les18 (1154140)

Просмтор этого файла доступен только зарегистрированным пользователям. Но у нас супер быстрая регистрация: достаточно только электронной почты!

Текст из файла

Лекция 18Электрохимические процессыПлан лекции1. Окислительно-восстановительные реакции.2. Особенности электрохимических реакций.3. Законы Фарадея.4. Термодинамика электрохимических процессов.5. Электродный потенциал.6. ЭДС. Связь с другими характеристиками.Электрохимические процессы - процессы прямого превращения химическойэнергии в электрическую и, наоборот, электрической энергии в химическуюв результате протекания электрохимических реакций.Химические реакции можно разделить на 2 группы:1) Окислительно-восстановительные, которые протекают с изменениемстепени окисления участников (ОВР);2) Ионно-обменные, которые протекают без изменения степени окисленияучастников.ПРИМЕРНо2 + Оо2 = Н+2О-2 - окислительно-восстановительная (ОВР)H+NO3 + K+O-2H+ = H+2O-2 + K+NO3 – ионно-обменнаяZno + Cu+2SO4 = Zn+2SO4 + Cuo (3) - окислительно-восстановительнаяZn+2SO4 + Ba+2Cl2 = Zn+2Cl2 + Ba+2SO4 – ионно-обменнаяПри опускании Zn-пластины в раствор CuSO4наблюдается выделение металлической меди,пластина покрывается рыжим налетом(реакция 3).В любой ОВР можно выделить 2 полуреакции:полуреакцию окисления и полуреакцию восстановления.ПРИМЕРZno = Zn2+ + 2e – окисление (отдача электронов)Cu+2 +SO42- + 2e = Cuo + SO42- - восстановление (принятие е)Zno + CuSO4(р) = ZnSO4(р) + Cuo – суммарно (реакция 3)Если пространственно разделить эти две полуреакции, а переход электроновосуществить по проводнику 1-го рода, получим электрохимическую реакцию.ОПЫТ71- Zn –пластина в растворе ZnSO4(3);2-Cu-пластина в растворе CuSO4 (4);5-металлический проводник;6-разделительная диафрагма(электролитический мостик);7-гальванометрГальванометр фиксирует ток в цепи – движение электронов от Zn к Cu,вольтметр – напряжение (разность потенциалов) между электродами.Имеем простейший источник тока –гальванический элемент(-) АНОД: Zno = Zn2+ + 2e – окисление(+) КАТОД: Cu+2 + 2e = Cuo - восстановлениесуммарно: Zno + CuSO4(р) = ZnSO4(р) + Cuo - ТОРТОР – токообразующая реакцияТаким образом, электрохимические реакции – это ОВР, в которыхокислительная и восстановительная полуреакции разделены пространственно, апереход электронов происходит по проводникам 1-го рода.Для проведения электрохимической реакции требуется электрохимическаясистема (электрохимическая цепь).Электрохимическая цепь состоит из внешней цепи и внутренней цепи.Ионный проводник (проводник 2-го рода)- раствор электролита, расплав илитвердый электролит.Электроды - металлические или полупроводниковые материалы (проводники1-го рода) в контакте с проводником 1-го рода.Различают:Анод – на котором идут процессы окисления;Катод – на котором идут процессы восстановления.ЗАКОНЫ ФАРАДЕЯ(1833г.

англ. уч. М.Фарадей)Масса или количество вещества, претерпевшегопревращение на электроде при протекании постоянноготока, прямо пропорционально количеству прошедшегоэлектричества:m = kq= kэIτk – электрохимический эквивалент;q = It - количество электричества, Кл;I - сила тока, прошедшего через систему, А;t – время протекания процесса, с или час.;При прохождении через различные электролиты одного итого же количества электричества массы веществ,участвующих в электродных реакциях, пропорциональнымолярным массам их эквивалентов. ЭК   ЭАЭ(1) моль экв.= Э(2) моль экв.m(1)/m(2) = MЭ(1)/МЭ(2)m(1)/MЭ(1) = m(2)/MЭ(2)Число Фарадея - F=96484 Кл (Ас) - количество электричества, необходимоедля электрохимического превращения 1 моль эквивалента любого веществаF=96500 Кл (Ас).Для массы вещества:mM q MЭ  I tnFFМЭ – молярная масса эквивалента вещества, г/моль, ;n – число электронов, участвующее в процессе.Для объема газообразныхVVm  I  t VЭ  I  tnFFвеществ:VЭ – объем моль эквивалента газа, л/моль.Термодинамика электрохимических процессовПри контакте металла М с раствором собственной солиможет происходить переход ионов металла Мn+ через границу разделаметалл/раствор:а)б)Возникновение двойного электрического слоя на границе металл/растворЕсли с поверхности М положительно заряженные ионы Мn+ переходят враствор, на поверхности М образуется избыток электронов и М имеет заряд(-);- положительные ионы Мn+располагаются у поверхности М;- устанавливается равновесие М  Мn+(р) + ne ;- возникает своеобразный микроконденсатор –двойной электрический слой (ДЭС).Внутри ДЭС имеет место скачок потенциала Δφ (рис.а) .(Может быть обратный переход ионов Мn+на металл, и поверхность Мзаряжается положительно, а у поверхности располагаются противоионы.Скачок Δφ в ДЭС имеет противоположный знак (рис.б)).Разные электроды имеют различные величины скачка потенциала Δφ.е переходят от электрода с более отрицательным потенциалом к электроду сболее положительным.Абсолютное значение скачка Δφ в ДЭС измерить нельзя! (потому что нельзя измерить разность потенциалов между точками в разныхфазах)Можно измерить разность потенциалов между двумя электродами.

