Нернста условия

Нам достаточно знать кривые теплоемкостей Си и Сгг и теплоту процесса для некоторой Т, чтобы найти с помощью теоремы Нернста условие равновесия рассматриваемой системы. Действительно, знание этих величин определяет вид функции [c.211]

Предельное значение этой величины для определенных условий (активность соответствующих ионов должна быть известна) может быть вычислено при помощи таблицы стандартных потенциалов, соответствующих возникающим электродным процессам, и уравнения Нернста [c.614]

При осуществлении процесса в стандартных условиях концентрация (активность) каждого вещества, участвующего в реакции, равна единице, так что логарифмический член уравнения Нернста обращается в нуль и, следовательно, ф = ф . [c.179]

Эта зависимость получила название уравнения Нернста по имени Вальтера Нернста, установившего ее в 1881 г. Здесь -стандартный потенциал, 2-соотношение между концентрациями при заданных экспериментальных условиях, а -напряжение элемента, измеряемое при этих же условиях. Например, для медного концентрационного элемента, обсуждавшегося [c.183]

Используя теорему Нернста, найдем ф(Г)= Г), что и даст выражение для энергии Гельмгольца как функции своих переменных. В общем случае такой переход к своему потенциалу возможен только тогда, когда допустима экстраполяция Т О К (условие применимости теоремы Нернста), в противном случае переход невозможен. [c.30]

Задание граничных условий на основе теоремы Нернста позволит найти лишь неопределенную составляющую ф (Т) = ф(0), а не вид зависимости 8 = 8(Р). [c.30]

В обычных условиях перемешивания б = 10 — 10 см, что соответствует десяткам тысяч молекулярных слоев. Такой слой не может удерживаться молекулярными силами. Кроме того, прямые опыты показали, что на расстояниях порядка 10 см от твердой стенки наблюдается движение жидкости, а следовательно, ли нейный закон распределения концентрации теряет свое обоснование. Теория Нернста не позволяет оценить значение потока т теоретически, так как толщина б в ней не вычисляется, поэтому теория является только качественной, а не количественной. Уравнение (404) позволяет найти значение б, исходя из известных величин т, концентраций с и Со и известного коэффициента диффузии Х д, а затем производить количественные расчеты. [c.205]

Дл концентрационных цепей уравнение Нернста (при условии отсутствия диффузионного потенциала) для электродов типа [c.203]

Водородная деполяризация термодинамически возможна в тех случаях, когда равновесный потенциал металла отрицательнее равновесного потенциала водородного электрода в данных условиях. В нейтральном растворе с pH 7,1 = 25° С и рм, = = 1,013-10 (1 атм), равновесный потенциал водородного электрода ио формуле Нернста [c.39]

С помощью тепловой теоремы Нернста можно определить численное значение константы интегрирования I при условии, что Т=0 К и реакция проходит между веществами, находящимися в конденсированном состоянии. С этой целью уравнение г [c.211]

Представление о том, что повышение температуры, обусловленное преобладанием скорости тепловыделения над скоростью теплоотвода, может явиться причиной приводящего к взрыву ускорения реакции, высказывалось еще в прошлом веке Вант-Гоффом. Нернст предложил математическую формулировку этого условия. Идеи Вант-Гоффа в конце 1920-х годов были развиты Семеновым и Франк-Каменецким (см. [66. 39]). [c.227]

В такой форме уравнение (150.7) было выведено Нернстом. Уравнения (150.6) и (150.7) справедливы для тех же условий, что и уравнение (150.5). [c.427]

Принцип недостижимости абсолютного нуля, с одной стороны, исходит из теплового закона Нернста, так как для каждого простого вещества в конденсированном состоянии он требует существования нулевой энтропии, независимой от рабочих координат. С другой стороны, он не перекрывает область применимости теплового закона Нернста, так как последний можно вывести для фазовых переходов только при ограничивающих условиях. Следствие, вытекающее из теплового закона Нернста, что нулевая энтропия не зависит от кристаллической модификации, не может быть поэтому получено в общем виде из принципа недостижимости абсолютного нуля. Таким образом этот принцип нельзя отождествлять с тепловым законом Нернста, а нужно рассматривать как самостоятельный эмпирический закон. [c.192]

При обычных условиях реакция идет очень медленно, но при сильном нагревании или при освещении происходит взрыв. Природа этого процесса установлена немецким ученым В. Нернстом. Эта реакция — классический пример неразветвленной цепной реакции. При такой реакции молекула СЬ поглощает квант света и диссоциирует с образованием двух активных атомов [c.104]

