- •И. В. Крепышева химия
- •Химия. Ученое пособие для студентов, обучающимся по техническим направлениям и специальностям. И.В. Крепышева. – Березники: Перм. Гос. Техн. Ун-т., 2010. – 183 с.
- •Содержание
- •Тема 7. Химия металлов 125
- •1.2. Внутренняя энергия
- •1.3. Энтальпия
- •1.4. Термохимия. Закон Гесса
- •1.5. Энтропия
- •1.6. Самопроизвольные процессы. Энергия Гиббса
- •1.7. Решение типовых задач
- •1.8. Задачи для самостоятельного решения
- •Тема 2. Химическая кинетика и химическое равновесие
- •2.1. Скорость химической реакции
- •2.2. Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ
- •2.3. Зависимость скорости реакции от температуры
- •2.4. Катализ
- •2.5. Химическое равновесие
- •2.6. Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье
- •2.7. Решение типовых задач
- •2.8. Задачи для самостоятельного решения
- •Тема 3. Строение атома и периодическая система элементов д.И. Менделеева
- •3.1. Первые модели строения атома
- •3.2. Квантово-механическая модель атома водорода
- •3.3. Строение многоэлектронных атомов
- •3.4. Периодическая система элементов д. И. Менделеева
- •3.5. Периодические свойства элементов
- •3.6. Решение типовых задач
- •3.7. Задачи для самостоятельного решения
- •Тема 4. Химическая связь
- •4.1. Ковалентная связь
- •4.2. Гибридизация атомных орбиталей
- •4.3. Ионная химическая связь
- •4.4. Металлическая связь
- •4.5. Водородная связь
- •4.6. Строение твердого тела
- •Тема 5. Растворы. Дисперсные системы
- •5.1. Общие свойства растворов
- •5.2. Способы выражения состава растворов
- •5.3. Теория электролитической диссоциации
- •5.4. Теории кислот и оснований
- •5.5. Ионные реакции в растворах
- •5.6. Ионное произведение воды. Водородный показатель рН
- •5.7. Гидролиз солей
- •5.8. Дисперсные системы и их классификация
- •5.9. Решение типовых задач
- •28,57 Г соли растворены в 71,43 г воды
- •3% Массы раствора составляют 48,84 г
- •Соотношение между рН и рОн
- •5.10. Задачи для самостоятельного решения
- •Тема 6. Окислительно-восстановительные электрохимические процессы
- •6.1. Основные понятия
- •Правила определения степени окисления
- •6.2. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций
- •6.3. Влияние среды на характер протекания реакций
- •6.4. Важнейшие окислители и восстановители
- •6.5. Электрохимические процессы
- •96500 Кл (26,8 а∙ч) – 31,77 г Cu (масса моля эквивалентов)
- •96500 Кл – 1 г (11,2 л- объем моля эквивалентов)
- •6.6. Гальванический элемент Даниэля-Якоби
- •6.7. Окислительно-восстановительные потенциалы
- •6.8. Эдс окислительно-восстановительных реакций
- •6.9. Электролиз расплавов и растворов солей
- •6.10. Некоторые области применения электрохимии
- •6.11. Решение типовых задач
- •6.12. Задачи для самостоятельного решения
- •Тема 7. Химия металлов
- •7.1. Общая характеристика металлов
- •7.2. Химические свойства металлов
- •7.3. Взаимодействие металлов с кислотами
- •Взаимодействие металлов с соляной кислотой.
- •Взаимодействие металлов с азотной кислотой
- •Взаимодействие металлов с серной кислотой
- •7.4. Сплавы
- •7.5. Получение металлов
- •Тема 8. Коррозия и защита металлов
- •8.1. Определение и классификация коррозионных процессов
- •8.2. Химическая коррозия
- •8.3. Электрохимическая коррозия
- •8.4. Возможность коррозии с водородной и кислородной деполяризацией
- •8.5. Защита металлов от коррозии
- •8.6. Решение типовых задач
- •8.7. Задачи для самостоятельного решения
- •Тема 9. Органические полимерные материалы
- •9.1. Классификация полимерных (высокомолекулярных) материалов
- •9.2. Строение полимеров
- •9.3. Кристаллическое и аморфное состояние полимеров
- •9.4. Методы получения полимеров
- •9.5. Применение полимеров
- •Тема 10. Химическая идентификация и анализ вещества
- •10.1. Химическая идентификация вещества
- •10.2. Количественный анализ. Химические методы анализа
- •10.3. Инструментальные методы анализа
- •Приложение
- •1. Важнейшие единицы си и их соотношение с единицами других систем
- •2. Приставки для дольных и кратных единиц си
- •3. Термодинамические характеристики некоторых веществ при 298 к
- •5. Энергия разрыва связи
- •6. Электроотрицательность элементов по Полингу
- •7. Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы элементов
- •8. Таблица растворимости соединений
- •Обозначения: р – растворимый, м – малорастворимый, н – нерастворимый,
- •9. Константы диссоциации Кд слабых электролитов
- •10. Распределение электронов в атоме
- •Список литературы
6.7. Окислительно-восстановительные потенциалы
Возьмем для примера гальванический элемент, электродами которого является две платиновые пластинки, опущенные в растворы и. В этом элементе по проводнику, соединяющему электроды, будет идти электрический ток в результате реакции:
Схема элемента для этой реакции:
анод катод
окисление восстановление
На аноде происходит отдача электронов, то есть окисление
На катоде – присоединение электронов, то есть восстановление
В таком гальваническом элементе исходные и полученные продукты реакции образуют окислительно-восстановительную пару и.
