рефераты конспекты курсовые дипломные лекции шпоры

Раздел Электроника
/
Электродные потенциалы. Направление ОВР

Реферат Курсовая Конспект

Выберите учебное заведение

Электродные потенциалы. Направление ОВР

Электродные потенциалы. Направление ОВР - раздел Электроника, ЭЛЕКТРОННОЕ СТРОЕНИЕ АТОМОВ В Каждой Окислительно-Восстановительной Реакции, В Том Числе В Реакции ...

В каждой окислительно-восстановительной реакции, в том числе в реакции

Zn + CuSO₄ = ZnSO₄+ Cu (1)

участвуют две окислительно-восстановительные пары - восстановитель (Zn) и его окисленная форма (Zn²⁺); окислитель (Cu²⁺) и его восстановленная форма (Cu). Мерой окислительно-восстановительной способности данной пары является окислительно-восстановительный или электродный потенциал, который обозначают , где Ox – окисленная форма, Red – восстановленная форма (например, , ). Измерить абсолютное значение потенциала невозможно, поэтому измерения осуществляют относительно эталона, например стандартного водородного электрода.

Стандартный водородный электрод состоит из платиновой пластинки, покрытой тонким порошком платины, погруженной в раствор серной кислоты с концентрацией ионов водорода, равной 1 моль/л. Электрод омывают током газообразного водорода под давлением 1,013 · 10⁵ Па при температуре 298 К. На поверхности платины протекает обратимая реакция, которую можно представить в виде:

2H⁺ + 2Û H₂.

Потенциал такого электрода принимают за нуль: В (размерность потенциала – Вольт).

Стандартные потенциалы измерены или рассчитаны для большого числа окислительно-восстановительных пар (полуреакций) и приведены в таблицах. Например, . Чем больше значение , тем более сильным окислителем является окисленная форма (Оx) данной пары. Чем меньше значение потенциала, тем более сильным восстановителем является восстановленная форма (Red) окислительно-восстановительной пары.

Ряд металлов, расположеных в порядке увеличения их стандартных электродных потенциалов, называют электрохимическим рядом напряжений металлов (рядом активности металлов):

Li Ba Sr Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb H Bi Cu Ag Hg Au

E⁰ < 0 E⁰=0 E⁰ > 0

Начинается ряд наиболее активными металлами (щелочными), а завершается «благородными», т.е. трудноокисляемыми металлами. Чем левее расположены в ряду металлы, тем более сильными восстановительными свойствами они обладают, они могут вытеснять из растворов солей металлы, стоящие правее. Металлы, расположенные до водорода, вытесняют его из растворов кислот (кроме HNO₃ и H₂SO_{4 конц}).

В тех случаях когда система находится в нестандартных условиях, значе-

ние электродного потенциала можно рассчитать по уравнению Нернста:

,

где – потенциал системы при нестандартных условиях, В;

– потенциал системы при стандартных условиях, В;

R – универсальная газовая постоянная (8,31 Дж/моль•К);

T – температура, К;

n – число электронов, участвующих в процессе;

F – число Фарадея (96500 К/моль);

[Ox]^а, [Red]^в – произведение концентраций (моль/л) окисленной и восстановленной форм участников процесса, возведенных в степень стехиометрических коэффициентов.

Концентрации твердых веществ и воды принимают за единицу.

При температуре 298 К, после подстановки численных значений R и F,

уравнение Нернста принимает вид:

. (2)

Так, для полуреакции

Û

уравнение Нернста

.

Используя значения электродных потенциалов, можно определить направление самопроизвольного протекания окислительно-восстановительной реакции. В ходе ОВР электроны всегда перемещаются от пары, содержащей восстановитель, к паре, содержащей окислитель. Обозначим

- электродный потенциал пары, содержащей окислитель;

- электродный потенциал пары, содержащей восстановитель.

Если > - самопроизвольно может идти прямая реакция;

Если < - прямая реакция невозможна, но возможна обратная реакция.

Для рассмотренной ранее (с.24) реакции (1):

, т.е. реакция в стандартных условиях возможна.

6.4. Химические источники тока

Химические источники тока (ХИТ) – это системы для непосредственного превращения химической энергии окислительно-восстановительной реакции в электрическую. В настоящее время существует очень большое число типов ХИТ: гальванические, комбинированные, резервные, топливные элементы, аккумуляторы. Основной отличительной особенностью аккумуляторов является то, что реакции, протекающие в них, являются обратимыми, поэтому их можно заряжать и использовать не один раз. Условное обозначение ХИТ:

(а) / электролит // электролит / (к)

или (а) / электролит / (к) ,

где (а) – материал анода (электрода, на котором идет процесс окисления);

(к) – материал катода (электрода, на котором идет процесс восстановления);

/ – поверхность раздела электролит - раствор или расплав электролита;

// – поверхности раздела пространственно удалены друг от друга. При работе источников тока в них протекают достаточно сложные, многостадийные процессы. Условия, необходимые для получения электрического тока в ХИТ:

· ХИТ должен содержать два электрода с различными потенциалами;

· процессы окисления и восстановления должны быть пространственно разделены;

· внешняя и внутренняя цепи должны быть замкнуты.

Далее будут рассмотрены примеры только гальванических элементов.

Пример 1. Схема гальванического элемента:

Zn / ZnSO₄ // H₂SO₄ / H₂ (Pt) .

Слева – цинковый электрод, погружённый в раствор сульфата цинка, справа – стандартный водородный электрод (платиновая пластина в растворе серной кислоты). Условия работы гальванического элемента будем считать стандартными, т.е. потенциал электрода из цинка потенциал водородного (платинового) электрода В. Условие самопроизвольного протекания окислительно-восстановительной реакции -> , следовательно, на правом электроде будет идти полуреакция восстановления (платина - катод), а на левом – окисления (цинк - анод):

· анодный процесс - Zn - 2ē = Zn²⁺;

· катодный процесс - 2Н⁺ + 2ē = Н₂ .

