 196 96,11 77,4

G0, кДж/моль 0 210,7 109,72 0

Покажите, выполняется ли соотношение G = Н T.S? Протекает ли реакция самопроизвольно? Какие факторы благоприятствуют (изменение энтальпии, энтропии) самопроизвольному протеканию этой реакции? Ответ: 8,74 кДж; 10,84 кДж; 65,62 Дж/K.

Глава 3. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И КАТАЛИЗ. РАВНОВЕСИЕ

3.1 ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И КАТАЛИЗ

Изучение данной темы способствует формированию следующих компетенций: ОК-1, ПК-2, ПК-3, ПК-5.

Теоретическое пояснение: под скоростью химической реакции понимают изменение концентрации одного из участников реакции в единицу времени при неизменном объёме системы. При этом не важно о каком из участвующих в реакции веществ идет речь, так как все они связаны между собой уравнением реакции, а потому по изменению концентрации одного из веществ можно судить о соответствующих изменениях концентрации всех остальных. Концентрацию (С) выражают в моль/л, а время () в секундах или минутах.

Средняя скорость реакции равна

Знак минус ставится потому, что, несмотря на убывание концентрации одного из реагирующих веществ А или В и, следовательно, на отрицательное значение разности С2 С1, С2 < С1, С < О, скорость реакции может быть только положительной величиной. Если же следить за изменением концентрации одного из продуктов реакции С или D, то она в ходе реакции будет возрастать С2 > С1, С > О, и поэтому в правой части приведенного уравнения надо ставить знак плюс.

Скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ (закон действующих масс):

= kC(A)C(B)

Где С(А) и С(В) молярные концентрации А и В, k константа скорости реакции зависит от природы веществ и от температуры.

Для гомогенной реакции общего вида:

а А + в В = с С + d D

= kCa(A)Cb(B)

Уравнение, связывающее скорость реакции с концентрацией реагирующих веществ, называют кинетическим уравнением реакции.

Для гетерогенной реакции вида:

1) А(г) + 2В(тв) = АВ2 (ж) = k.С(А)

2) А(г)+ 2В(ж) = АВ2 (ж) = k.С(А)

3) А(ж) + 2В(тв) = АВ2 (ж) = k.С (А)

Таким образом, в кинетическое уравнение не входит концентрация твёрдого вещества (всегда), а жидкого в реакции с газом.

Зависимость скорости реакции от температуры определяется правилом Вант-Гоффа, которое математически выражается соотношением:

Где скорость реакции соответственно при начальной и конечной температурах; температурный коэффициент, который показывает во сколько раз увеличилась константа скорости реакции при увеличении температуры на 100.

Правило Вант-Гоффа является приближенным, более точно зависимость скорости от температуры выражается уравнением Аррениуса:



Где A постоянная, независящая от температуры; e = 2,17828 (основание натурального логарифма); Eакт энергия активации; R = 8,314 Дж/моль. K (газовая постоянная); T абсолютная температура (Т = t + 273).

Лабораторная работа.

Скорость химической реакции.

Задачи работы: изучить влияние различных факторов на скорость химической реакции.

Оборудование и реактивы: штатив, пробирки, водяная баня, термометр, секундомер, бюретки, растворы тиосульфата натрия, серной кислоты, дистиллированная вода, порошок диоксида марганца.

Опыт 1. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ.

Реакция между серной кислотой и тиосульфатом натрия сопровождается выделением серы и раствор мутнеет:

Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + S + SO2 + H2O

Данная реакция состоит из следующих стадий:

Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2S2O3 (I) (очень быстро)

H2S2O3 = H2SO3 + S (2) (медленно)

H2SO3 = SO2 + H2O (3) (быстро)

Скорость суммарного процесса определяется медленной стадией разложением тиосерной кислоты (2):

= k.C(H2S2O3)

Время от начала реакции до момента появления мути зависит от скорости этой реакции. Чем меньше концентрация Na2S2O3, тем больше будет этот промежуток времени (меньше скорость реакции). За скорость можно условно принять величину, обратную времени протекания реакции:

(усл.) = 1/.

Выполнение работы: в три пробирки налить по 3 мл раствора серной кислоты. В три другие налить: в первую - 9 мл раствора Na2S2O3, во вторую - 6 мл раствора и 3 мл воды, а в третью - 3 мл раствора Na2S2O3 и 6 мл воды. Затем к каждому из подготовленных растворов прилить по 3 мл раствора серной кислоты, встряхнуть и отметить, через сколько секунд после приливания кислоты появится муть. Результаты записать в журнал по следующей форме:

№ про-бир-ки	V(p-pa H2SO4)мл	V(p-pa Na2S2O3)мл	V(H2O) мл	Объём смеси, мл	Время появ-ления мути,с	с1	Относит. С(Na2S2O3)
1	3	9	0	12	1 =		3C
2	3	6	3	12	2 =		2C
3	3	3	6	12	3=		1C

Порядок оформления работы: выразить относительную скорость в виде десятичной дроби, а результаты эксперимента представить в виде графика зависимости скорости реакции от концентрации. Для этого по горизонтальной оси отметить три точки, отстоящие от начала координат на 1 с, 2 с и 3 с, где с произвольно выбранный отрезок, соответствующий единице относительной концентрации. Из каждой точки восстановить перпендикуляр, длина которого пропорциональна величине относительной скорости реакции. Линия, соединяющая верхние концы перпендикуляров, будет выражать собой графическую зависимость скорости реакции от концентрации. Сформулировать вывод, характеризующий результат эксперимента.

Опыт 2. Зависимость скорости реакции от температуры.

