г. Луиджи Гальвани возникновение электрического тока при контакте разных металлов

1. г. ЛуиджиГальвани возникновение электрического тока при контакте разных металлов Медно-цинковый гальванический элемент (-) Zn | Zn2+ || Cu 2+| Cu(+)

3. 1799г. Уильям Николсон и Энтони Карлайлвпервые провели электролиз воды (1783 г. - Кавендиш соединил водород и кислород в воду) 1807 г. Гемфри Дэви пропустил ток через расплавленный поташ (карбонат калия) и получил К. из соды (карбоната натрия) содий (Na). в течение двух лет получил в свободном виде шесть ранее неизвестных металлов: калий, натрий, барий, кальций, магний и стронций.  в 1818 году -литий

5. Работы Дэви по электролизу продолжил его ученик Майкл Фарадей (1791—1867) Назвал расщепление молекул под действием электрического тока электролизом , соединение или раствор, способный проводить электрический ток, электролитом ; металлические стержни или пластины, помещенные в расплавленный металл или раствор— электродами; анод,катод . частицы, благодаря которым электрический ток проходит через раствор или расплав, Фарадей назвал ионами(от греческого идущий). анионы , катионы . 1832 г. Фарадей установил, что электрохимические процессы характеризуются определенными количественными соотношениями, и сформулировал два закона электролиза: Вес вещества, выделившегося на электроде во время электролиза, пропорционален количеству электричества, пропущенного через раствор. Вес металла, выделенного данным количеством электричества, пропорционален эквивалентному весу этого металла.

6. Электродные процессы – процессы, связанные с переносом зарядов через границу между электродом и раствором. Катодные процессы связаны с восстановлением молекул или ионов реагирующего вещества, анодные – с окислением реагирующего вещества и с растворением металла электрода.

7. Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы табулированы относительно стандартного водородного электрода

8. Водородный электрод

9. Если реакция восстановления (Сu2+ +2e ↔Cu) идёт самопроизвольноотносительно стандартного водородного электрода, то потенциал «+»(1953 г. Стокгольмское соглашение) (-) Zn | Zn2+ || Н+ | H2| Pt (+) –0.76 В

10. Sn Fe Sn2+ Fe2+ • SnCl2 +Fe = Sn +FeCl2 • (-)Fe | Fe2+ || Sn2+ | Sn(+) • Е0Fe2+/Fe= -0,45 В(-)Fe | Fe2+ || Sn2+ | Sn(+)Е0Sn2+/Sn = -0,14 В • Е0Fe2+/Fe= -0,45 В(-)Fe| Fe2+ || Sn2+ | Sn(+)Е0Sn2+/Sn = -0,14 В Fe - 2 e→Fe2+ Sn2++2 e→Sn • Sn2++Fe →Sn +Fe2+

11. Окислители: • KMnO4 ,К2 Cr2O7,Со3+ , Fe3+ , галогены,… • Восстановители: Zn, Al, Fe2+ ,Н2,H2S, … • Окислит.-вос. двойственность : • NO2―, SO32-,Н2О2,…… • H2O2+ 2 e ↔2 OH- • H2O2 ― 2 e ↔ O2 + 2 H+

13. ТИПЫ ЭЛЕКТРОДОВ: • Электроды первого рода • Электроды второго рода • Ионоселективные (мембранные)

14. Электроды 1-го рода : обратимы по катиону и их потенциал зависит от концентрации металлические, газовые, редокс (окислительно-восстановительные). (-) Pt | Ti3+, Ti4+ || Cu2+ | Cu (+) (-) Pt | Ti3+, Ti4+|| Cu2+ | Cu(+) (-)Fe | Fe2+ || Sn2+ | Sn(+) (-)Fe | Fe2+|| Sn2+ | Sn(+) (-) Pt | H2| Н+ || Ti3+,Ti 4+ | Pt (+) (-) Pt | H2| Н+|| Ti3+,Ti 4+ | Pt(+) (-) Pt | Fe3+, Fe2+ ||Mn2+,MnO4¯ | Pt (+) (-) Pt | Fe3+, Fe2+||Mn2+,MnO4¯ | Pt(+)

15. Электроды 1-го рода : газовые

16. Вальтер Герман Нернст • 1920 г. • Нобелевская премия по химии за работы по термодинамике. • В 1906 г. высказал утверждение, что энтропия химически однородного твердого или жидкого тела при абсолютном нуле температуры равна нулю (теорема Нернста).

19. Водородный электрод • Е=Е0 +lg • Е=pH • Е=lg аH+ • pH== 1,7 Е2H+ /H2=0,10 В • lg аH+= 1,7 • аH+= 0,02М

20. Fe3+ + e ↔ Fe2+0.771В • Е=Е0+lg MnO4– + 8 H+ + 5 e ↔ Mn2+ + 4 H2O1.507 В • Е=Е0+lg

21. Равновесное состояние любой ОВР характеризуется ЭДС=0 ∆G = – nFε – для ОВР ∆G= – R∙T∙lnK= – 2,303 R∙T∙lgK R∙T∙lnK= nFε lnK = Рассчитайте E0 элемента и оцените порядок Кравн..

22. ? Концентрационный гальванический элемент В каком направлении будет протекать реакция в гальваническом элементе (-)Ni | Ni2+ || Sn2+ | Sn(+) если aNi2+ = 1 , aSn2+ = 10 - 4

23. Конкурирующая реакция идёт по восстановленной форме Cu+ + I–= CuI↓ Cu2++ e ↔ Cu+0.16В I2+ 2 e ↔ 2I–0.54 В • 2Cu2+ + 2I–= 2CuI↓ +I2 • Е=Е0+lg • ПРCuI= [Cu+ ]•[I–]=10-12 • [Cu+]= 10-12 • Е= 0.16В +lg= 0,87

24. К раствору, содержащему 0,1 моль хлорида железа(II) прибавили избыток нитрата серебра. Какова масса полученного осадка? FeCl2 + 2AgNO3 = 2AgCl ↓+Fe(NO3)2 Fe(NO3)2+ AgNO3 = Ag ↓+ Fe(NO3)3 (0,2 моль AgCl+0,1 моль Ag) E0Ag+/Ag= 0,80 В E0Fe3+/Fe2+ = 0,77 В E0х.с.= 0,20 В E0Fe3+/Fe2+ = 0,77 В

25. Электроды второго рода: металл покрыт малорастворимой солью этого металла и находится в растворе, содержащем другую растворимую соль с тем же анионом. Обратимы относительно аниона  Нg / Нg2Сl2, КСl Аg / АgСl, КСl Хлорсеребряный электрод Каломельный электрод

27. Ионоселективные (мембранные) электроды. Стеклянный электрод -на границах мембран с растворами электролитов протекают ионообменные реакции Стандартный потенциал ε° для каждого электрода имеет свою величину, которая со временем изменяется; поэтому стеклянный электрод калибруется по стандартным буферным растворам с точно известным рН.