(Е = Δφ1 –Δφ2 . Методы измерения – ниже).Если потенциал одного из электродов принять равным нулю, получим значениепотенциала другого электрода относительно первого (так называемыйэлектродный потенциал).Определения и обозначения:- электродным потенциалом ЕМn+/М называется значение потенциалаэлектрода, измеренное относительно электрода сравнения, потенциалкоторого принимают равным 0; то есть разность потенциалов междуэлектродом сравнения и данным электродом;- равновесным потенциалом, Ер, называется потенциал электрода вравновесии с раствором (М  Мn+(р) + ne), то есть в отсутствиеэлектрического тока, при разомкнутой цепи;- стандартным потенциалом, Е0, называется равновесный электродныйпотенциал, если и металл, и раствор находятся в стандартных состояниях, тоесть давлении 1 атм и концентрации (активности) ионов 1 моль/л;- электродвижущей силой ЭДС, ЕЭ, гальванического элемента называетсяразность равновесных потенциалов катода и анода,ЕЭ= ЕрК - ЕрА ;- в случае водородной шкалы потенциалов за ноль принимают потенциалстандартного водородного электрода.В общем случае: если потенциал электрода определяетсяпотенциалопределяющей реакцией Ox + ne  Red,где индекс “Ox/Red” обозначает окисленную “Ox” и восстановленную “Red”формы вещества.ЕOx/RedОбозначение электродного потенциала:Водородный электрод: Н+ / Н2(Pt)Потенциалопределяющаяреакция:2Н+р + 2е  2Над Н2г ;при пропускании водорода черезраствор кислоты идет адсорбция Н2 наповерхности Pt/Pt и его атомизация.Стандартный водородный электрод:если система – в стандартном состоянии:рН2 = 1 (101кПа); аН+ =1моль/л (1н H2SO4) и Т = 298 КПотенциал такого электрода условнопринимают равным 0.Е0Н+/Н2 =0В0000 ECu2 / Cu  EН  / Н 2  ECu 2 / Cu0 EH0 / H 2  EZn0 2/ Zn   EZn0 2/ ZnСтандартная ЭДС ГЭ: E эСтандартная ЭДС ГЭ: E э=+0,337 В= 0,763 В0 EZn 2 / Zn = -0,763 В.Стандартная ЭДС Zn/Cu -ГЭ:E э0=00ECuE2 / CuZn 2 / Zn== 0,337 – (-0,763) = 1,1 В.ЭДС – максимально возможная разность потенциалов между катодом и анодом,всегда положительная.При протекании тока в ГЭ его напряжение всегда меньше ЭДС.Стандартные электродные потенциалы – табулированы.В таблице стандартных электродных потенциалов потенциалы расположены впорядке возрастания, что соответствует уменьшению восстановительной иповышению окислительной активности систем.Ряд металлов, расположенных в порядке возрастания их стандартныхпотенциалов Е0 называют рядом напряжения металлов.Чем меньше (более отрицательное) значение Е0, тем выше восстановительнаяспособность восстановленной формы (металла) и ниже окислительнаяспособность его ионов.Так, в ряду напряжений металл способен вытеснять, отдавая е, следующие заним в ряду металлы из растворов их солей.Стандартный потенциал Е0 частный случай равновесного Ерпри стандартном состоянии электрохимической системы.Величины ЕрOx/Red и ЭДС , ЕЭ, зависят от :природы электрода; состава электролита; температуры.Связь ЕOx/Red и ЕЭ с другими термодинамическими характеристиками-rG = Аполезн maxппппппggggggэлектр.-GТОР = А электр maxэлектр.С другой стороны, электрическая работа, совершаемая ГЭ при переносе заряда Qчерез разность потенциалов U:Аэлектрич = Q.UМаксимальная работа ГЭ при переносе n молей электронов:А электр max = nFEЭ ,где ЕЭ – ЭДС.GТОР = -nFEЭG0ТОР = -nFE0Э- основные уравнения, связывающие химические и электрическиехарактеристики.Для ТОР ГЭ аА(р) + bВ(т)  dD(р) + lL(г) изотермаВант Гоффа для конденсированных систем (растворов):a d D  р LlGТОР = G0 ТОР + RTln(: -nF) имеемaa Aуравнение Нернста для ЭДСG 0 RTaa AlnЕЭ = nFnF a d D  p l L ЕЭ = EЭ0RTaa Aln dnF a D  p l LЕ0ЭСвязь ЭДС с константой равновесия ТОРG0ТОР =-RTlnKa ≈ -RTlnKсnFEЭlnK ln KCaRTТемпературная зависимость ЭДСGТОР = Н - ТS = - nFEЭПредполагая независимость Н и S от температуры, имеем:dЕ ЭdG= -S = -nFdTdTdE ЭSnFdTdE Э Sтемпературный коэффициент ЭДС:dT = nFтепловой эффект ТОР: H  nFEЭ  nFTEЭS0dEЭdTS0S=0Вывод:измеряя ЕЭ иdЕ Э,определяют G, Н и S реакции в ГЭ.dTТ.

Характеристики

Тип файла PDF

PDF-формат наиболее широко используется для просмотра любого типа файлов на любом устройстве. В него можно сохранить документ, таблицы, презентацию, текст, чертежи, вычисления, графики и всё остальное, что можно показать на экране любого устройства. Именно его лучше всего использовать для печати.

Например, если Вам нужно распечатать чертёж из автокада, Вы сохраните чертёж на флешку, но будет ли автокад в пункте печати? А если будет, то нужная версия с нужными библиотеками? Именно для этого и нужен формат PDF - в нём точно будет показано верно вне зависимости от того, в какой программе создали PDF-файл и есть ли нужная программа для его просмотра.

Список файлов лекций