Relation entre emf et constante d'équilibre. Diverses formes de constantes d'équilibre et la relation entre elles
CONFÉRENCE 18. CELLULE GALVANIQUE
Élément Daniel - Jacobi
EMF d'une cellule galvanique
Zn│Zn 2+ ││Cu 2+ │Cu
En l'absence de courant (circuit ouvert) Þ
à la frontière Me-solution, l'équilibre est :
Zn Zn 2+ + 2e -
Cu Cu 2+ + 2e -
EE- HE force électromotrice (EMF) - la différence entre les potentiels d'électrode d'équilibre de la cathode et de l'anode
Norme EMF GE
(activité des ions générateurs de potentiel =1 mol/l)
Lorsque le circuit Þ est fermé, l'équilibre est rompu : un mouvement dirigé spontané se produit dans le circuit extérieur e- de A à K.
E 0 Cu 2+ /Cu = 0,337 B; E 0 Zn 2+ /Zn = -0,763 B
EE = (E K - E A) > 0 Þ EK>EA Þ
A (-) - anode : Zn 0 ® Zn 2+ + 2 e-
oxydation (dissolution)
K (+) - cathode : Cu 2+ + 2 e-® Cu 0
récupération (précipitations)
La réaction totale se produisant dans l'HE est une réaction de formation de courant :
Zn0 + Cu2+ + 2 e- Cu 0 + Zn 2+ +2 e-(TOR)
E 0 e =E 0 Cu 2+ /Cu –E 0 Zn 2+ / Zn \u003d 0,337 - (-0,763) \u003d 1,1 B
Dans un processus réversible ( p, T= constante):
nF- la quantité d'électricité qui a traversé le circuit ;
EE– CEM ;
n est le nombre de moles e-.
E=-D G-TOP /(nF)
Pour TOP coulant en solution
UN Un (p) + b B (t) Û d D(p)+ je L(g)
Isotherme de Van't Hoff :
D g TOR = D G0 TdR + RTln (: -nF), nous avons
E E = -
Relation de la FEM avec la constante d'équilibre TOP
D G0 TOR = - RTlnK a ≈ -RTlnK avec Þ
R- constante de gaz universelle, 8,31 J / mol. POUR;
n- nombre e- participer à la réaction
F– indice de Faraday, ≈ 96500 C/mol ;
J température, K
Lors du calcul, il est généralement pris un je ≈ c je
Dans les états standard des réactifs :
UN Un = UN D = 1 mol/l, R L = 1 atm (≈ 10 5 Pa)
E 0=-D G 0 HAUT /(nF)
L'équation de Nernst pour calculer la FEM du HE dans des états non standard des composants :
Équation de Nernst
En général:
+ n e Rouge
oxydé réduit
formes de matière
Si le potentiel de l'une des électrodes est pris = 0, alors le potentiel relatif de l'autre électrode sera = E UE
Équation de Nernst
pour calculer le potentiel d'équilibre de l'électrode
La valeur absolue du potentiel d'électrode ne peut pas être déterminée
Au-delà de 0 potentiel (à tout J) le potentiel de l'électrode à hydrogène standard est pris
Pour mesurer E est égal à de toute électrode constituent un circuit électrochimique des électrodes à hydrogène données et standard, cette dernière étant toujours considérée comme l'anode.
E r =
POTENTIEL DES GAZ ET ÉLECTRODES MÉTALLIQUES
ÉLECTRODE À HYDROGÈNE STANDARD
Pt/Pt - Pt platiné
électrolyte : H 2 SO 4
Si:
R(H 2) \u003d 1 atmosphère \u003d 10 5 Pa,
pH = 0, UN H + = 1 mol/l
E 0 H + /H2 = 0
1. Adsorption de H2 sur Pt/Pt
2. Pt (Au, Pd) ne participe pas à la réaction d'électrode ( E et il)
3. Réaction déterminante du potentiel à l'interface Pt/Pt, ads. H2 - solution :
2H + (p - p) + 2 e- H2 (gaz)
oxyde. forme restaurée. former
Équations de Nernst pour le calcul de valeurs non standard
Comment R H2, et pH, plus il faut de valeurs négatives
ÉLECTRODE D'OXYGÈNE
Elle est mise en œuvre de manière similaire à l'électrode à hydrogène.