Выполнение работы: в три пробирки налить по 6 мл раствора Na2S2O3, а в другие три по 6 мл раствора H2SO4 и разделить их на три пары по пробирке с растворами тиосульфата и серной кислоты в каждой паре. Растворы первой пары пробирок слить при комнатной температуре (лучше раствор Na2S2O3 к раствору H2SO4), одновременно включить секундомер и отметить время появления мути. Растворы второй пары нагреть на 100С, а третьей пары на 200С выше комнатной температуры. Для этого поместить соответствующую пару пробирок в водяную баню и нагреть до требуемой температуры. За температурой следите по термометру, опущенному в воду. Сливать по-парно содержимое пробирок и отмечать, через сколько секунд появится муть. Результаты записать в журнал по форме:

№ пробирок	V(р-ра H2SO4), мл	V (р-ра Na2S2O3), мл	t0 С	Время появления мути, с	отн = 1/, с1
1	6	6	ком. t0C		1=
2	6	6	+100		2=
3	6	6	+200		3=

Порядок оформления работы: результаты выразить в виде графика, аналогично опыту 1. По горизонтальной оси отметить три точки, соответствующие трём значениям температур (t0ком., +100, +200). Сделать вывод о зависимости скорости изучаемой реакции от температуры.

Опыт 3. Зависимость скорости реакции от концентрации катализатора.

Выполнение работы: в три пробирки налить из бюретки по 1 мл раствора Na2S2O3, затем в одну из них прибавить 1 мл раствора катализатора (раствор СuSO4) и 3 мл воды; во вторую 2 мл раствора катализатора и 2 мл воды; в третью 3 мл раствора катализатора и 1 мл воды. Таким образом, во всех трех пробирках будет по 5 мл раствора с одинаковой концентрацией Na2S2O3, но с разной концентрацией СuSO4.

Рассчитать концентрацию Na2S2O3 и ионов Сu2+ в приготовленных растворах.

В три другие пробирки налить по 5 мл раствора H2SO4. Затем попарно смешать приготовленные растворы Na2S2O3 и H2SO4. По секундомеру отметить время от момента смешивания до помутнения раствора. Полученные результаты записать в журнал по форме:

№ пробирок	Концентрация ионов Сu2+, моль/л	Время появления мути, с	отн = 1/, с-1
1
2
3

Порядок оформления работы: рассчитать условную скорость реакции при различных концентрациях Сu2+. Построить график зависимости скорости реакции от концентрации катализатора. На основании полученной зависимости сделать вывод о влиянии ионов Сu2+ на скорость разложения тиосерной кислоты.

Примеры решения задач

Пример 1. Гомогенная реакция между веществами А и В протекает по уравнению 2А + В = С, концентрация вещества А равна 6 моль/л, а вещества В 5 моль/л. Константа скорости реакции равна 0,5 л2моль2с1. Вычислите скорость химической реакции в начальный момент и в тот момент, когда в реакционной смеси останется 45% вещества В.

Решение:

Согласно закону действующих масс: = kC2(A)C(B). Скорость химической реакции в начальный момент равна 0 = 0,5625 = 90,0 (мольл1с1). По истечении некоторого времени в реакционной смеси останется 45% вещества В, т.е. концентрация вещества В станет равной С1(В) = 0,455 = 2,25 (моль/л).

Значит, концентрация вещества В уменьшилась на 5,0 2,25 = 2,75 (моль/л).

Так как вещества А и В взаимодействуют между собой в соотношении 2:1, то концентрация вещества А уменьшилась на 5,5 моль/л (2,752) и стала равной 6,0 5,5 = 0,5 (моль/л).

Скорость химической реакции в тот момент, когда в реакционной смеси останется 45% вещества В, станет 1 = 0,5(0,5)22,25 = 0,28 (мольл1с1).

Ответ: 0 = 90,0 моль/(л.с), 1 = 0,28 моль/(л.с).

Пример 2. Окисление глюкозы в организме протекает через несколько промежуточных стадий по суммарному уравнению:

С6Н12О6 (т) + 6О2 (г) = 6СО2 (г) + Н2О(ж)

Запишите кинетическое уравнение этой реакции и определите, как изменится скорость реакции: а) в условиях высокогорья, где концентрация кислорода вдвое меньше; б) в барокамере, где давление воздуха вдвое больше атмосферного.

Решение: запишем кинетическое уравнение реакции окисления глюкозы:

= kC6(O2)

Обозначим начальную концентрацию О2 через а моль/л, тогда 0 = kа 6

а) В условиях высокогорья С1(О2) = а/2 моль/л. 1 = k( а/2)6 =. Определим как изменяется скорость:

.

Следовательно, скорость реакции уменьшается в 64 раза.

б) В барокамере С(О2) = 2 а моль/л. 2 = k(2а)6 = 64.kа 6. Определим, как изменится скорость

.

Следовательно, скорость реакции увеличивается в 64 раза.

Пример 3. Во сколько раз уменьшится скорость окисления глюкозы в организме, если уменьшить температуру тела с 37° до 30° при температурном коэффициенте = 1,7?

Решение: по правилу Вант-Гоффа:

, .

Следовательно, скорость реакции уменьшилась в 1,5 раза.

Пример 4. При увеличении температуры от 10° до 50°С скорость реакции увеличилась в 16 раз. Определите её температурный коэффициент.

Решение: по правилу Вант-Гоффа:

, 4 = 16; =

Ответ: температурный коэффициент реакции равен 2.

Пример 5. Раствор лекарственного вещества содержит 500 активных единиц в 1мл. Через 40 дней в нём осталось 20 единиц в мл. Реакция протекает по первому порядку. Рассчитайте константу скорости и период полупревращения реакции.

Решение: для реакции 1-го порядка

,

где С0 и С начальная и текущая концентрации, а время.

= 24.40 (дней) = 960 (часов).

= 0,0034 (час1)

= 203,5 (час) = 8,5 (дней).

Пример 6. В ферментативной реакции через час после её начала осталось 48 г субстрата, а через 3 часа 27 г. Определите начальную концентрацию субстрата, считая, что реакция имеет первый порядок.

Решение: для реакции 1-го порядка:

; ;

; С0 = 63,97 г субстрата.

