Презентация Электрохимия. Электродные потенциалы онлайн

Содержание слайда: Электрохимия Электродные потенциалы

Содержание слайда: План лекции Процессы на границе металл / вода, металл / раствор Электродный потенциал Уравнение Нернста Водородный электрод Классификация электродов Уравнение Нернста-Петерса О-В системы в живых организмах

Содержание слайда: Поверхностное растворение металла

Содержание слайда: Двойной электрический слой Упорядоченное расположение противоположно заряженных частиц на границе раздела фаз

Содержание слайда: Устанавливается подвижное равновесие (скорость растворения = скорости осаждения) Устанавливается подвижное равновесие (скорость растворения = скорости осаждения) Образовавшаяся пограничная разность потенциалов получила название электродного потенциала Е (лат. рotentia – возможность, мощь)

Содержание слайда: Процессы на границе металл/раствор Выход катионов из металла Осаждение катионов соли на металлической пластинке Преобладание того или иного процесса объясняется: Энергией связи катиона металла в кристаллической решетке Энергией связи между катионом и диполями воды

Содержание слайда: Химически активные металлы (Zn, Mg, Al, Fe) характеризуются большими величинами растворимости. При любых больших концентрациях их солей, которые можно получить практически, эти металлы всегда будут в большей или меньшей степени растворяться, а возникающие при этом электродные потенциалы будут отрицательными (Е < 0) Химически активные металлы (Zn, Mg, Al, Fe) характеризуются большими величинами растворимости. При любых больших концентрациях их солей, которые можно получить практически, эти металлы всегда будут в большей или меньшей степени растворяться, а возникающие при этом электродные потенциалы будут отрицательными (Е < 0) Величины растворимости химически малоактивных металлов (Cu, Hg, Ag, Au, Pt) ничтожно малы. Даже при малых концентрациях солей этих металлов на границе металл / раствор будет преобладать процесс осаждения ионов металла из раствора на металлическую поверхность (Е > 0)

Содержание слайда: Уравнение Нернста 2,3RT 2,3RT E = -----------  lgK + ----------  lg a nF nF Е – электродный потенциал R = 8,31 Дж/мольК F = 96 500 Кл – число Фарадея К – константа, характеризующая природу металла а – активность катиона металла

Содержание слайда: Стандартный электродный потенциал (Е°) Потенциал, возникающий на границе металл / раствор при активности катионов металла в растворе 1 моль/л и температуре 298 К 2,3RT Е = Е° + -----------  lg a(К+) nF 0,2Т Е = Е° + -----------  lg a(К+) n Зависит от природы металла, от заряда катиона, от активности иона, от температуры

Содержание слайда: Ряд напряжений Расположение металлов в порядке возрастания их стандартных электродных потенциалов

Содержание слайда: Водородный электрод H2  2H+ + 2e- 2H+ + 2e-  H2 р Н2 = 1 а(Н+) = 1 Т = 298 К ЕН° = 0

Содержание слайда: Недостатки стандартного водородного электрода Трудно изготавливать, сохранять и поддерживать в рабочем состоянии Водород должен быть химически чистым Давление и реакция среды должны быть постоянными

Содержание слайда: Названия электродов Анод – электрод, на котором протекает реакция окисления, т.е. отдача электронов; активный металл, заряд отрицательный Катод – электрод, на котором протекает реакция восстановления, т.е. присоединение электронов, заряд положительный

Содержание слайда: Хлорсеребряный электрод AgCl  Ag+ + Cl- Ag+ + е-  Ag° KCl  K+ + Cl- Раствор хлорида калия – насыщенный (Е° = +222 мВ)

Содержание слайда: Классификация электродов Электроды I типа Электродный потенциал создается на границе металл / раствор в результате окислительно-восстановительной реакции Ионометаллические – потенциал возникает в результате обмена ионами Окислительно-восстановительные (редокс-электроды) – в результате обмена электронами

Содержание слайда: Ионометаллические электроды 1-го рода: электроды, обратимые относительно или катиона или аниона (цинковый, медный, газовые). Представляет собой металл, опущенный в раствор собственной соли 2-го рода: электроды, обратимые относительно и катиона и аниона. Электродный потенциал зависит от концентрации катиона и аниона (хлорсеребряный). Представляют собой трехфазную систему, в которой металл покрыт труднорастворимой солью и погружен в раствор, содержащий анионы этой соли

Содержание слайда: Окислительно-восстановительные электроды Электроды, в которых материал электрода в окислительно-восстановительном процессе не участвует; он является только переносчиком электронов Представляют собой систему, содержащую окисленную и восстановленную формы одного и того же вещества. В его раствор опущен инертный металлический электрод (Pt, Au), который является или поставщиком электронов или их переносчиком

Содержание слайда: Если в системе преобладает окисленная форма – будет идти процесс восстановления («+») Если в системе преобладает окисленная форма – будет идти процесс восстановления («+») Fe3+ + e-  Fe2+ Если в системе преобладает восстановленная форма – будет идти процесс окисления («–») Fe2+  Fe3+ + e-

Содержание слайда: Уравнение Нернста-Петерса 0,2Т [OX] Eо-в = Е°о-в + ----------  lg----------- n [Red] n – количество электронов, которые передаются от одной формы к другой Е°о-в – потенциал окислительно-восстановительной системы, в которой соотношение окисленной и восстановленной форм = 1

Содержание слайда: I вида: ОХ +zе-  Red I вида: ОХ +zе-  Red II вида: ОХ +zе- + mН+  Red 0,2Т [OX][H+]m Eо-в = Е°о-в + ----------  lg---------------- n [Red]

Содержание слайда: Электроды II типа Электродный потенциал возникает на границе раздела двух растворов, отделенных мембраной с избирательной проницаемостью для отдельных ионов – мембранные электроды (ферментные)

Содержание слайда: Стандартные О-В потенциалы Характеризуют способность системы функционировать в качестве окислителя или восстановителя

Содержание слайда: О-В системы в живых организмах 0,2Т [пируват][H+]2 Ео-в = Е°о-в + -----------  lg------------------- 2 [лактат] Е°о-в = -0,185 В

Содержание слайда: Весь путь биологического окисления характеризуется изменением потенциала от –0,42 до +0,81 В Весь путь биологического окисления характеризуется изменением потенциала от –0,42 до +0,81 В При переходе электронов от одной формы вещества к другой в цепи реакций потенциал изменяется постепенно Минимальная разность потенциалов, необходимая для превращения АДФ в АТФ составляет 0,17 В