Основные понятия атомно-молекулярного учения

Размещено на http://www.allbest.ru

1. Основные понятия атомно-молекулярного учения

Многие вещества имеют атомное строение, т.е. состоят из атомов. Это, в первую очередь, металлы и их сплавы, а также соединения внедрения - карбиды, нитриды и др. В карбидах и нитридах атомы углерода или азота занимают пустоты в кристаллической решетке металла.

Другие вещества состоят из ионов, т.е. имеют ионное строение. Примерами таких веществ являются оксид кальция (Ca2+O2-), хлорид калия(K+Cl-) и др.

Большинство же веществ имеют молекулярное строение. К этому типу веществ относятся почти все органические соединения, вода (Н2О), углекислый газ (СО2), водород (Н2), хлор (С12), кислород (О2) и т.д.

Важную роль в развитии атомно-молекулярного учения сыграли работы великого русского ученого М.В. Ломоносова. Основные положения этого учения:

1. Большинство известных в настоящее время веществ состоят из молекул. Молекула - наименьшая частица некоторых веществ (имеющих молекулярное строение), которая имеет химические свойства и состав данного вещества. Таким образом, химические свойства молекулы определяются ее составом и химическим строением. Следует подчеркнуть, что только для веществ, имеющих молекулярное строение химические свойства молекул и веществ одинаковы. В то же время имеются некоторые вещества - полимеры, состав которых не соответствует составу молекул из которых они образованы (например, этилен и полиэтилен).

2. Молекулы состоят из атомов. Атом - электронейтральная динамическая система, состоящая из ядра, образованного протонами и нейтронами, и электронов.

3. Молекулы и атомы находятся в непрерывном движении. В частности, для входящих в состав молекул атомов и групп атомов характерно наличие поступательного, вращательного и колебательного движения.

4. При протекании химических реакций из одних веществ образуются другие вещества.

атом химический менделеев кислота

2. Закон постоянства состава вещества

Закон постоянства состава впервые сформулировал французский ученый Ж. Пруст в 1808 г.

Каждое чистое вещество независимо от способа его получения всегда имеет один и тот же качественный и количественный состав.

Например, оксид кальция состоит из кальция и кислорода (качественный состав). В СаO содержится 71,43 мас.% кальция и 28,57 мас.% кислорода (количественный состав). Получить оксид кальция можно в результате реакций:

2 Са + О2 = 2 СаО,

СаСО3 = СаО + СО2,

Са(ОН)2 = СаО + Н2О,

2 Сa(NO3)2 = 2 CaO + 4 NO2 + O2.

Однако независимо от способа получения, чистый оксид кальция будет иметь приведенный выше состав.

Наряду с соединениями постоянного состава (H2O, CO2 и т.д.) существуют соединения переменного состава (ZrN0,59, ZrN0,74, ZrN0,89 и т.д.). Первые названы дальтонидами в честь английского ученого Дж. Дальтона, вторые - бертоллидами в честь французского химика К.Л. Бертолле, предсказавшего такие соединения.

В связи с существованием бертоллидов следует уточнить формулировку закона постоянства состава. Если химическое соединение в данном агрегатном состоянии имеет молекулярную структуру, то его химический состав (т.е. состав его молекул) при данном изотопном составе исходных простых веществ остается одним и тем же, независимо от способа его получения.

Состав соединений с атомной, ионной и металлической решеткой зависит от условий получения, т.е. не является постоянным.

Таким образом, закон постоянства состава справедлив только для веществ молекулярного строения.

3. Закон для эквивалентов твёрдого, жидкого и газообразного вещества

Эквивалент. Закон эквивалентов

Эквивалент (Э) - это реальная ли условная частица вещества, которая может присоединять, замещать, высвобождать или быть каким-либо другим способом эквивалентна одному иону водорода в кислотно-основных реакциях или одному электрону в окислительно-восстановительных реакциях.

При определении эквивалента вещества необходимо исходить из конкретной реакции.

Например: Из уравнения реакции

.