Пример 7. Как изменится скорость реакции: 4HCl + O2 2Cl2 + 2H2O, протекающей в газовой фазе, если увеличить в три раза:

1) концентрацию кислорода;

2) концентрацию хлороводорода;

3) давление в системе?

Решение: если обозначить концентрации HCl и O2 соответственно через x и y , то выражение для скорости реакции примет вид: = k.C4(HCl).C(O2) = kx4y. После увеличения концентрации в 3 раза они будут равны 3 x для HCl и 3y для O2, поэтому:

1) = kx43y = 3kx4y. Увеличение скорости реакции по отношению к первоначальной составляет:

= 3.

2) = k(3 x)4y = 81k x4y, 2/ = 81.

3) Увеличение давления во столько же раз увеличивает концентрацию газообразных реагирующих веществ, поэтому: 3 = k(3x)43y = 243kx4y, 3/ = 243.

Вопросы и задачи для самоподготовки

1. Что изучает химическая кинетика? Какова ее практическая цель?

2. Что называется скоростью химической реакции, какова её размерность?

3. Дайте определения и приведите примеры гомогенных и гетерогенных реакций. Как находятся их скорости?

4. От каких факторов зависит скорость химических реакций? Сформулируйте закон действующих масс.

5. Что называют константой скорости? Каков физический смысл этой величины? Зависит ли константа скорости от температуры, природы реагирующих веществ и их концентрации?

6. Изменится ли значение константы скорости реакции: а) при замене одного катализатора другим; б) при изменении концентрации реагирующих веществ?

7. Что такое молекулярность реакции; порядок реакции? Приведите примеры моно-, ди- и тримолекулярных реакций; реакций нулевого, первого, второго, третьего порядков.

8. Напишите кинетические уравнения следующих химических реакций:

а) H2 (г) + Cl2 (г) 2 HCl (г)

б) 2 NO (г) + O2 (г) 2 NO2(г)

в) CaO(т) + CO2(г) CaCO3(г)

г) 4NH3(г) + 3 О2(г) 2 N2(г) + 6H2O(г)

д) FeO(т) + H2(г) Fe(т) + H2O(ж)

9. Какими формулами выражаются правило Вант-Гоффа, уравнение Аррениуса, определяющие зависимость скорости реакции от температуры?

10. Что называют температурным коэффициентом скорости реакции? Какие он может иметь значения?

11. Почему повышение температуры увеличивает скорость реакции? Какие молекулы называют активными?

12. Скорость каких реакций в большей степени зависит от температуры тех, у которых энергия активации небольшая или наоборот?

13.Что такое активированный комплекс, энергия активации? Изобразите энергетическую диаграмму реакции, идущей с образованием активированного комплекса.

14.Сущность катализа. Механизм гомогенного и гетерогенного катализа. Понятие о ферментативном катализе.

15.Зависит ли значение энергии активации реакции в случае гетерогенного катализа от площади поверхности катализатора и от её структуры?

16. При взаимодействии SO2 и O2 концентрация последнего уменьшилась за 1 час на 0,25 моль/л. Как изменится при этом концентрация SO2 и чему равна средняя скорость реакции?

Ответ: уменьшится на 0,5 моль/л; 8,33.10?3 моль/лс.

17. При синтезе аммиака к данному моменту времени прореагировало 0,9 моль/л водорода, а его начальная концентрация равна 1,4 моль/л. Определите концентрацию оставшегося водорода и прореагировавшего азота.

Ответ: 0,5 и 0,3 моль/л.

18. Найдите константу скорости гомогенной реакции 2А + В С, зная, что при концентрациях А и В, соответственно равных 0,5 и 0,6 моль/л, её скорость составляет 0,018 моль/(лмин). Ответ: 0,12 л2/моль2мин.

19. Гомогенная реакция идет по уравнению А + 2В С; константа её скорости при данной температуре равна 0,4 л2/моль2с, а начальные концентрации составляют: 0,3 моль/л вещества А и 0,5 моль/л вещества В. Вычислите скорость этой реакции при той же температуре в начальный момент и после того, как прореагирует 0,1 моль/л вещества А. Ответ: 0,03 и 0,0072 моль/лс.

20. Для того, чтобы увеличить в 216 и 256 раз скорость реакции синтеза NH3, во сколько раз надо повысить в первом случае концентрацию H2, а во втором давление? Ответ: увеличить в 6 и 4 раза.

21. Температурный коэффициент реакции равен 2,5. Как изменится её скорость: а) при повышении температуры от 800 до 1400С; б) при охлаждении реакционной смеси от 500 до 300С.

Ответ: а) увеличится в 244; б) уменьшится в 6,25 раза.

22. При 1500С некоторая реакция заканчивается за 16 мин. Принимая температурный коэффициент скорости реакции равным 2,5, рассчитайте, через какое время закончится эта реакция, если проводить её: а) при 2000С; б) при 800С? Ответ: а) 9,8 с; б) 162,77 час.

23. Во сколько раз увеличится скорость реакции, протекающей при 298 K, если энергию активации её уменьшить на 4 кДж/моль? Ответ: в 5 раз.

3.2 ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

Изучение данной темы способствует формированию следующих компетенций: ОК-1, ПК-2, ПК-3, ПК-5.

Теоретическое пояснение: химическое равновесие устанавливается в системах, в которых протекают обратимые химические реакции. Количественно оно характеризуется константой равновесия (K). Для гомогенной реакции общего вида аА + вВ - сС + dD:

Kр =

Где [A], [B], [C], [D] равновесные молярные концентрации веществ A, B, C и D.

Для гетерогенной реакции вида:

1) A(г) + 2B(ТВ) - AB2(ж) Kс =

2) А(г) + 2В(ж) - АВ2(ж) Kс =

3) А(ж) + 2В(тв) - АВ2(ж) Kс =

Таким образом, концентрация твёрдого вещества (всегда), жидкого (в реакциях с газами) не входит в выражение константы равновесия, как и в кинетическое уравнение химической реакции.

