Вода как слабый электролит

Мы чаще всего имеем дело с водными растворами. Рассмотрим поподробнее.

Вода является слабым электролитом. Она диссоциирует на:

2Н₂О = Н₃О⁺ + ОН^- (ион гидроксония и гидроксил-ион)

упрощенная форма записи

Н₂О = Н⁺ + ОН^-

К _дисс =

поскольку активность воды в водных растворах практически постоянна, то

а_Н3О+ а_ОН- = К⁰ _дисс ·а ² _Н2О = К_W - это ионное произведение воды, зависит только от температуры, при 25⁰ С К_W = 10^-14 (моль/л)²

В чистой воде активности ионов примерно равны концентрациям, так что

К_W = а_Н3О+ ·а_ОН- ≈ С _H3O+С_OH- = 10^-14 (моль/л)²

В чистой воде С_H3O+ = С_OH- = 10^-7М.

Водородный показатель рН = - lg а _Н⁺ – lg С_H+ (имеется в виду H₃0⁺, пишется просто ион Н⁺ ). Словами определение: пэ-аш – это минус десятичный логарифм активности (концентрации) ионов водорода.

Аналогично

pOH = – lg С_OH-

рН+ pOH = рК_W (водородн. показатель+гидроксильн. показатель= показатель ионного произведения)

Расчет рН растворов

Пример: рассчитайте рН в растворе 0,2М NaOH при 25⁰C.

Решение. Сильный 1-1 зарядный электролит (щелочь) дает 0,2М ОН^- ионов (будем считать, что он диссоциирует полностью, коэффициента активности искать не будем в таблицах). Вода тоже диссоциирует, давая в равных количествах Н⁺ и ОН^- ионы.

Поэтому С_OH- = 0,2 + С_H+ =0,2+10^-7 0,2 рОН= - lg0.2 0.7

Электрохимические системы

Различают два типа электрохимических систем:

1. электролизер (- источник тока внешний)

электролиз - совокупность процессов эл-хим окисления и восстановления, происходящих на погруженных в раствор электролита электродах при прохождении эл. тока.

2) гальванический элемент (=химический источник тока) –

электроэнергия вырабатывается в результате прямого преобразования хим. энергии окислительно-восстановительных реакций.

Для 1) и 2) на аноде идет реакция окисления, на катоде - реакция восстановления.

Заряд электродов:

1) анод +, катод -

2) анод - отр, катод +положит

Про элемент Даниэля-Якоби, стандартную водородную шкалу электродных потенциалов почитайте самостоятельно. Обратите внимание на то, какие реакции идут на каждом электроде гальванического элемента, и как записывается реакция во всем гальваническом элементе. Помните, что реакции на электродах идут всегда в обоих направлениях, но какое-то направление преобладает.

В самостоятельной работе будет задание на составление гальванического элемента из заданных электродов и вычисление его ЭДС.

В гальваническом элементе происходят самопроизвольно реакции окисления и восстановления, связанные с перемещением заряженных частиц.

Потенциал электрода  (обозначения в других изданиях - Е,  в элементе определяется по уравнению Нернста:

Сначала запишем реакцию восстановления вещества на электроде в общем виде :

аА + вВ + ze <= > lL + eE

_=^_+ (Это ур-е Нернста. В числителе концентрации исходных

веществ в степенях, равных стехиометрическим

коэффициентам, в знаменателе то же для продуктов)

_ - это станд. элд. потенциал, кот. устанавливается при всех С=1 или дроби =1 (в других книгах его обозначают как Е₀, или как _, значение берется из таблицы).

z - число электронов, участвующих в реакции

R = 8.314 Дж/(моль·K) – универсальная газовая постоянная

F = 96500 Кл - число Фарадея, заряд в кулонах 1 моля электронов.

Более точно было бы в уравнение Нернста вместо C подставлять а (активность).

Например, реакция на хлоридсеребряном электроде записывается так

AgCl + e = Ag + Cl^-

_=^_+RT/(1·F)ln(C_AgCl/(C_Ag ·C _Cl-)).

Поскольку AgCl и Ag – вещества твердые с постоянными концентрациями, то есть их можно включить в значение константы _, и тогда имеет значение только концентрация ионов Cl^- в растворе.

Электродная реакция в общем виде может выглядеть и попроще (с меньшим числом компонентов):

Ox + ze = Red

(окисленная форма вещества Ox плюс z электронов превращается в восстановленную форму того же вещества Red)

Например

Zn²⁺ + 2e = Zn⁰

Se⁰ + 2e = Se^2-

Для нее уравнение Нернста записывается так : _ = _ + RT/(zF) ln (C_Оx/C_Red)

В гальваническом элементе, составленном из двух электродов, катодом (где идет реакция восстановления) будет тот, потенциал которого больше. Другой электрод будет анодом.

ЭДС гальванического элемента вычисляется как разность потенциалов катода и анода.

Стандартные электродные потенциалы приведены в таблицах. По ним можно судить не только о том, какой из электродов будет катодом, какой анодом, но и вообще о том, как будут вести себя вещества в окислительно- восстановительных реакциях.

Чем выше стандартный электродный потенциал для вещества, тем слабее восстановительная способность (способность отдавать электроны) металла (или Red) и тем сильнее окислительная способность (способность брать электроны) его иона (или Ox).