Нормальный электродный потенциал ср" позволяет оценивать термодинамическую активность различных химических веществ, но в настоящее время нет методов, позволяющих измерять абсолютное значение его. В связи с этим электроды характеризуют так называемым стандартным потенциалом электрода, который представляет собой (по предложению Нернста) разность нормальных потенциалов рассматриваемого и стандартного водородного электродов, определенных при 25 °С (298 К). При таком подходе стандартный электродный потенциал водорода фн, условно принимают равным нулю. Тогда стандартный потенциал вещества, электродный потенциал которого в указанных условиях, более отрицателен, чем потенциал стандартного водородного электрода, считается отрицательным. Если же электродный потенциал вещества менее отрицателен, чем потенциал стандартного водородного электрода, стандартный потенциал вещества считается положительным. Значения стандартных потенциалов некоторых веществ приведены в [2, табл. 79]. [c.237]

При изменении соотношения концентраций окислительный потенциал также меняется. Очевидно, чем выше относительное содержание окисленной формы, тем выше окислительный потенциал системы чем больше концентрация восстановленной формы, тем ниже окислительный потенциал системы. Окислительный потенциал, который характеризует систему при различных изменяющихся условиях, обозначается Е . Связь величин Е и Е выводится на основании законов термодинамики и вырал- ается формулой Нернста [c.352]

Для того чтобы установить закономерности диффузии в стационарных условиях, Нернст (1904 г.) сделал упрощающее предположение о том, что на поверхности твердого тела имеется неподвижный слой (толщиной 6), в котором справедливы только законы диффузии. На расстоянии 6 от поверхности электрода происходит резкий переход к объему раствора, в котором перенос вещества происходит только при помощи конвекции. [c.336]

К слою Нернста применимы законы диффузии Фика. На поверхности электрода поток диффузии эквивалентен электрическому току I (условие непрерывности, первый закон Фика) [c.336]

Используя уравнение Нернста, опишите условия проведения электролиза с образованием амальгамы для получения едкого натра, свободного от хлора [c.587]

Пользоваться уравнением Нернста для вычисления э.д.с. электрохимического элемента при нестандартных условиях. [c.235]

Анализируя поведение различных термодинамических систем при низких температурах вблизи абсолютного нуля. В. Нернст в 1906 г. сформулировал свою знаменитую тепловую теорему, которая и стала основой третьего начала термодинамики. В форме, первоначально предложенной Нернстом, теорема применялась только к конденсированным системам. Однако, несмотря на имеющиеся отступления (СО, стекла, аморфные твердые тела), можно считать, что теорема Нернста является законом, имеющим общее значение, а не только частное применение к некоторым системам или к отдельным химическим реакциям. К выводу тепловой теоремы Нернст пришел в связи с обсуждением вопроса о химическом сродстве при низких температурах. Как уже отмечалось (гл. VII), Томсоном и Бертло был установлен принцип, согласно которому возможность протекания реакции между конденсированными фазами определяется тепловым эффектом. Поскольку истинной мерой химического сродства в зависимости от условия протекания химической реакции является убыль либо свободной энергии Гиббса, либо свободной энергии Гельмгольца, то для изохорно-изо- [c.183]

Принцип недостижимости абсолютного нуля. Важнейшим следствием третьего начала термодинамики является недостижимость абсолютного нуля. Принцип недостижимости абсолютного нуля был сформулирован Нернстом в 1912 г. Попытаемся воспроизвести ход рассуждений Нернста. Проведем цикл Карно в интервале между, скажем, комнатной и более низкой температурой. При этих условиях можно получить некоторое количество работы, но так как для нашей цели необходимо отбирать теплоту от источника теплоты с более низкой температурой, то цикл непригоден для производства работы. Однако если мы можем достигнуть абсолютного нуля и использовать его как наинизшую температуру цикла, то тогда согласно второму началу источник теплоты с этой температурой совсем не получит теплоты. Мы имеем, таким образом, систему, которая получает теплоту при более высокой температуре и превращает все количество теплоты в работу. Но тогда подобная машина окажется вечным двигателем второго рода. Чтобы избежать этого следствия, Нернст постулировал невозможность достижения абсолютного нуля. Нернст полагал, что доказал эту теорему на основании исчезновения теплоемкостей при абсолютном нуле и второго начала. [c.189]

Закон распределения Нернста. Пусть имеются две фазы аир, каждая из которых является идеальным раствором. Общее условие химического равновесия для данной системы в отношении -го 314 [c.314]

