1 / 57

Электрохимия

Электрохимия. 1. Электродика – учение об ЭДС. 2. Ионика – учение об электрической проводимости растворов электролитов. Учение об электрической проводимости электролитов. Виды электрической проводимости растворов электролитов и их характеристика

artan
Télécharger la présentation

Электрохимия

An Image/Link below is provided (as is) to download presentation Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author. Content is provided to you AS IS for your information and personal use only. Download presentation by click this link. While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server. During download, if you can't get a presentation, the file might be deleted by the publisher.

E N D

Presentation Transcript

  1. Электрохимия 1.Электродика – учение об ЭДС 2.Ионика – учение об электрической проводимости растворов электролитов

  2. Учение об электрической проводимости электролитов • Виды электрической проводимости растворов электролитов и их характеристика • Практические аспекты использования кондуктометрических измерений в медико-биологических исследованиях

  3. Проводники электрического тока • Проводникипервого рода -…. • Проводники второго рода -…

  4. Удельная электрическая проводимость биологических жидкостей и тканей

  5. æ æ æ

  6. Удельная эл. проводимость (æ) – это электропроводность раствора электролита, между электродами площадью 1м2 , помещенных на расстоянии 1м, т.е проводимость 1м3 р-ра электролита, находящегося в однородном эл. поле напряженностью 1B/м.

  7. æ æ Для слабых электролитов: Для сильных электролитов:

  8. Абсолютная скорость движения () и подвижность (U) ионов при 250С

  9. Удельная электрическая проводимость (æ) зависит от: • Природы электролита • Температуры (Т, , разрушается гидратная оболочка иона, ) • Давления (Р, ) • Разведения

  10. æ HCl NaOH CH3COOH 0 V Изменение удельной электрической проводимости растворов электролитов при их разведении

  11. æ æ æ æ æ Молярная электрическая проводимость растворов электролитов

  12. λm HCl λm0 NaOH λm0 CH3COOH λm0 0 V Зависимость молярной электрической проводимости растворов электролитов от разведения m0 – предельная молярная эл. проводимость.

  13. Для слабых электролитов: V, , число ионов,  m; m0 – полная ионизация (=1) Для сильных электролитов: V, сила межионного вз-я, fа,  m; m0 – полное отсутствие межионного вз-я (fа =1)

  14. m0=F(A+ K) (как для сил., так и для слаб. эл-ов.) m0– молярная эл. проводимость при таком сильном разведении, когда слаб. эл-ты полностью диссоциируют на ионы, а у сильных - отсутствует межионное взаимодействие.

  15. m0 =UA +UK Закон Кольрауша (подвижность иона, справочник) (абсолютная скорость движения иона) U=F U (H+)=349,8 ·10-4См ·м2·моль-1 U (СH3СOO-)=40,9 ·10-4 См ·м2·моль-1 m0 (СH3СOOH)= U(H+) + U(СH3СOO-) = =390,7См ·м2·моль-1

  16. КОЛЬРАУШФридрих Вильгельм Георг немецкий физик, член Берлинской АН (1895). В 1863 окончил Гёттингенский университет, с 1866 профессор там же. С 1870 профессор в Цюрихе, с 1888 в Страсбурге. После смерти Г. Гельмгольца директор Физико-технического института в Берлине (1895-1905). Научные труды К. - в области электрических и магнитных измерений, а также по электролизу и термоэлектричеству. Предложил способ определения электрического сопротивления электролитов, установил закон независимости движения ионов в электролитах (1840-1910)

  17. Ионный радиус растет, но гидродинамический уменьшается Подвижность увеличивается Факторы, влияющие на подвижность ионов: • Вязкость растворителя (чем , тем, U) • Заряд иона (чем заряд, темU) U(Na+)=50,3·10-4м2 • Ом-1 • моль-1 U(Mg2+)=106,3·10-4 м2 • Ом-1 • моль-1 U(Al3+)=183·10-4м2 • Ом-1 • моль-1 • Температура (T ,U ,т.к. , степень гидратации ) • Размер иона: Li+, Na+, K+, Cs+, Rb+

  18. Использование кондуктометрических измерений в физико-химических и медико-биологических исследованиях

  19. t=250C Кондуктометрия - это совокупность ф.-х. методов исследования, основанных на измерении сопротивления (электропроводимости) изучаемых объектов, представляющих собой проводники электрического тока второго рода. Экспериментально определив электропроводность, можно оценить силу электролита.

  20. æ æ Физико-химические исследования: 1. Определение  и Кд слабого электролита

  21. Уходят высокоподвижные ионы (199,2 ·10-4) Приходит малоподвижный ион (50,3·10-4) 2. Кондуктометрическое титрование Na++OH-+H++Cl- Na++ Cl-+H2O

  22. æ т.э. V (NaOH) Кривая титрования сильной кислоты щелочью Т. Э. на графике находится пересечением двух прямых. Одна прямая ( до т.э. ) отражает изменение концентрации анализируемого иона и ионов титранта, а другая ( после т.э.) является следствием увеличения концентрации ионов титранта.

