Отправляет email-рассылки с помощью сервиса Sendsay

Как сдать ЕГЭ по химии?

Подписаться Бесплатная «Серебряная» новостная рассылка . Подписчиков 68 RSS
←   Март 2011   →
 1
 2
 3
 4
 5
 6
 7
 8
 9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
21
22
23
24
25
26
27
28
29
30
31


За последние 60 дней ни разу не выходила


Сайт рассылки: http://mihail-barmin2010.narod.ru/
Открыта: 20-05-2010
Адрес автора: job.education.khimia4ege-owner@subscribe.ru

Автор
mik2005

Статистика

68 подписчиков
0 за неделю
←   Все выпуски   →

Как сдать ЕГЭ по химии? Лекция12 (начало)


Девиз: “АКТИВНЫЙ – ОТДАЕТ”
ЛЕКЦИЯ 11
ЭЛЕКТРОДНЫЙ ПОТЕНЦИАЛ МЕТАЛЛА.
ГАЛЬВАНИЧЕСКИЙ ЭЛЕМЕНТ.
ЭЛЕКТРОЛИЗ. КОРРОЗИЯ
План:
1. Ряд стандартных электродных потенциалов.
2. Направление электродных процессов.
3. Уравнение Нернста.
Ряд стан дартных электро дных потенциалов
Если расположить стандартные электродные потенциалы
металлов в порядке уменьшения их отрицательного значения и
повышения положительного, т.е. в порядке возрастания элек-
тродных потенциалов, то получится ряд стандартных электро-
дных потенциалов (ранее используемое название – ряд напря-
жений металлов).
Чем более отрицателен электродный потенциал, (металлы в ряду
ДОН) тем выше способность металла посылать ионы в раствор и
тем сильнее проявляет себя металл как восстановитель. Все ме-
таллы, расположенные левее водорода, т.е. имеющие отрицатель-
ное значение электродного потенциала, растворяются в кислотах
с концентрацией (активностью) ионов водорода 1 моль/л.
Если электродный потенциал металла имеет положительный
знак, то металл является окислителем по отношению к водоро-
ду и не вытесняет его из растворов, содержащих по 1 моль/л ионов
водорода и катионов металла, а, наоборот, водород вытесняет ме-
талл из раствора соли.
Рассмотрим гальваническую цепь из стандартных медно-
го и цинкового электродов (концентрация ионов металлов в
растворах по 1 моль/л). Эдс этого элемента составляет 1.10 В.
Это значение - есть разность электродных потенциалов меди
и цинка:E = ECu2+/Cu - EZn2+/Zn = 0.34 - (-0.760) = 1.10B
Цинк, электродный потенциал которого имеет отрицатель-
ное значение (-0,76 В), посылает в раствор большее число катио-
11 8 11 9
нов чем медь, поэтому отрицательный заряд цинкового электрода
будет выше и электроны с цинковой пластины переходят на мед-
ную, и, соединяясь с катионами меди из раствора вблизи медного
электрода, приводят к осаждению металлической меди на элект-
роде. Таким образом, на цинковом электроде самопроизвольно
проходит реакция окисления цинка, а на медном - восстанов-
ление ионов Сu2+
Zn: Zn - 2ē → Zn2+ - Е = +0.760
Cu: Cu2+ + 2ē → Cu Е = +0.34В
Суммарная реакция, протекающая в этом гальваническом
элементе, записывается уравнением:
Cu2+ + Zn = Cu + Zn2+ Е = +0.34 - (-0.76) = 1.10B
Направление электро дных процессов
Для установления направления электродных процессов, рас-
чета эдс и правильного написания уравнения самопроизвольно
протекающей в гальваническом элементе реакции следует пос-
тупать следующим образом. Пользуясь таблицей стандартных
электродных потенциалов, записывают уравнения реакций для
каждого электрода с указанием значения электродного потенциа-
ла. Электродную реакцию с большим отрицательным или меньшим
положительным значением потенциала переписывают в обратном
направлении (при этом знак потенциала следует изменить на про-
тивоположный). Под этим уравнением записывают уравнение вто-
рой электродной реакции в том виде, в котором она дана в справоч-
ной таблице. Умножают коэффициенты при формулах веществ на
такие числа, чтобы числа принятых и отданных электронов были
равны (следует обратить внимание, что потенциалы на эти числа не
умножаются!). Суммируют оба уравнения и их потенциалы. Таким
путем получают оба уравнения, их потенциалы и уравнение са-
мопроизвольно протекающей электродной реакции.
Ниже приведен пример использования данного способа для
определения, будет ли олово растворяться в растворе кислоты
с СH+ = 1 моль/л. Из табл. выписываем уравнения реакций и
значения потенциалов для олова и водорода:
Sn2+ + 2ē → Sn Е = -0,14B
H+ + ē → 1/2 H2 Е = 0
В прямом направлении самопроизвольно протекает реак-
ция, характеризующаяся большим (алгебраическим) значением
потенциала. Так как Ен+/н2 > Еsn2+/sn2; (0,00 > - 0.14), то такой
реакцией является восстановление ионов водорода. Уравнение
другой реакции, как источника электронов, перепишем в об-
ратном направлении
Sn = Sn2+ + 2ē Е = + 0.14B
Общее уравнение реакции, проходящей в гальваническом