Тепловая теорема Нернста (7.32) относится к конденсированным системам, следовательно, уравнение (7.36), в котором равенство,нулю константы интегрирования получено с помощью выражаемых этой теоремой закономерностей, ограничено этим же условием. Для реакций в газах I Ф 0. Кроме того, как это было сказано при рассмотрении закона Кирхгофа [см. уравнение (3.12)], выражение АЯ при существовании фазовых превращений и разрывов зависимости теплоемкости от температуры должно быть усложнено. [c.133]

Рассмотрим природу поляризации электрода при условии медленного подвода реагирующего вещества к поверхности. При этом поляризация связана с изменением концентрации вещества у поверхности по сравнению с концентрацией в объеме раствора и называется концентрационной поляризацией. Из-за наличия разности концентраций система оказывается неравновесной, само же электродное равновесие, связанное с переходом электронов через границу раздела, не нарушается. Поэтому для определения поляризации можно воспользоваться уравнением Нернста. Согласно этому уравнению для электродов первого рода потенциал р определяется соотношением [c.149]

Учитывая формулу Нернста — Эйнштейна (30.10) и условие электронейтральности (32.4), находим [c.162]

Второе граничное условие вытекает из предположения, что колебания потенциала электрода описываются уравнением Нернста [c.209]

Обычно в качестве такого условия принимают потенциал какого-либо электрода равным нулю и относят к нему значения потенциалов всех других электродов. В этом случае потенциалы электродов даются в некоторой условной щкале и их значения зависят от природы электрода, выбранного за основу шкалы. Нернст предложил считать таким условным нулем потенциал водородного электрода при концентрации водородных ионов в растворе, равной единице, и давлении водородного газа, равном 101,3 кПа. Эта условная шкала потенциалов называется водородной шкалой. Оствальд выдвинул другую идею взять за основу шкалы потенциал ртутного электрода, находящегося в условиях, прн которых его заряд относительно раствора равен нулю. Полагая, что в этом случае не только заряд, но и потенциал ртутного электрода равен [c.157]

Внешняя массо- и теплопередача. Помимо процессов диффузии и теплопередачи внутри пористой частицы, существенное влияние на макроскопическую скорость каталитической реакции может оказывать массо- и теплообмен между внешней поверхностью частицы и омывающим ее потоком. Гетерогенно-каталитический процесс всегда проводится в условиях интенсивного движения реагирующей смеси при этом в основной части ( ядре ) потока молекулярная диффузия играет пренебрежимо малую роль по сравнению с конвекцией, благодаря которой происходит выравнивание состава и температуры смеси. Y твердой поверхности скорость потока обращается, однако, в нуль поэтому вблизи поверхности Ейзренос вещества будет определяться молекулярной диффузией реагентов. В первых работах по диффузионной кинетике гетерогенных реакций, принадлежащих Нернсту [11 ], принималось, что вблизи поверхности существует слой неподвижной жидкости толщиной б и диффузия через этот слой ли- [c.102]

С помощью уравнений Вант-Гоффа и Нернста рассчитывают значения A(j реакций и э.д.с. гальваннческих элементов для нестандартных условий. [c.198]

Среди различных методов сравнительного расчета термодинамических параметров химических реакцйй и других процессов своеобразное место занимают методы, основанные на сопоставлении этих процессов не при одинаковой температуре, а в условиях, от-вечаюпгих одинаковым значениям их констант равновесия (или, в более общей форме, одинаковым значениям AG°IT = — R In К). Сюда относятся, например, процессы испарения жидкостей при температурах кипения их при атмосферном (или другом одинаковом) давлении, процессы термической диссоциации карбонатов при температурах их разложения при атмосферном (или другом одинаковом) давлении, термической диссоциации окислов и других соединений (в форме гетерогенных или гомогенных процессов), сопоставление стойкости разных кристаллогидратов при заданной влажности воздуха и др. Первым в хронологическом отношении обобщением в этой области, нашедшим широкое применение, явилось известное правило Трутона, относящееся к процессам испарения жидкостей. Ле Шателье и Матиньон обнаружили, что аналогичная закономерность имеет место и для процессов термической дуссоциации кристаллогидратов солей, аммиакатов, карбонатов и других веществ при температурах, при которых давление диссоциации их равно 1 атм. Равновесное изменение энтропии в этих условиях оказывается равным примерно 32 кал/(К-моль). То же можно вывести из формулы Нернста, устанавливая при этом некоторую зависимость величины АН°/Т от температуры, при которой давление диссоциации в данном процессе равно 1 атм. Далее было показаночто приближенное постоянство равновесных изменений энтропии имеет место и при других химических реакциях, если сопоставление ограничивать реакциями, достаточно однотипными, причем такая закономерность наблюдается не только для условий, когда константа равновесия равна единице, но и когда она при другом численном значении одинакова для этих реакций. [c.185]