Следует, что одному иону водорода соответствует одна молекула и одна , молекулы и молекулы , поэтому Э()=, Э()= (это реальные частицы); Э()=, Э()= (это условные частицы).

Моль эквивалентов - количество вещества, содержащего 6,022?1023 эквивалентов. Масса одного моля эквивалентов вещества (элемента) называют молярной массой эквивалентов вещества , г/моль.

Например:

;

;

.

Число, обозначающее какая доля от реальной частицы эквивалентна одному иону водорода в кислотно-основных реакциях или одному электрону в окислительно-восстановительных реакциях, называют фактором эквивалентности fэ.

Например: В рассмотренных примерах:

fэ() = 1; fэ() = ; fэ() = .

Закон эквивалентов (И.В. Рихтер, 1809)

Химические элементы или вещества взаимодействуют друг с другом в количествах, пропорциональных их эквивалентам.

, (4)

где и - массы веществ, г; и - молярные массы эквивалентов веществ, г/моль; и - эквиваленты веществ, моль.

Если одно из веществ или оба вещества, вступивших или получившихся в результате реакции, находится в газообразном состоянии, закон эквивалентов принимает вид:

или , (5)

где - масса твердого или жидкого вещества, г; - молярная масса эквивалента твердого (жидкого) вещества, г/моль; , - объем газообразного вещества (н.у.), л; , - молярный объем эквивалента газообразного вещества (н.у.), л/моль (дм3/моль).

4. Закон объёмных отношений газов

Первые количественные исследования реакций между газами принадлежат французскому ученому Гей-Люссаку, автору известного закона о тепловом расширении газов. Измеряя объемы газов, вступающих в реакцию и образующихся в результате реакции, Гей-Люссак пришел к обобщению, известному под названием закона простых объемных отношений или «химического» закона Гей-Люссака:

Объемы вступающих в реакцию газов относятся друг к другу и к объемам образующихся газообразных продуктов реакции как небольшие целые числа.

Например, при взаимодействии 2 объемов водорода и 1 объема кислорода образуются 2 объема водяного пара.

Конечно, при этом предполагается, что все измерения объемов проведены при одном и том же давлении и при одной и той же температуре.

5. Закон Авогадро

В 1811 г. итальянский физик Авогадро объяснил простые отношения между объемами газов, наблюдающиеся при химических реакциях, установив закон:

В равных объемах любых газов, взятых при одной и той же температуре и при одинаковом давлении, содержится одно и то же число молекул.

Этот закон (закон Авогадро) вводил в науку представление о молекулах как о мельчайших частицах вещества. При этом представление об атомах как о мельчайших частицах элемента сохранялось. Авогадро особенно подчеркивал, что молекулы простых веществ отнюдь не должны быть тождественны с атомами: напротив, они обычно состоят из нескольких атомов данного элемента,

Закон Авогадро позволил сделать выводы о числе атомов в молекулах газов. В частности, на его основе было предположено, что молекулы таких газов, как водород, хлор, кислород, азот, состоят из двух атомов. Это предположение объяснило установленные Гей-Люссаком отношения между объемами газов.

Закон Авогадро сыграл большую роль в установлении атомных масс элементов и молекулярных масс сложных веществ (см. § 10).

6. Что показывает порядковый номер хим. элемента

Порядковый номер элемента показывает:

- заряд ядра атома

- число протонов и электронов

2) Номер периода говорит нам о количестве энергетических уровней

3) Номер группы дает нам информацию о числе электронов на внешнем уровне

K - калий, №19, 4 период, 1 группа, гл. подгруппа.