Pt/Pt – Pt platiné, électrolyte : KOH
suis= const = 1
À J= 298 K et le passage au logarithme décimal :
Pour mesurer E r M n+ / M Le GE est collecté à l'échelle de l'hydrogène :
Í 2, Pt │H + ││M n+│M
mesurer sa fem:
ü méthode de compensation utilisant une FEM externe variable
Pour une demi-réaction redox réversible Ox + ne ↔ Red, la dépendance du potentiel redox E aux activités des formes oxydée (Ox) et réduite (Red) s'exprime par l'équation de Nernst :
où - E ° Ox / Red - potentiel d'électrode standard. A 20 °C
Si les ions hydrogène participent à la demi-réaction redox, alors l'activité des ions hydrogène entre dans l'équation de Nernst :
Une réaction redox est une combinaison de deux demi-réactions. Pour déterminer le sens de la réaction, il est nécessaire de trouver la différence entre les potentiels standards de ces demi-réactions. Si la différence est un nombre positif, cela indique que la réaction se déroule de gauche à droite. Il faut se rappeler que les deux demi-réactions doivent être écrites sous forme de récupération. Selon la convention sur les signes des potentiels d'électrode (Stockholm. 1953), le terme "potentiel d'électrode" désigne exclusivement les demi-réactions écrites sous forme de réduction. En soustrayant une demi-réaction de l'autre, l'équation de la réaction redox complète est formée. La différence des potentiels standards est trouvée sans changer les signes des potentiels indiqués dans les tableaux, si ceux-ci sont établis conformément à l'accord sur les signes des potentiels d'électrodes.
EXEMPLE 1. Déterminer dans quelle direction ira la réaction entre le fer (III) et l'iodure de potassium ?
Solution. Nous écrivons les équations des demi-réactions correspondantes et trouvons les valeurs des potentiels standard à partir des tableaux:
On écrit la réaction redox complète en soustrayant la seconde équation de la première :
La différence de potentiel est
Une différence de potentiel positive indique que la réaction se déroule dans le sens de l'oxydation de l'ion iodure par le fer(III). Nous arrivons à la même conclusion en soustrayant la première demi-réaction de la seconde, puisque dans ce cas la différence de potentiel sera négative.
Une différence de potentiel positive indique que la réaction se déroule dans le sens de l'oxydation de l'ion iodure par le fer (III).On arrive à la même conclusion en soustrayant la première demi-réaction de la seconde, puisque dans ce cas la différence de potentiel sera négatif.
La profondeur de la réaction est déterminée par la constante d'équilibre. La réaction d'oxydoréduction
peut être représenté par deux demi-réactions
Écrivons l'équation de Nernst pour chaque demi-réaction
A l'équilibre E 1 - E 2, C'est pourquoi
Après transformation on obtient :
Sous le signe du logarithme se trouve l'expression de la constante d'équilibre de la réaction d'oxydoréduction, donc
Ici P- le nombre total d'électrons impliqués dans la réaction d'oxydo-réduction.
EXEMPLE 2. Calculer la constante d'équilibre thermodynamique de la réaction entre le fer(III) et l'iodure de potassium.
Solution. Les valeurs des potentiels standards des deux demi-réactions sont données dans l'exemple précédent. Nous les substituons dans la formule (5-1):
EXEMPLE 3. Calculer les concentrations d'équilibre de fer(III), de fer(II), d'étain(II) et d'étain(IV) dans la solution après que l'équilibre de la réaction entre 0,1 M FeCl 3 et 0,1 M SnCl 2 est établi, en supposant que la force d'être nulle.
