Э.Д.С. гальванического элемента. Элемент Даниэля-Якоби.

Э.Д.С. гальванического элемента. Элемент Даниэля-Якоби.

Гальванический элемент - химический источник электрического тока, основанный на взаимодействии двух металлов и (или) их оксидов в электролите, приводящем к возникновению в замкнутой цепи электрического тока. Способен преобразовать энергию химической реакции в электрическую.

Электродвижущая сила (ЭДС) гальванического элемента - максимальное напряжение гальванического элемента, отвечающее обратимому протеканию происходящей в нём реакции. Если реакция протекает в стандартных условиях, то есть, если все вещества, участвующие в реакции, находятся в своих стандартных состояниях, то наблюдаемая при этом ЭДС называется стандартной электродвижущей силой E⁰.

ЭДС гальванического элемента может быть представлена как разность двух электродных потенциалов φ, каждый их которых отвечает полуреакции, протекающей на одном из электродов. При вычислении электродвижущей силы меньший (в алгебраическом смысле) электродный потенциал вычитается из большего.

Рассмотрим устройство и принцип работы гальванического элемента Даниэля-Якоби. Он состоит из корпуса 1 (рис. 22), разделенного на две части пористой перегородкой 2. В каждую из частей помещаются электроды: медный 3 и цинковый 4. Медный электрод погружается в раствор сульфата меди, цинковый – в раствор сульфата цинка. Пористая перегородка предотвращает смешивание соприкасающихся растворов и пространственно разделяет окислительно-восстановительную реакцию, протекающую при замкнутой внешней цепи: окисление цинка и восстановление меди.

2ē переходят по цепи.

Итак, при работе элемента Даниэля-Якоби протекают процессы:

Окисление цинка:

Этот процесс окисления называют анодным, а электрод – анодом.

Восстановление ионов меди:

Процессы восстановления называют в электрохимии катодными, а электроды, на которых идут процессы восстановления – катодами.

Электродные потенциалы.

Значения электродных потенциалов определяются относительно некоторого электрода, потенциал которого условно принят за нулевой. Таким эталонным электродом выбран водородный в стандартных условиях. Его устройство таково: платиновый электрод, покрытый мелкодисперсной платиной (платиновой чернью), погруженный в раствор серной кислоты с активностью ионов водорода 1 моль∙л^–1, обдувается струей газообразного водорода под давлением 100 кПа; при этих условиях и при T = 298 K. Протекает следующая реакция: 2Н⁺ + 2e⁻ = H₂

ЭДС гальванического элемента может быть представлена как разность двух электродных потенциалов φ, каждый из которых отвечает полуреакции, протекающей на одном из электродов. Зависимость электродного потенциала от концентраций веществ выражается уравнением Нернста:

Здесь φ⁰ – стандартный электродный потенциал; R – газовая постоянная; T – абсолютная температура; F – постоянная Фарадея (96500Кл/моль); n – число электронов, участвующих в электродном процессе; [Ox] и [Red] – произведения концентраций веществ, принимающих участие в соответствующей полуреакции в окисленной и восстановленной формах.

Если пластину металла, погруженного в раствор его соли с концентрацией 1 моль/л, соединить в гальванический элемент с водородным электродом, то возникшая разность потенциалов называется стандартным электродным потенциалом металла и обозначается как E°.

Металлы, расположенные в порядке возрастания их стандартных электродных потенциалов, образуют так называемый электрохимический ряд напряжений металлов.
Li, Rb, К, Ва, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H, Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au
1) Каждый металл может вытеснять (восстанавливать) из растворов их солей те металлы, которые стоят в ряду напряжений после него.
2) Все металлы, имеющие отрицательный электродный потенциал (то есть те, которые стоят в ряду напряжений до водорода), могут вытеснять (восстанавливать) его из растворов кислот.

Как нетрудно догадаться, понятие стандартного электродного потенциала приложимо не только к системе металл/ион металла, но и к любой реакции, проходящей с участием электронов.

Гидролиз солей.

Гидролиз солей – процесс взаимодействия ионов соли с водой с образованием недиссоциированных молекул слабого электролита.

