Материал: Khimia_bilety

47. Зависимость эдс гальванического элемента от природы реагирующих веществ, температуры и концентрации. Стандартная эдс.

1. Зависимость от природы.

2. Зависимость от концентрации.

3. Зависимость от температуры.

48. Стандартный водородный электрод. Формула Нернста. Стандартный потенциал. Ряд напряжения.

В наст. время невозможно рассчитать или экспериментально определить абсолютное значение скачка потенциала на отдельно взятом электроде. Поэтому значение потенциала на электроде всегда определяется по отношению к эталонному электроду, потенциал к-го условно принимается =0.В электрохимии таким электродом является нормальный водородный элемент (н.в.э.).Потенциал н.в.э. при опред-х условиях =0. В стеклянный сосуд сложной формы залит раствор серной кислоты такой концентрации, что [H⁺]»1 г-ион/л.Платиновая чернь (губчатая пластина) – платиновый электрод.Р=1атм.Водород омывает платину, растворяется в ней. Насыщенная водородом платина начинает вести себя как водородный электрод, т.е.

H⁺+к « 1/2H₂

2H⁺ЅH₂

j_H=0

Т.о. за величину электродного потенциала данного электрода принимается ЭДС гальванического элемента, составленного из исследуемого электрода и н.в.э. Электродному потенциалу присваевается знак, одинаковый со знаком заряда данного электрода в паре с н.в.э.

Например Zn в паре с н.в.э. заряжается отрицательно, а это значит, что потенциал Zn-го электрода равен ЭДС Zn-го водородного элемента с обратным знаком.

j_Zn=j⁰_Zn+RT/nФ*ln a_Zn²⁺ j_Me=j⁰_Me+RT/nФ*ln[Meⁿ⁺] j⁰-стандартное значение потенциала.Т=298К(25⁰С). j_Ме=j⁰_Ме+0.059/n*lg[Meⁿ⁺]

В электрохимии почти 100 лет шел спор о том, какие скачки потенциала определяют величину ЭДС. Физики: φ₄ –основная роль. Химики: φ₁ и φ ₃ т.к. на величину ЭДС влияет изменение концентрации электролитов. В 1954г. было доказано, что они одинаково важны.

Если все металлы выстроить в ряд повелечинам их j⁰, то мы получим т.н. ряд напряжений. В ряду напряжений помещен и j_Н=0. Все металлы, расположенные в ряду напряжений выше Н имеют j⁰<0, ниже - j⁰>0В водородном электроде протекает реакция: H⁺+к « H – n=1 j_H= j⁰_H+0.059/1*lg[H⁺], j⁰_H =0 по условию. j_H =0.059lg[H⁺], pH=-lg[H⁺], j_H=-0.059pH. потенциала более положительного электрода вычесть потенциал менее положительного. Cu – Zn: E=j_Cu-j_Zn=j⁰_Cu-j⁰_Zn+RT/nФ*ln([Cu²⁺]-[Zn²⁺])=E⁰ E⁰-RT/nФ*ln[Zn²⁺]/[Cu²⁺] n=2; E⁰=j⁰_Cu-j⁰_Zn=0.34-(-0.763)=1.103B;E⁰экспериментальное=1.087В, DE=0.016B-диффузионный скачок потенциалов на границе 2 растворов.

49. Типы электродов и цепей. Окислительно-восстановительные электроды и цепи.

1. Электроды 1 рода. Металлические, обратимые относительно катиона.

2. Металлические электроды, обратимые относительно аниона.

3. Газовые электроды, обратимые как относительно катионов, так и анионов.

4. Окислительно-восстановительные электроды.

Металлическая пластина не принимает участия, она токоотвод.

Типы цепей

1. Химические цепи – 2 разных металлических электрода (Al-Zn).

2. Окислительно-восстановительные цепи (2 ОВ-электрода)

ОВР течет самопроизвольно в сторону превращения сильного окислителя в слабый сопряженный окислитель, сильного восстановителя в слабый сопряженный восстановитель.

3. Концентрационные цепи.

Разные концентрации электролитов.

50. Электролиз. Последовательность разряда ионов на катоде и аноде.

Электролиз – ОВ процесс, протекающий в растворе или расплаве при прохождении постоянного электрического тока.

Электролиз HCl:

К (-) А (+)

Последовательность катодных процессов. Процесс идет в направлении уменьшения потенциала.

Металлы можно разбить на 3 группы:

1. В, ВСЕГДА восстанавливается на катоде.

2. восстанавливаются вместе с водородом:

3. В, НИКОГДА не восстанавливаются.

- в нейтральной или кислой средах.

Последовательность анодных процессов.

А)с растворимым анодом, окисляется сам анод

Б)угольные инертные электроды, процесс идет в порядке увеличение потенциала.

1)идет окисление бескислородных анионов кислот, за исключением Cl

2)кислородсодержащие ионы в водных растворах не окисляются (сильная ковалентная связь)

3)в случае отсутствия бескислородных ионов:

В щелочном растворе

В кислой, нейтральной среде

51. Законы Фарадея. Выход по току.

1. При электролизе данного электролита количество вещества, выделяющегося на электродах пропорционально количеству электричества.

2. При электролизе разных электролитов одинаковое количество электричества выделяет на электродах количество вещества, пропорциональное их эквиваленту.

3. При пропускании через электролит электричества в 1Ф=96493Кл на электродах выделяется 1 эквивалентная масса (1 моль-эквивалент)