- •1 Растворы
- •2. Способы выражения концентрации растворов
- •2.1 Массовая доля (с%)
- •2.2 Молярная концентрация (См)
- •2.3 Моляльная концентрация (Cm)
- •2.4 Молярная концентрация эквивалента (сn)
- •2.5 Мольная доля (с)
- •2.6 Закон эквивалентов в объемном анализе
- •3. Свойства идеальных растворов
- •3.1 Осмос. Закон Вант - Гоффа
- •3.2 Законы Рауля
- •Криоскопические и эбуллиоскопические константы
- •4 Растворы электролитов
- •4.1 Степень диссоциации
- •Сильные кислоты Сильные основания Примеры растворимых солей
- •4.2 Диссоциация кислот
- •4.3 Диссоциация оснований
- •4.4 Диссоциация солей
- •4.5 Константа диссоциации
- •4.6 Закон разбавления Оствальда
- •Константы диссоциации слабых электролитов при 25 0с
- •4.6 Применение законов идеальных растворов к разбавленным растворам электролитов
- •4.7 Направление реакций обмена в растворах электролитов
- •Пример 2 Составьте сокращенные ионно- молекулярные уравнения реакций обмена к следующим молекулярным уравнениям:
- •4.8 Растворимость. Произведение растворимости
- •4.9 Ионное произведение воды. Водородный показатель (рН)
- •Шкала рН
- •5 Гидролиз солей
- •5.1 Степень гидролиза. Константа гидролиза
- •6 Комплексные соединения
- •6.1 Номенклатура комплексных соединений
- •6.2 Константа нестойкости комплексных соединений
- •Константы нестойкости комплексных ионов
- •7 Основы электрохимии
- •7.1 Гальванический элемент (гэ)
- •7.2 Направление окислительно-восстановительных реакций
- •Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы
- •8 Дисперсные системы
- •8.1 Классификация дисперсных систем по размеру частиц
- •Классификация дисперсных систем по агрегатному состоянию
- •Классификацияжидких дисперсных систем по устойчивости
- •8.4 Методы получения дисперсных систем
- •8.5 Удельная и суммарная поверхностьраздела фаз
- •8.6 Адсорбция
- •8.6 Строение коллоидной частицы (золя)
7 Основы электрохимии
Электрохимия – наука, которая изучает химические процессы, проходящие под действием электрического тока, а также процессы, в результате которых энергия химических реакций преобразуется в электрическую энергию. Примером таких процессов являются электролиз, электрофорез, работа аккумуляторов, гальванических элементов и др. В настоящем практикуме кратко рассматривается два раздела электрохимии – гальванические элементы и направление процессов окисления восстановления.
7.1 Гальванический элемент (гэ)
Гальванический элемент – устройство, в котором энергия химических окислительно-восстановительных процессов преобразуется в электрическую энергию. Как было показано в 1-й части практикума, – реакции окисления- восстановления протекают с участием электронов. Электрический ток – это направленное движение заряженных частиц, электронов, ионов. Гальванический элемент состоит из двух электродов - металлических пластин, погруженных в растворы. Металл в растворе собственной соли называется полуэлементом. Например, медно-цинковый гальванический элемент или элемент Вольта можно представить в виде следующей схемы:
(металл) Zn(тв) │ растворZn+2 ║ растворCu+2│Cu(тв)(металл),
Полуэлемент 1 полуэлемент 2
где одной вертикальной чертой │ показана граница раздела твердой и жидкой фаз, а двумя вертикальными чертами ║ - граница раздела двух растворов. Растворы соединяются между собой солевым мостиком, который обеспечивает электронейтральность растворов. Если два металлических электрода соединить между собой проводником, то цепь замкнется и по внешней цепи пойдет электрический ток, силу которого можно измерить. В зависимости от природы металла и концентрации ионов, в растворе на электродах могут протекать следующие процессы:
анод Ме0-ne→ Ме+n окисление
катод Ме+n+ne→ Ме0 восстановление.
В случае элемента Вольта, цинковая пластина является анодом, медная – катодом. Поскольку Znзаряжается отрицательно, аCu- положительно, электроны во внешней цепи движутся от цинка к меди.
Электродный потенциал (φ) - это разность потенциалов между металлом и раствором, содержащим его ионы.
Значение φ электрода зависит от концентрации ионов металла в растворе и от температуры. Зависимость эта строгая, термодинамическая и выражается уравнением Нернста.
φ = φ0(Ме) + RT ln [Ме+n] = φ0(Ме) + 2,303 RT lg [Ме+n] = φ0(Ме) + 2,303 0,059 lg [Ме+n]
nFnFn
φ0 – стандартный электродный потенциал, численно равный потенциалу электрода когда концентрация ионов металла [Ме+n] равна = 1 моль/л;
R– универсальная газовая постоянная, Т К – температура Кельвина;F– число Фарадея;
n– число электронов, участвующих в электродном процессе; 0,059в =RT/F= 8,31* 298 / 96500 (в).
ЭД.С. (Е)– электродвижущая сила гальванического элемента рассчитывается как разность потенциалов двух электродов соединенных между собой.Э.Д.С.характеризуетспособностьэлектронов к движению во внешней цепи, поэтомуЭ.Д.С > 0. По международному соглашению Э.Д.С. направлена слева направо:
Е = φправый электрод – φлевый электрод.