Степень гидролиза – отношение части соли, подвергшейся гидролизу к общей концентрации её ионов в растворе.

Степень гидролиза тем выше, чем слабее кислота или основание, её образовавшие. Является количественной характеристикой гидролиза.

Константа гидролиза – это константа равновесия гидролитической реакции.

- константа гидролиза, К_г

Для соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием:

, а – константа диссоциации слабой кислоты, образующейся при гидролизе.

Для соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием:

, b – константа диссоциации слабого основания, образующегося при гидролизе

Для соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием:

При степени диссоциации существенно меньше 1:

, где С – концентрация соли, моль/л

Гидролиз по аниону (соль слабой кислоты и сильного основания) протекает обратимо. pH>7

Гидролиз по катиону (соль от сильной кислоты и слабого основнаия) протекает обратимо. pH<7

Гидролиз по катиону и аниону (соль слабой кислоты и слабого оснвоания) протекает практически до конца необратимо. pH=7

Соль от сильной кислоты и сильного основания, гидролизу не подвергается. pH=7

Гидролиз (от лат. hydro – вода, lysis – разлагаю) – об-менная реакция между веществом и водой. Гидролиз – част-ный случай сольволиза. Он протекает не только в водных рас-творах, но и при взаимодействии воды или ее паров с тверды-ми, жидкими и газообразными веществами. Гидролизу под-вергаются соли, гидриды, оксиды, галогеноангидриды, тиоан-гидриды и др.

При гидролизе изменяется рН раствора, водные раство-ры многих солей имеют, кислую или щелочную среду. Гидро-лиз соли – процесс, обратный нейтрализации.

Многие реакции гидролиза обратимы. Равновесие при обратимом гидролизе подчиняется закону действия масс.

Процесс гидролиза характеризуется двумя величинами:

1) константой гидролиза Кгидр, представляющей собой константу равновесия гидролитической реакции при условии, что концентрация воды постоянна;

2) степенью гидролиза h, которая равна отношению кон-центрации гидролизованной части соли к ее исходной концен-трации.

Гидролизу подвергаются соли слабой кислоты и сильно-го основания, сильной кислоты и слабого основания, слабой кислоты и слабого основания. Соль сильного основания и сильной кислоты практически не подвергается гидролизу; ее водные растворы имеют нейтральную реакцию среды.

Гидролиз в аналитической химии имеет большое значе-ние. Его применяют для обнаружения некоторых ионов (обра-зование антимонил- и висмутил-ионов; отделение Cr3+ от Al3+, Al3+ от Zn2+, осаждении BaCrO4, гидроокиси алюминия).

Уравнение Нернста.

Где E₀ – стандартный потенциал окислительно-восстановительной системы,

R – универсальная газовая постоянная, 8,31 Дж/моль ∙ К

T – температура в К

n – число электронов, принимающих участие в окислительно-восстановительной реакции (электродной реакции)

F – число Фарадея, 96500 Кл/моль

а_ок – активность иона в окисленной форме

а_восст – активность иона в восстановленной форме.

, где - коэффициент активности

Стандартный электродный потенциал E₀ опреедляется для стандартного раствора с концентрацией 1 моль/л и коэффициентом активности каждого из ионов, равным единице.

Тогда при данной температуре и нормальном атмосферном довлении электродный потенциал E равен E₀.

Ароматические углеводороды.

циклические органические соединения, которые имеют в своём составе ароматическую систему. Основными отличительными свойствами являются повышенная устойчивость ароматической системы и, несмотря на ненасыщенность, склонность к реакциям замещения, а не присоединения.Различают бензоидные (арены и структурные производные аренов, содержат бензольные ядра) и небензоидные (все остальные) ароматические соединения. Среди небензоидных ароматических соединений хорошо известны азулен, аннулены, гетарены (пиридин, пиррол, фуран, тиофен), ферроцен. Известны и неорганические ароматические соединения, например боразол («неорганический бензол»).

