5. Класифікація електродів і гальванічних елементів.

Електродом першого роду називають метал або неметал, занурений в розчин, який містить його йони.

Електрод першого роду можна представити у вигляді схеми:

М^Z+ | М. Рівняння електродної реакції:

М^Z++ ze ↔ M

У відповідності з правилами ІЮПАК реакцію, що відбувається на електроді, записують зліва направо, як реакцію відновлення. Підстановка активностей речовин, що приймають участь в електродній реакції, в загальне рівняння електродного потенціалу:

дає для електрода першого роду:

Електрод другого роду складається з металу, покритого шаром його важкорозчинної солі і зануреного в розчин, який містить йони цієї солі. Електрод другого роду записують у вигляді схеми А^- | МА, М. Рівняння електродної реакції:

МА+ zе ↔М + А^z- .

У відповідності з рівнянням потенціал електрода другого роду можна записати у вигляді:

Враховуючи сталість а_M і а_MA, отримаємо

З цього рівняння випливає, що електрод другого роду оборотний до аніона. Електроди другого роду широко застосовуються в електрохімічних вимірюваннях як електроди порівняння.

Найбільш широке розповсюдження у практиці мають хлоросрібний та каломельний електроди.

Однак, окислювально-відновними або редокс-електродами називають тільки ті електроди, метал яких не бере участі в електродній реакції, а тільки переносить електрони від відновника до окислювача. Для цього використовують звичайно благородний метал. Окислювально-відновний електрод записують: Red, Ох |Рt, а електродну реакцію можна виразити

загальним рівнянням

Ох + zе ↔ Red

Електродний потенціал дорівнює:

Гальванічний елемент - джерело живлення, в якому використовується різниця електродних потенціалів двох металів, занурених у електроліт.

Найпростішим гальванічним елементом є елемент Вольти, в якому використовуються цинковий і мідний електроди, занурені в розчин сірчаної кислоти. Кожен із електродів зокрема разом із електролітом, в який він занурений, утворює напівелемент. На поверхні кожного з металів, занурених в електроліт, виникає подвійний електричний шар внаслідок переходу частини атомів металу в розчин у вигляді йонів. Як наслідок, кожен із металів отримує електричний заряд. Якщо з'єднати електроди провідником, то заряд стікатиме від електрода з більшим потенціалом, до електрода з меншим потенціалом, утворюючи електричний струм. При цьому потенціали електродів вирівнюватимуться, що призведе до порушення рівноваги між електродом і електролітом. Це, в свою чергу, викликає перехід нових атомів із електроду в електроліт. В результаті в замкненому колі підтримується електричний струм, який супроводжується розчиненням електродів. На малюнку праворуч показана схема дещо складнішого але досконалішого елемента, в якому кожен із металів перебуває в окремому електроліті. Електроліти з'єднані між собою соляним мостом. Активна маса електроду — це суміш, яка складається з речовини, хімічна енергія яких під дією заряду перетворюється на електричну енергию (активна речовина), і речовин, які покращують її провідність і певні физико-хімічні властивості.

Принцип дії гальванічного елемента використовується в електрохімічних батареях і акумуляторах.