+19 ) ) ) ) число элетронов = числу протонов = № элемента = 19, 4 период = 4

2 8 8 1 уровня ,1 группа = 1 элетрон на внешнем уровне

Cl - хлор, №17, 3 период, 7 группа, гл. погруппа

+17 ) ) ) число электронов = числу протонов = № эл - та = 17, 3 пер. = 3 уровня,

2 8 7 7 группа - 7 внешних электронов

Mn - марганец(тут по - хлеще дело будет) №25, 4 период, 7 группа, побочная подгруппа, вот из-за того, что марганец находится в побочной подгруппе распределение электронов будет несколько иным, по сравнению с предыдущими примерами, смотрим:

+25 ) ) ) ) ne(число эл-в) = np(число пр - в) = № эл. = 25, 4 пер. = 4 уровня

2 8 13 2 7 группа = ...БАХ! 2 электрона (вот о чем я говорил когда только начал характеризовать атом марганца)

7. Формулировка периодического закона по Менделееву

Формулировка периодического закона, данная Д.И. Менделеевым, гласила: свойства химических элементов находятся в периодической зависимости от атомных масс этих элементов.

8. Формулировка периодического закона на основе строение атома

Современная формулировка гласит: свойства химических элементов находятся в периодической зависимости от заряда ядра этих элементов. Такое уточнение потребовалось, поскольку к моменту установления Менделеевым периодического закона еще не было известно о строении атома. После выяснения строения атома и установления закономерностей размещения электронов по электронным уровням стало ясно, что периодическая повторяемость свойств элементов связана с повторяемостью строения электронных оболочек.

9. Научные доказательства сложного строение атома

Открытие электрона. Первые экспериментальные результаты, из которых можно было сделать вывод о сложной структуре атомов, о наличии внутри атомов электрических зарядов, были получены М. Фарадеем в 1883 г. при изучении законов электролиза.

В 1897 г. Дж. Дж. Томсон в результате экспериментов по изучению электрического разряда в разреженных газах, фотоэффекта и термоэлектронной эмиссии установил, что при соударениях атомов в плазме электрического разряда, при нагревании вещества или освещении его ультрафиолетовым светом из атомов любого химического элемента вырываются одинаковые отрицательно заряженные частицы. Эти частицы были названы электронами. Электрический заряд е отдельных электронов впервые был измерен в опытах Р. Милликена в 1909 г. Он оказался действительно одинаковым у всех электронов.

Масса электрона примерно в 2000 раз меньше массы самого легкого из атомов - атома водорода. Открытие электрона и обнаружение электронов в составе атомов любого химического элемента было первым доказательством сложности атомов.

10. Общий план строение атома

Строение атома было открыто в 1911 г. в результате экспериментов, которыми руководил английский ученый Э. Резерфорд. Идея опытов состояла в том, чтобы выяснить, что происходит с быстро-летящими частицами, когда на их пути оказываются атомы вещества.

Нужно сказать, что за несколько лет до этого было открыто явление радиоактивности: были обнаружены невидимые лучи, которые испускались некоторыми (теперь их называют радиоактивными) веществами (ураном, радием и др.). Изучение этих лучей показало, что в общем случае они состоят из трех компонентов, отличающихся друг от друга электрическим зарядом. Для обозначения отдельных видов радиоактивных излучений было предложено использовать первые три буквы греческого алфавита: б (альфа), в (бета) и г (гамма).

Альфа-лучи состоят из положительно заряженных частиц (альфа-частиц), бета-лучи - из отрицательно заряженных частиц (электронов), гамма-лучи - никаким зарядом не обладают. Эти лучи опасны для человека. Поэтому, работая с радиоактивными препаратами, следует соблюдать особые меры предосторожности: использовать специальные защитные экраны и, конечно, никогда не брать эти препараты руками.

Резерфорд предложил использовать альфа-частицы в качестве тех «снарядов», которыми можно было бы «бомбардировать» атомы вещества. Направив узкий пучок этих частиц на тонкую пластинку (фольгу) исследуемого вещества, он обнаружил, что большинство альфа-частиц пролетало через фольгу почти беспрепятственно и лишь очень небольшая их часть, столкнувшись с чем-то внутри атома, отскакивала от фольги назад. Более подробно об опытах Резерфорда будет рассказано в старших классах. Здесь же мы ограничимся тем выводом, к которому он пришел на основе анализа полученных данных.

