Студопедия

КАТЕГОРИИ:


Архитектура-(3434)Астрономия-(809)Биология-(7483)Биотехнологии-(1457)Военное дело-(14632)Высокие технологии-(1363)География-(913)Геология-(1438)Государство-(451)Демография-(1065)Дом-(47672)Журналистика и СМИ-(912)Изобретательство-(14524)Иностранные языки-(4268)Информатика-(17799)Искусство-(1338)История-(13644)Компьютеры-(11121)Косметика-(55)Кулинария-(373)Культура-(8427)Лингвистика-(374)Литература-(1642)Маркетинг-(23702)Математика-(16968)Машиностроение-(1700)Медицина-(12668)Менеджмент-(24684)Механика-(15423)Науковедение-(506)Образование-(11852)Охрана труда-(3308)Педагогика-(5571)Полиграфия-(1312)Политика-(7869)Право-(5454)Приборостроение-(1369)Программирование-(2801)Производство-(97182)Промышленность-(8706)Психология-(18388)Религия-(3217)Связь-(10668)Сельское хозяйство-(299)Социология-(6455)Спорт-(42831)Строительство-(4793)Торговля-(5050)Транспорт-(2929)Туризм-(1568)Физика-(3942)Философия-(17015)Финансы-(26596)Химия-(22929)Экология-(12095)Экономика-(9961)Электроника-(8441)Электротехника-(4623)Энергетика-(12629)Юриспруденция-(1492)Ядерная техника-(1748)

Раствор Ме





Помощь в написании учебных работ
1500+ квалифицированных специалистов готовы вам помочь

ЭТАП 3. Составление оборотной ведомости, бухгалтерского баланса.

Оборотная ведомость – это сводка оборотов и остатков счетов за определенный период. Данные оборотной ведомости берутся непосредственно из счетов. Для этого в счетах подытоживаются обороты и выводятся новые остатки.

После записи счетов проверяют правильность проведения конечных остатков. Затем по всем колонкам оборотной ведомости производится подсчет общих итогов – начальных остатков, оборотов и конечных остатков. Основная особенность оборотной ведомости – три пары равных итогов.

Далее следует составить бухгалтерский баланс на 01.02….года.

Он заполняется на основании оборотной ведомости по синтетическим счетам - необходимо перенести из нее в таблицу баланса конечные остатки счетов дебетовые – в актив, а кредитовые – в пассив (Бухгалтерский баланс можно заполнить в стандартной форме отчетности – ф.№1 «Бухгалтерский баланс», либо представить его в виде таблицы упрощенной формы, которая должна содержать все разделы актива и пассива бухгалтерского баланса и все статьи, имеющие остатки на начало (конец) отчетного периода (остатки на начало берутся из табл. №1).

 

2) Неактивные М (Cu, Ag) Þ адсорбция ионов из раствора Þ (+Е);

Мn+ + ne ® Ме

3) Благородные М (Au, Pt) Þ Qсубл и Iиониз высока Þ разность потенциалов не возникает за счет перехода ионов Þ может за счет адсорбции молекул газа Þ газовые электроды.

 

· Равновесный потенциал, Ер, - потенциал электрода при равновесии (в отсутствие электрического тока – цепь разомкнута)

Ер определяется способностью электрода посылать ионы в раствор (зависит от природы электрода, активности ионов, температуры). Абсолютное значение скачка Δφ в ДЭС измерить нельзя. Измеряют разность потенциалов между двумя электродами: Е=Δφ1–Δφ2.

· Электродный потенциал ЕМn+ - значение потенциала электрода, измеренное относительно электрода сравнения, потенциал которого принимают равным 0 (разность потенциалов между электродом сравнения и электродом). В водородной шкале потенциалов за нуль - потенциал стандартного водородного электрода.



· Стандартный потенциал, Е0, - равновесный электродный потенциал, если и металл и раствор находятся в стандартных состояниях (при Р=1 атм и концентрации (активности) ионов 1 моль/л), табличные Е0 при Т 298К.

В общем случае: ЕOx/Red для потенциалопределяющей реакции Ox+neÛRed, где «Оx» -окисленная, а «Red»- восстановленная формы вещества.

Водородный электрод: Н+ / Н2(Pt) платинированная Pt (адсорбция Н2)

H2газ

 

 

H+ (H2SO4)

раствор

H2газ

 

Схема водородного электрода

Потенциалопределяющая реакция: +р + 2е Û( 2НадÛ) Н на границе М- раствор.

