580.43K

Category:

chemistry

Лекция 5 Химическое равновесие. Введение в электрохимию. Редокс процессы и равновесия

1.

Лекция №5
План
1. Химическое равновесие
2. Введение в электрохимию
3. Редокс процессы и равновесия

Обратимые реакции
Химические реакции, которые при одних и
тех же условиях могут идти в
противоположных направлениях.
При написании уравнений обратимых
реакций вместо знака равенства ставят две
противоположно направленные стрелки.
Реакцию, протекающую слева направо,
называют прямой (константа скорости
прямой реакции k1), справа налево обратной (константа скорости обратной
реакции k2).

3.

Химическое равновесие
Состояние, в котором скорость обратной
реакции становится равной скорости прямой
реакции.

4.

Константа равновесия
аА bB cC dD
k1 C С
K
k2 C C
c
C
a
A
d
D
b
B

5.

Уравнение изотермы
Константа равновесия связана
со стандартной энергией Гиббса реакции
G R T ln K 2,3 R T lg K
0
при ΔG <0 - реакция идет в прямом
направлении;
при ΔG = 0 - реакция достигла
равновесия ;
при ΔG >0 - реакция идет в обратном
направлении.

6.

7.

ТИПЫ ПРОВОДНИКОВ
Проводники первого рода(металлы)
Проводники второго рода (электролиты)
1
L ; [ Ом -1 См (Сименс)]
R
l
R ρ ;
S

8.

Электропроводность в растворах
электролитов
Удельная (κ – каппа)
l
м
1
1
1
Ом м (См м )
2
R S Ом м
Молярная (λ)
λm
C
;
См м -1
2
1
См
м
моль
;
-3
моль м

9.

Изменение удельной электрической
проводимости растворов электролитов
при их разведении
κ
1
V
(разведение)
C
HCl
Для слабых электролитов при разведении
увеличивается степень диссоциации:
α
NaOH
CH3COOH
0
V
Кд
С
Для сильных электролитов
уменьшается взаимное влияние
ионов:
- lg f a 0,5Zi2 I
по мере разбавления I , а f a

10.

Зависимость молярной электрической
проводимости растворов электролитов от
разведения
λm
HCl
NaOH
λ∞
λ∞
С разбавлением раствора
молярная
электропроводность
увеличивается, достигая
максимального значения
при бесконечном
разведении:
λ∞
CH3COOH
λ∞
0
V

11.

Для слабых электролитов
V, , число ионов, m;
∞ – полная ионизация ( =1)
Для сильных электролитов
V, сила межионного взаимодействия,
fа, m; ∞– полное отсутствие
межионного взаимодействия(fа =1)

12.

КОЛЬРАУШ
Фридрих Вильгельм Георг
(1840-1910)
Предложил способ
определения
электрического
сопротивления
электролитов,
установил закон
независимости
движения ионов
в электролитах

13.

Закон Кольрауша
Предельная молярная
электропроводность раствора данного
электролита равна сумме предельных
молярных проводимостей ионов,
входящих в его состав

14.

Закон Кольрауша
∞ =UA +UK
U=F
(подвижность иона,
справочник)
(абсолютная скорость
движения иона)

15.

Абсолютная скорость движения ( ) и подвижность
(U) ионов при 250С
м2·См·моль-1
H+
·10-8,
м2 ·В-1 ·с-1
36,3
Li+
4,0
38,7
Na+
5,2
50,3
K+
7,6
73,5
Rb+
8,0
77,5
Cs+
8,0
77,5
NH4+
7,6
Mg2+
Al3+
Катион
·10-8,
U ·10-4,
м2 ·В-1 ·с-1
м2·См·моль-1
OHFClBrINO3-
20,6
73,5
CH3COO
4,2
199,2
55,4
76,3
78,4
76,9
71,5
40,9
5,5
106,1
6,5
183,2
CO32SO42-
U ·10-4,
349,8
Анион
-
5,7
7,9
8,1
8,0
7,4
7,2
8,3
138,6
159,6

16.

