Читайте также:
|
|
1) Устройство, принцип действия и схема обозначений типичного химического источника электрической энергии (на примере гальванического элемента Даниэля-Якоби). Каков механизм появления двойного электрического слоя и электродного потенциала? |
2) Гальванический элемент Даниэля-Якоби: схема, процессы, происходящие на электродах, суммарный электрохимический процесс. Уравнение Нернста для
каждого электрода и для гальванического элемента в целом. Роль солевого мостика в гальваническом элементе. |
3) Стандартный электродный потенциал. Зависимость электродного потенциала от концентрации потенциалопределяющих ионов и температуры. Уравнение Нернста для отдельного электрода в нестандартных условиях. |
4) Стандартный электродный потенциал, измерение стандартного электродного потенциала. Устройство стандартного водородного электрода. Составьте схему для определения стандартного электродного потенциала медного электрода. |
В основе электрохимии лежат ОВР, т.е. ХР, сопровождающиеся переходом электронов от одного атома(восстановителя) к другому(окислителю). ХИТ – устройства, получающие электроэнергию, используя ОВР. Устройство ГЭ Даниэля-Якоби. 2 сосуда, в которых электрод, помещённый в раствор электролита, соединёны солевым мостиком (или пористой перегородкой). Солевой мостик – стеклянная трубка, заполненная р-ром электролита, катионы и анионы которого одинаково подвижны(обычно KCl). Соединив электроды проводником первого рода, начнётся ОВР, о чём говорит возникновение ЭДС. В основе ГЭ Д-Я реакция: CuSO4+Zn<->Cu+ZnSO4. Записывается ГЭ так: (-)Zn|Zn2+||Cu2+|Cu(+). Слева записывается анод (электрод, на кот. Проходит процесс окисления(отдача е)), справа – катод (электрод, на кот. Проходит процесс восстановление). Направление тока от анода к катоду. Реакции на электродах. Электродные реакции проходят на границе раздела «электрод-металл». На аноде: Znтв-2e=Zn2+р, вследствие чего раствор обогащается катионами Zn2+. На Катоде: Cu2+p+2e=Cuтв, в следствие чего р-р обогащается анионами SO42-. Тогда к аноду движутся аноды, а к катоду – катионы. Электродный потенциал. В системе Ме-электролит возможен переход катионов металла в раствор или из раствора на поверхность металла(в зависимости от природы Ме и электролита). Эти процессы определяются соотношением энтальпии отрыва иона от крист. Решетки (dHреш) и энтальпии сольватации этого иона Mn+aq(dHсольв). На границе фаз Ме-электролит устанавливается равновесие: M+aq <->ne+Mn+*aq. Если С ионов Ме в р-ре меньше равновесной, то возникает отрицательный заряд на границе Ме по отношению к р-ру(и Ме -> в раствор). Если С > равновесной, то происходит переход ионов из р-ра на Ме, заряжженный положительно(относительно р-ра). Вследствие этого на границе двух сред возникает электродный(гальвани-) потенциал(т.е. двойной электрический слой на границе двух фаз). Уравнение Нернста. (для металлического) Еокисл.ф./восст.ф.=Е0 ок.ф./в.ф.+(0,059/n)lg(Amen+). Получение оного: Для произвольной химической реакции: aA+bB=mM+nN записывается: dG=dG0+RT*ln(aMm*aNn/aAa*aBb), причём dG=-Amax=-qE=-neFE, т.е.: - neFE= -neFE0+RT*ln(aMm*aNn/aAa*aBb), отсюда E=E0-(RT/nF)ln(aMm*aNn/aAa*aBb)=E0+(0,059/n)*ln (aAa*aBb / aMm*aNn). Причём активность твёрдых в-в = 1. Уравнение Нернста для отдельного электрода условились писать для процесса восстановления(+ne); Роль солевого мостика в ГЭ. Поддержание баланса отрицательных и положительных ионов в растворе. Стандартный электродный потенциал.
(vi-стех. Коэффициент) Абсолютное значение потенциала на границе раздела двух сред измерить нельзя, но можно измерить разность электродных потенциалов элементов, то есть ЭДС, возникающую в контуре. Если же ЭП одного из электродов выбрать эталонным и принять его Е за 0, то СЭП будет равен ЭДС контура. Такой эталонный электрод – водородный электрод. Устройство: платиновый электрод, покрытый платиновой чернью(мелкодисперсной платиной), погруженный в р-р серной кислоты с а=1 моль/л, обдувается струёй газообразного Н под давлением 1 атм=1,03*105Па. Реакция: Н2<-> 2Н++2e. Схема определения СЭП: (-)Pt, H2|2H+||Mn+|M(+) Если СЭП<0, то металл записывается слева(и электрод с металлом – анод).