Константа равновесия, равная отношению констант скоростей прямой (k1) и обратной (k2) реакции зависит от температуры и от природы реагирующих веществ, но не зависит от их концентрации:

Kр =

На состояние химического равновесия оказывают влияние концентрация реагирующих веществ, температура, а для газов и давление. При изменении одного из этих параметров равновесие нарушается и концентрации всех реагирующих веществ изменяются до тех пор, пока не установится новое равновесие, но уже при других значениях равновесных концентраций.

Такой переход называется сдвигом или смещением химического равновесия.

О направлении сдвига равновесия судят по принципу Ле Шателье, в соответствии с которым увеличивается скорость той реакции (прямой или обратной), которая ослабляет внешнее воздействие.

Действительно, если увеличить, например, концентрацию [С], то должна уменьшиться концентрация [D], и увеличиться концентрация [А] и [В], т.е. это приведёт к смещению равновесия в сторону исходных веществ.

Лабораторная работа

Химическое равновесие

Задачи работы: изучить влияние различных факторов на состояние химического равновесия.

Оборудование и реактивы: штатив, пробирки, водяная баня, термометр, секундомер, бюретки, растворы тиосульфата натрия, серной кислоты, дистиллированная вода, порошок диоксида марганца.

Опыт 1. Смещение химического равновесия при изменении концентрации реагирующих веществ.

Для опыта воспользуемся реакцией образования железа (III) тиоционата:

FeCl3 + 3KCNS - Fe(CNS)3 + 3KCl

Раствор Fe(CNS)3 интенсивно красного цвета, раствор FeCl3 желтоватый, а растворы KCNS и KCl бесцветны.

При изменении концентрации Fe(CNS)3 окраска раствора изменяется, что позволяет визуально установить направление смещения равновесия.

Выполнение работы:

В журнале для записи и анализа наблюдений подготовить таблицу по следующей форме:

№ пробирки	Добавлено в пробирку	Изменение интенсивности окраски	Вывод о направлении смещения равновесия
1 2 3 4	FeCl3(p) KCNS(р) KCl(т) --

К 12 каплям раствора FeCl3 в пробирке прилить 12 капли раствора KCNS и добавить столько воды, чтобы получился раствор, окрашенный в розовый цвет. Полученный раствор разлить в четыре пробирки. Затем в 1-ую пробирку прибавить несколько капель концентрированного раствора FeCl3. Записать в таблицу наблюдаемое изменение окраски и указать направление смещения равновесия (стрелка направо или налево). Затем во вторую пробирку прибавить несколько капель концентрированного раствора KCNS. Снова отметить и записать в тетрадь наблюдаемое изменение окраски и указать направление смещения равновесия. В 3-ю пробирку прибавить немного кристаллического KCl. Сравнить окраску в 3-й пробирке после прибавления KCl с окраской раствора в 4-ой пробирке. Записать изменение окраски и указать направление смещения равновесия. Соответствует ли наблюдаемое смещение химического равновесия принципу Ле Шателье?

Опыт 2. Смещение химического равновесия при изменении температуры.

Выполнение работы: в стакане объёмом 250 мл нагреть воду почти до кипения. В две пробирки внести по 56 капель раствора крахмала и прибавить туда же 5 6 капель раствора йода. Одну из пробирок нагреть, опустив её на несколько минут в стакан с горячей водой. Вторую пробирку оставить для сравнения. Наблюдать, как изменяется окраска раствора в нагретой пробирке. Нагретую пробирку охладить и наблюдать изменение окраски. Записать уравнение изученного равновесия:

I2 + крахмал - [крахмал .I2]

буро-желтый бесцветный синий

Исходя из принципа Ле Шателье, ответить на вопрос: какой (экзо- или эндотермической) является реакция образования йодокрахмала и реакция его диссоциации?

Опыт 3. Обратимость смещения химического равновесия

В растворах, содержащих соединение Cr (VI), имеет место равновесие:

2 CrO42 + 2H+ - Cr2O72 + H2O

желтый р-р оранжевый р-р

Выполнение работы: в пробирку налить 5-6 капель 0,5 N раствора дихромата калия и по каплям прибавить концентрированный раствор щелочи (NaOH или KOH). Наблюдать изменение окраски. Когда раствор приобретет желтую окраску, добавить туда же по каплям концентрированный раствор серной кислоты и наблюдать появление оранжевой окраски. Отметить, в какой среде устойчивы дихромат-ионы Cr2O72 и в какой среде устойчивы хромат-ионы CrO42? Сделать вывод о направлении смещения равновесия, исходя из принципа Ле Шателье.

Примеры решения задач

Пример 1. При состоянии равновесия в системе N2(г) + 3H2(г) -2NH3(г); Н = 92,4кДж концентрации веществ равны: [N2] = 3моль/л; [H2] = 9моль/л; [NH3] = 4моль/л. Определите: а) константу равновесия реакции; б) исходные концентрации N2 и H2; в) в каком направлении сместится равновесие с ростом температуры; с уменьшением объёма реакционного сосуда?

Решение: а) в соответствии с уравнением реакции константа равновесия определяется соотношением:

Kс = = 0,0073.

Kс << 1, т.е. равновесие смещено влево, преобладает обратная реакция.

б) исходная концентрация вещества складывается из прореагировавшей и равновесной:

C(N2) = C(N2) + [N2]; C(H2) = C(H2) + [H2].

Из уравнения реакции видно, что для образования 2 моль NH3 расходуется 1 моль N2 и 3 моль Н2. Т.к. в момент равновесия [NH3] = 4 моль/л, то С(N2) = 2 моль/л; C(H2) = 6 моль/л: C(N2) = 3 + 2 = 5 (моль/л), C(H2) = 9 + 6 = 15 (моль/л).

в) при увеличении температуры равновесие сместится влево, в сторону эндотермической реакции; при уменьшении объёма реакционного сосуда увеличивается давление и равновесие смещается вправо, в сторону уменьшения числа молей газовой смеси.