Электропроводность
биологических объектов
Изучение электропроводности
тканей позволяет оценить
особенности их функционирования,
состояние нормы и патологии
Используется в диагностике
Лежит в основе
физиотерапевтических методов
лечения: электрофорез, ионофорез
Лежит в основе рефлексологии

17.

Механизм возникновения
электродного потенциала
М0 ↔ Mn+ + neМе + m Н2О Меn+(Н2О)m+ ne-
Меn+(Н2О)m+ ne- Ме + m Н2О
металл
-
+
+
+
+
+ вода
граница

18.

Если металл активный:
Zn
Zn2+ SO42-
М0 - ne- → Mn+
Zn0 - 2e- → Zn2+
Схема электрода:
Zn | Zn2+
Zn | ZnSO4

19.

Если металл малоактивный:
Cu
Cu2+ SO42-
Mn++ ne- → М0
Cu2+ + 2e- → Cu0
Схема электрода:
Cu | Cu2+
Cu | CuSO4

20.

Электродный потенциал зависит:
Природы металла
Активности его ионов
Температуры
Величина потенциала в реальных
условиях рассчитывается по
уравнению Нернста

21.

Уравнение Нернста
EMen / Me E
4
0
Men / Me
2 10 T
lg СMen
n
При температуре 25°С (298 К)
EMen / Me E
E
0
Men / Me0
0
Men / Me
0,059
lg aMen
n
- стандартный электродный потенциал

22.

Стандартный электродный потенциал (Е0)- это ЭДС гальванического
элемента, составленного из данного электрода и электрода
сравнения. В качестве электрода сравнения используют
нормальный водородный электрод:
H20 – 2 e- → 2H+
2H+ + 2 e- → H20
Н2
Схема электрода:
(Pt) H2 | 2H+
При стандартных условиях:
EH0 / 2 H 0
2

23.

Ряд стандартных электродных
потенциалов металлов
Li
Ba
Na
Zn
Fe
-3,04
-2,90
-2,71
-0,76
-0,44
Li+
Ba2+
Na+
Zn2+
Fe2+
Pb
-0,13
Pb2+
H2
0
2H+
Cu
Ag
+0,34
+0,80
Cu2+
Ag+
Au
+1,5
Au3+

24.

Гальванический элемент
Биметаллический
Концентрационный

25.

Элемент Даниэля-Якоби
Анод: Zn -2e =Zn2+
Катод: Cu2++2e = Cu
е‾
Zn + Cu2+ = Zn2+ + Cu
солевой мостик
–
+
Zn
+
+
+
+
+
+
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
Cu
+
+
+
+
+
+
Zn2+
SO42-
– +
SO42- –– ++
– +
2+
– +
Cu
– +
+ –
+ –
+ –
+ –
+ –
+ –
Схема элемента:
–
+
Zn|ZnSO4||CuSO4 |Cu

26.

Электродвижущая сила (ЭДС)
ЭДС гальванического элемента (ЕГЭ )равна
разности его электродных потенциалов
ЕГЭ = Екатода – Еанода
В гальванической цепи работающей
самопроизвольно
Екатода > Еанода
0
0
если ЕZn
0
,
76
B
;
E
0,34 В,
2
/ Zn
Cu 2 / Cu
0
то, Е ГЭ
0,34 ( 0,76) 1,1 B

27.

Концентрационный элемент
Анод: Zn – 2е Zn2+(0,01)
Катод: Zn2+(0,1) +2e Zn
е‾
Схема элемента:
солевой мостик
–
+
Zn
+
+
+
+
+
+
–
–
–
–
–
–
Zn
–
–
–
–
–
–
+
+
+
+
+
+
Zn2+
SO42-
SO42-
Zn2+
С1 (Zn2+) = 0,01 моль/л
– +
– +
– +
– +
– +
– +
+
+
+
+
+
+
–
–
–
–
–
–
–
+
Zn|Zn2+(0,01)||Zn2+(0,1)|Zn
С2 (Zn2+) = 0,1 моль/л