5) Таблица стандартных электродных потенциалов для окислительно-восстановительных систем. Металлический электрод, уравнение Нернста для металлического электрода. |
Металлический электрод – металл, погруженный в раствор своей соли M|Mn+, например, цинковый или медный. Еокисл.ф./восст.ф.=Е0 ок.ф./в.ф.+(0,059/n)lg(Amen+)
6) Электроды 1-го и 2-го рода на примере медного и хлорсеребряного электродов. Уравнение Нернста для них. Почему электроды 2-го рода можно использовать в качестве электродов сравнения? |
7) Электроды сравнения: водородный, хлорсеребряный, стеклянный. Устройство, уравнение Нернста. Почему электроды 2-го рода можно использовать в качестве электродов сравнения? |
8) Стеклянный электрод: устройство, уравнение Нернста. |
Электроды 1-го рода: 1) электроды, состоящие из элементарного в-ва, находящегося в контакте с раствором, содержащим его собственные ионы (например, металлический(медный. Cu2+p+2e=Cuтв, в следствие чего р-р обогащается анионами SO42-, а на поверхности электрода оседает металлическая медь. Еокисл.ф./восст.ф.=Е0 ок.ф./в.ф.+(0,059/n)lg(Amen+)) или газовый). 2) Редокс-электроды. Состоят из инертного по отношению к данному электролиту проводника первого рода(платина, графит), погруженного в раствор, в котором находятся одновременно окисленная и восстановленная формы потенциалопределяющего в-ва. Пример: Pt|Sn4+,Sn2+; Pt|Fe3+,Fe2+. Уравнение Нернста: Eок.ф./вост.ф.=E0.ок.ф./вост.ф. +(0,059/dn)lg(aок.ф./авосст.ф). Окисленная форма – та, где заряд больше. Электроды 2-го рода. Металлические пластины, покрытые слоем труднорастворимой соли того же металла и опущенные в раствор, содержащий анион этой соли. Его потенциал определяется активностью аниона в р-ре. Хлорсеребряный электрод. Ag|AgCl|Cl-. (серебряный проводник покрыт слоем AgCl, который погружен в насыщенный р-р KCl. Ag++e=Ag0. EAg+/Ag=E0.Ag+/Ag+0,059*lg(aAg+). Но т.к. активность связана с произведением растворимости(ПР) хлорида серебра(ПРAgCl=aAg+*aCl-), то EAg+/Ag=E0.Ag+/Ag+0,059*lg(ПРAgCl)-0,059*lg(aCl-). =>Eхсэ =Е0хсэ-0,059*lg(aCl-). Здесь ионы хлора потенциалопределяющие. AgClтв+е=Ag++Cl-. Таким образом, Электроды 2-го рода можно использовать в кач-ве электродов сравнения, т.к. они обратимы по отношению к аниону, активность которого можно поддерживать постоянной, что приводит к постоянству электродного потенциала. Стеклянный электрод. Стеклянный электрод – электрод для определения концентрации H+ (pH) относится к ионоселективным(мембранным) электродам. Он состоит из стеклянного тонкостенного шарика(мембраны), припаянного к стеклянной трубке. В шарике – р-р HCl (aH+=0,1 моль/л), в который опущен хлорсеребряный электрод. При погружении электрода в раствор с измеряемой CH+ между мембраной и исследуемым в-вом возникает разность потенциалов(из-за процесса ионного обмена). Ест=Е0.ст.+0.059*lg[H+]=Е0.ст.-0.059*pHвнеш. Водородный электрод. Устройство: платиновый электрод, покрытый платиновой чернью(мелкодисперсной платиной), погруженный в р-р серной кислоты с а=1 моль/л, обдувается струёй газообразного Н под давлением 1 атм=1,03*105Па. Реакция: Н2<-> 2Н++2e. Схема определения СЭП: (-)Pt, H2|2H+||Mn+|M(+) Если СЭП<0, то металл записывается слева(и электрод с металлом – анод). Дополнение. Концентрационный элемент – одинаковые электроды с разными активностями потенциалопределяющего иона. Существуют также сухие элементы (батарейки) .
9) Аккумуляторы (на примере свинцового аккумулятора). Реакции на аноде и катоде, суммарная реакция в свинцовом аккумуляторе при его работе (разрядке) и зарядке. ЭДС свинцового аккумулятора (конечная формула с использованием активности серной кислоты и воды). |
Аккумулятор – обратимый гальванический элемент многоразового действия. При пропускании через них электрического тока(зарядке) аккумуляторы накапливают хим. Энергию, которую потом при работе(разрядке) отдают в виде электрической энергии. Наиболее распространённые - свинцовый(кислотный) и щелочной. Свинцовый аккумулятор. Активная масса анода – перфорированные свинцовые пластины, катода – диоксид свинца, впрессованный в свинцовые решётки. Электролит – раствор (35%) H2SO4. Схема: (-)Pb|PbSO4|H2SO4|PbSO4|PbO2|Pb(+).При работе протекает реакции: (-)Pb+SO42--2e=PbSO4. E0.PbSO4/Pb=-0,36B; (+) PbO2+4H++SO42-+2e=PbSO4+2H2O. E0.PbO2/PbSO4=1,69B. Суммарная реакция: Pbтв+PbO2.тв+2H2SO4 ó 2PbSO4тв+2H2O. Уравнение Нернста записывается так(учитывая, что атв=1): Е= E0.PbO2/PbSO4-E0.PbSO4/Pb+0,059lg(aH2SO4/aH2O)=2.05+0,059lg(aH2SO4/aH2O). В процессе работы аккумулятора концентрация кислоты падает, а следовательно, падает и ЭДС. Когда ЭДС достигает 1,85 В, аккумулятор считается разрядившимся. При более низкой ЭДС пластины покрываются тонким слоем PbSO4 и и аккумулятор разряжается необратимо. Во избежание этого аккумулятор периодически подзаряжают. Дополнительно: щелочной железо-никелевый аккумулятор. Электролит – 20% КОН. Активная масса анода – губчатое железо, катода – гидроксид никеля. (-)Fe|Fe(OH)2|KOH|Ni(OH)2|Ni(OH)3|Ni(+). Суммарная реакция: Fe+2Ni(OH)3óFe(OH)2+Ni(OH)2. В уравнении Нернста стоят не активности, а ПР данных нерастворимых в-в. E=E0.Ni(OH)3/Ni(OH)2-EFe(OH)2/Fe +(0.059/2)lg(ПР2Ni(OH)3/(ПР2Ni(OH)2*ПРFe(OH)2). Его преимущество – ЭДС не зависит от концентрации щёлочи.
Дата добавления: 2015-01-05; просмотров: 131 | Поможем написать вашу работу | Нарушение авторских прав |