În timpul lucrului elementului galvanic (-) Zn/ZnSO4//CuSO4/Cu (+) decurg următoarele procese
Cu2+ + 2e->Cu0
Zn2+ +2e->Zn0
Zn0- 2e->Zn2+
Cu2+ + Zn0 -> Cu0 + Zn2+
Cu0+ Zn2+ -> Cu2++ Zn0
Electrodul de hidrogen se referă la electrozii:
de referinţă
indicatori
ion-selectivi
redox
gazoşi
de ordinul I
de ordinul II
Către electrozi de ordinul I se referă electrozii
reversibili după cation
reversibili după anion
reversibili după cation şi anion
bifazici
.Către electrozi de ordinul II se referă electrozii:
trifazici
Procesele care determină potenţialul electrodului de hidrogen se exprimă astfel:
H2↔2H
H – 1e ↔H+
2H+ + 2e ↔H2
1/2H2 ↔H+ + 1e
H2 - 2e ↔2H+
Potenţialul electrodului de hidrogen depinde de
presiunea hidrogenului de la suprafaţa electrodului
numărul lui Faraday
concentraţia ionilor de hidrogen din soluţie
temperatură
potenţialul electrodului standard de hidrogen
.Potenţialul electrozilor de ordinul I depinde de
concentraţia cationilor din soluţie
concentraţia anionilor din soluţie
presiunea substanţelor gazoase de la suprafaţa electrodului
sarcina ionului
.În elementul galvanic (+) H2(Pt)/H2SO4//ZnSO4/Zn (-) P(H2) = 101,3 kPa, a(H+ ) = 1 decurg următoarele reacţii electrochimice:
H2 – 2e ↔2H+
Zn0- 2e ↔Zn2+
Zn2+ + 2e ↔ Zn0
Zn + 2H+ ↔ Zn2+ + H2
În elementul galvanic (-)Fe/Fe2+//Ag+ /Ag(+) decurg următoarele reacţii electrochimice:
Fe2+ + 2e ↔Fe
Fe - 2e ↔ Fe2+
Ag+ + 1e ↔Ag
Ag - 1e ↔ Ag+
Fe + 2Ag+↔ Fe2+ + 2Ag
Către electrozii de comparaţie se referă
electrodul de hidrogen
electrodul standard de hidrogen
electrodul de argint
electrodul de clorură de argint
electrodul de calomel
Către electrozii indicatori se referă
electrodul de sticlă
electrodul de chinhidronă
.Electrozii ion-selectivi sunt reversibili după ionii de
sodiu
argint
potasiu
fier
calciu
Procesele care determină potenţialul electrodului de calomel este
Cl- – 1e ↔Cl
2Hg –2e ↔Hg2 2+
Hg2 2+ + 2e ↔2Hg
Cl + 1e ↔ Cl
Hg2Cl2 +2e ↔2Hg0 + 2Cl
Procesele care determină potenţialul electrodului de clorură de argint sunt
AgCl + 1e ↔Ag0 + Cl-
AgCl ↔Ag+ + Cl
.Cu ajutorul căror pile galvanice e posibil de determinat pH – ul unei soluţii?
Ag/AgCl,KCl // H+ /(Pt) H2 (?)
Hg/Hg2Cl2,KCl // H+ (?) /(Pt) H2
Ag/AgNO3 // H+ /(Pt) H2
Zn/ZnSO4 // H+ /(Pt) H2
Ag/AgCl,KCl / H+ /membrana sticlei/ HCl, AgCl /Ag (?)
Cu ajutorul căror pile galvanice e posibil de determinat pH – ul unei soluţii?