Ионное и молекулярное уравнения реакции, на которой основана работа гальванического элемента:

Zn + 2Н⁺ = Zn²⁺ + Н₂ ; Zn + Н₂SO₄ = ZnSO₄ + Н₂ .

Электроны, отдаваемые цинком, по внешней цепи перемещаются к катоду, а в противоположном направлении, по внутренней цепи, перемещаются отрицательно заряженные ионы SO₄^2—:

ē

(-) (+)

(а) Zn / ZnSO₄ // H₂SO₄ / H₂ (Pt) (к)

SO₄^2—

ЭДС любого ХИТ рассчитывается как разность =. Значение ЭДС должно быть больше нуля.

Пример 2. Схема гальванического элемента:

Al / Al₂(SO₄)₃ 0,005M // KСlO₃; KCl; H₂SO₄ / (C)

Слева – алюминиевый электрод, погружённный в раствор сульфата алюминия с концентрацией 0,005 моль/л (при обозначении молярной концентрации обозначение размерности моль/л часто заменяют буквой М), справа – графитовый электрод в растворе двух солей при стандартных условиях. Потенциал алюминиевого электрода необходимо рассчитать по уравнению (2):

.

В условиях указана концентрация соли, ионы алюминия образуются при её диссоциации: Al₂(SO₄)₃ = 2Al³⁺ + 3SO₄^2—, поэтому [Al³⁺] = =. Таким образом,

.

Потенциал на графитовом электроде равен стандартному потенциалу окислительно-восстановительной пары СlO₃^—/Cl^—: =1,45 В.

> , т.е. в левом полуэлементе находится восстановитель (идёт полуреакция окисления, алюминий – анод), в правом – окислитель (идёт полуреакция восстановления, графитовый электрод – анод).

Анодный процесс Al - 3ē = Al³⁺ 2

катодный процесс - СlO₃^— + 6H⁺ + 6ē = Cl^— + 3H₂O 1

Ионное и молекулярное уравнения реакции:

2Al + ClO₃^— + 6H⁺ = 2Al³⁺ + Cl^— + 3H₂O,

2Al + KClO₃ + 3H₂SO₄ = Al₂(SO₄)₃ + KCl + 3H₂O.

Условная схема работы гальванического элемента:

ē

(-) (+)

(а) Al / Al₂(SO₄)₃ // KСlO₃; KCl; H₂SO₄ / (C) (к)

SO₄^2—

ЭДС = 1,45 – (-1,70) = 3,15 В.

Развернуть

Открыть в широком формате

– Конец работы –

Эта тема принадлежит разделу:

ЭЛЕКТРОННОЕ СТРОЕНИЕ АТОМОВ

Квантово механическая модель электронного строения атома Совокупность атомов... Некоторые свойства неорганических... Основные понятия...

Если Вам нужно дополнительный материал на эту тему, или Вы не нашли то, что искали, рекомендуем воспользоваться поиском по нашей базе работ: Электродные потенциалы. Направление ОВР

Что будем делать с полученным материалом:

Если этот материал оказался полезным ля Вас, Вы можете сохранить его на свою страничку в социальных сетях:

Все темы данного раздела:

Квантово-механическая модель электронного строения атома
Атом - наименьшая частица химического элемента, сохраняющая все его химические свойства. Он состоит из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных

Оксиды, гидроксиды, соли
Простые вещества образованы атомами одного химического элемента. Все простые вещества можно разделить на неметаллы и металлы. К неметаллам относят только 22 элемента: благородные газы, галогены, а

Свойства оксидов и гидроксидов
1. Отношение к воде. Из оснóвных оксидов с водой взаимодействуют только оксиды щелочных (Li, Na, K, Rb, Cs) и щелочноземельных (Ca, Sr, Ba) металлов, при этом образуются

Свойства солей
Средние соли вступают в реакции обмена со щелочами, кислотами, (примеры соответствующих реакций см. выше), солями, если в результате образуется малорастворимая соль: 3MgCl2 + 2N

Энтальпии химических реакций
Большинство химических реакций сопровождаются выделением или поглощением тепла. · Количество тепла, которое выделяется или поглощается в результате химической реакции, называют

Энтальпии образования простых веществ приняты за ноль.
3.3. Закон Гесса. Следствие закона Гесса Закон, сформулированный Германом Ивановичем Гессом в 1840 году (закон Гесса), – основной

Скорость химических реакций
Скорости и механизмы химических процессов, а также факторы, влияющие на них, изучает химическая кинетика. Существуют гомогенные (однофазные) и гетерогенные (многофазные

Химическое равновесие
В природе существуют реакции практически необратимые (идущие в одном направлении) и обратимые реакции (идущие в прямом и обратном направлениях). Пример необратимой реакции: 2KClO3 = 2KCl

Выражение константы равновесия имеет вид
. Особенность записи выражения константы равновесия для гетерогенных равновесий заключается в том, что

Принцип Ле Шателье
Если на систему не оказывать внешнего воздействия, то состояние равновесия будет сохраняться как угодно долго. При изменении внешних условий равновесие может быть нарушено, однако через некоторое в

Ионные реакции в растворах электролитов
Ионными реакциями (реакциями обмена) называют реакции в растворах электролитов, не сопровождающиеся изменением степеней окисления атомов элементов, входящих в состав реагирующих веществ

Составление уравнений ОВР
Для составления уравнений ОВР применяют различные методы, например, для реакций, происходящих в водных растворах (в этой работе рассмотрены в основном такие), - метод электронно-ионных полуреакц