Как правило, ароматические соединения — твердые или жидкие вещества. Отличаются от алифатических и алициклических аналогов высокими показателями преломления и поглощения в близкой УФ и видимой области спектра. Для ароматических соединений характерны реакции замещения, как электрофильного (галогенирование, нитрование, сульфирование, алкилирование, ацилирование, др.), так и нуклеофильного (по различным механизмам). Возможны реакции присоединения, окисления (для моноядерных аренов — в весьма жестких условиях и/или с катализаторами).

Широко распространены и имеют большое практическое значение бензоидные ароматические углеводороды (арены). Помимо бензольных колец арены часто содержат другие разнообразные углеводородные группы (алифатические, нафтеновые, полициклические). Основным источником получения ароматических углеводородов служат каменноугольная смола, нефть и нефтепродукты. Большое значение имеют синтетические методы получения. Наиболее важными аренами являются: бензол С6Н6 и его гомологи (толуол С6Н5СНз, ксилолы С6Н4(СНз)2, дурол, мезитилен, этилбензол), кумол, нафталин C10H8, антрацен С14Н10 и их производные. Ароматические углеводороды — исходное сырьё для промышленного получения кетонов, альдегидов и кислот ароматического ряда, а также многих других веществ.

Алкены и их свойства.

ациклические непредельные углеводороды, содержащие одну двойную связь между атомами углерода, образующие гомологический ряд с общей формулой CnH2n. Атомы углерода при двойной связи находятся в состоянии sp² гибридизации, и имеют валентный угол 120°. Простейшим алкеном является этилен (C2H4). По номенклатуре IUPAC названия алкенов образуются от названий соответствующих алканов заменой суффикса «-ан» на «-ен»; положение двойной связи указывается арабской цифрой.Углеводородные радикалы, образованные от алкенов имеют суффикс «-енил». Тривиальные названия: CH2=CH— «винил», CH2=CH—CH2— «аллил».

Физические свойства

Температуры плавления и кипения алкенов (упрощенно) увеличиваются с молекулярной массой и длиной главной углеродной цепи.При нормальных условиях алкены с C2H4 до C4H8 — газы; с C5H10 до C17H34 — жидкости, после C18H36 — твёрдые тела. Алкены не растворяются в воде, но хорошо растворяются в органических растворителях.

Химические свойства

Алкены химически активны. Их химические свойства во многом определяются наличием двойной связи. Для алкенов наиболее характерны реакции электрофильного присоединения и реакции радикального присоединения. Реакции нуклеофильного присоединения обычно требуют наличие сильного нуклеофила и для алкенов не типичны.Особенностью алкенов являются также реакции циклоприсоединения и метатезиса.Алкены легко вступают в реакции окисления, гидрируются сильными восстановителями или водородом под действием катализаторов до алканов, а также способны к аллильному радикальному замещению.

Карбоновые кислоты

Карбоновые кислоты – производные углеводородов, содержащие карбоксильную группу COOH, соединённую с углеводородным радикалом. Радикалы могут происходить от предельных, непредельных и ароматических углеводородов. По числу карбоксильных групп различают одно-, двух- основные кислоты. Изомерия кислот определяется изомерией радикалов. Названия кислот состоят из названия углеводорода, причём счёт атомов углерода в цепи начинается с углерода карбоксильной группы, окончания –овая и слова кислота.

HCOOH – метановая кислота, муравьиная кислота

CH₃СOOH – этановая кислота, уксусная кислота.

Физические свойства кислот зависят от природы радикала, но все жидкие кислоты характеризуются наличием водородных связей Строение карбоксильной группы таково, что взаимодействие двух молекул кислот приводит к образованию замкнутой системы водородных связей в молекуле димера.Низшие карбоновые кислоты — жидкости с ост­рым запахом, хорошо растворимые в воде. С повышением относительной молекулярной массы растворимость кислот в воде и их плотность уменьшаются, а темпера­тура кипения повышается. Высшие кислоты, начиная с пеларгоновой (н-нонановой) СН3-(СН2)7-СООН, — твердые вещества, без запаха, нерастворимые в воде. Низшие карбоновые кислоты в безводном виде и в виде концентрированных растворов раздражают кожу и вызывают ожоги, особенно муравьиная кислота и уксусная кислота.