Cu/CuSO4 // H+ /(Pt) H2
Ag/AgCl,KCl // H+ , C6H4(OH)2, C6H4O2/Pt
Hg/Hg2Cl2,KCl // H+ , C6H4(OH)2, C6H4O2/Pt
Ag/AgCl,KCl // H+ /(Pt) H2
Titrarea potenţiometrică se bazează pe reacţiile de
descompunere
neutralizare
oxido-reducere
formare a combinaţiilor complexe
precipitare
.Către electrozii oxido-reducători se referă:
Pt / Fe3+, Fe2+
Cu / Cu2+
Pt / Sn4+, Sn 2+
Pt / C6H4O2 , C6H4(OH)2,H+
Zn / Zn2+
Către electrozii de ordinul I se referă
Ag / AgNO3
Zn / ZnNO3
Hg/Hg2Cl2,KCl
Ag/AgCl,KCl
H2(Pt) / H+
Către electrozii de ordinul I se referă:
. Cl2(Pt) / Cl
O2(Pt) / OH
Către electrozii de ordinul II se referă:
Cl2(Pt) / Cl-
Hg / Hg2+
Titrarea potenţiometrică e bazată pe reacţiile de
sulfonare
nitrare
adiţie
substituţie
formare a compuşilor complecşi
. nitrare
halogenare
.La electroliza soluţiei apoase de sulfat de cupru , în cazul folosirii anodului insolubil, la electrozi decurg următoarele procese: (-) la catod (+) la anod
2Cu – 4e->2Cu2+
2Cu2+ + 4e->2Cu
Cu – 2e->Cu2+
2H2O – 4e->O2 + 4H+
2H+ + 2e->H2
.La electroliza soluţiei apoase de clorură de sodiu la electrozii de platină decurg procesele: (-) la catod (+) la anod
Na+ + 1e->Na
Pt – 2e-> Pt2+
2H2O +2e->H2 + 2OH
2Cl- - 2e->Cl2
Pt2+ + 2e->Pt
.La electroliza soluţiei apoase de sulfat de sodiu la electrozii de platină decurg procesele: (-) la catod (+) la anod
2H2O +2e->H2 + 2OH-
Pt – 2e->Pt2+
2SO4 2- - 4e ->2SO3 + O2
2H2O – 4e->O2 + 4H
La electroliza soluţiei apoase de sulfat de cupru, în cazul folosiri anodului de cupru la electrozi decurg procesele: (-) la catod (+) la anod
Cu2+ + 2e->Cu
2SO4 2- - 4e->2SO3 + O2
La electroliza soluţiei apoase de acid clorhidric la electrozii de platină decurg procesele: (-) la catod (+) la anod
La electroliza soluţiei apoase de acid sulfuric la electrozii de platină decurg procesele: (-) la catod (+) la anod
La electroliza topiturii de clorură de sodiu la electrozi decurg procesele: (-) la catod (+) la anod
2Na+ + 2e->2Na
Na - 1e->Na+
La electroliza topiturii de sulfat de sodiu la electrozi decurg procesele:
2SO42- - 4e->2SO3 + O2
Potenţialul electrodului de oxido-reducere
se măreşte cu creşterea activităţii formei oxidate a substanţei
scade cu creşterea activităţii formei oxidate a substanţei
scade cu creşterea activităţii formei reduse a substanţei
creşte cu creşterea activităţii formei reduse a substanţei
nu variază cu creşterea activităţii formei reduse a substanţei
Potenţialul electrodului de chinhidronă:
scade cu creşterea activităţii chinonei
creşte cu creşterea activităţii chinonei
creşte cu creşterea activităţii ionilor de hidrogen
scade cu creşterea activităţii chinhidronei
scade cu creşterea pH – lui
Potenţialul electrodului de hidrogen:
creşte cu creşterea presiunii de hidrogen
scade cu creşterea presiunii de hidrogen
scade cu creşterea activităţii ionilor de hidrogen
nu variază la schimbarea activităţii ionilor de hidrogen
Potenţialul electrodului de calomel:
creşte cu creşterea activităţii ionilor Hg2 2+
scade cu creşterea activităţii ionilor Hg2 2+
se măreşte la creşterea activităţii ionilor de clor
scade cu creşterea activităţii ionilor de clor
creşte cu creşterea activităţii ionilor de clor şi Hg2 2+
. Potenţialul electrodului de clorură de argint:
nu variază cu creşterea activităţii ionilor de clor
creşte cu creşterea activităţii ionilor de argint
scade cu creşterea activităţii ionilor de argint
Fiinţarea forţelor de acţiune electrostatică între ioni în soluţiile electroliţilor condiţionează
capacitatea lor de a conduce curentul electric
proprietăţile coligative a lor
capacitatea ionilor de a acţiona în mod chimic
tendinţa electrolitului de a disocia în ioni
micşorarea temperaturii de solidificare a soluţiilor.