Ответ: Kс = 0,0073; 5 моль/л N2, 15 моль/л Н2.

Пример 2. Константа равновесия реакции FeO(K) + CO(г) Fe(K) + CO2(г) при некоторой температуре равна 0,5. Вычислите равновесные концентрации CO и CO2, если начальные концентрации составляли: C(CO2) = 0,05 моль/л; C(CO2) = 0,01 моль/л.

Решение: запишем выражение константы равновесия:

Kс = = 0,5.

Пусть прореагировало х моль СО, тогда по уравнению реакции из х моль СО получилось х моль СО2. Тогда:

[CO] = C(CO) C'(CO) = (0,05 х) моль/л

[CO2] = C(CO2) C'(CO) = (0,01 + х) моль/л

Kс = = 0,5. Отсюда х = 0,01 моль.

Тогда равновесные концентрации будут равны:

[CO] = 0,05 0,01 = 0,04 (моль/л)

[CO2] = 0,01 + 0,01 = 0,02 (моль/л)

Ответ: [CO] = 0,04 M, [CO2] = 0,02 M.

Пример 3. При отравлениях арсенатами в крови обнаруживают ионы, способные замещать ионы в процессе метаболизма. Рассчитайте равновесную концентрацию ионов в водном растворе, если [] = 104 моль/л, а константа равновесия для реакции - H++ при 250 равна 1012.

Решение: 1) По закону действующих масс:

Kс = = 1012.

2) По уравнению реакции [] = [H+] и пусть равно х моль/л, тогда

Kс = = 1012. Отсюда x == 108 моль/л.

Ответ: 108 моль/л.

Пример 4. Чему равна массовая доля водорода и йода, превращающихся в йодоводород, если они взяты в реакцию по 1 моль каждый, а константа равновесия при температуре опыта равна 4?

Решение: составим таблицу:

H2 + I2 - 2HI

Взято, моль/л 1 1

К моменту равновесия прореагировало х х

Осталось 1х 1х

Образовалось 2х

Если равновесные концентрации водорода и йода составляют 1 х, а йодоводорода 2х моль/л, то

Kр = = 4, отсюда х = 0,5 (моль/л).

Таким образом, массовые доли Н2 и I2, превратившихся в HI, равны и составляют 50%.

Ответ: 50%.

Пример 5. Для реакции 2CO2 - 2CO + O2 при 20000С состав равновесной смеси выражается объёмными долями: 85,2% CO2, 9,9%CO и 4,9%O2, а общее давление в системе составляет 101,3 кПа. Чему равна константа равновесия этой реакции при данной температуре, выраженная через:

а) парциальные давления реагирующих веществ (Kp),

б) их молярные концентрации (Kс)?

Решение: парциальное давление газа равно общему давлению, умноженному на объёмную долю газа в смеси, поэтому:

а) р(CO2) = 101,3.0,852 = 86,3 (кПа)

б) p(CO) = 101,3.0,099 = 10,0 (кПа)

в) p(O2) = 101,3.0,049 = 4,9 (кПа)

Kp == 0,067.

Для данной реакции n = 32= 1. Тогда

Kр = = 3,6.

Ответ: Kp = 0,067; Kc = 3,6.

Пример 6. Какими способами в системе: 2SO2 + O2 - 2SO3 H можно смещать равновесие в сторону большего выхода SO3 при заданной концентрации SO2?

Решение: по принципу Ле Шателье это достигается:

а) повышением концентрации О2;

б) уменьшением концентрации SO3 (удаления из сферы реакции);

в) повышением давления;

г) понижением температуры до такого ее значения, при котором скорость реакции еще достаточна для относительно быстрого достижения равновесия.

Вопросы и задачи для самоподготовки

1. Какие реакции называют: а) необратимыми; б) обратимыми; в) прямыми; г) обратными? Приведите соответствующие примеры.

2. Одинаковы или различны значения констант скоростей для прямой и обратной реакции? Объясните.

3. Как изменяются скорости прямой и обратной реакции? Чем обусловлено и в какое состояние приводит данную систему?

4. Что называют химическим равновесием? Почему оно является динамическим? Что понимают под равновесной концентрацией?

5. Что называют константой химического равновесия? Зависит ли эта величина от природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры, давления?

6. Объясните, почему числовое значение константы равновесия определяет глубину превращения исходных веществ в продукты реакции.

7. Почему в выражение для константы равновесия не входят концентрации веществ, находящихся в твердой фазе?

8. Какими параметрами характеризуется химическое равновесие? Перечислите.

9. Какой процесс называют смещением (сдвигом) химического равновесия.

10.На конкретных примерах покажите, как смещается равновесие системы под влиянием изменения: а) концентрации одного из реагирующих веществ; б) температуры; в) давления.

11.Скорость какой химической реакции (экзо- или эндотермической) больше увеличивается при нагревании равновесной системы?

12. Влияет ли катализатор на положение равновесия и почему? Зависит ли константа равновесия от катализатора?

13. Для какой реакции прямой или обратной энергия активации больше, если прямая реакция идет с выделением теплоты?

14. Если при данной температуре константа скорости прямой реакции имеет большее значение, чем константа скорости обратной, то какая из них будет экзотермической?

15. Напишите выражение Kр для следующих реакций:

а) 2NО(г) + О2(г) -2 NО2(г) б) СH3СООН(р) - СН3СОО (р) + Н+(р)

в) МgСО3(к) - МgО(к) + СО2(г) г) [НgJ4]2 (р) - Нg2+(р) + 4I (р)

д) Н2О(ж) - Н+(р) + ОН (р) е) 3Fe(к) + 4Н2О(ж) - Fe3О4(к) + 4Н2(г)

16. При 4500С константа равновесия реакции Н2 + I2- 2НI равна 50. Чему равна константа равновесия реакции диссоциации НI при той же температуре? Ответ: 0,02.