элементе, получается суммированием обоих уравнений:
2H+ + Sn = Sn2+ + H2 Е = 0.14 В
Таким образом, олово растворяется в растворе кислоты с СH+ =
= 1 моль/л.
Определим, будет ли олово растворяться в воде. Из таблицы
стандартных электродных потенциалов находим, что потенци-
ал EH+/H для воды (CH+ = 10-7 моль/л) не равен нулю, как это
имело место для растворов с CH+ = 1моль/л, а равен - 0,41 В, т.е.
H+ + ē → 1/2 H2 Е = - 0,41 В, при CH+ = 10-7 моль/л
Для олова:
Sn2+ + 2ē → Sn Е = -0,14B
Так как |- 0,41| > |-0,14|, то в прямом направлении протека-
ет реакция восстановления ионов олова (как она записана в
табл.). Реакция, характеризующаяся меньшим потенциалом,
будет протекать в обратном направлении, т.е.
H2 =2H+ + 2ē
Следовательно, реакция, протекающая самопроизвольно,
выражается уравнением: Sn2+ + H2 = Sn + 2H+
Таким образом, в воде (точнее, в растворе соли с CSn
2+ = 1 моль/
л) олово не растворяется, а если через раствор соли олова пропус-
кать водород, то будет осаждаться металлическое олово.
Как известно, изменение изобарного потенциала в системе
численно равно работе, совершаемой в результате химической
реакции:
ΔG = - A
Работа электрического тока равна произведению числа молей
перенесенных электронов n, постоянной Фарадея F = 96484 Кл/
моль и напряжения в электрической цепи. Так как электродный
потенциал – это ЭДС гальванической цепи с водородным элек-
тродом, то работу электродной реакции можно рассчитать отно-
сительно работы реакции стандартного водородного электрода:
A = nE F (1)
Поскольку для водородного электрода принято E = 0, то и
работа его реакции также равна нулю, и, следовательно, ΔG,
12 0 121
ΔH, ΔS, для реакции стандартного водородного электрода
также равны нулю. Подставляя (1) в равенство ΔG = - А, полу-
чаем:
ΔG = - nEF (2)
ΔG = -nEF
Изменения изобарного потенциала при нестандартных и
стандартных условиях связаны соотношением
(3)
где Писх и ПС ПР - соответственно произведение концентраций
(в степени их стехиометрических коэффициентов) продуктов
реакции и исходных веществ. Объединяя (2) и (3), получаем:
(4)
Формула (4) – уравнение Нернста, позволяющее вычислить
электродные потенциалы при нестандартных условиях. Для
электродного процесса:
Mn+ (p-p) + nē = M(kр)
уравнение ( 4 ) при 298,15 К приобретает вид:
0,059 (5)
Eмn+/м = Eмn+/м - n lg1/Cмn+
Уравнение Нернста
С помощью уравнения Нернста можно рассчитать электро-
движущую силу окислительно-восстановительного процесса
при нестандартных концентрациях, если известно стандарт-
ное значение Е. Для окислительно-восстановительной реак-
ции уравнение (5) при 298,15 К записывается так:
0,059 Cмox
n+
E = E - – lg –
n Cмred
n+
где n - число участвующих в реакции электронов; Смn+ – лю-
бые нестандартные концентрации ионов в растворе окислите-
ля и восстановителя.
Пользуясь уравнением Нернста, можно рассчитать, напри-
мер, потенциал цинкового электрода в 0.001 М растворе его
соли составит:
Е = -0.76 - 0.0592/2 ∙ lg(1/0.001) = - 0.85 B
Следовательно, при уменьшении концентрации ионов цин-
ка в растворе потенциал металла становится более отрицателен
(по отношению к стандартному водородному электроду).
122 123
Девиз: “ЭЛЕКТРОЛИЗ
ЛЕКЦИЯ 12.
ЭЛЕКТРОЛИЗ. КОРРОЗИЯ.
План:
1. Электролиз расплавов и растворов
2. Электролиз водных растворов электролитов
3. Применение электролиза
4. Коррозия металлов Защита от коррозии. Защитные по-
верхностные покрытия металлов
Электролиз расплавов и растворов.
В растворах и расплавах электролитов имеются разноимен-
ные по знаку ионы (катионы и анионы), которые, подобно всем
частицам жидкости, находятся в хаотическом движении. Если
в такой раствор или расплав электролита, например в расплав
хлорида натрия (NаС1 плавится при 80C), погрузить инертные
(угольные) электроды и пропустить постоянный электричес-
кий ток, то ионы будут двигаться к электродам: катионы Nа+ –
к катоду, анионы Cl- – к аноду . Ионы натрия Nа+, достигнув
катода, принимают от него электроны и восстанавливаются:
Nа+ + ē = Nа0, а хлорид-ионы Cl-, отдав электроны аноду, окис-
ляются: 2Cl- - 2с = Сl2. В итоге на катоде ваделяется металли-
ческий натрий, а на аноде хлор.
Если теперь почленно сложить уравнения этих двух элект-
родных реакций (предварительно умножив первое на 2), то по-
лучим общее, или суммарное, уравнение электролиза хлорида
натрия:
Nа+ + ē = Nа0 2
2Cl- - 2ē = Сl2 1
2Nа+ + 2Cl- эликтролиз 2Nа + Cl           2 или 2NаCl эликтролиз 2Nа + Cl2
Эта реакция является окислительно-восстановительной: на
аноде протекает
В избранное