Главная страница
qrcode

шпоры фх. 1. Физическая химия цель, задачи, методы исследования. Основные понятия физической химии


Название1. Физическая химия цель, задачи, методы исследования. Основные понятия физической химии
Дата09.09.2019
Размер0.58 Mb.
Формат файлаdocx
Имя файлашпоры фх.docx
ТипЗакон
#64779
страница7 из 8
Каталог
1   2   3   4   5   6   7   8

ЭЛЕКТРОХИМИЯ, раздел физ. Для того чтобы составить ясное представление об электрохимических реакциях, необходимо понять их особенности в сравнении с химическими. С этой целью рассмотрим какую-либо химическую реакцию, например:

Cu+ + Fe3 + = Cu2 + + Fe2 +

Если данная реакция протекает как химический процесс, то она будет характеризоваться некоторыми особенностями. Химическая реакция возможна только при столкновении ее участников друг с другом. Следовательно, необходимость контакта реагирующих частиц является первой особенностью химического превращения. В момент столкновения становится возможным переход электронов с одной частицы на другую - от восстановителя (Cu+) к окислителю (Fe3 +). Путь электрона окажется при этом очень малым, что является второй характерной особенностью химического процесса. Столкновения могут происходить в любых точках реакционного объема и при любых взаимных положениях реагирующих частиц, поэтому электронные переходы могут совершаться в любых направлениях в пространстве (рис. 1). Хаотичность, беспорядочность столкновений между реагирующими частицами и ненаправленность электронных переходов являются третьей особенностью химической реакции. В результате этих особенностей энергетический эффект химической реакции выражается в форме выделенной или поглощенной теплоты. Чтобы энергетические изменения, соответствующие химическому превращению, проявлялись в виде электрической энергии, то есть чтобы происходил электрохимический процесс, необходимо создать определенные условия.

В электрохимических процессах переход электронов от одного участника реакции к другому должен совершаться по достаточно длинному пути, поскольку получение или затрата электрической энергии всегда связаны с прохождением электрического тока, представляющего собой поток электронов, перемещающихся по одному и тому же пути. Поэтому для электрохимического процесса обязательно пространственное разделение участников реакции: восстановитель и окислитель должны быть разделены, а электроны должны передаваться от восстановителя к окислителю по одному общему пути перехода. С этой целью необходимо непосредственный контакт между участниками реакции заменить их контактом с двумя пластинами металла, соединенными между собой каким-либо металлическим проводником. Чтобы поток электронов был непрерывным, нужно обеспечить прохождение электрического тока также и через реакционное пространство, что обычно осуществляется участниками электрохимической реакции (если они присутствуют в виде ионов) и специально добавленными соединениями, обладающими высокой ионной проводимостью.

Таким образом, для осуществления электрохимической реакции необходима некоторая система - электрохимическая цепь (рис. 2). Существенные элементы такой системы:

1) два электрода, состоящие из электронопроводящих материалов (металла, графита и т.п.), контактирующих с ионными проводниками (электролитами), они осуществляют обмен электронами с участниками реакции;

2) металлический проводник (проводник I рода), соединяющий электроды и обеспечивающий прохождение электрического тока между ними, он представляет собой внешнюю цепь;

3) раствор электролита, его расплав или твердый электролит (проводники II рода), эта часть системы есть внутренняя цепь.

Чтобы осуществить реакцию (1) электрохимическим путем, система должна содержать два отделения, между которыми имеется ионопроницаемая мембрана. В одно отделение нужно налить раствор CuCl, а в другое - FeCl3 , а затем погрузить в растворы по пластине инертного электрода, например платины, и замкнуть их металлическим проводником. После замыкания потечет электрический ток, причем электроны будут двигаться от пластины, погруженной в раствор CuCl, к пластине, погруженной в раствор FeCl3 . Ионы Cu+ будут отдавать электроны платиновой пластине, превращаясь в ионы Cu2 +, а ионы Fe3 + будут забирать электроны с платиновой пластины, превращаясь в Fe2 +. В итоге химическая реакция (1) разделяется на две полуреакции. Одна из них, сопровождающаяся отщеплением электронов, является реакцией окисления; другая, связанная с поглощением электронов, - восстановления:

Сu+ = Cu2 + + e, Fe3 + + e = Fe2 +

Электрод, на котором происходит окисление, является анодом, а восстановление - катодом. В сумме двух процессов (2) и (3), происходящих на аноде и катоде, реализуется реакция (1).