Solution. On calcule la constante d'équilibre de la réaction
2Fe(III) + Sn(II) ↔ 2Fe(II) + Sn(IV)
à partir des valeurs des potentiels standards pour les demi-réactions :
égale à la concentration initiale de fer(III), la concentration d'étain(II) - l'excès de concentration de chlorure d'étain(II), c'est-à-dire 0,05 M, et la concentration en étain(IV) est la concentration en étain(II). réagi : = 0,1 M ;
0,05 M; - 0,05 M.
EXEMPLE 4. Calculer la concentration d'équilibre de fer(II) dans la solution après l'équilibre de la réaction entre une solution 0,01 M de permanganate de potassium et une solution 0,05 M de sulfate de fer(II) dans 0,18 M acide hydrochlorique sans tenir compte de la force ionique.
Solution. Calculer la constante d'équilibre de la réaction
МnО 4 - + 5Fe 2+ + 8Н + ↔ Mn 2+ + 5Fe 3+ + 4Н 2 О
en utilisant des valeurs tabulaires de potentiels standards
La constante d'équilibre est grande, nous pouvons donc supposer que = 0,05 M ; [Mn2+] - 0,01 M; - 0,1 M.
Lorsqu'un métal est immergé non pas dans l'eau, mais dans une solution d'un sel de ce métal, l'équilibre se déplace vers la gauche conformément au principe de Le Chatelier et plus, plus la concentration d'ions métalliques dans la solution est élevée. Les métaux actifs, dont les ions ont une bonne capacité à passer en solution, seront dans ce cas chargés négativement, quoique dans une moindre mesure que dans l'eau pure.
L'équilibre peut être déplacé vers la droite si des électrons sont retirés du métal d'une manière ou d'une autre. Cela va dissoudre la plaque de métal. Au contraire, si des électrons sont amenés de l'extérieur sur une plaque métallique, les ions précipiteront de la solution qui s'y trouve.
Lorsqu'un métal est immergé dans une solution, une double couche électrique se forme à la frontière de phase. La différence de potentiel qui se produit entre le métal et la phase liquide environnante est appelée potentiel d'électrode. Ce potentiel est une caractéristique du pouvoir redox du métal sous forme de phase solide.
Dans un atome de métal isolé (l'état d'une vapeur monoatomique qui se produit à des températures élevées et à des degrés de raréfaction élevés), les propriétés redox sont caractérisées par une autre quantité appelée potentiel d'ionisation. Le potentiel d'ionisation est l'énergie nécessaire pour détacher un électron d'un atome isolé.
La valeur absolue du potentiel d'électrode ne peut pas être mesurée directement. Dans le même temps, il n'est pas difficile de mesurer la différence de potentiel d'électrode qui se produit dans un système composé de deux paires métal-solution. Ces paires sont appelées demi-éléments. Nous avons convenu de déterminer les potentiels d'électrode des métaux par rapport à l'électrode dite standard à hydrogène, dont le potentiel est arbitrairement pris égal à zéro. Une électrode à hydrogène standard consiste en une plaque de platine spécialement préparée immergée dans une solution acide avec une concentration d'ions hydrogène de 1 mol/l et lavée par un jet d'hydrogène gazeux à une pression de 105 Pa à une température de 25 °C.
Un certain nombre de potentiels d'électrode standard. Si une plaque métallique immergée dans une solution de son sel avec une concentration en ions métalliques égale à 1 mol / l est connectée à une électrode à hydrogène standard, alors une cellule galvanique sera obtenue. La force électromotrice de cet élément (EMF), mesurée à 25 ° C, caractérise le potentiel d'électrode standard du métal, généralement noté E °.
Les potentiels standards des électrodes qui agissent comme agents réducteurs vis-à-vis de l'hydrogène ont le signe "-", et le signe "+" a les potentiels standards des électrodes qui sont des agents oxydants.
Les métaux, classés par ordre croissant de leurs potentiels d'électrode standard, forment la série dite électrochimique des tensions métalliques : Li, Rb, K, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd , Co, Ni , Sn, Pb, H, Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au.