Potenţialul de electrod apare la contactarea unui metal cu:
apa
cu alcool
un gaz
o soluţie a unei sări a metalului din care-i confecţionat electrodul
un solvent nepolar
Valoarea potenţialului de electrod, care apare la hotarul metal-soluţie depinde de:
natura metalului
natura solventului
temperatura
concentraţia ionului metalului
presiunea atmosferică
Potenţialul electrodului de hidrogen se consideră egal cu zero în cazul când:
presiunea hidrogenului barbotat prin soluţie este egală cu 101325 Pa
temperatura este egală cu 298 K
activitatea ionilor de hidrogen în soluţie este egală cu 1 mol/l
concentraţia ionilor de hidrogen în soluţie este diferită de 1 mol/l
temperatura este egală cu 293 K
.Conform ecuaţiei Nernst potenţialul electrodului unui metal va fi egal cu potenţialul standard de electrod a acestui metal când:
activitatea ionilor metalului în soluţie va fi egală cu 0,1 mol/l
temperatura va fi egală cu 298 K şi activitatea ionilor metalului va fi egală cu 1 mol/l
activitatea ionilor metalului în soluţie va fi egală cu 10 mol/l
temperatura va fi egală cu 250C şi activitatea ionilor metalului în soluţie va fi egală cu 1 mol/l
activitatea ionilor metalului în soluţie va fi egală cu 0,5 mol/l şi temperatura de 298 K
Cu ajutorul ecuaţiei Nernst se poate calcula valoarea potenţialului electrodului metalului dat în soluţie la:
diferite concentraţii
diferite temperaturi
diferite activități
anumite concentraţii
anumite temperaturi
.În prezent electrozii care se întâlnesc şi se utilizează în practică se clasifică în electrozi de:
tipul (gradul) I
tipul (gradul) II
hidrogen
sticlă
Electrozii de tipul (gradul) I pot fi reversibili faţă de:
cationi
săruri
acizi
anioni
baze
Cunoscînd valoarea potenţialului unui electrod de tipul (gradul) I la T = 298 cu ajutorul ecuaţiei Nernst putem calcula:
logaritmul zecimal a a(Men+)
activitatea cationilor de Men+
logaritmul zecimal a c(Men+)
concentraţia cationilor Men+
concentraţia şi activitatea anionilor în soluţie
Metalele din care se confecţionează electrozii de referinţă sunt
Zn
Ag
Cu
Hg
Au
Potenţialul unui electrod de tipul (gradul) II:
e stabil
depinde de concentraţia anionului
uşor se reproduce
. depinde de temperatură
depinde de activitatea anionului
.Un electrod de oxido-reducere poate fi confecţionat din:
Pt
.În electrozii iono-selectivi membrana semipermiabilă are proprietatea selectivă faţă de:
toți cationi
toți anioni
un anumit soi de ioni
anumiţi cationi
. anumiţi anioni
.Electrodul de sticlă este un electrod
indicator
de oxido-reducere
iono-selectiv
de gradul I
.La activitatea ionilor de hidrogen din soluţiile apoase şi lichidele biologice răspunde electrodul de:
Argint-clorură de argint
gradul II
Valoarea potenţialului electrodului de hidrogen scufundat într-o soluţie apoasă sau lichid biologic poate fi calculată la T = 298 K cu ajutorul ecuaţiei Nernst după valoarea :
c(H+)
a(H+)
ph
lg c(H+)
lg a(H+)
Aparatele cu ajutorul cărora se măsoară pH-ul soluţiilor apoase şi lichidelor biologice se numesc:
potenţiometre
pH-metre
ionomere
amperometre
redresoare
Pentru a determina experimental valoarea potenţialului redox este necesar de ştiut:
valoarea potenţialului electrodului de referinţe argint-clorură de argint