В качестве еще одного примера приведем хорошо известную реакцию вытеснения металлическим цинком меди из водных растворов

Zn + Cu2 + = Zn2 + + Cu

идущую всегда по электрохимическому пути, состоящему в окислении цинка и осаждении меди

Zn = Zn2 + + 2e-

Cu2 + + 2e- = Cu

Реакции, протекающие на границе проводник первого рода/проводник второго рода с участием электронов, и являются электрохимическими. К ним относятся реакции (2), (3), (5) и (6). Для них важную роль играет строение границы раздела между электродом и раствором. Существенна также направленность потоков окислителя и восстановителя к поверхности электродов, а продуктов реакции от электродов в объем раствора. Важным следствием этих особенностей является то, что большая часть химической энергии при электрохимическом способе проведения реакции превращается в электрическую, тогда как энергия обычной химической реакции выделяется в виде теплоты.

Электрохимическая цепь работает как химический источник тока (гальванический элемент), если в ней электрический ток возникает в результате самопроизвольно идущей реакции, как в рассмотренных выше примерах. При помощи электрохимической цепи и внешнего источника тока можно осуществить различные химические превращения веществ. Такая цепь работает как электролизер.

ЭЛЕКТРОДНЫЕ ПОТЕНЦИАЛЫ И ЭЛЕКТРОДВИЖУЩИЕ СИЛЫ.
Me
является потенциалопределяющей. Если реакция равновесна, то есть протекает с одинаковой скоростью в прямом и обратном направлениях, то на электроде реализуется равновесный потенциал.

Разность равновесных потенциалов двух электродов, из которых составлен гальванический элемент, представляет собой его электродвижущую силу (ЭДС). Гальванические элементы, соответствующие реакциям (1) и (4), можно записать в виде

- Pt, Cu2 + | Cu+ | | Fe3 + | Fe2 +, Pt +

- Zn | ZnSO4 | | CuSO4 | Cu +

Для этих систем ЭДС есть разность потенциалов соответствующих электродов

В общем виде ЭДС гальванического элемента равна разности равновесных потенциалов катода и анода

Е = Ek - Еa

Измерить или рассчитать скачок потенциала на отдельно взятой границе раздела двух различных фаз принципиально невозможно, в связи с чем под электродным потенциалом понимается ЭДС гальванического элемента, составленного из двух электродов, потенциал одного их которых подлежит определению, а потенциал другого условно принимается за нуль. Таким электродом служит нормальный (стандартный) водородный электрод Pt, H2 / H+, у которого активность ионов водорода и давление газообразного водорода равны единице при Т = 293 К.

По величине равновесных потенциалов различные электроды в стандартных условиях (активность потенциалопределяющих ионов равна единице) можно расположить в электрохимический ряд, позволяющий предсказать, в каком направлении пойдет окислительно-восстановительная реакция при данных концентрациях реагентов, и, в частности, ответить на вопрос, почему реакции (1) и (4) самопроизвольно пойдут именно в указанном направлении, а не наоборот. Электродвижущая сила гальванического элемента, в котором реакция протекает самопроизвольно, есть величина положительная и Еk > Еa в соответствии с уравнением (7), то есть электрод, на котором совершается процесс восстановления, имеет более положительный потенциал, чем электрод, на котором идет процесс окисления. Данное условие строго выполняется для приведенных выше реакций. Следовательно, каждая электрохимическая реакция, потенциал которой отрицательнее, будет идти в направлении отдачи электрона (окисления), в то время как сопряженная с ней вторая электрохимическая реакция, потенциал которой положительнее, пойдет в направлении присоединения электрона (восстановления). Эти положения позволяют оценить принципиальную возможность электрохимических превращений, однако важно располагать данными о скорости таких превращений с тем, чтобы можно было сознательно управлять ими.