17. Вычислите константу равновесия для гомогенной реакции А + В - С + D, если исходные концентрации веществ А и В были равны по 0,8 моль/л, а равновесная концентрация вещества С равна 0,6моль/л. Ответ: 9.

18. Какое значение имеет константа равновесия Kр реакции: 2НI(г) - Н2(г) + I2(г) при 4480С, если парциальные равновесные давления газов при этой температуре составляют: p(HI) = 40,5 кПа, р(H2) = 75,2кПа, р(I2) = 0,436 кПа? Ответ: 0,02.

19. В системе РСI5(г) - РСI3(г) + СI2(г) равновесиe при 500 K установилось, когда исходная концентрация РСI5, равная I моль /л, уменьшилась до 0,46 моль/л. Вычислите Kр этой реакции при указанной температуре. Ответ: 0,634.

20. Рассчитайте константу равновесия реакции: 4НСI (г)+ О2 (г) - 2СI2(г) + 2Н2О(г), если начальные количества веществ были 2,4 моль НСI и 1,2 моль О2, а к моменту наступления равновесия осталось непрореагировавшим 0,8 моль хлороводорода. Объём реакционного сосуда равен 4 л. Ответ: 0,625.

21.Определите константу равновесия реакции: N2(г)+ 3Н2(г) - 2NH3(г), если при некоторой температуре в реакционный сосуд, объёмом 10 л введено 0,05 моль N2 и 0,52 моль Н2, а к моменту установления равновесия образовалось 0,04 моль аммиака. Ответ: 54,8.

22. При 6500С константа равновесия системы СО2(г)+Н2(г) - СО(г)+Н2О(г) равна единице. В начальный момент концентрации СО2 и Н2 были соответственно равны 0,2 и 0,8 моль/л. Вычислите равновесные концентрации всех реагирующих веществ. Ответ: 0,04; 0,64; 0,16; 0,16 моль/л.

23. Для реакции FeO(к) + CO(г) - Fe(к) + CO2(г) константа равновесия при 10000С равна 0,5. Начальные концентрации СО и СО2 были соответственно равны 0,05 и 0,01 моль /л. Определите их равновесные концентрации.

Ответ: 0,04 и 0,02 моль/л.

24. Рассчитайте константу равновесия реакции N2O42NO2, если начальная концентрация N2O4 составляла 0,08 моль/л, а к моменту наступления равновесия диссоциировало 50% N2O4. Ответ: 0,16.

25. Какие условия будут способствовать большему выходу SO3 по реакции 2SO2 + О2 - 2SO3; Н0298 = 98,9 кДж/моль? Какая масса SО2 израсходуется при образовании SO3 массой 10 г? Ответ: 8 г.

26. В какую сторону сместится равновесие реакции:

а) 2Н2S(г) -2H2(г) + S2(к) ; Н = 40,13 кДж

б) N2O4(ж) -2NO2(г); Н = 66,55 кДж

в) СО(г) + Н2О(г) -СО2(г) + Н2(г); Н = 40,96кДж

1) при повышении температуры;

2) при повышении давления?

27. В какую сторону будет смещаться равновесие при повышении температуры в системе:

а) N2 (г) + 3H2 (г) - 2NH3 (г), H0298 = 92,4 кДж

б) 2CO2 (г) - 2CO(г) + O2 (г), H0298 = 566 кДж

в) 4HCl(г) + O2(г) - 2Cl2(г) + 2H2O(ж) , H0298 = 202,4 кДж

28. Укажите, какими изменениями концентрации реагирующих веществ можно сместить вправо равновесие реакции: CO2(г)+ C(графит) - 2CO(г).

Глава 4. ОСНОВЫ ЭЛЕКТРОХИМИИ

4.1 ЭЛЕКТРИЧЕСКАЯ ПРОВОДИМОСТЬ РАСТВОРОВ ЭЛЕКТРОЛИТОВ. КОНДУКТОМЕТРИЯ

Изучение данной темы способствует формированию следующих компетенций: ОК-1, ПК-2, ПК-3, ПК-5.

Теоретическое пояснение: электрическая проводимость раствора - это свойство, характеризующее способность проводить электрический ток. Она зависит от количества и природы ионов, природы растворителя и температуры раствора.

Так, сопротивление проводника прямо пропорционально его длине и обратно пропорционально поперечному сечению:

, Ом.

Где - удельное сопротивление, т.е. сопротивление столба жидкости при l = 1 cм и S = 1см2.

Удельная электропроводность раствора - величина, обратная удельному сопротивлению ? = . Удельная электропроводность раствора - это электропроводность раствора объемом 1 см3, помещенного между электродами площадью 1 см2, находящимися на расстоянии 1 см. Она выражается в Ом-1.см-1 (в системе СИ измеряется в Ом-1.м-1 или в См/м; 1 Сименс = 1Ом?1). Удельная электропроводность электролитов зависит от природы растворителя и растворенного вещества, его степени диссоциации, от концентрации ионов, от их движения в электрическом поле, температуры и напряженности поля.

Электропроводность столба жидкости (раствора), содержащего 1 грамм-эквивалент электролита, помещенного между электродами, находящимися на расстоянии 1 см называется эквивалентной электропроводностью. Ее обозначают буквой («лямда»). Она равна произведению удельной электропроводности и разбавления: v = ?.V или ?, см2/ом.моль (в системе СИ измеряется в м2/ом.моль). Разбавлением (разведением) называется объем раствора, в котором растворен 1 грамм-эквивалента и V = 1/C(1/zX).

Эквивалентная электропроводность зависит от тех же факторов, что и удельная. С разбавлением эквивалентная электропроводность возрастает до определенного (предельного) значения и после чего не изменяется, что объясняется уменьшением межионного взаимодействия и в конечном итоге его исчезновением. Предельное значение, к которому стремится величина эквивалентной электропроводности при концентрации, стремящейся к нулю, называют эквивалентной электропроводностью при бесконечном разведении. Ее обозначают . При таком разведении эквивалентная электропроводность зависит только от скорости движения ионов.