Un certain nombre de contraintes caractérisent les propriétés chimiques des métaux :
1. Plus le potentiel d'électrode du métal est négatif, plus sa capacité réductrice est grande.
2. Chaque métal est capable de déplacer (restaurer) à partir de solutions salines les métaux qui se trouvent dans la série électrochimique de tensions métalliques après lui.
3. Tous les métaux qui ont un potentiel d'électrode standard négatif, c'est-à-dire ceux qui se trouvent dans la série électrochimique des tensions métalliques à gauche de l'hydrogène, sont capables de le déplacer des solutions acides.
Comme dans le cas de la détermination de la valeur E° des métaux, les valeurs E° des non-métaux sont mesurées à une température de 25°C et à une concentration de toutes les espèces atomiques et moléculaires participant à l'équilibre égale à 1 mol /l.
La valeur algébrique du potentiel redox standard caractérise l'activité oxydative de la forme oxydée correspondante. Ainsi, la comparaison des valeurs
les potentiels redox standard permettent de répondre à la question : est-ce que telle ou telle réaction redox a lieu ?
Un critère quantitatif pour évaluer la possibilité d'une réaction redox particulière est la valeur positive de la différence entre les potentiels redox standard des demi-réactions d'oxydation et de réduction.
Électrode HYDROGÈNE en électrochimie - généralement une plaque de platine immergée dans une solution acide avec une certaine concentration d'ions H + et lavée par de l'hydrogène gazeux. A une pression d'hydrogène de 0,1 MPa et une activité thermodynamique de ses ions égale à l'unité, le potentiel de l'électrode à hydrogène est conditionnellement pris nul. Une telle électrode à hydrogène est appelée électrode standard ; elle sert d'électrode de référence, à partir de laquelle les potentiels des autres électrodes sont mesurés.
32 Thermodynamique des processus d'électrodes. Apparition spontanée de réactions redox. Relation entre la FEM d'une cellule galvanique et l'énergie de Gibbs. Connexion de l'EMF avec la constante d'équilibre
N'importe quel réactions chimiques associés au mouvement des électrons, ils peuvent donc être utilisés pour générer du courant électrique. Dans ce cas, la source d'énergie électrique est l'énergie libérée lors d'une réaction chimique. Une telle transformation de l'énergie d'une réaction chimique en énergie électrique n'est possible qu'à l'aide d'un dispositif spécial appelé cellule galvanique. Il vous permet de diriger le flux d'électrons à travers des conducteurs métalliques.
La simple combustion de l'hydrogène s'accompagne d'un important dégagement de chaleur. S'il est réalisé à volume constant, par exemple dans une bombe calorimétrique, alors DU = -284,5 kJ/mol. Si la même réaction est effectuée dans une cellule galvanique par une méthode électrochimique, alors une partie de cette perte d'énergie interne peut être utilisée pour générer un courant électrique. Un schéma d'une telle cellule galvanique est représenté sur la Fig. IX.1. Deux électrodes de platine sont immergées dans une solution aqueuse (par exemple, NaOH). L'électrode de gauche baigne dans des bulles d'hydrogène et l'électrode de droite baigne dans de l'oxygène. L'hydrogène sur le côté gauche de cette cellule est dissous dans du platine et ionisé. En raison de la grande affinité pour les molécules d'eau, une certaine quantité de protons passe dans la couche de solution immédiatement adjacente à l'électrode. Dans ce cas, des ions hydroxonium H3O+ sont formés - ils sont indiqués par des plus dans la partie droite de la Fig. IX. 1, et les électrons (moins) restent à la surface de l'électrode de platine. En raison de l'attraction électrostatique entre les électrons et les ions hydronium, ces derniers restent près de l'électrode et ne pénètrent pas dans la masse de la solution. De ce fait, une couche dite électrique double apparaît à l'interface métal-solution, semblable à deux plaques d'un condensateur. Sur la surface de l'électrode droite, la réaction de formation d'ions hydroxyle se produit :
3/2O2g + H3Ol + 2e = 2OH-
qui enlève deux électrons du métal. La surface du métal est donc chargée positivement et une double couche électrique se forme également dessus, mais de signe opposé. Si vous connectez les électrodes gauche et droite avec un conducteur métallique, il coulera électricité. La flèche de la fig. IX.1 indique le sens du flux d'électrons. La différence de potentiels électriques aux électrodes d'une cellule galvanique ouverte est appelée sa force électromotrice (emf).