УПРАВЛЕНИЕ СКОРОСТЬЮ ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ.
Если j = 0, то потенциал равен равновесному значению. Чем больше потенциал смещен от равновесного значения, тем выше скорость соответствующей электрохимической реакции. Однако неправильно было бы думать, что повышать скорость какой-либо реакции можно беспредельно, изменяя потенциал электрода. Значительное смещение потенциала приводит к смене одной электрохимической реакции на другую.

Таким образом, характерной особенностью электрохимических реакций является зависимость их скорости от потенциала. Задавая определенный потенциал, имеем возможность сравнительно просто управлять кинетикой электрохимической реакции, тем самым осуществлять химические превращения веществ не под действием других веществ, а под действием электрического тока. Электрохимический путь зачастую оказывается наиболее целесообразным как технологически, так и экологически.

46-47 Теория сильных электролитов. Сильные электролиты полностью диссоциируют на ионы. В водных растворах сильных электролитов существуют простые или сольватированные катионы и анионы. Это подтверждается современными физическими и физико-химическими исследованиями. Однако опытным путем найдено, что электропроводность водных растворов сильных электролитов не эквивалентна той электропроводности, которую можно было бы ожидать при 100%-ной диссоциации молекул на ионы. Такое несоответствие объясняется теорией сильных электролитов, предложенной Дебаем и Хюккелем. Согласно этой теории, в растворах сильных электролитов между ионами существует электростатическое взаимодействие. Каждый ион окружен ионной атмосферой из противоионов. Ионная атмосфера тормозит движение ионов в электрическом поле, в результате чего создается эффект неполной диссоциации сильного электролита. Мерой электростатического взаимодействия ионов является ионная сила раствора μ, равная полусумме произведений квадрата заряда каждого из присутствующих в растворе ионов на его концентрацию.

 



 
В связи с влиянием ионной силы раствора та концентрация, согласно которой ион действует в растворе, называется активной концентрацией (активностью):                                                                 


где f – коэффициент активности, который характеризует взаимодействие ионов.

Коэффициент активности может быть рассчитан в зависимости от ионной силы по выражениям:

                                             


µ<10-2


                                    


-2 < µ < 10-1
                       


1z2µ при 0,1 < µ < 1
или взят из справочной литературы (необходимо объяснить учащимся, как пользоваться таблицей «Коэффициенты активности ионов при различной ионной силе»).

Активность необходимо использовать при расчете любого химического равновесия, если в системе находится сильный электролит, концентрация которого больше 1.10-4 моль/л.

ОСНОВНЫЕ ПОЛОЖЕНИЯ ТЕОРИИ СИЛЬНЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ
В связи с тем что теория Аррениуса не могла объяснить по-

ведение электролитов (особенно сильных), появились другие

представления о свойствах растворов электролитов и о процессах,

происходящих в них. Так, Д.И.Менделеев предложил химическую

теорию строения растворов электролитов, согласно которой бла-

годаря химическому взаимодействию между растворенными ве-

ществами и растворителем образуются "непрочные соединения в

состоянии диссоциации".

Одной из теорий, количественно учитывающих ион-ионные

взаимодействия, явилась т е о р и я Дебая — Гюккеля (1923),

достаточно хорошо объясняющая свойства разбавленных раство-

ров сильных электролитов.

Эта теория построена на основе следующих предпосылок.

1. В качестве рабочей гипотезы было принято представление,

что сильные электролиты в растворах любой концентрации со-

держатся только в виде ионов, т.е. для них всегда а = 1. Эта гипоте-

за подтвердилась позднее с помощью спектроскопических и дру-

гих методов.