Согласно Резерфорду, атом по своему строению напоминает Солнечную систему. Подобно тому как планеты, притягиваясь к Солнцу, движутся вокруг него, так и электроны в атоме движутся вокруг ядра, удерживаемые силами притяжения к нему. Из-за этого сходства модель строения атома (рис.11), предложенную Резерфордом, назвали планетарной моделью.



Расстояния между ядром и электронами очень велики по сравнению с размерами этих частиц. Если бы весь атом увеличился так, что ядро приняло бы размеры десятикопеечной монеты, то расстояние между ядром и электронами стало бы равным примерно километру!

Подсчитано, что если бы все электроны примкнули вплотную к атомным ядрам, то объем тела взрослого человека стал бы равным одной миллионной доле кубического миллиметра! Это означает, что более 99% внутри тела человека (как и любого другого тела) занимает пустота! Именно через пустоту внутри атомов и пролетали те альфа-частицы в опыте Резерфорда, которые не отклонялись фольгой назад.

11. Определение электролитов примеры

Можно сказать, что электролиты - это вещества, в которых в заметной концентрации присутствуют ионы, обусловливающие прохождение электрического тока (ионную проводимость). Электролиты также имеют название проводников второго рода.

В узком смысле слова электролиты - вещества, молекулы которых в растворе, вследствие электролитической диссоциации, распадаются на ионы. Среди электролитов различают твердые, растворы электролитов и ионные расплавы. Растворы электролитов часто также называют электролиты. В зависимости от вида растворителя электролиты делятся на водные и электролиты неводные. К особому классу относятся высокомолекулярные электролиты - полиэлектролиты.

В соответствии с природой ионов, образующихся при электролитической диссоциации водных растворов, выделяют солевые электролиты (в них отсутствуют ионы Н+ и ОН-), кислоты (преобладают ионы Н+) и основания (преобладают ионы ОН-). Если при диссоциации молекул электролитов число катионов совпадает с числом анионов, то такие электролиты называют симметричными (1,1 - валентными, например, КСl, 2,2-валентными, например, CaSO4, и т.д.). В противном случае электролиты называют несимметричными (1,2-валентные электролиты, напр. H2SO4, 3,1-валентные, например, А1 (ОН) 3, и т.д.). В зависимости от способности к электролитической диссоциации электролиты условно разделяют на сильные и слабые. Слабые электролиты характеризуются, прежде всего, константой и степенью диссоциации, а сильные активностью ионов.

Молекулы слабых электролитов лишь частично диссоциированы на ионы, которые находятся в динамическом равновесии с недиссоциирующими молекулами. К слабым электролитам относятся многие органические кислоты и основания в водных и неводных растворителях. Степень диссоциации зависит от природы растворителя, концентрации раствора, температуры и других факторов (<1)

Сильными электролитами называются такие электролиты, степень диссоциации которых в растворах равна единице (т.е. диссоциируют полностью) и не зависит от концентрации раствора. К ним относятся большинство солей, которые уже в кристаллическом состоянии построены из ионов, гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов, некоторые кислоты (НСl, HBr, HI, HClO4, HNO3).



12. Диссоциация кислот, солей, оснований

с помощью теории электролитической диссоциации дают определения и описывают свойства кислот, оснований и солей.

Кислотами называются электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода

Н3РО4 Н+ + Н2РО-4(первая ступень)

Н2РО-4 Н+ + НРO2-4 (вторая ступень)

НРО2-4 Н+ PОЗ-4 (третья ступень)

Диссоциация многоосновной кислоты протекает главным образом по первой ступени, в меньшей степени по второй и лишь в незначительной степени - по третьей. Поэтому в водном растворе, например, фосфорной кислоты наряду с молекулами Н3РО4 имеются ионы (в последовательно уменьшающихся количествах) Н2РО2-4, НРО2-4 и РО3-4.

Основаниями называются электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы.