De toute évidence, le flux d'électrons qui se produit dans l'élément peut être utilisé pour produire un travail, par exemple pour faire tourner un moteur électrique. Le passage du courant entraîne une diminution des charges des doubles couches électriques. Par conséquent, les ions H3O+ et OH- ont la possibilité de s'éloigner des électrodes et de former des molécules d'eau neutres dans la solution. Dans le même temps, en raison de réactions sur les électrodes, les doubles couches sont à nouveau restaurées. Les changements qui se produisent sur les électrodes et dans la solution sont reflétés par les équations suivantes :
H3g = 2H+ + 2e;
3/2 O2g + H3Ol + 2e = 2OH- ;
2H+ + 2OH- = 2H3Ol,
dont la somme est la réaction de formation d'eau :
H3g + 1/2O2g = H3Ozh,
Ainsi, la même réaction de formation d'eau à partir d'éléments peut être réalisée de deux manières différentes. Laquelle de ces méthodes est la plus rentable pour convertir l'énergie d'une réaction chimique en travail ? Dans la première méthode, lorsque l'hydrogène est brûlé dans une bombe calorimétrique (V = const) à 298 K, la diminution de l'énergie interne est égale à la quantité de chaleur dégagée -DU = 284,5 kJ/mol, et le travail est nul.
Dans le second cas, une partie de cette variation d'énergie interne (DG) peut être convertie en travail électrique. Si la réaction dans la cellule galvanique est réalisée de manière réversible, la perte d'énergie de Gibbs qui l'accompagne est entièrement affectée à la production de travaux électriques.
Dans le cas considéré, ∆G0 = -237,2 kJ/mol et, par conséquent, seulement ∼47 kJ/mol est converti en chaleur. Cet exemple montre qu'en général, l'énergie dégagée lors de la combustion de combustibles naturels est plus avantageuse à convertir directement en énergie électrique, puisque le rendement des moteurs thermiques et des centrales thermiques est faible. La pile hydrogène-oxygène décrite est un exemple de ce que l'on appelle des piles à combustible.
Les travaux sur la création de tels éléments se sont récemment largement développés en lien avec de nouveaux problèmes techniques. Dans ces cellules, le combustible et le comburant doivent être stockés séparément et amenés aux électrodes sur lesquelles ont lieu les réactions électrochimiques. Dans ce cas, l'élément peut fonctionner en continu si des réactifs lui sont fournis et que les produits de réaction sont éliminés, ce qui est particulièrement pratique lors de l'utilisation de liquide et substances gazeuses. Au lieu de brûler du charbon, il est possible d'utiliser la réaction St + O2g = CO2g pour produire du courant électrique.
Évidemment, dans des conditions réelles, les cellules galvaniques fonctionnent de manière irréversible, donc seule une partie de la variation de l'énergie de Gibbs de la réaction se produisant dans la cellule est convertie en travail. Nous répétons qu'une cellule galvanique peut fonctionner à condition qu'une réaction chimique spontanée ou un autre processus spontané s'y produise, accompagné d'une diminution de l'énergie de Gibbs.
Si une différence de potentiel suffisamment grande est appliquée à la cellule galvanique considérée depuis l'extérieur, dépassant son e. d.s. et ayant la direction opposée, alors la décomposition de l'eau se produira avec la libération d'hydrogène et d'oxygène. Ainsi, les processus d'obtention de courant électrique dans les cellules galvaniques et l'électrolyse sont mutuellement opposés.
