Электродные потенциалы

1. Электродные потенциалы

2. УМК «ХИМИЯ»

Тема лекции:
Электродные
потенциалы
Лектор – Иванов М.Г.

3. Цель лекции: изложение основных понятий электродных потенциалов на границе металл- раствор электролита в рамках современной

химической теории
Компетенции, формируемые у студента:
Умения:
прогнозировать на основе современных
представлений о строении атомов и химической
связи, возможность протекания ОВ реакций в
расплавах и растворах электролитов.

4.

СОДЕРЖАНИЕ
Основные понятия
Носители заряда
Связь электродного потенциала и энергии Гиббса
Водородный электрод
Уравнение Нернста
Потенциалы газовых электродов
Диаграммы Латимера
Диаграммы Пурбе
Гальванический элемент
Элемент Даниэля
Гальванический элемент с инертными электродами
Литература

5.

Основные понятия
содержание
По типу носителей заряда проводники электрического
тока делят на две группы: в проводниках первого рода
ток переносят электроны (металлы, полупроводники),
в проводниках второго рода – ионы (растворы и
расплавы электролитов).
Электродом называется проводник первого рода,
контактирующий с проводником второго рода:

6.

7.

8.

9.

10.

Основные понятия
содержание
Электродный потенциал служит мерой изменения
свободной энергии Гиббса ( G) в системе и указывает
на направление окислительно- восстановительного
процесса:
Gо = – ЕоnF
G <0, когда E > 0
Gо
= – RT•lnK
Самопроизвольный процесс
RT
E
ln K
nF
O

11.

12.

13.

14.

Основные понятия
содержание
За величину электродного потенциала данного
электрода в водородной шкале принимают ЭДС
гальванического элемента:
Me/[Me(H2O)m]n+ (H2, H2SO4)/Pt
Стандартные значения потенциалов электродов (E0), при условиях:
температура 298,15 К,
давление газа (для газовых электродов) 1,013•105 Па,
концентрация потенциалопределяющих ионов - 1 моль/л.

15.

16.

Уравнение Нернста
содержание
R = 8,314 Дж/(моль К) – универсальная газовая постоянная;
F = 96500 Кл/моль - постоянная Фарадея (заряд одного моля
электронов);
T – абсолютная температура, К;
n – число электронов;
символы в квадратных скобках означает молярную концентрацию
вещества.

17.

Уравнение Нернста
содержание
для ионно-металлического электрода:
для водородного электрода:

18.

Уравнение Нернста
содержание
При температуре 298,15 К уравнение Нернста
для, полуреакции
MnO4 + 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O
примет вид
4
=
E MnO /Mn 2
o
][H+]8
0,059
lg
[MnO
E MnO /Mn 2 +
4
4
5
[Mn2+]

19.

Уравнение Нернста
содержание
Для реакций
2H 2e H 2
O2 + 4e +
4H+
= 2H2O;
E 2H /H E o2H /H 0,059pH
2
0
EO 2 /2H 2O
2
1,23 0,059pH.

20.

Диаграммы Латимера
содержание
Диаграммы Латимера - это простой и удобный
способ описания окислительновосстановительных свойств, проявляемых
элементом в различных степенях окисления
E1
E2
A
B
C
E3
если Е2>Е1, то ион «В» термодинамически
неустойчив, и диспропорционирует на «А» и С».

21.

Диаграммы Латимера
pH = 14
pH = 0
содержание

22.

23.

Диаграммы Пурбе
содержание
25°C: [Cu] = 10-4 M.

24.

Гальванический элемент
Элемент Даниэля
содержание

25.

Гальванический элемент
Элемент Даниэля
Zn / ZnSO4 CuSO4 / Cu
Cu2+ + 2e = Cuo (катод, восстановление)
Zno – 2e = Zn2+ (анод, окисление)
Zn0 + Сu2+ = Zn2+ + Cu0
ЭДС = ЕоОх - EоRed = 0,34 – (– 0,76) = 1,1B
содержание

26.

Гальванический элемент с
инертным электродом
содержание
Zn / ZnSO4 KMnO4, H2SO4, MnSO4, /С
2 MnO4 + 5e +8H+ = Mn2+ + 4H2O (катодный процесс )
5 Zno - 2e = Zn2+
(анодный процесс)
2 MnO4 + 5Zn + 16H+ = 2Mn2+ + 5Zn2+ +8H2O
ЭДС = ЕоОх - EоRed = 1,51 – (– 0,76) = 2,27B

27.

28.

29.

30.

31.

32.

33.

34.

35.

36.

37.

38.

Список литературы
содержание
1. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. М.: Высшая школа.
2002.
2. О.М. Полторак, Л.М. Ковба. «Физико-химические основы
неорганической химии». М.: МГУ, 1994.
3. В.И. Горшков, И.А. Кузнецов. «Физическая химия». М.: МГУ,
1993.
4. А. Джонсон. Термодинамические аспекты в курсе
неорганической химии. М.: Мир. 1985.
5. Анорганикум. Под ред. Л. Кольдица. М. Мир. 1984. Т.1. 6.
Хьюи Дж. Неорганическая химия. Строение вещества и
реакционная способность. М., Химия, 1987.
7. Фичини Ж., Ламброзо-Бадер Н., Депезе Ж.-К. Основы
физической химии. М. Мир. 1972. стр.276-283.
8. Дж. Кемпбел. Современная общая химия. М.:Мир. 1975г. Т.2.
стр.90. гл.20., Т3.
9. Дикерсон Р., Грей Г., Хейт Дж. Основные законы химии. М.:
Мир,1982. Т. 2.
10. Б.Б.Дамаскин, О.А.Петрий. Электрохимия. М: Высшая школа,
1987.
11. CRC Hand book of Chemistry and Physics. 82 издание. 2001-2002.