Типы электродов (I рода (Ме и НеМе); газовые электроды (водородный и кислородный); ок-вос электроды). Ур-ние Нернста для электрод потенциала. Стандарт водородный электрод как

Окислительно-восстановительная двойственность на примере Н2О2 и NaNO2.

Ур-ия ок-восст р-ций. Метод электронного баланса. Пр влияния среды (рН) на ок- восст превращ.

ОВР-реакции, которые сопровождаются изменением степени окисления реагентов в результате полного и частичного переноса эл. плотности.

ОВР делятся на типы: 1. Межмолекулярные р-ции – в которых окисилит и восстанов представляют собой разные вещества. Cu+2FeCl3→CuCl2+2FeCl2

1) определяем окисл. и вос. среди исходных вещей; 2)предполагаем вариант изменения их степени ок. в р-ции ОВР; 3) составляем баланс, записываем электродные потенциалы, определяем возможность протекания р-ции; 4) если р-ция возможна, то записываем ур-ние.

2. Внутримолекулярные реакции – окислит и восстан служат атомы или ионы одной и той же молекулы. (NH4)2Cr2O7→N2+Cr2O3+4H2O

3. Р-ции диспропорционирования протекают с одновременным ↓и ↑степ окисл-я атомов одного и того же эл-та. Cl2+H2O→HCl+HClO

При составлении ОВР применяют Метод электронного баланса: Ок-е и восстан-е выражают электронными ур-ми, в которых указывают изменение степени окисления атома восст-ля и окислителя, а также число отданных и принятых электронов. Коэффиц-ты подбираются так, чтобы соблюдался баланс отданных и принятых электронов.

pH среда создается добавлением в ур-ние р-ции молекул к-ты, воды или оснований.

Среда может ослабить окислит-восст св-ва соединений, а иногда изменить направление процесса. Реакция As2O3+2I2+2H2O→As2O5+4HI в прямом направлении идет только в нейтральной и щелочной средах. Чем меньше кислотность среды, тем, как правило, менее глубоко идет процесс: перманганат восстанавливается до Mn²⁺ в кислой среде, до MnO₂ - в нейтральной и до MnO₄^2- в щелочной среде.

Ок.-вос. двойственность –способность одного и того же в-ва, в зависимости от реагентов и от условий проведения реакц, выступать как в роли окислителя, так и в роли восстановителя. В таких в-вах содержится эл-т в промежуточной степ окисл. Ок.-вос. двойственнос характерна для простых в-тв-НемМе.

H₂O₂+2KI+H₂S O₄→ I₂+2H₂O+ K₂SO₄, 2I(-) -2e→I2(0) в-ль, 2O (-)+2e→2O2(-2) о-ль. H₂ O₂ окисл., I(+1)- только восст. Eовр=Eок. Eвос.=(см.табл.)=1,77-0,54> 0 1_.→2.

5Na N O₂+2K Mn O₄+3H₂SO_4разб.→2MnSO₄+5NaNO₃+K₂SO₄+3H₂O, Eовр=1,51-0.94>0. 1_.→2.

восст(+3) только ок.(+7). Mn(+7) +5e→Mn(+2).о-ль N(+3) -2e→N(+5) в-ль

36. Электрохимические процессы. Двойной электрич слой на границе электрод/электролит.

Электрохимические процессы – это процессы взаимного поглощения 2ух форм энергии: хим.и электр. Электродный потенциал-разность электростатич. потенциалов между электродом и находящимся с ним в контакте электролитом; возникает на границе раздела фаз в условиях протекания равновесной электр. р-ции. Э.п. зависит от хим.природы электрода и электролита, концентрации веществ, участвующих в электр.р-ции; температуры. Э. п. равен эдс электрохим. цепи, составленной из исследуемого и стандартного электродов.

Для водных р-ров в качествестандартного электрода обычно используют водородный электрод, С(H+)=1моль/л, р(H2)=1атм. E(H2)=0! Если исследуемый электрод находится в стандартных условиях, когда активности всех ионов, определяющих Э. п., равны 1, а давление газа (для газовых электродов) равно 0,101 МПа, значение Э. п. наз. стандартным (обозначение E °) E°(ок/вос) – стандартный Э.п. при Cок. и Свос. = 1 моль/л. (относительный). Оно связано со стандартным изменением энергии Гиббса ∆G и константой равновесия К _рэлектрохим. р-ции ур-нием: -∆G=nFE°=RTlnK_p, где F - число Фарадея; п - число электронов, участвующих в р-ции; R - газовая постоянная; Т - абс. т-ра. Зависимость Э. п. от термодинамич. активностей a_i участников электрохим. р-ции выражается Нернста уравнение: E=E°(ок/вос)+RT/zF x ln(Cок./Свос.).

Электрод – электронный проводник, нах в контакте с ионным проводником. При погружении Me (НеMe) в р-р электролита на границе раздела фаз возникает скачок потенциала который назыв электродным потенц

Классификация электродов:1-ого рода, 2-ого, ок-вос, ионно-селективные, газовые.

1) Эл. 1-ого рода это Ме или неМе погруженный в р-р собственной соли. Обменивается с электролитом только с катионом или только с анионом.

а) Me электрод: (восс)Zn⁰|Zn⁺²SO₄(окис) Zn⁺²+2e­­→Zn⁰­­

Ур-ие Нернста для Me: E_Zn2+/Zn0=E⁰_Zn2+/Zn0+(RT/ZF)Ln(C_ок(Zn2+)/C_вос(Zn_тв))

E_Zn/Zn2+=-0,76+(0,0256/2)LnC(Zn²⁺)

Для Ме-кого электрода: EMe^Z+/Me=E⁰Me^Z+/Me+(RT/ZF)LnC(Me^Z+)

б) НеМе электрод: (окис)Pt,S|K₂S^-2 (восс)(чтоб помочь S отдать ел. дописываем Pt, но сам Pt в р-ци не участ)

S⁰+2e→S^-2 ES⁰/S^-2=E⁰S⁰/S²⁺+(RT/ZF)Ln(C(S_тв)/C(S^-2)); ES⁰/S^-2=-0,46-(0,0256/2)LnC(S^2-)

Ур-ние Нернста для НеМе: EA⁰/A^Z-=E⁰A⁰/A^Z--(RT/ZT)LnC(A^Z-)

2)Окислительно-восстановительные электроды- это инертный(пассивный) Ме (Pt),погруженный в р-р электролита содержащий и окислительную и восстановительную форму вещества.

Pt|окис,восс Pt|, Fe₂⁺³(O₄)₃, Fe⁺²SO₄ Fe³⁺+e→Fe²⁺

EFe³⁺/Fe²⁺=E⁰Fe³⁺/Fe²⁺+(RT/ZF)Ln(C(Fe³⁺)/C(Fe²⁺))

3 )газовые электроды - это инертный Ме (Pt), находящийся в контакте с газом и погруженный р-р, содержащий ион данного газообразного вещества.

Водородный электрод EH₂ =0 Pt, H₂/H⁺Cl

P H₂=1 атмосфера

2H⁺+2e→H₂

EH₂=E⁰+(RT/2P)Ln(C²(H⁺)/P H₂) Учитывая, что E⁰H₂=0

EH₂=-0,059pH lgC (H⁺)=pH ln=2,3Lg

Дата добавления: 2013-12-12