Например:

KOH K+ + OH-; NH4OH NH+4 + OH-

Основания, растворимые в воде называются щелочами. Их немного. Это основания щелочных и щелочноземельных металлов: LiOH, NaОН, КОН, RbОН, СsОН, FrОН и Са(ОН)2, Sr(ОН)2, Ва(ОН)2, Rа(ОН)2, а также NН4ОН. Большинство оснований в воде малорастворимо.

Кислотность основания определяется числом его гидроксильных групп (гидроксогрупп).

Например, NН4ОН - однокислотное основание, Са(ОН)2 - двухкислотное, Fе(ОН)3 - трехкислотное и т.д. Двух- и многокислотные основания диссоциируют ступенчато

Ca(ОН)2Са(ОН)+ + OH- (первая ступень)

Ca(OH)+Ca2++OH- (вторая ступень)

Однако имеются электролиты, которые при диссоциации одновременно образуют катионы водорода, и гидроксид-ионы. Эти электролиты называются амфотерными или амфолитами. К ним относятся вода, гидроксиды цинка, алюминия, хрома и ряд других веществ. Вода, например, диссоциирует на ионы Н+ и ОН- (в незначительных количествах):

Н2O Н+ + ОН-

13. Степень диссоциации и факторы влияющие на неё

14. Слабые, средние и сильные электролиты

Классификация электролитов в зависимости от степени электролитической диссоциации (памятка)

Классификация электролитов	Сильные электролиты	Средние электролиты	Слабые электролиты
Значение степени диссоциации (б)	б>30%	3%?б?30%	б<3%
Примеры	1. Растворимые соли; 2. Сильные кислоты (НСl, HBr, HI, НNО3, НClO4, Н2SO4(разб.)); 3. Сильные основания - щёлочи.	H3PO4 H2SO3	1. Почти все органические кислоты (CH3COOH, C2H5COOH и др.); 2. Некоторые неорганические кислоты (H2CO3, H2S и др.); 3. Почти все малорастворимые в воде соли, основания и гидроксид аммония (Ca3(PO4)2; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH); 4. Вода.

15. Реакции ионного обмена между кислотами и основаниями, солями и кислотами, между двумя солями

Реакции ионного обмена - это реакции между ионами, образовавшимися в результате диссоциации электролитов.

Правила составления ионных уравнений реакций

1. Нерастворимые в воде соединения (простые вещества, оксиды, некоторые кислоты, основания и соли) не диссоциируют.

2. В реакциях используют растворы веществ, поэтому даже малорастворимые вещества находятся в растворах в виде ионов.

3. Если малорастворимое вещество образуется в результате реакции, то при записи ионного уравнения его считают нерастворимым.

4. Сумма электрических зарядов ионов в левой и в правой части уравнения должна быть одинаковой.

Порядок составления ионных уравнений реакции

1. Записывают молекулярное уравнение реакции

MgCl2 + 2AgNO3 2AgCl + Mg(NO3)2

2. Определяют растворимость каждого из веществ с помощью таблицы растворимости

p		p		H		p
MgCl2	+	2AgNO3		2AgCl	+	Mg(NO3)2

3. Записывают уравнения диссоциации растворимых в воде исходных веществ и продуктов реакции:

MgCl2 Mg2+ + 2Cl-

AgNO3 Ag+ + NO3-

Mg(NO3)2 Mg2+ + 2NO3-

4. Записывают полное ионное уравнение реакции

Mg2+ + 2Cl- + 2Ag+ + 2NO3- 2AgCl + Mg2+ + 2NO3-

5. Составляют сокращенное ионное уравнение, сокращая одинаковые ионы с обеих сторон:

Mg2+ + 2Cl- + 2Ag+ + 2NO3- 2AgCl + Mg2+ + 2NO3-

Ag+ + Cl- AgCl



16. О.В.Р., определение, примеры

Окислительно-восстановительные реакции в растворах.

Химические реакции, протекающие с изменением степени окисления элементов, входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными.

