2. Э.Д.С. Гальванического элемента. Элемент Даниэля-Якоби.

Гальванический элемент - химический источник электрического тока, основанный на взаимодействии двух металлов и (или) их оксидов в электролите, приводящем к возникновению в замкнутой цепи электрического тока. Способен преобразовать энергию химической реакции в электрическую.

Электродвижущая сила (ЭДС) гальванического элемента - максимальное напряжение гальванического элемента, отвечающее обратимому протеканию происходящей в нём реакции. Если реакция протекает в стандартных условиях, то есть, если все вещества, участвующие в реакции, находятся в своих стандартных состояниях, то наблюдаемая при этом ЭДС называется стандартной электродвижущей силой E⁰.

ЭДС гальванического элемента может быть представлена как разность двух электродных потенциалов φ, каждый их которых отвечает полуреакции, протекающей на одном из электродов. При вычислении электродвижущей силы меньший (в алгебраическом смысле) электродный потенциал вычитается из большего.

Рассмотрим устройство и принцип работы гальванического элемента Даниэля-Якоби. Он состоит из корпуса 1 (рис. 22), разделенного на две части пористой перегородкой 2. В каждую из частей помещаются электроды: медный 3 и цинковый 4. Медный электрод погружается в раствор сульфата меди, цинковый – в раствор сульфата цинка. Пористая перегородка предотвращает смешивание соприкасающихся растворов и пространственно разделяет окислительно-восстановительную реакцию, протекающую при замкнутой внешней цепи: окисление цинка и восстановление меди.

2ē переходят по цепи.

Итак, при работе элемента Даниэля-Якоби протекают процессы:

Окисление цинка:

Этот процесс окисления называют анодным, а электрод – анодом.

Восстановление ионов меди:

Процессы восстановления называют в электрохимии катодными, а электроды, на которых идут процессы восстановления – катодами.

3. Свойства растворов неэлектролитов. Законы Рауля.

К общим свойствам таких растворов относятся понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором и температура замерзания, повышение температуры кипения и осмотическое давление.

Все растворы обладают способностью к диффузии. Диффузия – стремление вещества равномерно распределиться по всему предоставленному ему объёму.

Процесс односторонней диффузии растворителя через полупроницаемую перегородку называется осмосом.

Равновесное давление раствора, препятствующее диффузии растворителя через перегородку, называется осмотическим давлением.

Ещё одним общим для всех растворов свойством является понижении давления насыщенного пара компонентов по сравнению с соответствующими характеристиками чистых веществ. Давление насыщенного пара определяет при данной температуре равновесие между жидким и газообразным состоянием вещества. Это равновесие устанавливается на границе раздела фаз. Концентрация молекул растворителя в поверхностном слое чистого растворителя, и равновесие может быть достигнуто при меньшем давлении насыщенного пара.

Закон Рауля:

относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором равно молярной доле растворенного вещества Δр/р0 = n/(n + N),

где n – число молей растворенного вещества; N – число молей растворителя.

При постоянной температуре давление насыщенного пара компонентами идеального раствора пропорционально его мольной доле в растворе:

Где P_i – парциальное давление компонента над раствором, X_i – мольная доля этого компонента, P_0i – коэффициент пропорциональности, равный давлению насыщенного пара чистого компонента.

Следствия из закона Рауля:

Температура кипения раствора, содержащего нелетучее растворённое вещество, всегда выше, чем чистого растворителя.

Температура замерзания раствора, содержащего нелетучее растворённое вещество, всегда ниже, чем чистого растворителя.

Повышение температуры кипения ΔТкип пропорционально моляльности раствора Сm.

ΔТкип. = КэСm,

Температура замерзания (кристаллизации) раствора ниже температуры замерзания (кристаллизации) чистого растворителя.

Это обусловлено более низким давлением пара растворителя над раствором, чем над чистым растворителем. Понижение температуры замерзания (кристаллизации) Тзам пропорционально моляльности раствора

ΔТзам = Кк Сm ,

где Кк – криоскопическая постоянная, зависящая от природы растворителя.

4. Диссоциация комплексных ионов. Константа нестойкости.

Внешнесферная диссоциация комплексных солей происходит в водных растворах практически полностью по типу сильных электролитов. Эта диссоциация называется первичной. Обратимый распад внутренней сферы комплексного соединения называют вторичной диссоциацией.

[Ni(NH₃)₄]SO₄ [Ni(NH₃)₄]²⁺ + SO₄^2- ;

Комплексные соединения обладают различной прочностью внутренней координационной сферы. Наряду с соединениями, внутренняя сфера которых отличается значительной прочностью и для которых диссоциация ничтожно мала, существуют соединения с крайне непрочной внутренней сферой. Растворы этих соединений практически не содержат комплексных ионов, так как они полностью диссоциируют на свои составные части, это - двойные соли. Диссоциация внутренней координационной сферы является обратимым процессом и проходит по типу слабых электролитов. Момент наступления равновесия характеризуется константой равновесия, которая в случае комплексного иона носит название константы нестойкости (К_Н).

Значения констант нестойкости различных комплексных ионов колеблются в широких пределах и могут служить мерой устойчивости комплекса. Чем меньше значение Кн, тем более прочен данный комплекс.

Для .

Вторичная диссоциация: