Электродные потенциалы

Гальванический элемент

Гальванический элемент (химический источник тока) – устройство, которое позволяет превращать энергию химической реакции в электрическую работу. По принципу работы различают первичные (разовые), вторичные (аккумуляторы) и топливные элементы. Гальванический элемент состоит из ионпроводящего электролита и двух разнородных электродов (полуэлементов), процессы окисления и восстановления в гальваническом элементе пространственно разделены. Положительный полюс гальванического элемента называется катодом, отрицательный - анодом. Электроны выходят из элемента через анод и движутся во внешней цепи к катоду.

Правила записи: слева располагается электрод, имеющий более отрицательный потенциал (анод), справа - катод; растворы отделяются вертикальной пунктирной линией, если они контактируют друг с другом, и двумя вертикальными линиями, если между ними находится солевой мостик; одна вертикальная линия означает границу раздела фаз, вертикальная пунктирная линия - мембрана.

Абсолютные электродные потенциалы определить очень трудно. Но, т.к. абсолютные электродные потенциалы входят в выражение для ЭДС с разными знаками, то их можно заменить величинами, отличающимися от них постоянными слагаемыми. Вместо абсолютного скачка потенциала на границе металл-раствор удобно использовать ЭДС элемента, состоящего из данного электрода и другого электрода, который во всех случаях должен быть одним и тем же. В качестве такого электрода сравнения принят стандартный водородный электрод.

Электродным потенциалом называется величина, равная ЭДС гальванического элемента, составленного из данного электрода и стандартного водородного электрода.

ЭДС электрохимического элемента равна разности электродных потенциалов:

Е = ₁ - ₂

Электродный потенциал электрода считается положительным, если в гальваническом элементе со стандартным водородным электродом данный электрод является катодом, и отрицательным - если анодом.

10. Гальванический элемент. ЭДС окислительно-восстановительных реакций.

Окислительно-восстановительными реакциями называются реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ.

Для определения направления окислительно-восстановительной реакции необходимо найти ЭДС гальванического элемента, образованного из данного окислителя и восстановителя. ЭДС (Е) окислительно-восстановительного элемента равна:

Е = φ_ок. – φ_восст.

где φ_{ок .} – потенциал окислителя

φ_{восст .} – потенциал восстановителя

Если Е > 0, то данная реакция возможна. Для выяснения возможности использования К₂Сr₂О₇ в качестве окислителя определим ЭДС следующих гальванических элементов:

F₂ F Cr₂O^-2₇ Cr⁺³; E = 1,36 - 2,85 = -1,49 В Е < 0

Cl₂ Cl^- CrO^-2₇ Cr⁺³ ; E = 1,36 - 1,36 = 0 В Е = 0

Br₂ Br^- Сr₂O^-2₇ Cr⁺³ ; E = 1,36 - 1,07 = 0,29 В Е > 0

I₂ I Сr₂O^-2₇ Cr⁺³; E = 1, 36 – 0,53 = 0,83 В Е > 0

Дихромат калия может быть использован в качестве окислителя только для процессов:

2Brֿ - 2eˉ = Br₂; 2Iֿ - 2eˉ = I₂

11. Определение рН. Задача.

Водоро́дный показа́тель, pH - мера активности (в очень разбавленных растворах она эквивалентна концентрации) ионов водорода в растворе, и количественно выражающая его кислотность, вычисляется как отрицательный (взятый с обратным знаком) десятичный логарифм активности водородных ионов, выраженной в молях на литр:

12. Диссоциация амфотерных электролитов. Взаимодействие амфотерных металлов со щелочами.

13. задача.

14. Ионная, водородная, донорно-акцепторная связь. Примеры.

Ионная связь — прочная химическая связь, образующаяся между атомами с большой разностью (>1,7 по шкале Полинга) электроотрицательностей, при которой общая электронная пара полностью переходит к атому с большей электроотрицательностью.Это притяжение ионов как разноименно заряженных тел. Примером может служить соединение CsF, в котором «степень ионности» составляет 97 %.Рассмотрим способ образования на примере хлорида натрия NaCl. Электронную конфигурацию атомов натрия и хлора можно представить: 11 Na ls2 2s2 2p 6 3s1; 17 Cl ls2 2p 6 Зs2 3р5 Как это атомы с незавершенными энергетическими уровнями. Очевидно, для их завершения атому натрия легче отдать один электрон, чем присоединить семь, а атому хлора легче присоединить один электрон, чем отдать семь. При химическом взаимодействии атом натрия полностью отдает один электрон, а атом хлора принимает его. Схематично это можно записать так: Na. — l е —> Na+ ион натрия, устойчивая восьмиэлектронная 1s2 2s2 2p6 оболочка за счет второго энергетического уровня.:Cl + 1е -->.Cl - ион хлора, устойчивая восьмиэлектронная оболочка. Между ионами Na+ и Cl- возникают силы электростатического притяжения, в результате чего образуется соединение. Ионная связь — крайний случай поляризации ковалентной полярной связи. Образуется между типичными металлом и неметаллом. При этом электроны у металла полностью переходят к неметаллу. Образуются ионы.