Для выяснения того, насколько приемлемо приближенное уравнение Нернста, Степухович [281] на основе достаточно строгих термодинамических, статистических и кинетических соотношений рассчитал равновесия в реакциях присоединения и замещения атомов Н и -СНз-радикалов с предельными и непредельными углеводородами и получил согласующиеся результаты. При высоких температурах в реакциях присоединения атомов Н к непредельным углеводородам (СзНе, uao- iHg, С2Н2, С3Н4) равновесие смещено в сторону образования сложных радикалов, что доказывает устойчивость этих радикалов к распаду. В тех же условиях равновесие реакций распада пропильных и бутильных радикалов на молекулы олефинов и -СНз-радикалы сильно смещено в сторону образования продуктов распада, что свидетельствует о неустойчивости исходных радикалов. [c.183]

Под цепными реакциями обычно понимают такие в результате которых наряду с конечными шродуктам всегда образуется активированное исходное вещество или нестойкое промежуточное соединение. Иными словами, та энергия, которая получается в результате химического взаимодействия, в случае цепного процесса не рассеивается равномерно между всеми молекулами, а передается в большей своей части какой-либо одной молекуле, тем самым активируя ее. Благодаря этому, реакция неоднократно повторяется при условии лишь начальной энергии, сообщенной извне. В качестве примера подобного рода реакций можно привести так называемую цепь Нернста [c.156]

Для электролиза 1 М раствора сернокислого цинка необходимо напряжение =1,7—(—0,8) =2,5 в. Если приложить меньшее напряжение, например 1,7 в, цинк выделяться не будет. Полноту выделения меди в этих условиях можно вычислить из формулы Нернста. Напряжение разложения 1,7 в при выделении на аноде кислорода в ряду напряжений соствет- [c.197]

По величинам Е° можно оценить направление и глубину протекания окислительно-восстановительной реакции, оцнако использование этих величин в расчетах часто приводит к значительным ошибкам, так как реальные условия, при которых протекают реакции (ионная сила раствора, протекание конкурирующих реакций), заметно отличаются от тех, при которых опрецеляют Е°. Поэтому, используя формулу Нернста, нужно учитывать ионную силу раствора и протекание конкурирующих реакций (кислотно-основных, комплексообразователя, образования осацка). [c.126]

Интервал перехода используемого индикатора составляет 1,05+1,11 В (см. условие примера). В связи с тем, что значение в точке эквивалентности (1,42 В) существенно выше верхнего значения интервала перехода индикатора, при использовании Л/-фенилантраниловой кислоты в качестве индикатора раствор У0504 будет недотитровдн, при этом в конце титрования значение потенциала составит 1,11 В (в данном случае берем верхнее значение интервала перехода). Подставляем это значение в уравнение Нернста для ванадиевой пары и находим ощибку [c.297]

Ограниченность метода Вант-Гоффа — Нернста заключается в том, что применение величин, относящихся непосредственно к химической реакции (максимальная работа), приводит к неудобствам, связанным с тем, что указанные величины не являются функциями состояния системы в каждый данный момент времени, но зависят от условий течения реакции (р= onst или onst), что приводит к неопределенностям. Методу Вант-Гоффа — Нернста, таким образом, недостает функции состояния, связанной непо-166 [c.166]

У d Нг 30 мв по отношению к обратимому водородному электроду в том же растворе, то при этом в соответствии с уравнением Нернста парциальное давление водорода составит уже около 10 атм. Так как растворимость водорода подчиняется закону Генри, то можно подсчитать, что концентрация растворенного водорода при 0,1 атм составит приблизительно 10 моль1л. Предположим, что для измерения кривой заряжения используется такой же электрод, как и при измерении адсорбционных кривых (см. 7) с истинной поверхностью 50 м . Адсорбция водорода на этом электроде может быть подсчитана, исходя из предположения, что на каждом поверхностном атоме платины при обратимом водородном потенциале адсорбируется один атом водорода. Так как на 1 м поверхности число атомов платины составляет 1,31-10 , то количество адсорбированного водорода составит 5-10 моль. Если электрод погружен в 1Ь мл раствора, то количество растворенного водорода при 0,1 атм составит 1,5-10" моль. Таким образом, количеством растворенного водорода практически можно пренебречь по сравнению с количеством адсорбированного водорода, т. е. на платинированном платиновом электроде легко создать условия, необходимые для снятия равновесных кривых заряжения. [c.68]