Окисление -- это процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом. Если атом отдает свои электроны, то он приобретает положительный заряд:

Если отрицательно заряженный ион (заряд -1), например Сl? , отдает 1 электрон, то он становится нейтральным атомом:

Если положительно заряженный ион или атом отдает электроны, то величина его положительного заряда увеличивается соответственно числу отданных электронов:

Восстановление -- это процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом. Если атом присоединяет электроны, то он превращается в отрицательно заряженный ион:

Если положительно заряженный ион принимает электроны, то величина его заряда уменьшается:

или он может перейти в нейтральный атом:

Окислителем является атом, молекула или ион, принимающий электроны. Восстановителем является атом, молекула или ион, отдающий электроны.

Окислитель в процессе реакции восстанавливается, восстановитель -- окисляется.

18. Важнейшие окислители и восстановители

Какие вещества могут проявлять свойства окислителей, а какие -- восстановителей? Как уже говорилось, окислитель содержит в своем составе элемент, понижающий степень своей окисленности, а восстановитель содержит элемент, степень окисленности которого повышается в ходе реакции. Следовательно, окислителями могут быть прежде всего соединения высших, а восстановителями -- низших степеней окисленности, присущих данному элементу.

Металлы проявляют в своих соединениях только положительную окисленность, и низшая их степень окисленности равна нулю. Иначе говоря, низшей степенью окисленности они обладают только в свободном состоянии. Действительно, все свободные металлы способны, хотя и в различной степени, проявлять только восстановительные свойства. На практике в качестве восстановителей применяют алюминий, магний, натрий, калий, цинк и некоторые другие металлы. Если металлу присущи несколько степеней окисленности, то те его соединения, в которых он проявляет низшую из них, также обычно являются восстановителями, например, соединения железа , олова (II), хрома (II), меди .

Окислителями могут быть те соединения металлов, в которых степень окисленности металла велика -- равна номеру группы, в которой находится металл, или близка к нему. На практике применяют, в частности: аммиачный раствор оксида серебра, аммиачный раствор сульфата меди (II), хлорид , диоксид свинца , хлорид , хромат и дихромат калия и , перманганат калия , диоксид марганца .

Неметаллы проявляют как положительную, так и отрицательную окисленность. Естественно, что соединения, содержащие неметаллы в высших положительных степенях окисленности, могут быть окислителями, а соединения, в которых неметалл проявляет отрицательную окисленность, - восстановителями.

К широко применяемым в промышленности восстановителям относятся водород, углерод (в виде угля или кокса) и монооксид углерода СО.

К сильным окислителям принадлежат неметаллы верхней части VI и VII групп периодической системы. Сильные окислительные свойства этих веществ объясняются большой электроотрицательностью их атомов. Сильнее всего окислительные свойства выражены у фтора, но в практике чаще пользуются в качестве окислителей кислородом, хлором и бромом.

К соединениям, применяемым в качестве окислителей, относятся также кислоты. Наибольшее практическое значение имеют соляная, серная и азотная кислоты.

19. Схема и принцип действия гальванического элемента

Гальванические элементы являются источниками постоянного напряжения и называются первичными элементами. Электрическая энергия, получаемая в этом случае, образуется в результате химических реакций, происходящих внутри элемента. Рассмотрим принцип действия простейшего гальванического элемента.

Элемент (рис. 48) состоит из сосуда с раствором серной кислоты (H2SО4), в которую погружены две разнородные пластины: цинковая и медная. Как показал опыт, цинк в этом случае заряжается

отрицательно, а медь -- положительно. Элемент имеет два вывода -- полюса: положительный (анод) и отрицательный (катод).

Цинковая пластина, опущенная в раствор серной кислоты, будет растворяться в ней. Способность цинка легко отдавать свой электроны приводит к тому, что атом цинка, .оставляя два своих электрона пластине, .Переходит в раствор в виде положительного иона. Между цинковой пластиной и раствором возникает некоторая разность потенциалов, которая приостанавливает дальнейшее растворение цинковой пластины.