valoarea forţei electromotoare a pilei sistemului redox dat
activitatea formei oxidate
activitatea formei oxidate şi a formei reduse
concentraţia formei oxidate şi a formei reduse
Cinetica chimică studiază:
vitezele reacţiilor chimice;
dependenţa vitezei reacţiei chimice de concentraţiile componenţilor participanţi la reacţie;
dependenţa vitezei reacţiei chimice de temperatură;
dependenţa vitezei reacţiei chimice de presiune;
efectul termic al reacțiilor chimice
Viteza reacţiilor chimice depinde de:
natura substanţelor reactante;
concentraţie;
. temperatură;
presiune;
numărul moleculelor participante în actul elementar
Viteza reacţiei chimice simple în soluţie se determină ca
micşorarea concentraţiei substanţei reactante într-o unitate de timp;
creşterea concentraţiei substanţei reactante într-o unitate de volum;
creşterea concentraţiei produsului de reacţie într-o unitate de timp
micşorarea concentraţiei produsului de reacţie într-o unitate de timp;
micşorarea concentraţiei substanţei reactante, apoi creşterea concentraţiei substanţei reactante într-o unitate de timp
Viteza reacţiei chimice se determină după
variaţia numărului de moli de substanţă reactantă
cantitatea de substanţă care a reacţionat într-o unitate de timp într-o unitate de volum;
variaţia concentraţiei substanţei reactante într-o unitate de timp la volum constant
variaţia numărului de moli a produsului de reacţie;
suma numărului de moli a substanţelor reactante
La reacţiile complexe se referă reacţiile
alcătuite dintr-o etapă
alcătuite din mai multe etape;
înlănţuite;
consecutive;
reversibile de ordinul întîi
Viteza reacţiei chimice directe depinde de
valoarea energiei Helmholtz;
temperatură;
prezenţa catalizatorului;
efectul termic;
concentraţia substanţelor reactante.
De viteza reacţiei chimice depinde:
randamentul produşilor de reacţie;
efectul termic al reacţiei chimice;
mecanismul decurgerii reacţiei chimice,
randamentul aparaturii;
natura substanţelor reactante.
mecanismul de stabilizare a suspensiei
productibilitatea aparaturii
scăderea concentraţiei substanţelor iniţiale
natura produşilor de reacţie
Constanta vitezei reacţiei chimice depinde de
concentraţia substanţelor reactante
prezenţa catalizatorului
mecanismul de stabilizare a emulsiei.
După molecularitate reacţiile chimice se împart în
monomoleculare
bimoleculare;
trimoleculare
tetramoleculare
pentamoleculare
.Reacţiile chimice se împart în reacţii de ordinul
întîi
doi
trei
patru
zero
Valoarea constantei vitezei reacţiei chimice depinde de
natura substanţelor reactante
concentraţia substanţelor iniţiale;
concentraţia produşilor de reacţie
mecanismul de peptizare
.Valoarea constantei vitezei reacţiei chimice se determină:
după mecanismul reacţiei chimice
prin metoda grafică
prin metoda de calcul
după prezenţa catalizatorului;
după mecanismul peptizării
Ordinul reacţiei chimice se determină
măsurând concentraţiile substanţelor iniţiale;
prin metoda de înlocuire (integrală)
măsurând viteza reacţiei chimice
prin metoda grafică.
după perioada de înjumătăţire
prin metoda lui Raoult
prin metoda lui van,t Hoff
prin metoda lui Arrhenius
.La reacţiile compuse se referă reacţiile:
reversibile;
ireversibile de ordinul întîi
bimoleculare ireversibile
succesive (consecutive);
paralele.