2. Между ионами в растворе наблюдаются электростатичес-

кие взаимодействия.

3. Силы электростатического взаимодействия в соответствии

с законом Кулона обратно пропорциональны квадрату расстоя-

ния между ними.

Поэтому эти силы убывают с расстоянием гораздо медлен-

нее, чем межмолекулярные силы Ван-дер-Ваальса,

и в разбавленных растворах сохраняют достаточную величину,

чтобы оказывать влияние на свойства растворов. Для расчета сил

взаимодействия надо знать закон распределения ионов и их кон-

центрации.

4. Распределение ионов в растворе как функция расстояния

от любого иона, т.е. как функция силового поля, создаваемого

ионом с некоторым средним потенциалом ц/ в единице объема,

подчиняется известному закону распределения Больцмана, выве-

денному, правда, для нейтральных частиц:
5. Некоторая упорядоченность распределения ионов в ра-

створе является следствием того, что в данном объеме раствора

около любого иона должны преобладать ионы противоположного знака. Суммарный заряд сферы, описанной из центра, где находится произвольный ион, имеет избыточный заряд, противоположный по знаку заряда центрального иона, но равный ему по величине. Сфера, в которой преобладает заряд, противоположный по

знаку центральному иону, называется ионной атмосферой. Тепловое движение постоянно меняет картину распределения ионов в ионной атмосфере.

АКТИВНОСТЬ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

В связи с электростатическим взаимодействием в растворе

даже для разбавленных растворов сильных электролитов концентрации в разных уравнениях термодинамики и кинетики должны

быть заменены активностями. Величина коэффициента активности определяет отклонение

растворов электролитов от законов идеальных растворов, которое

обусловлено в основном электростатическим взаимодействием

ионов, гидратацией и другими эффектами. Для бесконечно разбавленных растворов коэффициент активности стремится к единице, уменьшаясь по мере повышения концентрации растворов.

В 1927 г. Дж.Льюис и М.Рендалл установили з а к о н ион-

ной силы, согласно которому "в разбавленных растворах электролитов (/ < 0,02) с одинаковой ионной силой коэффициент

активности данного электролита одинаков, независимо от присутствия других электролитов".

Опытное определение активности или коэффициента активности отдельно для катионов и анионов невозможно. Поэтому

приходится пользоваться средними активностями или коэффициентами активности этих ионов электролита.
48. Приближения теории Дебая – Гюккеля, их концентрационные пределы применимости.

где коэф. А выражается ф-лой:

А = 0,51. Согласно правилу Льюиса-Рендалла, коэф. активности данного типа В и С - эмпирич. постоянные. Ограниченность Д.-Х.т. обусловлена пренебрежением ассоциаций ионов, представлением о растворителе как о непрерывной среде, характеризуемой только значением e, т. е. неучетом мол. структуры растворителя и его взаимод. с ионами. Д.-Х. т. является основой теории электропроводности разбавл. растворов сильных электролитов, разработанной Л. Онсагером. Она позволяет объяснить увеличение электропроводности раствора при повышении напряженности постоянного электрич. поля (эффект Вина) и в высокочастотном поле (эффект Дебая-Фалькенхагена). В этих условиях ионная атмосфера, тормозящая движение ионов, не успевает образоваться. Теория создана П. Дебаем и Э. Хюккелем.Второе приближение теории Дебая-Хюккеля заключается в учете конечного размера иона a – расстояния, до которого могут сближаться центры ионов. Это приводит к изменению граничного условия и постоянной интегрирования A1:


В результате основное уравнение 2-го приближения теории ДХ принимает вид:


Третье приближение теории:


где a, C – эмпирические константы, подбором которых можно хорошо описать эксперимент до m ≈ 1 ÷ 2.
1   2   3   4   5   6   7   8

перейти в каталог файлов


связь с админом