На физических свойствах карбоновых кислот сказывается значительная степень ассоциации вследствие образования водородных связей. Кислоты в отличие от спиртов, образуют более прочные водородные связи. Кроме того, у карбоновых кислот имеется возможность образования водородных связей с кислородом карбонильного диполя, обладающим значительной электроотрицательностью, а не только с кислородом другой гидроксильной группы. Действительно, в твердом и жидком состояниях карбоновые кислоты существуют в основном в виде циклических димеров.

· Карбоновые кислоты при реакции с металлами, их оксидами или их осно́вными гидроксидами дают соли соответствующих металлов:

CH_3COOH + Mg \longrightarrow (CH_3COO)_2Mg + H_2

CH_3COOH + CaO \longrightarrow (CH_3COO)_2Ca + H_2O

· Карбоновые кислоты могут вытеснять более слабую кислоту из её соли, например:

~2CH_3COOH + Na_2SiO_3 \longrightarrow 2CH_3COONa + H_2SiO_3

~HCOOH + NaHCO_3 \longrightarrow HCOONa + H_2O + CO_2

Карбоновые кислоты в присутствии кислого катализатора реагируют со спиртами, образуя сложные эфиры (реакция этерификации):

~CH_3COOH + CH_3CH_2OH \longrightarrow CH_3COOCH_2CH_3 + H_2O

При нагревании аммонийных солей карбоновых кислот образуются их амиды:

~CH_3COONH_4 \longrightarrow CH_3CONH_2 + H_2O

Под действием ~SOCl_2 карбоновые кислоты превращаются в соответствующие хлорангидриды:

~CH_3COOH + SOCl_2 \longrightarrow CH_3COCl + HCl + SO_2

Предельные спирты.

имеющих общую формулу CnH2n+1OH, или в общем виде R—OH. В зависимости от характера углеродного атома (первичный, вторичный или третичный), с которым связана гидроксильная группа, различают спирты первичные, вторичные и третичные

Предельные одноатомные спирты от C1 до C12 — жидкости. Высшие спирты — мазеобразные вещества, от C21 и выше — твердые вещества.

Все спирты легче воды (плотность ниже единицы). Температура кипения спиртов нормального строения повышается с увеличением молекулярной массы. Спирты нормального строения кипят при более высокой температуре, чем спирты с изостроением. В воде хорошо растворяются метиловый, этиловый и пропиловый спирты. С увеличением молекулярной массы растворимость спиртов снижается. Низшие спирты легче воспламеняются и горят бесцветным пламенем. Спирты с большой молекулярной массой коптят при горении.

Химические свойства. Основные химические свойства спиртов определяются реакционноспособной гидроксильной группой. Химические реакции могут идти или только по водороду гидроксильной группы, или протекать с участием всей группы.

Реакции гидроксильного водорода.

1. Взаимодействие спиртов со щелочными металлами (образование алкоголятов). Спирты, как известно, обладают чрезвычайно слабыми кислотными. Однако атом водорода гидроксильной группы, обладая некоторой подвижностью, способен обмениваться в реакциях замещения на активные металлы:

2C2H6OH + 2Na ® 2C2H6ONa + H2

этилат

натрия

2. Образование простых эфиров.

Взаимодействием алкоголятов с галогеналкилами можно получить простые эфиры:

C2H6—ONa + I—C2H6 ® C2H6—O—C2H6 + NaI

диэтиловый

эфир

3. Образование сложных эфиров (реакция этерификации).

При реакции спиртов с кислотами (органическими или неорганическими) получаются соединения, которые называют сложными эфирами. Такая реакция получила название реакции этерификации (от лат. aether — эфир).

