Презентация на тему "Теоретическая электрохимия"

Содержание

• 
  Слайд 1

  Теоретическая электрохимия

  Ст. пр. Матюшин М.А. 2016

• 
  Слайд 2

  1. ОПРЕДЕЛЕНИЕ ЭЛЕКТРОХИМИИ

  В электрохимическом явлении всегда участвуют две фазы. Чаще всего – это металл и жидкость. Соприкосновение двух фаз неизбежно приводит материальному – вещественному и энергетическому – обмену между этими фазами. Если в обмене между фазами принимают участие не нейтральные молекулы (например, растворение куска сахара), 2

• 
  Слайд 3
  

  а ионы (металлический проводник, погруженный в раствор), то такой обмен сопряжен с возникновением электрических зарядов у обеих фаз. Это ведет к возникновению скачка электрического потенциала на границе между фазами, т.е. к формированию двойного электрического слоя. Устанавливающееся в итоге равновесие называется электрохимическим. 3

• 
  Слайд 4
  

  4 Следовательно, электрохимическими явлениями следует называть такие явления, которые совершаются при участии двойного электрического слоя на границе соприкасающихся фаз и сопряжены с изменением химического состава на поверхности раздела.

• 
  Слайд 5

  2. РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

  5 Свойства, присущие всем растворам:

• 
  Слайд 6
  

  Давление насыщенного пара растворителя над раствором всегда ниже, чем над чистым растворителем; Раствор имеет более высокую температуру кипения, чем чистый растворитель; Раствор имеет более низкую температуру замерзания, чем чистый растворитель; Если концентрация в растворе не везде одинакова, то возникает диффузия растворенного вещества из области с высокой концентрацией в область с низкой концентрацией. 6

• 
  Слайд 7
  

  7 Перечисленные свойства находятся в определенной зависимости. Но, если раствор обладает сравнительно высокой электропроводностью, то характер этих зависимостей существенно меняется. Существует два различных механизма прохождения электрического тока через проводники:

• 
  Слайд 8
  

  8 Вещества, которые образуют растворы, обладающие преимущественно ионной проводимостью, называются электролитами.

• 
  Слайд 9
  

  9 Если постоянное электрическое напряжение подвести при помощи металлических проводников – электродов – к электролиту, то наблюдается прохождение электрического тока через раствор. Это явление непременно сопровождается химическими реакциями окисления и восстановления на электродах. В этом отличие электропроводности электролитов от электропроводности металлических проводников.

• 
  Слайд 10
  

  Протекание химических реакций на электродах под действием электрического тока называется ЭЛЕКТРОЛИЗОМ. 10

• 
  Слайд 11

  Составные части электрохимической системы

  Катод – отрицательно заряженный электрод – реакция восстановления Анод – положительно заряженный электрод – реакция окисления Катион – положительный ион Анион – отрицательный ион 11

• 
  Слайд 12

  2.1. ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ С. АРРЕНИУСА

  Основные положения теории Аррениуса: Соли, кислоты, основания при растворении в воде и некоторых других полярных растворителях частично или полностью распадаются на ионы. Эти ионы существуют в растворе независимо от того, проходит через раствор электрический ток или нет. 12

• 
  Слайд 13
  

  Вследствие этого число независимо движущихся частиц растворенного вещества больше, чем при отсутствии диссоциации. Наряду с процессом диссоциации в растворе идет обратный процесс  ассоциация ионов в молекулы. Таким образом, диссоциация молекул на ионы является неполной, поэтому в качестве меры электролитической диссоциации Аррениус ввел величину степени диссоциации , определяемую как долю молекул, распавшихся на ионы: 13

• 
  Слайд 14
  

  14 где n - число диссоциированных молекул; N – общее число молекул Для любой обратимой реакции электролитической диссоциации: сумма + + – равна общему числу  ионов, образующихся при диссоциации одной молекулы.

• 
  Слайд 15
  

  Коэффициент Вант-Гоффа i: 15 i = 1 + (++ –  1) = 1 + ( 1) Определив коэффициент i, можно по этому уравнению вычислить степень диссоциации , если известна величина . Коэффициент i показывает, во сколько раз увеличивается общая молярная конценрация частиц в растворе за счет диссоциации электролита.

• 
  Слайд 16
  

  Диссоциация растворенных веществ на ионы подчиняется тем же законам химического равновесия, что и другие реакции, в частности, закону действующих масс: где Кдконстанта диссоциации, выраженная через концентрации, или так называемая классическая константа диссоциации. 16

• 
  Слайд 17
  

  Диссоциация сильных электролитов равна 100% или почти 100%. 17 Чем больше Кд, тем выше степень диссоциации. Таким образом, величина Кд может служить мерой силы кислоты, то есть мерой кислотности. Для электролитов средней силы (Н3РО4 первая ступень, Са(ОН)2) значения Кд лежат в пределах от 10–2 до 10–4; для слабых электролитов (СН3СООН, NН4ОН) Кд= 10–5÷10–9; при Кд 10–10 электролит считается очень слабым (Н2О).

• 
  Слайд 18

  Недостатки теории Аррениуса

  18 Теория электролитической диссоциации применима только к разбавленным растворам слабых электролитов. Причина всех недостатков теории заключается в игнорировании взаимодействия частиц растворенного вещества между собой, а также с молекулами растворителя.