Опустим в раствор медную пластину.

Обладая меньшей способностью растворения, медь по отношению к раствору будет иметь иную разность потенциалов, чем цинк.

Таким образом, между медной и цинковой пластинами образуется разность потенциалов.

Разность потенциалов (э. д. с.) между пластинами (электродами) медно-цинкового элемента равна 1,1 в.

При замыкании полюсов элемента металлическим проводником электроны цинковой пластины будут переходить на медную пластину. Вследствие потери электронов потенциал между цинковой пластиной и раствором уменьшается и новая порция ионов цинка перейдет с пластины в раствор, причем сама пластина вновь обогащается электронами.

Положительные ионы цинка, попав в раствор, соединяются с отрицательными ионами кислотного остатка SO4-- и образуют молекулу цинкового купороса

Положительный ион водорода H2++. подходя к медной пластине, берет у нее свободные электроны и, нейтрализуясь, выделяется в виде пузырьков, покрывающих медную пластину.

В результате указанного процесса цинковая пластина, растворяясь в кислоте, пополняется электронами, а медная пластина, отдавая электроны, сохраняет положительный заряд и покрывается пузырьками водорода.

Во внешней части цепи происходит движение электронов от цинковой пластины к медной, внутри электролита отрицательные ионы движутся от меди к цинку, а положительные ионы -- от цинка к меди.

Показания амперметра, включенного в цепь работающего медно-цинкового элемента, быстро уменьшаются.

Это объясняется тем, что медная пластина совместно с водородом, который покрывает эту пластину, образует своеобразную гальваническую пару, своего рода особый элемент, э. д. с. которого направлена против

Концентрационные гальванические элементы

Особенностью концентрационного гальванического элемента, рис.4, является то, что оба электрода выполнены из одного и того же метала.

Рис. 4

Эти электроды отличаются друг от друга только концентрациями солевых растворов.

(По формуле Нерста) рассчитаем ЭДС концентрационного элемента.

Недостатки концентрационных гальванических элементов: разрушаемый анод, малая ЭДС.

Концентрационные элементы используются в тех случаях, где необходима малая ЭДС.

20. Уравнение Нернста

Нернст изучал поведение электролитов при пропускании электрического тока и открыл закон (уравнение Нернста). Закон устанавливает зависимость между электродвижущей силой (разностью потенциалов) и ионной концентрацией. Уравнение Нернста позволяет предсказать максимальный рабочий потенциал, который может быть получен в результате электрохимического взаимодействия когда известны давление и температура. Этот закон связывает термодинамику с электрохимической теорией касающихся сильно разбавленных растворов.

R -- универсаьная газовая постоянная ( 8.31 Дж/(моль*К)

Т -- абсолютная температура

F -- число Фарадея ( 96485.35 Кл/моль )

n -- число молей электронов, которе участвуют в процессе

Ox и Red -- активности окисленной и восстановленной форм вещества

Для потенциометрического определения pH в почвенных вытяжках, суспензиях, растворах, а также в биологических средах и других объектах пригодны любые индикаторные электроды, потенциал которых прямо или косвенно зависит от активности водородных ионов или является функцией величины pH: е = f (pH). Вместе с тем электрод должен быть достаточно селективен, т. е. на его потенциал не должны заметно влиять другие компоненты изучаемой системы. Наибольшее практическое значение имеют в этом отношении водородный, хингидронный и стеклянный электроды. Благодаря развитию потенциометрической техники определение pH со стеклянным электродом стало основным методом в агрохимических и других исследованиях. Хингидронный электрод употребляют лишь при отсутствии ламповых потенциометров. Водородный электрод редко применяется для непосредственных аналитических целей, но он остается основным стандартным электродом.

Водородный электрод (рис. 1, А). Потенциал водородного электрода обусловлен реакцией:

H2 ? 2Н+ + 2 е;

величина его может быть выражена уравнением

е = -2,303RT/nF pH или, при 20°С, е = -0,0581рН.

