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

Практическое использования гальванических элементов. Аккумуляторы, топливные элементы.

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

Состояние системы, когда в ней протекает 2 проитвоположнонаправленных процесса с одинаковой скоростью называется хим равновесием.

Виды равновесия: 1) статическое состояние (стабильное, нестабильное, безразличное, метастабильное)

2) динамические процессы (физические (не меняется состав, фазовые переходы) и химические (превращение исх в-в в продукты))

при постоянной Т отношение произведения равновесных концентраций продуктов реакции в степенях стехиометрических коэффициентов к произведению равновесных конц исх в-в в степенях стехиометричесикх коэффициентов есть величина постоянная и назыв константой равновесия данной реакции.

Физический смысл константы равновесия: показывает полноту протекания р-ии (∆G показывает глубину протекания)

К_р –> ∞ - необратимая, К_р=0 – не реагирует, ∆G = -RTlnK_равн

Истинное равновесие неизменно во времени и наступает в соответствии с принципом микроскопической обратимости: все элементарные стадии обратимой р-ции должны быть равновесными.

Равновесные концентрации исх в-в – концентрация в-ва, не прореагир. к моменту равновесия.

Равновесные концентрации продуктов р-ии – та концентрация в-в, кот образовались к моменту равновесия.

Динамическое равновесие подчиняется принципу Ле-Шателье: при всяком воздействии на систему, находящуюся в сост хим равновесия, в ней протекают процессы, приводящие к уменьшению этого воздействия.

ГЭ – это ус-ва, к-рые состоят из металлических элеткродов, опущенных в р-ры элеткролитов и соединных в замкнутую электрическую цепь. ЭДС – разность потенциалов на катоде и аноде. Это необходимое условие протекание электрохимической 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

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: 2015-04-24