• 
  Слайд 19
  

  Пренебрежение ион-ионным взаимодействием приводило к нарушению количественных соотношений теории Аррениуса. Игнорирование ион-дипольного взаимодействия (то есть взаимодействие ионов с диполями воды или другого растворителя), не позволяет объяснить процесс образования, ведь именно это взаимодействие является физической основой образования ионов в растворе при растворении электролита. 19

• 
  Слайд 20

  2.2. ИОН-ДИПОЛЬНЫЕ ВЗАИМОДЕЙСТВИЯ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

  20 Термин электролитическая диссоциация подразумевает образование ионов в растворе из нейтральных молекул растворяемого вещества. Однако часто ионы существуют уже до растворения. Например, твердый хлорид натрия представляет собой кристалл, построенный из ионов Na+ и Cl–. При растворении NaCl происходит разрушение кристалла за счет взаимодействия ионов с диполями растворителя - сольватация.

• 
  Слайд 21
  

  21

• 
  Слайд 22
  

  Энергия сольватации представляет собой выигрыш в энергии, который получается при перенесении моля исследуемых ионов из вакуума в данный растворитель. При этом предполагается, что такой выигрыш энергии не включает в себя электростатическое взаимодействие ионов. 22

• 
  Слайд 23
  

  Uрастворения – энергия, выделяющаяся при растворении соли (выигрыш) ΣUсольватации – суммарная энергия сольватации ионов Uкрист. решетки – энергия, которую нужно затратить на разрушение кристаллической решетки. Uрастворения > 0 – происходит растворение Uрастворения

• 
  Слайд 24
  

  Поскольку при растворении образуется ион, окруженный несколькими молекулами растворителя, используется понятие числа сольватации (n=4÷6), означающего количество молекул растворителя, связанных с ионами растворенного вещества и имеющих свойства, отличные от свойств свободных молекул растворителя. Число сольватации зависит от концентрации раствора. Сольватация в водных растворах называется гидратацией. 24

• 
  Слайд 25
  

  В качестве растворителей в электрохимии используются те, что способны обеспечивать полную или частичную диссоциацию. Это становится возможным, когда диэлектрическая проницаемость растворителя составляет не менее 15 единиц. Относительная диэлектри́ческаяпроница́емость среды – физическая величина, показывающая, во сколько раз сила взаимодействия двух электрических зарядов в этой среде меньше, чем в вакууме. Чем выше диэлектрическая проницаемость растворителя, тем выше степень диссоциации электролита в нем. 25

• 
  Слайд 26

  2.3. ИОН-ИОННЫЕ ВЗАИМОДЕЙСТВИЯ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

  26 Ион-дипольное взаимодействие позволяет объяснить образование и устойчивость растворов электролитов. Однако для количественного описания свойств этих растворов необходимо учитывать также ион-ионное взаимодействие.

• 
  Слайд 27
  

  Можно предположить, что электролит полностью диссоциирован (α = 1), растворитель представляет собой непрерывную среду, а ионы взаимодействуют в нем только по закону Кулона. Среди множества ионов, участвующих в хаотическом тепловом движении, выбирается один, так называемый центральный ион, который рассматривается как неподвижный. Вблизи центрального иона некоторым образом распределяются другие ионы. 27

• 
  Слайд 28
  

  Чем ближе к центральному иону, тем больше вероятность того, что там окажется ион противоположного знака. Центральный ион как бы окружен ионной атмосферой. Выбор центрального иона является условным, т.е. каждый ион можно рассматривать в качестве центрального и в то же время входящего в состав ионной атмосферы других ионов. 28

• 
  Слайд 29
  

  Тепловое движение ионов в ионной атмосфере приводит к тому, что отдельные заряды этих ионов как бы размазываются. В результате ионную атмосферу, состоящую из отдельных ионов, в среднем за некоторый промежуток времени можно моделировать облаком размазанного заряда, плотность которого уменьшается по мере удаления от центрального иона. 29

• 
  Слайд 30

  ОСНОВНЫЕ ЗАКОНЫ ЭЛЕКТРОЛИЗА (1833). М. ФАРАДЕЙ.

  При прохождении электрического тока через раствор происходит электролиз. На положительном электроде (аноде) протекает реакция окисления, на отрицательном (катоде) – восстановления.

• 
  Слайд 31
  

  Схема опыта, позволившего установить эти законы:

• 
  Слайд 32
  

  Первый закон электролиза: масса продуктов реакции, образовавшихся на электродах, прямо пропорциональна силе тока и времени его прохождения, т.е. количеству прошедшего электричества. Q – количество электричества, [Кл; А•ч]; k – электрохимический эквивалент, [г/Кл; г/А•ч]

• 
  Слайд 33
  

  Массы продуктов реакции, образующихся при прохождении количества электричества, равного 1 кулону, называются электрохимическими эквивалентами. Ток проходил через все растворы в течение одного и того же времени, сила тока во всех растворах одинакова. Поэтому опыт позволил установить и второй закон электролиза.

• 
  Слайд 34
  

  Второй закон электролиза: при прохождении через различные электролиты одного и того же количества электричества массы образовавшихся на электродах веществ пропорциональны химическим эквивалентам этих веществ. где Эх – химические эквиваленты.

• 
  Слайд 35
  

  Химический эквивалент Эх пропорционален электрохимическому эквиваленту kэ. Это выражение означает, что при прохождении через электролит Fкулонов электричества на электродах выделится Fkэ грамм вещества, что будет равно массе 1г-экв данного вещества. F – число Фарадея. Оно составляет 96500 Кл или 26.8 А•ч на 1 г-экв (или моль-экв). где F – коэффициент пропорциональности.

• 
  Слайд 36
  

  Химический эквивалент Эх, означает количество вещества (г или моль), окисляющегося или восстанавливающегося при участии одного электрона, то есть: где М – молекулярная масса реагирующего вещества, z– число электронов, участвующих в акте электрохимического превращения. Поэтому:

• 
  Слайд 37
  

  отсюда уравнение, объединяющее оба закона: