Гальванические элементы. Электродвижущая сила (ЭДС) ГЭ. Электрохимический ряд напряжений металлов

Равновесия. Стабильное и метастабильное равновесие. Виды равновесий. Равновесия статическое и динамическое. Физическое равновесие. Фазовые равновесия. Фазовые диаграммы. Диаграмма воды.

Ковалентные соединения

Газообразные, жидкие или тв в-ва с низкой температурой плавления <300*С; многие не растворяются в полярных растворителях, большиноство растворимы в неполярных растворителях; р-ры и р-вы не проводят электричество.

Равновесия. Система считается находящейся в положении равновесия, если все воздействия на эту систему компенсируются другими или отсутствуют вообще. Виды равновесий: Статистическое -> механическое, и Динамическое -> термодинамическое, химическое и т.п.

Химическое равновесие — положение, в котором химическая реакция протекает в той же степени, как и обратная реакция, и в результате не происходит изменения количества каждого компонента.

Фазовое равновесие — состояние, при котором фазы в термодинамической системе находятся в состоянии теплового, механического и химического равновесия. Химическое равновесие выражается в равенстве химических потенциалов всех фаз вещества. Фазовые равновесия могут быть стабильными и метастабильными. Те и другие являются локально устойчивыми, т. е. устойчивыми по отношению к малым возмущениям параметров состояния -т-ры, давления, состава (концентраций компонентов). Мета-стабильные фазовые равновесия отличаются тем, что они неустойчивы к нек-рым конечным изменениям этих параметров, ведущим, в частности, к переходу к другим фазам. Напр., пересыщенный р-р или переохлажденный расплав неустойчивы по отношению к кристаллич. фазе. Поскольку метастабильное состояние системы локально устойчиво, переход к стабильному состоянию требует преодоления нек-рого активационного барьера и протекания процесса зародышеобразования

Фа́зовая диагра́мма — графическое отображение равновесного состояния бесконечной физико-химической системы при условиях, отвечающих координатам рассматриваемой точки на диаграмме. На фазовых диаграммах однокомпонентных систем поля, по правилу фаз, соответствуют однофазным состояниям, линии, разграничивающие их — двухфазным, точки пересечения линий — трёхфазным (эти точки называют тройными точками).

Двухфазные линии, как правило, либо соединяют две тройные точки, либо тройную точку с точкой на оси ординат, отвечающую нулевому давлению. Исключение составляет линия жидкость-газ, заканчивающаяся в критической точке. При температурах выше критической различие между жидкостью и паром исчезает.

БИЛЕТ 2.

ГЭ – это химический источник тока, к-рый состоит из металлических элеткродов, опущенных в р-ры элеткролитов и соединных в замкнутую электрическую цепь. ЭДС – разность потенциалов на катоде, содержащем восстановитель и аноде, содержащем окислитель, соответствующая свободной энергии окислительно-восстановительной реакции. (Пару Ме + р-р его соли называют электродом. Разность потенциалов на гранцие Ме – р-р называют электродным потенциалом)

Электрохимическая р-я – хим превращение которое происходит под действием эл тока в электр. ячейке (электролизере) при электролизе.

Электрохимическая реакция, протекающая в гэ является ОВР, принципиальное отличие:

1) процессы окисления и восст. пространственно разделены

2)происходит в двойном электрическом слое на электродах связанных металлическим проводником.

Электрод, на котором происх окисл - анод, в гэ А(-), в элеткролизере А(+), электрода на котором восстановление – катод, в гэ К(+), в электролизере К(-)

3) при протекании хим реакции поддерживается эдс.

!!! Потенциал анода меньше потенциала катода, это необходимое условие протекание электрохимической реакции.

ТИПЫ ГЭ:

1.Хим гэ. полуэлементы состоят из металиических электродов, опущненных в р-ры их собственных солей. (гэ Даниэля-Якоби, (-) Zn | ZnSO₄ || CuSO₄ | Cu (+))

2. Концентрационные гэ состоят из двух электродов из одинаковых Ме, но опущенных в р-ры солей разной концентрации. ((-)Ag | Ag⁺c₁ || c₂Ag⁺ | Ag (+)

Электрохимический ряд напряжений металлов получен путем сравнения потенциала Ме с потенциалом Н₂. Потенциал металла, измеренный при стандартных условиях относительно стандартного водородного электрода сравнения наз. стандартным электродным потенциалом.

Стандартный водородный электрод – электрод сравнения. Схема гальв эл-та с помощью которого были получены потенциалы Ме: (-) Zn | ZnSO₄ || 1M H₂SO₄ | H₂, Pt (+)

В ряду напряжения металлов <– усиление активности, уменьшение потенциала. 1) Чем левее Ме в ряду напряжений, тем он активнее (легче окисляется и труднее восст); 2) от Mg до H - Ме средней активности, вытеснят водород из перегретого пара, а Mg и Al из гор воды; 3) после водорода малоакт Ме, которые не вытесняют водород из воды и даже из кислот при высоких t. 4) каждый Ме (начиная с Mg) вытесняет все последующие из р-ров солей (щ и щ-з Ме не вытесняют т к реагируют сначала с водой из р-ра) 5) с кислотами-окислителями реаегируют все Ме (кроме золота и платины), но водород при этом не выделяется.

Обратимый (равновесный) электродный потенциал устанавливается в том случае, когда Ме в равновесси с собственными ионами. Обратимый процесс можно провести в обратном направлении если приложить эдс больше эдс гэ.

Необратимый (неравновесный) потенциал – который возникает в гэ сост из разных эл-тов. В отличие от обратимого хим реакция протекает и в неработающем эл-те.

Виды обратимых электродов: 1) электроды первого рода – Ме электроды, опущенные в р-ры собств солей и водородные электроды. 2) второго рода – Ме покрытые труднораств соед (солью, оксидом, гидроксидом) и опущенные в р-р эл-та, имеющий общий ион с труднораств соед (хлорсеребряный электрод Ag,AgCl | KCl; каломельный электрод Hg, H₂Cl₂ | KCl (каломель H₂Cl₂ ))

Ионселективные электроды – электроды, потенциал которых зависит от одного иона в р-ре.

Дата добавления: 2015-04-23