6. Активність йонів Активність йонів – це ефективна, умовна концентрація. а = f × с,де а – активність йонів; f – коефіцієнт активності; с – концентрація йонів.Записуючи рівняння електролітичної дисоціації, необхідно слідкувати не тільки за балансом атомів в обох частинах рівнянь, але й за балансом зарядів йонів.Приклади рівнянь електролітичної дисоціації для різних груп електролітів:сильних кислот: сильних основ: cередніх солей:Cередні і слабкі електроліти (кислоти і основи) дисоціюють постадійно, причому ступінь дисоціації кожної наступної стадії зменшується. При записі рівнянь дисоціації необхідно слідкувати за балансом зарядів на кожній стадії (однакова сума зарядів в лівій і правій частинах рівняння). Слабкі кислоти: H3PO4 ↔H+ + H2PO(1) H2PO↔H+ + HPO(2)HPO↔H+ + PO(3)a1 > a2 > a3. Слабкі основи: Fe(OH)3 ↔ Fe(OH)+ OH– (1) Fe(OH)↔ FeOH2+ + OH– (2) FeOH2+ ↔ Fe3+ + OH– (3) a1 > a2 > a3 .У випадку кислих і основних солей слід мати на увазі, що процес їх дисоціації здійснюється у дві стадії: перша – як сильного електроліту – солі і друга – дисоціація утвореного на першій стадії гідро- або гідроксойона – як слабкого електроліту. Наприклад,кислі солі: основні солі:Для того, щоб показати стан електролітів в розчині, рівняння хімічних реакцій представляють в йонному (йонно-молекулярному) вигляді. В йонних рівняннях сильні (які добре дисоціюють) електроліти записують у йонному вигляді, а слабкі і середні електроліти, нерозчинні і газоподібні речовини – у молекулярному вигляді. При складанні таких рівнянь спочатку необхідно написати молекулярне рівняння, відтак повне йонно-молекулярне, а потім скорочене йонно-молекулярне рівняння (скоротити однакові йони в обох частинах). В йонно-молекулярному рівнянні повинен зберігатися баланс зарядів.Приклад 1. Напишіть молекулярні і йонно-молекулярні рівняння реакції взаємодії між такими речовинами у водному розчині:а) К2S i HCI; б) NiSO4 i NaOH; в) AI(OH)3 i NaOH;г) NaHCO3 i KOH; д) (CuOH)NO3 i HNO3.Розв’язання. а) K2S + 2 HCl = 2 KCl + H2S – молекулярне рівняння; 2 К+ + S2 - + 2 H+ + 2 Cl- = 2 K+ + 2 Cl- + H2S – повне йонно-молекулярне рівняння;S2 - + 2 H+ = H2S – скорочене йонно-молекулярне рівняння;б) NiSO4 + 2NaOH = Ni(OH)2 + Na2SO4;Ni2 + + SO42 - + 2Na+ + 2OH - = Ni(OH)2 + 2Na+ + SO4 2 -; Ni2 + + 2OH - = Ni(OH)2;в) Аl(ОН)3 + 3NaOH = Na3AIO3 + 3H2O;Al(OH)3 + 3Na+ + 3OH - = 3Na+ + AIO33- + 3H2O; Al(OH)3 + 3OH - = AlO33- + 3H2O;г) 2NaHCO3 + 2KOH = Na2CO3 + K2CO3 + 2H2O;2Na+ + 2НС+ 2К + + 2ОН- = 2Na+ + CO32 - + 2K+ + CO32- + 2H2O; 2HC+ 2OH - = 2CO32 - + 2H2O;або HC+ OH - = CO32 - + H2O;д) (CuOH)NO3 + HNO3 = Cu(NO3)2 + H2O;CuOH+ + N+ H+ + N= Cu2 + + 2N+ H2O;CuOH+ + H+ = Cu2 + + H2O.Необхідно врахувати, що реакції (а) і (б) відбуваються практично до кінця, тому що в результаті реакції відбувається зв’язування йонів з утворенням слабкого електроліту (Н2S) і осаду (Ni(OH)2), а реакції (в), (г), (д) рівноважні і положення рівноваги зміщено в бік утворення слабшого електроліту (Н2О).При складанні молекулярного рівняння за даним скороченим йонно-молекулярним рівнянням необхідно врахувати, що кожному йону в йонно-молекулярному рівнянні повинен відповідати сильний електроліт в молекулярному рівнянні. Тому при переході від скороченого до повного йонно-молекулярного рівняння до кожного йона необхідно додати такі протилежно заряджені йони, щоб цій парі відповідав сильний електроліт. Приклад 2. Складіть молекулярні рівняння реакції, які виражені скороченими йонно-молекулярними рівняннями:а) АІ(ОН)3 + 3 Н + = АІ 3 + + 3 Н2О;б) НСО3 - + ОН - = Н2О + С.Розв’язання.а) повне йонно-молекулярне рівняння:АІ(ОН)3 + 3 H + + 3 Cl - = Al 3 + + 3 Cl - + 3 H2O (як протийон до Н+ використано йон Сl–, оскільки пара цих йонів утворює сильний електроліт НСІ).Молекулярне рівняння: Аl(ОН)3 + 3НСl = АlСl3 + 3Н2О; б) повне йонно-молекулярне рівняння:Na + + HCO3 - + Na + + OH - = H2O + 2 Na + + C.Молекулярне рівняння:NaHCO3 + NaOH = H2O + Na2CO3.Йонні реакції обміну в розчинах електролітівРеакції за участю електролітів спрямовані у бік утворення неелектроліту або слабкого електроліту. Ці реакції практично відбуваються до кінця в таких випадках:а) при утворенні осаду важкорозчинних речовин:AgNO3 + NaCI = AgCI¯ + NaNO3скорочене йонно-молекулярне рівняння буде мати вигляд:Ag+ + CI - = AgCI¯;б) при утворенні газоподібних летких речовин:Na2CO3 + 2HCI = NaCI + CO2 + H2O або йонно-молекулярне рівняння реакції:СO32 - + 2H+ = CO2 + H2O;в) при утворенні таких малодисоційованих речовин (слабких електролітів), як вода, комплексні йони і інші: NaOH + HCI = NaCI + H2O або йонно-молекулярне рівняння реакції:OH - + H + = H2O;при утворенні комплексних йонів:FeCl3 + 6 KCNS = K3[Fe(CNS)6] + 3KCl або йонно–молекулярне рівняння реакції:Fe3 + + 6CNS – = [Fe(CNS)6]3–.Нагадаємо, що при складанні йонно–молекулярних рівнянь реакцій всі сильні електроліти записуються в йонній формі. Середні і слабкі електроліти та неелектроліти записуються в молекулярній формі. Список використанної літератури:1. http://intranet.tdmu.edu.ua/auth.php2. http://idndist.lp.edu.ua/