Условно: Е0Н+/Н2 = 0 Весли система в стандартном состоянии - стандартный водородный электрод

рН2 = 1 (101кПа); аН+= 1моль/л и Т = 298 К

Подобно водородному - другие газовые электроды (кислородный, хлорный …)

Таблица стандартных электродных потенциалов –потенциалы в порядке возрастания (по уменьшению восстановительной и повышению окислительной активности систем).

Ряд металлов, расположенных в порядке возрастания их Е0ряд напряжения металлов, определяется только природой (а = 1моль/л, р= 1, Т=298К)

Чем меньше Е0, тем выше восстановительная способность восстановленной формы (металла) и ниже окислительная способность его ионов.

В ряду напряжений металл способен вытеснять следующие за ним в ряду металлы из растворов их солей.

Cd + NiSO4 Û Ni + CdSО4.

Е0 -частный случай Ер (определяется только природой электрода)

 

Гальванический элемент

Гальванический элемент -электрохимическая система, в которой химическая энергия превращается в электрическую

Первичный гальванический элемент Даниэля Якоби -простейший источник тока, в котором протекает электрохимическая реакция (окислительная и восстановительная полуреакции разделены пространственно, а переход электронов происходит по проводникам 1-го рода).

Схема гальванического элемента

 
 

 

 


 

При разомкнутой цепи Þ равновесие: Zn2+ + 2e Zn

Cu2+ + 2e Cu

Е0Cu2+/Cu = 0,337 B; Е0Zn2+/Zn = -0,763 B

ЕЭ = (ЕКЕА) > 0 Þ ЕК > ЕА ÞCu2+/Cu – Катод,аZn2+/Zn – Анод

Цепь замкнута:

(-) АНОД: Zno → Zn2+ + 2e – окисление

(+) КАТОД: Cu+2 + 2e → Cuo - восстановление

ТОР (токообразующая реакция): Zno + Cu2+ (р)Zn2+ (р) + Cuo

Е0Э = Е0Cu2+/CuЕ0Zn2+/Zn = 0,337 – (-0,763) = 1,1 B

Необходимое условие работы любого ГЭ - наличие разности потенциалов. Процессы окисления и восстановления будут идти пока не сравняются потенциалы.

Максимальная разность потенциаловэлектродов, которая может быть получена при работе ГЭ – электродвижущая сила ГЭ (ЭДС) Еэ = Ек –Еа

С помощью ГЭ можно совершить электрическую работу: -DrG = Аполезн max; DGТОР = А электр

С другой стороны, электрическая работа, совершаемая ГЭ: Аэлектрич = Q. Еэ

Q – кол –во прошедшего электричества.

Максимальная работа ГЭ при превращении 1 моля вещества: А электр max = nFEЭ

ЕЭ – ЭДС;

n– число моль эквивалентов в моле вещества или число электронов, участвующих в ТОР.

После подстановки: DGТОР = -nFEЭ; DG0ТОР = -nFE0Э - основные уравнения, связывающие химические и электрические характеристики.

Изменение энергии Гиббса зависит от рi или Сi реагентов согласно изотерме Вант Гоффа.

Для ТОР ГЭ аА(р) + bВ(т) Û dD(р) + lL(т)) изотерма Вант Гоффа

DGТОР = DG0 ТОР + RTln , разделив на «-nF» имеем уравнение Нернста для ЭДС

ЕЭ = - , ЕЭ =

Е0Э

Если для создания ГЭ используют одинаковые электроды и один и тот же электролит разной концентрации, то ГЭ работает за счет выравнивания концентраций и называется концентрационным.

Связь ЭДС с константой равновесия ТОРDG0 ТОР = -RTlnKa ≈ -RTlnKс Þ

Согласно уравнению Гиббса-Гемгольца ∆S = nF и температурная зависимость ЭДС ГЭ: = ,

где - температурный коэффициент ЭДС

Температурная зависимость ЭДС гальванического элемента

Вывод: измеряя ЕЭ и определяют DG, DН и DS – реакции, протекающей в ГЭ. ЭДС измеряют либо высокоомным вольтметром, либо компенсационным методом.

Преимущества ХИТ: автономность, бесшумность,относительная безвредность и относительно высокий КПД.

 

Потенциалы металлических электродов

Для определения потенциалов металлических электродов по водородной шкале собирают ГЭ, одним из электродов которого является измеряемый, а другим – стандартный водородный. ЭДС такого ГЭ равна измеряемому потенциалу (по абсолютной величине).

Схемы измерения:

 


стандартная ЭДС ГЭ: =+0,337

 

стандартная ЭДС ГЭ: = 0,763 В Þ = -0,763 В.

Стандартная ЭДС Zn/Cu ГЭ: Е0Э = Е0Cu2+/Cu -Е0Zn2+/zn=0,337 – (-0,763) =1,1В

ЭДС – максимально возможная разность потенциалов между катодом и анодом всегда положительная:

DG0ТОР = -nFE0Э.

Общий случай:

пусть при измерении потенциала по водородной шкале: ТОР Mn+ + n/2H2 = M + nH+

измеренная ЭДС: Еэ = Ек – Еа = Е Mn+/ M,

подставляя в уравнение связи химической и электрической форм энергий DG0ТОР = -nFE0Э (4), получаем уравнение Нернста для металлических электродов

(потенциалопределяющая реакция: M(р-р)n+ + ne Û M(к))

Для Т = 298 К -зависимость потенциала от природы, активности, температуры.

R – универсальная газовая постоянная, 8,31Дж/(моль.К);

n – число электронов, принимающих участие в реакции

F – число Фарадея, 96500 Кл/моль (26,8 А.час/моль) ;

T – температура, К.

Уравнение Нернста для Ox /Red систем:в общем случае для потенциалопределяющей реакции:

Ox + ne Û Red.

Уравнение Нернста для водородного электрода: потенциалопределяющая реакция 2Н+ + 2е Н2 ,

Е0Н /H2=0 В, рН = -lgaH+, Т = 298 К

Если Þ

Уравнение Нернста для кислородного электрода:потенциалопределяющая реакция О2+4 +2Н2О 4ОН

Е0О2/ОН- = 0,401 В, Т = 298 К рН = 14 – рОН = 14 + lga ОН-

Если Þ

Существует диаграмма устойчивости воды, отражающая зависимость потенциала от рН

Задача1.

Напишите катодные и анодные процессы цинк-серебрянного ГЭ, рассчитайте Е0Э при Т = 298 К и ЕЭ при aктивностях ионов Zn2+ и Ag+ равных по 0,01 моль/л.

Решение.

Из таблицы: В, В. Т.к. Þ Ag+/Ag – катод, Zn2+/Zn – анод.

А: Zn ® Zn+2 + 2e 2 1

K: Ag+ + e ® Ag 2

ТОР: Zn +2Ag+ ® Zn+2 + 2Ag

Е0Э = Е0К – Е0А = Е0Ag+/Ag – E0Zn2+/Zn = 0,799 – (– 0,763) = 1,562 В

∆G0ТОР = ∆fG0 Zn2+ + 2∆fG0Ag – (∆fG0 Zn + 2∆fG0Ag+) = 147160 + 2.0 – (0 + 2.77100) = -301360 Дж

B.

Уравнение Нернста для металлических электродов (а Zn2+ = а Ag+ = 0,01 моль/л):

B.

B.

ЕЭ = ЕК – ЕА = ЕAg+/Ag – EZn2+/Zn = 0,681– (– 0,822) = 1,503 В

ЕЭ0 > ЕЭ

Задача 2.

Рассчитайте ЭДС концентрационного ГЭ: H2,Pt|НCl||СН3СООН|H2,Pt, работающего при одинаковых давлениях и одинаковых концентрациях водных растворов кислот С0 = 0,1 моль/л.

Решение.

Для кислой среды уравнения электродных реакций в концентрационном элементе:

А -: H2 → 2H+ + 2

К+: 2H+ + 2 → H2

Величина равновесного потенциала этих электродов определяется по уравнению

, при .

Активность ионов водорода :

а) в растворе уксусной кислоты: СН3СООН СН3СООН + H+,

т.к. уксусная кислота является слабым электролитом, то коэффициент активности и ; константа диссоциации Кд = 1,75 10-5, =αс0, где степень диссоциации и тогда моль/л,

следовательно В.

б) в растворе соляной кислоты: HCl → H+ + Cl,

так как НСl является сильным электролитом, то ионная сила раствора:

. Коэффициент активности и тогда:

и .