Потенциал нормального водородного электрода принимается равным нулю при любых температурах, а его величина лежит в основе шкалы электродных потенциалов.

Если имеется электрод сравнения с точно известным потенциалом, то измеренная величина потенциала водородного электрода позволяет непосредственно вычислить величину pH. При 20°С значение pH находят:

рН = э.д.с. - еср / 0,0581,

где э.д.с. -- электродвижущая сила элемента, состоящего из электрода сравнения с потенциалом еср, и водородного электрода.

Коэффициент 2,303 RT/nF, входящий в вышеприведенное уравнение, является коэффициентом уравнения Нернста и используется во всех аналогичных формулах. Его величина при различных температурах приведена в табл. 5.

Для приготовления водородного электрода берут гладкую платиновую проволоку или пластинку, впаянные в стеклянные трубки. Поверхность платины тщательно очищают и промывают горячим раствором хромовой смеси, а затем дистиллированной водой. Промытый водой электрод оставляют в чистой дистиллированной воде на ночь. Затем приступают к платинированию электрода. С этой целью в 100 мл воды растворяют 2--3 г PtCl4 и 0,02 г (CH3COO)2Pb. В этот раствор пускают подлежащий платинированию электрод и соединяют его с отрицательным полюсом аккумулятора на 2--4 в. Анодом служит также платиновая пластинка или проволока. Через раствор пропускают ток, регулируя его силу таким образом, чтобы на аноде непрерывно, но не слишком быстро, выделялись пузырьки газа. Через 4--6 мин. поверхность электрода покрывается ровным бархатисто-черным слоем губчатой платины. Платинированный электрод промывают дистиллированной водой и снова подвергают катодной поляризации, но уже в 0,05 н. H2SO4, чтобы удалить адсорбированные ионы Cl. Готовый электрод тщательно промывают дистиллированной водой и хранят погруженным в воду (рис. 1).

Располагая металлы в порядке возрастания их стандартных электродных потенциалов, получают ряд напряжений Николая Николаевича Бекетова (1827-1911), или ряд стандартных электродных потенциалов. Числовые значения стандартных электродных потенциалов для ряда технически важных металлов приведены в таблице.

Ряд напряжений характеризует некоторые свойства металлов:

1. Чем меньшее значение имеет электродный потенциал металла, тем он химически активнее, легче окисляется и труднее восстанавливается из своих ионов. Активные металлы в природе существуют только в виде соединений Na, K, ..., встречаются в природе, как в виде соединений, так и в свободном состоянии Cu, Ag, Hg; Au, Pt - только в свободном состоянии;

2. Металлы, имеющие более отрицательный электродный потенциал, чем магний, вытесняют водород из воды;

3. Металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, вытесняют водород из растворов разбавленных кислот (анионы которых не проявляют окислительных свойств);

4. Каждый металл ряда, не разлагающий воду, вытесняет металлы, имеющие более положительные значения электродных потенциалов из растворов их солей;

5. Чем больше отличаются металлы значениями электродных потенциалов, тем большее значение э.д.с. будет иметь построенный из них гальванический элемент.

Зависимость величины электродного потенциала (Е) от природы металла, активности его ионов в растворе и температуры выражается уравнением Нернста

ЕМе = ЕоМе + RTln(aМеn+)/nF,

где ЕоМе - стандартный электродный потенциал металла, aMen+ - активность ионов металла в растворе. При стандартной температуре 25 оС, для разбавленных растворов заменяя активность (а) концентрацией (с), натуральный логарифм десятичным и подставляя значения R , T и F, получим

ЕМе = ЕоМе + (0,059/n )lgс.

Например, для цинкового электрода, помещенного в раствор своей соли, концентрацию гидратированных ионов Zn2+Ч mH2O сокращенно обозначим Zn2+ , тогда

ЕZn = ЕоZn + (0,059/n) lg[ Zn2+].

Если [Zn2+] = 1 моль/дм3, то ЕZn = Е оZn.

Размещено на Allbest.ru

...