Если химическая связь образуется между атомами, которые имеют очень большую разность электроотрицательностей (ЭО > 1.7 по Полингу), то общая электронная пара полностью переходит к атому с большей ЭО. Результатом этого является образование соединения противоположно заряженных ионов:

Между образовавшимися ионами возникает электростатическое притяжение, которое называется ионной связью. Вернее, такой взгляд удобен. На деле ионная связь между атомами в чистом виде не реализуется нигде или почти нигде, обычно на деле связь носит частично ионный, а частично ковалентный характер. В то же время связь сложных молекулярных ионов часто может считаться чисто ионной. Важнейшие отличия ионной связи от других типов химической связизаключаются в ненаправленности и ненасыщаемости. Именно поэтому кристаллы, образованные за счёт ионной связи, тяготеют к различным плотнейшим упаковкам соответствующих ионов.

Характеристикой подобных соединений служит хорошая растворимость в полярных растворителях (вода, кислоты и т. д.). Это происходит из-за заряженности частей молекулы. При этом диполи растворителя притягиваются к заряженным концам молекулы, и, в результате Броуновского движения, «растаскивают» молекулу вещества на части и окружают их, не давая соединиться вновь. В итоге получаются ионы окружённые диполями растворителя.

При растворении подобных соединений, как правило, выделяется энергия, так как суммарная энергия образованных связей растворитель-ион больше энергии связи анион-катион. Исключения составляют многие соли азотной кислоты (нитраты), которые при растворении поглощают тепло (растворы охлаждаются). Последний факт объясняется на основе законов, которые рассматриваются в физической химии.

Донорно-акцепторный механизм (координационная связь) — химическая связь между двумя атомами или группой атомов, осуществляемая за счет неподеленной пары электронов одного атома (донора) и свободной орбитали другого атома (акцептора). Донорно-акцепторный механизм возникает часто при комплексообразовании за счет свободной пары электронов, принадлежавшей (до образования связи) только одному атому (донору) и обобществляемой при образовании связи. Донорно-акцепторная связь отличается от обычной ковалентной только происхождением связующих электронов. Например, реакция аммиака с кислотой состоит в присоединении протона, отдаваемого кислотой, к неподеленной электронной паре донора (азота): В ионе NH₄⁺ все четыре связи азота с водородом равноценны, хотя отличаются происхождением. Донорами могут быть атомы азота, кислорода, фосфора, серы и др. Роль акцепторов может выполнятьпротон, а также атомы с незаполненным октетом (напр., атомы элементов III группы таблицы Д. И. Менделеева, а также атомы-комплексообразователи, имеющие незаполненные энергетические ячейки в валентном электронном слое).

Водородная связь — разновидность донорно-акцепторной связи, невалентное взаимодействие между атомом водорода H, ковалентно связанным с атомом A группы A-H молекулы RA-H иэлектроотрицательным атомом B другой молекулы (или функциональной группы той же молекулы) BR'. Результатом таких взаимодействий являются комплексы RA-H•••BR' различной степени стабильности, в которых атом водорода выступает в роли «моста», связывающего фрагменты RA и BR'.

Особенностями водородной связи, по которым её выделяют в отдельный вид, является её не очень высокая прочность^[1], её распространенность и важность, особенно в органических соединениях^[2], а также некоторые побочные эффекты, связанные с малыми размерами и отсутствием дополнительных электронов у водорода.

Например, водородными связями обусловлена форма молекулы ДНК

15. Какие металлы и с растворами, каких кислот и щелочей вступают во взаимодействие с выделением водорода?

16. Карбоновые кислоты.

Карбо́новые кисло́ты — класс органических соединений, молекулы которых содержат одну или несколько функциональных карбоксильных групп -COOH. Кислые свойства объясняются тем, что данная группа может сравнительно легко отщеплять протон. За редкими исключениями карбоновые кислоты являются слабыми. Например, у уксусной кислоты CH₃COOH константа кислотности равна 1,75×10⁻⁵. Ди- и трикарбоновые кислоты более сильные, чем монокарбоновые.

§ Кислотными свойствами могут обладать некоторые другие классы органических соединений, например фенолы.

Дата добавления: 2015-04-24