Для элемента Вольта Е=φ (анод) -φ (катод) =φ (Cu) - φ (Zn) или в соответствии с уравнением Нернста:
Е = φ0 (Сu) + 0,059 lg [Cu+2] - φ0 (Zn) - 0,059 lg [Zn+2]
2 2
Стандартный электродный потенциал φ0 (Ме+n ) определяют измерением Э.Д.С. гальванического элемента, составленного из металлического электрода и стандартного водородного электрода, потенциал которого условно принят за ноль.Стандартный водородный электрод представляет собой платиновую пластину, покрытую рыхлой платиновой чернью, которая погружена в раствор серной кислоты, концентрация ионов водорода в котором равна 1 моль/л. Через раствор под давлением 1 атм = 1,03 105 Па пробулькивает газообразный водород. Этот электрод является обратимым и может функционировать как анод или как катод:
- как анод Pt │ H2 │ H+ (H2SO4), φ 0=0,059lg[Н+]2= 0
- как катод ║ H+ (H2SO4), │H2 │Pt 2 Р(H2)
Стандартные электродные потенциалы для всех известных металлов определены и помещены в таблицу. Чем отрицательнее значение стандартного электродного потенциала, тем сильнее выражены восстановительные свойства металла. Используя значения φ0(Ме), можно представить ряд напряжения металлов, причем место каждого металла в этом ряду говорит о восстановительных свойствах металлов.
Пример. Рассчитать Э.Д.С. гальванического элемента составленного из свинцового и никелевого электрода, помещенных в растворы собственных солей. Концентрация потенциалопределяющих ионов равна: [Ni+2] = 0,01моль/л, [Fe+3] = 0,1 моль/л. Составьте электродные реакции и укажите катод т анод.
Решение: Используя уравнение Нернста, рассчитаем значения электродного потенциала, который возникает на каждом электроде.
Никелевый электрод: φ0(Ni) = -0,25 в + (0,059в/2) lg 10-2 = -0,25в + ( -2 * 0,0295в) = -0,309 в.
Железный электрод φ0(Fe) = -0,037в + (0,059в /3) lg 10-1 = -0,037в + (-1 * 0,0197 )в =-0,056в
Э.Д.С.>0, поэтому Е = φ0(Fe) - φ0(Ni) = -0,056 – (-0,309) = -0,253 в.
Электродные реакции: анод - Fe+3 + 3e = Fe0
катод - Ni0– 2е =Ni+2 .
Стандартные электродные потенциалы
-
Уравнение
процесса
Ео,
вольт
Уравнение
процесса
Ео,
вольт
AI = AI+3 + 3e-
-1,663
Mg = Mg +2 + 2e-
-2,363
Ba = Ba+2 + 2e-
-2,905
Mn = Mn +2 + 2e-
-1,179
Be = Be+2 + 2e-
-1,847
Cu = Cu+2 + 2e-
0,337
V = V+2 + 2e-
-1,175
Cu = Cu+ + e-
0,520
H2 = 2H+ + 2e-
0,000
Na = Na+ + e-
-2,714
Bi = Bi+3 + 3e-
0,215
Ni = Ni+2 + 2e-
-0,250
Fe = Fe+3 + 3e-
-0,037
Sn = Sn+2 + 2e-
-0,136
Fe = Fe+2 + 2e-
-0,44
2Hg = Hg 2+2 + 2e-
0,333
Fe+2 = Fe+3 + e-
0,771
Rb = Rb + + e-
-2,925
Au = Au+3 + 3e-
1,498
Pb = Pb+2 + 2e
-0,126
Au = Au+ + e-
1,692
Pb+2 = Pb+4 + 2e
1,694
Cd = Cd+2 + 2e-
-0,403
Ag = Ag+ + e-
0,799
K = K+ + e-
-2,924
Sr = Sr+2 + 2e-
-2,888
Ca= Ca+2 + 2e-
-2,866
Cr = Cr+3+ 3e-
-0,744
Co = Co+2 + 2e-
-0,277
Cr = Cr+2+ 2e-
-0,913
Co+2 = Co+3 + e-
1,808
Zn = Zn+2 + 2e-
-0,763
ЗАДАЧИ
Рассчитайте Э.Д.С гальванического элемента, составленного из медного и свинцового электродов, погруженных в 0,1 М растворы собственных солей. Напишите уравнения электродных реакций.
Рассчитайте Э.Д.С гальванического элемента, составленного из цинкового и магниевого электродов, погруженных в 0,1 М и 0,01 М растворы собственных солей, соответственно. Напишите уравнения электродных реакций
Какой электрод – алюминиевый или кадмиевый является катодом при стандартных условиях. Ответ подтвердите расчетом Э.Д.С гальванического элемента и электродными реакциями.
Какой электрод – золотой или серебряный анодом при стандартных условиях. Ответ подтвердите расчетом Э.Д.С гальванического элемента и электродными реакциями.
Расставьте следующие металлы в порядке ослабления их восстановительных свойств: Mn,Sr,Na,Cu,Pb,Cd. Ответ мотивируйте, используя для этого стандартные электродные потенциалы.
Расставьте следующие металлы в порядке усиления их восстановительных свойств: Sn,Cr,Zn,Au,Mg,Ca. Ответ мотивируйте, используя для этого стандартные электродные потенциалы.
Какой металл в паре играет роль катода при стандартных условиях и почему:
Мg – Cu; Sr - Co; Ag – Ba; AI – V.
Какой металл в паре играет роль анода при стандартных условиях и почему:
K – Ca; Cu - Ni; Zn – Sn; Cd – Cr.
Рассчитайте Э.Д.С гальванического элемента, составленного из медного и свинцового электродов, погруженных в 0,1 М и 0,01М , растворы собственных солей, соответственно.
Составьте гальванический элемент, составленный из водородного и кадмиевого электродов. Концентрация потенциалопределяющих ионов равна 1 моль/л, давление газообразного водорода 1 атм. Какую роль в этом ГЭ играет водородный электрод? Составьте уравнения электродных реакций.
Назовите три металла, которые при стандартных условиях в паре с кальциевым электродом будут выполнять роль анода. Ответ мотивируйте.