При бесконечном разведении раствора электролита катионы и анионы переносят электрический ток независимо друг от друга и эквивалентная электропроводность электролита определяется суммой эквивалентных электропроводностей (электроподвижностей) ионов (закон Кольрауша или закон независимого движения ионов):

= к + а.

Произведение числа Фарадея на абсолютную скорость иона называется подвижностю иона:

= F.u, см2/ом.моль.

По эквивалентной электропроводности можно рассчитать степень диссоциации слабых электролитов.

При разбавлении слабых электролитов степень их дис-социации возрастает, число ионов увеличивается. Поэтому по мере разбавления раствора увеличивается эквивалентная электропроводность, достигая макси-мального значения при бесконечном разведении.

Таким образом, эквивалентная электропроводность пропорциональна степени диссоциации электролита: v = K. Учитывая, что при бесконечном разведении = 1, v = , тогда K = . Подставляя это значение в предыдущее уравнение получаем, что v= .

Откуда степень диссоциации электролита при данном разведении будет равна:

Это соотношение называется соотношением Аррениуса.

Заменив степень диссоциации на отношение эквивалентных электропровод-ностей в уравнении закона разведения Оствальда, можно вычислить константу диссоциации слабых электролитов:

.

Для сильных электролитов соотношение электропроводностей при данном и бесконечном разведениях показывает во сколько раз действительное значение электропроводности меньше теоретически рассчитанного и обозначается коэффициентом электропроводности:

Он, как и коэффициент активности, зависит от межионного взаимодействия в растворах.

Исследования электрической проводимости подразделяют на прямую кондуктометрию и кондуктометрическое титрование.

В прямой кондуктометрии по электрической проводимости находят степень и константу диссоциации электролитов, константу устойчивости комплексных соединений, произведение растворимости солей, концентрацию растворенного электролита, примеси сильных электролитов и др.

Электрическую проводимость определяют по сопротивлению, которого измеряют с помощью кондуктометра и кондуктометрической ячейки. Для измерения определяемые по реохорду сопротивления раствор помещают в кондуктометрическую ячейку, которая представляет собой сосуд, в который опущены электроды

Рис.1. Мост Кольрауша: Г? генератор, Rx - сопротивление ячейки; R2 магазин сопротивлений, R3 и R4 - сопротивления

Форма сосудов для измерения электропроводности разнообразна. Если сопротивление раствора измеряется в одном и том же сосуде, причем объем раствора, площадь электродов и расположение их остаются постоянными, а уровень раствора в сосуде на несколько миллиметров выше электродных пластин, то R = K, откуда K = R (измеряется в 1/см). Коэффициент пропорциональности K называется константой сосуда или емкостью сопротивления сосуда. Для определения константы сосуда, в нем измеряют сопротивление стандартного раствора с известной удельной электропроводностью, чаще раствора KCl. Далее измеряют сопротивление сосуда с исследуемым раствором и вычисляют удельную электропроводность исследуемого раствора по формуле:

? = .

Для измерения сопротивления электролита пользуются мостовой схемой (мостиком Кольрауша, рис.1). В качестве нулевого прибора в этой схеме применяют телефон или индикатор нуля осциллографического типа, а электрические колебания звуковой частоты получают при помощи звукогенератора, которого подсоединяют реохорду, замыкая первую цепь. Вторая цепь состоит из сопротивления Rх исследуемого раствора в сосуде и известного сопротивления R, набранного в магазине сопротивлений. Передвигая подвижный контакт по проволоке реохорда, находят такое положение контакта, когда нулевой прибор покажет отсутствие тока в мостике, перекинутом между первой и второй цепью. Сопротивление Rх при этом можно вычислить по формуле:

При кондуктометрическом титровании по изменению электропроводности контролируют взаимодействие реагирующих веществ. Изменение электропроводности при этом связано с изменением концентрации ионов или заменой одного вида ионов другим, отличным по своей подвижности. Обычно это изменение представляют в виде графика (кондуктограммы) и по точке резкого излома или изгиба кривой определяют эквивалентную точку. Концентрацию растворенного вещества определяют по закону эквивалентов. Кондуктометрическое титрование применяется в случае анализа окрашенных и мутных растворов, для определения содержания нескольких веществ.

Рис.2. Кривые кондуктометрического титрования сильного (а), слабого электролита (б), смеси слабой и сильных электролитов (в)

Лабораторная работа.

Кондуктометрические измерения

Задачи работы: измерить сопротивление стандартных растворов хлорида калия и рассчитать константу ячейки. Ознакомиться кондуктометрическим определением степени и константы диссоциации слабых электролитов.

Оборудование и реактивы: мост переменного тока, кондуктометрическая ячейка; раствор KCl концентрацией 0,02 М; растворы уксусной кислоты концентрацией 0,05; 0,1 и 0,2 М; 3-4 колбы вместимостью 100 мл.

Опыт 1. Измерение электропроводности растворов. Определение константы кондуктометрической ячейки.

Выполнение работы: кондуктометрическую ячейку ополоснуть дистиллированной водой и исследуемым раствором. Затем налить исследуемый раствор ячейку так, чтобы уровень жидкости был выше электродов. Далее замкнуть рубильник установки. При этом появится звук в телефоне (наушнике). Передвигая подвижный контакт реохорда, балансировать мост (добиться минимального звука при сопротивлении магазина R2 = 100 Ом). Точные значения R3 и R4 найти путем определения правой и левой границы положения подвижного контакта на рео-хорде. Второе измерение провести при R2 = 200 Ом, а третье - при R2 = 300 Ом.