Către reacţiile compuse se referă reacţiile:
. de ordinul zero
în lanţ;
conjugate;
monomoleculare ireversibile;
fotochimice
Cinetica reacţiilor compuse depinde de
tipurile (formele) de legătură dintre reacţiile simple;
concentraţiile substanţelor iniţiale
corelaţia vitezelor reacţiilor simple
Pentru reacţiile în lanţ sunt caracteristice următoarele etape:
iniţierea lanţului;
deformarea lanţului;
creşterea lanţului;
întreruperea lanţului
răsucirea lanţului
.După modul de desfăşurare a procesului reacţiile în lanţ pot fi:
paralele
ramificate
. conjugate;
liniare (neramificate)
Valoarea energiei de activare poate fi determinată prin metoda:
de integrare;
grafică;
diferenţială
de extrapolare;
de calcul.
.În teoria vitezelor absolute se dovedeşte că viteza reacţiilor chimice depinde de:
energia de activare;
entropia de activare;
efectul termic al reacţiei
.În fiecare reacţie fotochimică se poate de evidenţiat următoarele etape
primară
sumară
secundară;
de lumină;
de întuneric
.Catalizatori pot fi:
inhibitorii
atomii;
moleculele
promotorii;
ionii
.Particularităţile de bază ale catalizei şi catalizatorului sunt:
catalizatorul participă în actul elementar al reacţiei;
catalizatorul nu participă în actul elementar al reacţiei;
catalizatorul formează compuşi activi intermediari;
catalizatorul se regenerează;
catalizatorul se cheltuie total în reacţia chimică
.Particularităţile de bază ale catalizei şi catalizatorului sunt
catalizatorul nu se regenerează
viteza reacţiei este direct proporţională cu cantitatea catalizatorului;
catalizatorul este selectiv;
catalizatorul măreşte energia de activare
catalizatorul măreşte viteza reacţiei inverse
Particularităţile de bază ale catalizatorului sunt:
catalizatorul contribuie la deplasarea echilibrului chimic spre dreapta
catalizatorul contribuie la deplasarea echilibrului chimic în stânga
catalizatorul nu influenţează asupra stării de echilibru;
catalizatorul măreşte energia de activare;
catalizatorul micşorează energia de activare
catalizatorul manifestă selectivitate;
catalizatorul măreşte constanta vitezei reacţiei directe;
catalizatorul contribuie la deplasarea echilibrului chimic în stânga.
catalizatorul formează compuşi intermediari;
catalizatorul nu manifestă selectivitate
catalizatorul la deplasează echilibrul chimic al reacţiei în dreapta
catalizatorul nu deplasează echilibrul chimic.
La adăugarea promotorilor sau inhibitorilor:
activitatea catalizatorului nu se schimbă
activitatea catalizatorului creşte
activitatea catalizatorului scade
are loc deplasarea echilibrului chimic al reacţiei în dreapta;
are loc deplasarea echilibrului chimic al reacţiei în stînga.
Catalizatorul:
nu participă în reacţia chimică;
participă în reacţa chimică
măreşte energia de activare a reacţiei;
formează compuşi instabili intermediari cu substanţele reactante
nu contribuie la schimbarea energiei de activare a reacţiei
Cataliza poate fi:
omogenă
eterogenă
reversibilă;
acidă
bazică
Promotori se numesc substanţele care:
au activitate catalitică
nu au activitate catalitică
măresc energia de activare a reacţiei
modifică structura catalizatorului;
măresc activitatea catalizatorulu
