Главная страница | Контакты | Случайная страница Автомобили Астрономия Биология География Дом и сад Другие языки Другое Информатика История Культура Литература Логика Математика Медицина Металлургия Механика Образование Охрана труда Педагогика Политика Право Психология Религия Риторика Социология Спорт Строительство Технология Туризм Физика Философия Финансы Химия Черчение Экология Экономика Электроника

Химические источники тока

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: Zn_тв-2e=Zn²⁺_р, вследствие чего раствор обогащается катионами Zn²⁺. На Катоде: Cu²⁺_p+2e=Cu_тв­, в следствие чего р-р обогащается анионами SO₄^2-. 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 (dH_реш) и энтальпии сольватации этого иона Mⁿ⁺_aq(dH_сольв). 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) Е_{окисл.ф./восст.ф.}=Е_{0 ок.ф./в.ф.}+(0,059/n)lg(Ameⁿ⁺). Получение оного: Для произвольной химической реакции: aA+bB=mM+nN записывается: dG=dG⁰+RT*ln(a_M^m*a_Nⁿ/a_A^a*a_B^b), причём dG=-A_max=-qE=-n_eFE, т.е.: - n_eFE= -n_eFE₀+RT*ln(a_M^m*a_Nⁿ/a_A^a*a_B^b), отсюда E=E₀-(RT/nF)ln(a_M^m*a_Nⁿ/a_A^a*a_B^b)=E₀+(0,059/n)*ln (a_A^a*a_B^b / a_M^m*a_Nⁿ). 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. (v_i-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. Е_{окисл.ф./восст.ф.}=Е_{0 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=Cu_тв­, в следствие чего р-р обогащается анионами SO₄^2-, а на поверхности электрода оседает металлическая медь. Е_{окисл.ф./восст.ф.}=Е_{0 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: E_{ок.ф./вост.ф.}=E_{0.ок.ф./вост.ф.} +(0,059/dn)lg(a_ок.ф./а_{восст.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. E_Ag+/Ag=E_0.Ag+/Ag+0,059*lg(a_Ag+). Но т.к. активность связана с произведением растворимости(ПР) хлорида серебра(ПР_AgCl=a_Ag+*a_Cl-), то E_Ag+/Ag=E_0.Ag+/Ag+0,059*lg(ПР_AgCl)-0,059*lg(a_Cl-­). =>E_хсэ =Е_0хсэ-0,059*lg(a_Cl-­­). Здесь ионы хлора потенциалопределяющие. AgCl_тв+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 (a_H+=0,1 моль/л), в который опущен хлорсеребряный электрод. При погружении электрода в раствор с измеряемой C_H+ между мембраной и исследуемым в-вом возникает разность потенциалов(из-за процесса ионного обмена). Е_ст=Е_0.ст.+0.059*lg[H⁺]=Е_0.ст.-0.059*pH_внеш. 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+SO₄^2--2e=PbSO₄. E_0.PbSO4/Pb=-0,36B; (+) PbO₂+4H⁺+SO₄^2-+2e=PbSO₄+2H₂O. E_0.PbO2/PbSO4=1,69B. Суммарная реакция: Pb_тв+PbO_2.тв+2H₂SO₄ ó 2PbSO_4тв+2H₂O. Уравнение Нернста записывается так(учитывая, что а_тв=1): Е= E_0.PbO2/PbSO4-E_0.PbSO4/Pb+0,059lg(a_H2SO4/a_H2O)=2.05+0,059lg(a_H2SO4/a_H2O). 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=E_{0.Ni(OH)3/Ni(OH)2}-E_Fe(OH)2/Fe +(0.059/2)lg(ПР²_Ni(OH)3/(ПР²_Ni(OH)2*ПР_Fe(OH)2). Его преимущество – ЭДС не зависит от концентрации щёлочи.