  23. Медико-биологические исследования: изучение кинетики ферментативной активности Увеличение æ Липид+липаза  глицерин+ СЖК Ацетилхолин + холинэстераза холин + СН3СООН Увеличение æ

  24. Электродика Теория возникновения равновесных электродных и окислительно-восстановительных потенциалов Определение направления окислительно-восстановительного процесса

  25. Механизм возникновения электродного потенциала Ме  Меn+ + n e

  26. При погружении металла в воду… Ме + m Н2ОМеn+(Н2О)m+n e Меn+(Н2О)m+neМе + m Н2О Ме +m Н2О  Меn+ (Н2О)m+ n e

  27. Потенциал, устанавливающийся в условиях равновесия электродной реакции, называетсяравновесным электродным потенциалом.

  28. Zn Cu Если металл погрузить в раствор его соли, то процессы протекающие на границе «металл – раствор», будут аналогичными. Длясравнения электродных потенциаловразличных металлов выбирают стандартные условия: температура - 250 С, давление - 101,3 кПа, активность одноименного иона - 1 моль/л. Разность потенциалов, возникающая между металлом и раствором в таких условиях называется стандартным электродным потенциалом.

  29. Стандартный электродный потенциал

  30. Н2 Стандартный электродный потенциал (Е0)- это ЭДС гальванического элемента, составленного из данного электрода и электрода сравнения. В качестве электрода сравнения используют нормальный водородный электрод (нвэ): H2 2H+ + 2e Pt(H2) | 2H+

  31. Li Ba Na Zn Fe Pb H2 Cu Ag Au -3,04 -2,90 -2,71 -0,76 -0,44 -0,13 0 +0,34 +0,80 +1,5 Li+ Ba2+ Na+ Zn2+ Fe2+ Pb2+ 2H+ Cu2+ Ag+ Au3+ Ряд стандартных электродных потенциалов металлов

  32. Переходной множитель от ln к lg Величина потенциала в реальных условиях рассчитывается по уравнению Нернста:

  33. =0 Если известен потенциал водородного электрода, можно рассчитать рН раствора:

  34. AgCl KCl Ag Хлорсеребряный электрод (ХСЭ) Ag, AgCl | KCl Электрод второго рода При погружении в раствор соли одноименного аниона его потенциал будет определяться активностью аниона в растворе.

  35. Ag  Ag+ + e(1) Ks AgCl  Ag+ + Cl- (2) KCl  K+ + Cl- (3) Чем больше концентрация KCl, тем больше концентрация Cl- , тем меньше растворимость AgCl и меньше концентрация Ag+. [Ag+] в этих условиях очень мала и практически неопределяема. Потенциал, возникающий на границе Ag|Ag+ определяется уравнением Нернста:

  36. 0,222

  37. [Cl-]  [Ag+]  E х.с. Значение потенциала хлорсеребряного электрода при разных концентрациях водного раствора KCl при Т= 298 К

  38. Гальванические элементы Изометаллические Биметаллические

  39. Граница раздела фаз Устранен диффузионный потенциал Гальванический элемент (биметаллический) Анод: Zn - 2e = Zn2+ Катод: Cu2++2e = Cu Zn + Cu2+ = Zn2+ + Cu -Zn|ZnSO4||CuSO4 |Cu + р-р CuSO4 р-р ZnSO4

  40. Мерой работоспособности ГЭ элемента является ЭДС или разность потенциаловэлектродов:

  41. Концентрационный гальванический элемент (изометаллический) Анод: ZnZn2+(0,1н) +2e Катод: Zn2+(1н) +2e  Zn Zn2+(1н) Zn2+(0,1н) - Zn|Zn2+(0,1н)||Zn2+(1н)|Zn+ p-p ZnSO4 1 н (a2) p-p ZnSO4 0,1 н (a1) a1 < a2

  42. Pt FeCl2 , FeCl3 Окислительно-восстановительные потенциалы Fe 2+(р-р) Fe 3+(р-р)+е( Pt пл-ка) Red  Ox +ne Red- восстановленная форма Ox – окисленная форма Уравнение Нернста- Петерса: Стандартный ОВ потенциал

  43. ОВ потенциал зависит от: • температуры • природы окислителя и восстановителя • концентрации окисленной и восстановленной форм • рН среды

  44. Стандартный ОВ потенциал ЭДС ГЭ, составленного из окислительно-восстановительной системы, содержащей окисленную и восстановленную формы в концентрациях 1 моль/л и НВЭ – есть стандартный ОВ потенциал данной ОВ системы

  45. Если составить ГЭ из MnO4-/Mn2+ и (Pt),H2|2H+, то стандартный ОВ потенциал = +1,51 В. MnO4- + 8H+ +5e Mn2+ + 4H2O a(MnO4-)= a(Mn2+)=1 моль/л а(H+)=1 моль/л

  46. В реальных условиях расчет ОВ потенциала системы MnO4-/Mn2+производится по уравнению Нернста-Петерса:

  47. Чем больше стандартный ОВ потенциал системы, тем в большей степени выражены ее окислительные свойства в стандартных условиях. Например, MnO4-/Mn2+ E0= 1,51 B Fe3+/Fe2+ E0= 0,77 B Sn4+/Sn2+ E0= 0,15 B

  48. Эл. работа по переносу электронов Разность потенциалов между электродами Переносимый эл. заряд Число электронов, переходящих в элементарном акте ОВР Критерии самопроизвольного протекания ОВ реакций

More Related