Разность потенциалов на границе этих двух форм: восстановитель – окисленная форма или окислитель – восстановленная форма, называетсяокислительно-восстановительным потенциалом.
Обычно пользуются величинами потенциалов, измеренными относительно стандартного водородного электрода, потенциал которого принят равным нулю.
Потенциалы, измеренные при стандартных условиях, называются стандартными окислительно-восстановительными потенциалами.
Чем больше ЕО.В., тем сильнее окислительные свойства иона или вещества-окислителя в данной паре.
Пример. Сравним окислительно-восстановительные свойства галогенов.
С увеличением порядкового номера уменьшается окислительные, и увеличиваются восстановительные свойства. Это подтверждается окислительно-восстановительными потенциалами:
(может быть и окислителем и восстановителем)
Окислительно-восстановительный потенциал вычисляется по уравнению Нернста:
,
где - окислительно-восстановительный потенциал данной пары;
- концентрация или активность окисленной формы;
- концентрация или активность восстановленной формы;
- газовая постоянная;
Т – абсолютная температура;
п – число электронов, отданных или полученных при превращении восстановленной формы в окисленную;
- число Фарадея;
- стандартный окислительно-восстановительный потенциал.
Если подставить иТ и перейти к десятичному логарифму, то уравнение Нернста примет вид:
6.8. Эдс окислительно-восстановительных реакций
Энергия Гиббса и ЭДС реакции связаны уравнением:
, где
- количество электричества, прошедшее через элемент
- уменьшение свойств энергии Гиббса
- количество электронов перемещающихся от восстановителя к окислителю
- постоянная Фарадея
Знак «–» перед свидетельствует о возможности протекания реакции.
- ЭДС
Зная окислительно-восстановительные потенциалы, можем определить ЭДС:
Окислительно-восстановительная реакция возможна, когда электродвижущая сила реакции является положительной величиной: в этом случае изменение свободной энергии сохраняет отрицательный знак, т.е. общий запас энергии в системе уменьшается. Чем меньше окислительно-восстановительный потенциал пары, тем больше восстановительная способность вещества или иона (восстановителя). Чем больше окислительно-восстановительный потенциал, тем больше окислительная способность вещества или иона (окислителя) в данной паре.
Окислительно-восстановительные реакции идут в сторону образования более слабых окислителей и восстановителей.
Из всех возможных при данных условиях окислительно-восстановительных реакций в первую очередь протекает та, которая имеет наибольшую разность окислительно-восстановительных потенциалов.
Кинетика электродных процессов. Равновесные потенциалы могут быть определены в условиях отсутствия в цепи тока. При прохождении электрического тока потенциалы электродов изменяются.
Изменение потенциала электрода при прохождении электрического тока, называется поляризацией:
, где
- поляризация; - потенциал электрода при прохождении электрического тока;- равновесный потенциал.
Поляризация может наблюдаться как на катоде, так и на аноде, поэтому различают катодную и анодную поляризации и.
Изменение потенциала при прохождении тока также называется перенапряжением.
Поляризация электрода в отрицательную сторону связана с протеканием процесса восстановления (катодная поляризация), а в положительную сторону – с протеканием процесса окисления (анодная).
Для электролиза аналогично: при прохождении электрического тока изменяются потенциалы электродов электролизера, то есть возникает электродная поляризация. Вследствие катодной поляризации потенциал катода становится более отрицательным, а из-за анодной поляризации потенциал анода становится более положительным. Поэтому разность потенциалов при прохождении электрического тока при электролизе больше, чем разность равновесных потенциалов электродов
Поляризация электрода – необходимое условие протекания электродного процесса. Чем сильнее поляризован электрод, тем больше скорость соответствующей полуреакции.
Если речь идет о катодном выделении водорода, то поляризацию называют перенапряжением водорода. Перенапряжение выделения водорода на различных металлах различно.