Шпаргалка по "Физическая химия"

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.  На границе раздела электроно- и ионопроводящих фаз, составляющих электрод, возникает разность потенциалов вследствие перехода заряженных частиц из одной фазы в другую. Эта разность потенциалов представляет собой так называемый электродный потенциал. Например, в случае электродов, состоящих из металла и раствора его соли (Cu2 + / Cu, Zn2 + / Zn), через межфазную границу переходят ионы металла и электроны, а электродная реакция

Me+ ze- = Ме

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. Для того чтобы электрохимическая реакция не была равновесной, а происходила с определенной скоростью преимущественно в каком-то одном направлении, необходимо, чтобы через электрод протекал электрический ток. Достигнуть этого можно двумя путями: соединением между собой электродов гальванического элемента металлическим проводником или подключением извне источника тока. Потенциал электрода при этом сместится от равновесного значения в сторону увеличения при ускоренном отводе электронов (анодная поляризация) и в сторону уменьшения при ускоренном подводе электронов (катодная поляризация). Это означает, что скорость электрохимического процесса можно оценить по величине протекающего через электрод электрического тока j, а последний, в свою очередь, непосредственно связан с величиной электродного потенциала.

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:                                             

 

при µ<10-2

 

                                     

при 10-2 < µ < 10-1

 

                        

+ 0,1z2µ 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 рас