Т.к. , рассчитанный для соляной кислоты больше, чем для уксусной кислоты, то катодом будет электрод, погруженный в раствор соляной кислоты, анодом – электрод, погруженный в раствор уксусной кислоты. В.

Основы электрохимической кинетики электродных процессов

Uхит < ЭДС Uэлектролиз.> Uразлож .

К.П.Д. < 100% Uразл = Еа – Ек

U – напряжение

I(r1 + r2) - омическое падение напряжения;

r1 - сопротивлениев проводниках с электронной проводимостью (проводники первого рода);

r2 - сопротивление в электролите (проводник второго рода);

∆Ек - поляризация катода

∆Еа - поляризация анода

Уменьшить омические потери можно:

· Уменьшая сопротивление проводников 1 и 2 рода (подбирая проводники с высокой удельной проводимостью)

· Уменьшая расстояние между катодом и анодом

· Повышая Т электролита

Поляризация DЕ - отклонение потенциала электрода под током от его равновесного значения: DЕ = Еi – Еp, DЕ = Еi – Еp, DЕA = ЕAi – ЕAp,

DЕK = ЕKi – ЕKp . Для определения поляризации строят зависимости потенциала от тока – поляризационные кривые.

Из закона Фарадея Þ ток (I) пропорционален количеству вещества, прореагировавшему на электродах в единицу времени, т.е. скорости электрохимической реакции. Þ значение I для оценки скорости. Для получения большего тока Þ большее отклонение от равновесного значения Þ большее значение поляризации. Чем больше DЕ Þ больше I Þ больше скорость

Поэтому ток используют для оценки скорости, относя его к единице поверхности. Графическая зависимость Е =f (i) – это поляризационная кривая.

 

Поляризационные кривые в ХИТ

Поляризационные кривые при электролизе

 

 

При прохождении электрического тока: Е анода становится более положительным, Е катода - более отрицательным и напряжение Uхитуменьшается, Uэл - увеличивается

VЭЛЕКТОХИМ.Р.= VЛИМ.СТ.

Стадии электрохимической реакции (1 и 3 – стадии массопереноса, 2 – стадия разряда-ионизации):

1. Подвод реагента к поверхности электрода

2. Собственно электрохимическая стадия

3. Отвод продуктов от поверхности электрода

Возникновение поляризации связано с замедленностьюпротекания реакции. Для уменьшения поляризации создают условия, при которых лимитирующая стадия протекает максимально быстро.

Стадии массопереноса -поляризация, обусловленная замедленностью этих стадий называется концентрационной, возникает за счет изменения концентрации реагентов в приэлектродном слое, что влияет на величину потенциала при прохождении тока

аs,v – активность ионов в приэлектродном слое (s) или в объеме раствора (v)

Так, в Zn–Cu ГЭ Еа смещается в «+» сторону, Ек – в «–» сторону, из-за Сv не равного Сs.

D – коэффициент диффузии реагента

d - толщина диффузионного слоя (тонкий слой около поверхности, где частицы переносятся путем диффузии)

DЕконц уменьшается, если: 1) увеличить D; 2) увеличить Сv; 3) уменьшить d; 4)перемешивать

Стадия разряда – ионизации - поляризацию, обусловленную замедленностью этой стадии (собственно электрохимической реакции) называют электрохимической (или перенапряжением).

Она связана с перестройкой структуры частиц в ходе приема или отдачи электронов которая возможна только для активных частиц. Чем больше энергия активация, тем большая поляризация требуется для обеспечения определенной скорости электрохимической реакции (i). Зависимость выражается уравнением Тафеля:DЕэл/х = а + вlgi

а - константа, зависящая от материала и поверхности электрода, температуры, рН, С и состава электролита,

в – константа, зависящая от природы реакции и Т.

На одинаковых материалах DЕэл/х уменьшается, если: увеличить Т, С, S.

На разных материалах DЕэл/х уменьшается, если: уменьшить Еакт., т. е. при использовании электродов-kt с большой S.





Дата добавления: 2014-11-18; Просмотров: 578; Нарушение авторских прав?;


Нам важно ваше мнение! Был ли полезен опубликованный материал? Да | Нет



ПОИСК ПО САЙТУ:


Читайте также:
studopedia.su - Студопедия (2013 - 2022) год. Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав! Последнее добавление




Генерация страницы за: 0.11 сек.