- •Лекция 1 Тема: основные химические понятия и законы. Цель: Ознакомить студентов с оснровными законами и понятиями, лежащими в основе химии.
- •Химия как наука и ее задачи.
- •Важнейшие законы, лежащие в основе химии.
- •Основные понятия химии
- •Закон Авогадро.
- •Уравнение состояния газа. Уравнение Менделеева-Клапейрона.
- •Лекция 2
- •2.Образование атомной кристаллической решетки
- •Лекция 3. Тема: Классификация неорганических соединений. Цель: Ознакомить студентов с разнообразием, строением и свойствами неорганических соединений
- •Кислота основание основание кислота
- •Лекция 4
- •Лекция 5
- •Лекция 6
- •2.Энергия активации. Энтропия активации
- •3.Факторы, влияющие на скорость гомо- и гетерогенных химических реакций. Катализ.
- •Лекция 7
- •2.Изменение энтропии в химическом процессе. Энергия Гиббса
- •Лекция 8
- •2. Коллигативные свойства растворов
- •3.Сильные и слабые электролиты
- •4. Растворы электролитов
- •5. Процесс диссоциации
- •6. Константа диссоциации. Смещение ионного равновесия
- •7. Особенности воды как электролита. Ионное произведение воды . РН раствора. Буферные растворы
- •8. Гидролиз солей. Расчёт концентрации ионов водорода в растворах
- •Лекция 9
- •2.Окислители и восстановители
- •1)Окислители
- •2)Восстановители
- •3)Окислительно-восстановительная двойственность
- •3.Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций
- •1.Метод электронного баланса.
- •2.Метод полуреакций, или ионно-электронный метод.
- •Электрохимические процессы
- •2.Направление протекания овр
- •3.Электролиз
- •4.Законы электролиза
- •5.Применение электролиза
- •Лекция 10
- •2.Атомно-молекулярное учение. Основные химические понятия и определения
- •3.Строение атома
- •4. Квантовые числа. Правила заполнения электронных орбиталей
- •Периодический закон и периодическая система элементов д. И. Менделеева.
- •2.Свойства атомов
- •Лекция 11
- •2.Типы химической связи
- •3.Гибридизация атомных орбиталей
- •4.Метод валентных связей
- •Лекция 12
- •Комплексные соединения, их строение и номенклатура. Химическая связь в комплексных соединениях.
- •Устойчивость комплексных ионов. Константа нестойкости. Комплексные химические соединения.
- •Лекция 13
- •2. Водород
- •3. Вода
- •4. Пероксид водорода
- •5. Элементы viiа группы
- •6. Элементы viа группы
- •Общая характеристика элементов vа, ivа групп
- •1. Элементы vа группы.
- •2.Элементы ivа группы.
- •Характеристика металлов
- •1. Строение металлов.
- •2. Физические свойства металлов.
- •3. Химические свойства металлов.
- •Уменьшение химической активности нейтральных атомов
- •Уменьшение способности ионов к присоединению электронов
- •Характеристика элементов второй группы периодической системы
- •Стеарат натрия стеарат кальция
- •Сода осаждает кальций и магний тоже в виде карбонатов:
- •Характеристика элементов третей группы периодической системы
Электрохимические процессы
1.Химические источники электрической энергии. Электродные потенциалы.
2.Направление протекания ОВР.
3.Электролиз.
4.Законы электролиза.
5.Применение электролиза.
1.Химические источники электрической энергии.
Электродные потенциалы
Если ОВР так, чтобы процессы окисления и восстановления были пространственно разделены, и создать возможность перехода электронов от восстановителя к окислителю по проводнику (внешней цепи), то во внешней цепи возникает направленное перемещение электронов – электрический ток. При этом энергия химической ОВР превращается в электрическую энергию. Устройства, в которых происходит такое превращение называются химическими источниками электрической энергии или гальваническими элементами.
Всякий гальванический элемент состоит из двух электродов – металлов, погруженных в растворы электролитов; последние сообщаются друг с другом – обычно через пористую перегородку. Электрод, на котором в ходе реакции происходит процесс окисления, называется анодом; электрод, на котором осуществляется восстановление, называется катодом.