Результаты измерений записывать единым образом в следующей форме:

1-ое измерение	2-ое измерение	3-ее измерение
R2 = 100 Ом	R2 = 200 Ом	R2 = 300 Ом
R3 =	R3 =	R3 =
R4 = 100 ? R3 =	R4 = 100 ? R3 =	R4 = 100 ? R3 =

Из трёх измерений вычислить среднее значение сопротивления R1:

Удельную электропроводность 0,02 М раствора KCl определить по таблице при температуре эксперимента (раствора):

t0C	?	t0C	?	t0C	?	t0C	?
15	0,002243	18	0,002393	21	0,002553	24	0,002712
16	0,002294	19	0,002440	22	0,002606	25	0,002765
17	0,002345	20	0,002551	23	0,002659	26	0,002919

Рассчитать значение константы сосуда. Экспериментальные данные представить в виде таблицы:

Концентрация раствора KCl, моль/л	Удельная электропроводность раствора KCl	Сопротивление раствора R1 , Ом	Константа ячейки K = ? R1, м?1
0,02 М

Опыт 2. Кондуктометрическое определение степени и константы диссоциации слабой кислоты.

Выполнение работы: измерить сопротивление растворов уксусной кислоты различных концентраций как указано в опыте 1, начиная с наиболее разбавленного. Для каждой концентрации рассчитать удельную, эквивалентную электропроводности, соотношение Аррениуса (учитывая, что для СН3СООН = 350 см2/Ом), среднее значение константы диссоциации. Результаты экспериментов и расчетов занести в таблицу по форме:

Концентрация кислоты, моль/л	Сопротивление раствора Rх , Ом	Удельная электропроводность раствора ? = , Ом-1.см-1	Эквивалентная электропроводность раствора, ?, см2/Ом.моль	Степень диссоциации кислоты	Константа диссоциации кислоты
0,05 М
0,1 М
0,2 М

В отчете представить мостовую схему измерения сопротивления, указать влияние концентрации на степень и константу диссоциации.

4.2 ПОТЕНЦИОМЕТРИЧЕСКОЕ ИЗМЕРЕНИЕ рН РАСТВОРОВ

рН растворов определяют колориметрическим, кондуктометрическим и потенциометрическим методами.

Потенциометрия основана на измерении электродвижущих сил (разности потенциалов) гальванических элементов. Гальванический элемент, используемый в потенциометрии, состоит из электрода определения и электрода сравнения. В качестве электрода определения (или измерения) используется электрод, отражающий свойства раствора (активность ионов, концентрации веществ). Различают электроды I и II родов, а по механизму возникновения потенциала различают ионно-металлические, окислительно- восстановительые (редокс-) и мембранные электроды.

Ионно-металлический электрод представляет собой металл, опущенный в раствор соли этого металла. Его потенциал зависит от концентрации (активности) катиона в растворе и он функционирует как электрод I рода, т.е. на электроде протекает полуреакция:

Mez+ + ze Mo

Это электрод обратим относительно катиона. На газовых электродах (хлорный, кислородный и др.), обратимых аниона, протекает реакция:

Mo+ ze Mez+

Газовый электрод представляет собой пористый инертный металл (платина, палладий), насыщенный газом. Газ частично диссоциирует на ионы и электроны, в результате металлический проводник приобретает способность обмениваться ионами.

Электроды, способные обмениваться обратимо относительно и катиона, и аниона, являются электродами II рода. Они представляют собой малоактивный металл, покрытый слоем собственного труднорастворимого электролита, опущенный в раствор хорошо растворимого электролита с одноименными анионами. Примерами электродов II рода являются каломельный и хлорсеребряный электроды.

Мембранные электроды, в зависимости от природы мембраны, подразделяют на стеклянные электроды и электроды с твердой и, жидкой мембраной. У этих электродов потенциал зависит от активности нескольких или одного иона. Поэтому такие электроды называются ионселективными. Из них широко используется стеклянный электрод, рабочей частью которого служит мембрана из специального стекла толщиной 0,03 - 0,1 мм.



Рис. Стеклянный электрод: 1 ? внутренний электрод Ag, AgCl / HCl; 2 ? стеклянная мембрана; 3 ? внутренний раствор HCl. Во внутренней части стеклянного электрода установлена серебряная проволока, покрытая нерастворимой солью AgCl и заполнена 0,1 М раствором хлороводородной кислоты (рН = 1)

Принцип работы стеклянного электрода объясняют следующим образом: силикаты щелочных и щелочноземельных металлов, составляющих стекло, в кислой среде частично гидролизуются до кремниевой кислоты. При низких значениях рН (в кислой среде) ионы Н+ переходят в стекло, а при больших значениях (в щелочной среде) в раствор. В результате этих процессов на границе раздела стекло - раствор возникает скачок потенциала. ЭДС (разность потенциалов) зависит только от потенциала Е3 . Его величина определяется разницей ионов водорода в растворах, омывающих стеклянную мембрану с внутренней и внешней стороны. В настоящее время созданы ионселективные электроды для определения различных ионов (катионов металлов, фторидиона) и некоторых соединений (глюкозы, этанола и др.).

Для измерения разности потенциалов составляют гальваническую цепь, состоящую из электродов определения и сравнения. В качестве электрода сравнения используют электрод, потенциал которого не зависит от концентрации ионов водорода, в частности, каломельный или хлорсеребряный электрод. Например, гальваническая цепь для измерения рН с использованием стеклянного и хлорсеребряного электродов имеет вид:

Ag AgCl Стеклянная Исследуемый AgCl Ag

0,1M HCl мембрана раствор 1 M KCl

Е₁ Е₂ Е₃ Е_ХСЭ

Внутренний электрод Внешний электрод

сравнения сравнения

Стеклянный электрод

Если представить, что стандартный потенциал стеклянного электрода Еост равен Е1 + Е2, а потенциал стеклянного электрода в растворе определяется как Ест = Еост + 0,0001983ТlgH+, ЭДС гальванической цепи как ЕХСЭ ? Ест., можно записать, что:

Различают прямые и косвенные потенциометрические методы.

Прямое потенциометрическое определение концентрации ионов, называют ионометрией. Таким путем определяют концентрацию физиологически активных ионов (H+, K+, Na+, Ca2+, NH4+, Cl?, Br?, I? и др.) в биологических жидкостях и тканях организма.