Если во взаимодействие со спиртом вводят органические (карбоновые) кислоты, то в качестве катализатора используют сильные минеральные кислоты:

O O

// H+ //

H3C—С—OH + HO—C2H5 « H3C—C—O—C2H5 + H2O

уксусная этиловый эфир

кислота уксусной кислоты

(этилацетат)

Замещение гидроксильной группы на галоген (образование галогенопроизводного):

C2H6OH + HCl « C2H6Cl + H2O

Такая реакция обратима, но можно равновесие сдвинуть вправо, если ее проводить в присутствии водоотнимающих средств (например, H2SO4(конц.), ZnCl2 и др.).

Замещение гидроксильной группы на галоген происходит также при взаимодействии спирта с PCl5.

Дегидратация спиртов (отщепление воды).

Реакция дегидратации может быть внутримолекулярной и межмолекулярной.

При внутримолекулярной дегидратации образуются алкеновые углеводороды. Легче дегидратируются третичные, затем вторичные и, наконец, первичные спирты.

Окисление спиртов.

Предельные спирты, в отличие от алканов, легко окисляются. Главный "виновник" этого — гидроксильная группа. При окислении первичных спиртов образуются альдегиды, а при окислении вторичных — кетоны. В качестве окислителей используют К2Сr2О7 + H2SO4 или KMnO4 + H2SO4. Третичные спирты более устойчивы к действию окислителей. Реакции окисления спиртов являются обратными реакциями восстановления альдегидов и кетонов.

Альдегиды и кетоны

класс органических соединений, содержащих карбонильную группу (С=О) с одним алкильным или арильным заместителем.Альдегиды и кетоны весьма схожи, различие заключается в том, что последние имеют при карбонильной группе два заместителя. Поляризация двойной связи «углерод-кислород» по принципу мезомерного сопряжения позволяет записать следующие резонансные структуры:

Высокая реакционноспособность связана с наличием высокополярной связи С=О. Проявляют свойства органических оснований.

Восстановление. Альдегиды способны к восстановлению, основной продукт восстановления — первичные спирты.

Окисление. Альдегиды легко (значительно легче, чем спирты) окисляются в соответствующие карбоновые кислоты.

Реакция «серебряного зеркала».

Реакция полимеризации

Формальдегид образует параформальдегид (n=8-100) при длительном стоянии или испарении.

Реакция поликонденсации При нагревании альдегида с фенолом в кислой или щелочной среде образуются фенолформальдегидные смолы.

Э.Д.С. гальванического элемента. Элемент Даниэля-Якоби.

Гальванический элемент - химический источник электрического тока, основанный на взаимодействии двух металлов и (или) их оксидов в электролите, приводящем к возникновению в замкнутой цепи электрического тока. Способен преобразовать энергию химической реакции в электрическую.

Электродвижущая сила (ЭДС) гальванического элемента - максимальное напряжение гальванического элемента, отвечающее обратимому протеканию происходящей в нём реакции. Если реакция протекает в стандартных условиях, то есть, если все вещества, участвующие в реакции, находятся в своих стандартных состояниях, то наблюдаемая при этом ЭДС называется стандартной электродвижущей силой E⁰.

ЭДС гальванического элемента может быть представлена как разность двух электродных потенциалов φ, каждый их которых отвечает полуреакции, протекающей на одном из электродов. При вычислении электродвижущей силы меньший (в алгебраическом смысле) электродный потенциал вычитается из большего.

Рассмотрим устройство и принцип работы гальванического элемента Даниэля-Якоби. Он состоит из корпуса 1 (рис. 22), разделенного на две части пористой перегородкой 2. В каждую из частей помещаются электроды: медный 3 и цинковый 4. Медный электрод погружается в раствор сульфата меди, цинковый – в раствор сульфата цинка. Пористая перегородка предотвращает смешивание соприкасающихся растворов и пространственно разделяет окислительно-восстановительную реакцию, протекающую при замкнутой внешней цепи: окисление цинка и восстановление меди.

2ē переходят по цепи.

Итак, при работе элемента Даниэля-Якоби протекают процессы:

Окисление цинка:

Этот процесс окисления называют анодным, а электрод – анодом.

Восстановление ионов меди:

Процессы восстановления называют в электрохимии катодными, а электроды, на которых идут процессы восстановления – катодами.