При схематическом изображении гальванического элемента граница раздела между металлом и раствором обозначается вертикальной чертой, граница между растворами электролитов – двойной вертикальной чертой. Например, схема гальванического элемента, в основе работы которого лежит реакция
Zn + 2AgNO3 = Zn(NO3)2 + 2Ag
изображается следующим образом:
Zn│Zn(NO3)2 ║ AgNO3 │Ag
Эта схема может быть изображена в ионной форме:
Zn│Zn2+ ║Ag+│Ag
В данном случае металлические электроды непосредственно участвуют в происходящей реакции. На аноде цинк окисляется
Zn = Zn2+ + 2ē
и в форме ионов переходит в раствор, а на катоде серебро восстанавливается
Ag+ + ē = Ag
и в виде металла осаждается на электроде. Складывая уравнения электродных процессов (с учетом принимаемых и отдаваемых электронов), получаем суммарное уравнение реакции:
Zn + 2Ag+ = Zn2+ + 2Ag
В других случаях металл электрода не претерпевает изменений в ходе электродного процесса, а участвует лишь в передаче электронов от восстановленной формы вещества к его окисленной форме. Так, в гальваническом элементе
Pt│Fe2+, Fe3+ ║MnO4-, Mn2+, H+ │Pt
роль инертных элетродов играет платина. На платиновом аноде окисляется железо (II)
Fe2+ = Fe3+ + ē
а на платиновом катоде восстанавливается марганец (VII)
MnO4- + 8H+ + 5ē = Mn2+ + 4H2O
Умножив первое из этих уравнений на пять и сложив со вторым, получаем суммарное уравнение протекающей реакции:
5Fe2+ + MnO4- + 8H+ = 5Fe3+ + Mn2+ + 4H2O
Максимальное напряжение гальванического элемента, отвечающее обратимому протеканию происходящей в нем реакции, называется электродвижущей силой Е (ЭДС) элемента. Эта реакция осуществляется в стандартных условиях, т.е. если все вещества, участвующие в реакции, находятся в своих стандартных состояниях, то наблюдаемая при этом ЭДС называется стандартной электродвижущей силой Е° данного элемента.
ЭДС гальванического элемента может быть представлена как разность двух электродных потенциалов φ, каждый из которых отвечает полуреакции, протекающей на одном из электродов. Так, для рассмотренного выше серебряно-цинкового элемента ЭДС выражается разностью
Е = φAg - φZn
где φAg и φZn – потенциалы, отвечающие электродным процессам, происходящим соответственно на серебряном и цинковом электродах.
При вычислении ЭДС меньший (в алгебраическом смысле) электродный потенциал вычитается из большего.
Зависимость электродного потенциала от концентраций веществ, участвующих в электродных процессах, и от температуры выражается уравнением Нернста:
φ = φ° + 2,3RT lg [Ox]
zF [Red]
где φ° – стандартный электродный потенциал;
R – газовая постоянная;
T – абсолютная температура;
z – число электронов, участвующих в электродном процессе;
F – число Фарадея (96500Кл/моль);
[Ox] и [Red] – произведения концентраций (активностей) веществ, принимающих участие в соответствующей полуреакции в окисленной Ox и восстановленной Red формах.
Например, для электродного процесса Fe3+ + ē = Fe2+ имеем: z =1, [Ox] = [Fe3+], [Red] = [Fe2+].
Для полуреакции MnO4- + 8H+ + 5ē = Mn2+ + 4H2O: z =5, [Ox] = = [MnO4-][8H+]8, [Red] = [Mn 2+].
При осуществлении процесса в стандартных условиях концентрация (активность) каждого вещества, участвующего в реакции, равна 1, так что логарифмический член уравнения Нернста обращается в нуль и, следовательно, φ = φ°.
Таким образом, стандартным электродным потенциалом называется потенциал данного электрода при концентрациях (активностях) всех веществ, участвующих в электродном процессе, равных единице.
Применительно к рассмотренным выше примерам электродных процессов уравнение Нернста имеет следующий вид (подставить количество электронов, а 2,3RT/F при стандартных условиях равно 0,059).
В качестве электрода сравнения, стандартный потенциал которого считается равным нулю, принят стандартный водородный электрод, на котором осуществляется процесс.
2Н+ + 2ē ↔ Н2
при активности (концентрации) ионов водорода, равной единице (рН = 0), и парциальном давлении газообразного водорода, равном нормальному атмосферному давлению, условно принимаемому за единицу.
Если, сохраняя парциальное давление Н2 постоянным, изменить концентрацию (активность) ионов Н+ в растворе, то потенциал водородного электрода изменится и не будет равен нулю; при 25°С его величина, как это вытекает из уравнения Нернста, определяется выражением
φ = -0,059раН+
или без учета коэффициента активности:
φ = -0,059рН
В частности в нейтральных растворах (рН =7) φ = -0,059*7 = -0,41В.
Значения стандартных электродных потенциалов φ°, измеренных по отношению к стандартному водородному электроду, табулированы. Чем меньше (в алгебраическом смысле) значение φ°, тем сильнее выражены восстановительные свойства соответствующей электрохимической системы; напротив, чем больше значение φ°, тем более сильными окислительными свойствами характеризуется система.
Пусть ГЭ состоит из двух электродов 1 и 2, потенциалы которых равны φ1 и φ2, причем φ1 > φ2. Это означает, что электрод 1 будет положительным, а электрод 2 – отрицательным полюсом элемента, ЭДС которого равна разности φ1 - φ2. На электроде 1 будет протекать реакция восстановления (катод), на электроде 2 – полуреакция окисления (анод).
ГЭ может быть составлен не только из различных электродов, но и из одинаковых электродов, погруженных в растворы одного и того же электролита, различающиеся только концентрацией (концентрационные гальванические элементы). ЭДС такого элемента равна также разности потенциалов составляющих его электродов.