Une caractéristique du procédé électrochimique dans une cellule galvanique est la possibilité théoriquement importante de sa mise en oeuvre dans des conditions très proches de la réversibilité. Ceci est réalisé grâce à la méthode potentiométrique, dans laquelle e. d.s. de la cellule galvanique étudiée est presque complètement compensée à l'aide d'un em dirigé de manière opposée. Avec. source externe. Cette technique vous permet de mesurer la fem. en l'absence de courant dans le circuit, c'est-à-dire lorsque l'élément ne fonctionne pas, et son emf. maximum. Le contrôle de l'absence de courant est effectué par des galvanomètres (null-tools) de haute sensibilité. Ils donnent une déviation dans le passage du courant avec une force de 10-8 - 10-9 A. Un courant aussi faible, en traversant l'électrolyte, même pendant de nombreuses années, ne pourrait libérer aucune quantité notable de substance.
Riz. IX.2. Schéma de mesure E.M.F. mode de rémunération.
Schéma de principe de la mesure e. d.s. cellule galvanique par la méthode de compensation est illustré à la fig. IX.2. Le courant continu de la batterie auxiliaire WB est fourni aux extrémités du reochord AB - un fil de section constante. Par conséquent, la chute de tension le long de l'accord est proportionnelle à la longueur du segment correspondant sur la droite AB. À l'aide du contact mobile C, il est possible de sélectionner une partie arbitraire de la chute de tension entre les points A et B. De la fig. IX.2 on peut voir que la contrainte retirée de n'importe quelle section de l'accord, par exemple AC, est dirigée vers e. d.s. élément X.
En déplaçant le contact C le long de la rhéocorde, on trouve une position à laquelle le galvanomètre zéro G indique l'absence de courant dans le circuit AHGS. Cela signifie que la chute de potentiel de la WB sur le segment AC compense complètement e. d.s. élément X.
vie
La capacité d'une substance à donner des électrons à une autre substance peut également être estimée à l'aide de la constante d'équilibre de la réaction redox. Cette constante est liée à l'EMF de la réaction de la manière suivante. Laissez la réaction entre l'oxydant
Ox1 et l'agent réducteur Red2 consistent en deux demi-réactions :
Dans un état d'équilibre
Les OVR sont utilisés pour détecter inorg et org in-in, pour masquer les ions interférents, dans l'isolement d'inorg in-in à partir de matrices org, dans des méthodes titrimétriques (iodo-, chloriodo-, iodate-, bromato-, nitrite-, permanganato- , dichromate-, ceri-), dans de nombreuses méthodes d'analyse électrochimiques et cinétiques.
Calcul du pH d'un mélange d'acides forts, d'acides faibles, d'un mélange d'acides faibles et forts.
2 acides :
si l'acide n'est pas très faible et pas à une très petite concentration, alors l'autoprotolyse est négligée.
Si K*S sont très différents, un peut être négligé. (fort + faible)
Acides faibles (on compte les protons d'un + le second, on prend le logarithme)
Concentration très faible ou faible
l'égalité n'est pas respectée 
36+38. Selection d'Echantillon. Échantillons généraux, de laboratoire et analysés. Procès d'arbitrage. Décomposition de l'échantillon. Méthodes "humides" de décomposition d'échantillons. Types d'échantillons (représentatifs, généraux, de laboratoire, analysés). Prélèvement de gaz, liquides, solide en-dedans, moyenne. Raisons des erreurs.
Panneest appelée la partie de l'objet d'étude sélectionnée pour l'analyse (échantillon analysé).
Échantillon moyen (représentatif)- une petite partie de l'objet analysé dont la composition et les propriétés moyennes sont considérées comme identiques à la composition et aux propriétés moyennes de l'objet analysé.
Échantillon général- La taille de l'échantillon et la méthode d'échantillonnage dépendent de l'état d'agrégation de l'échantillon, de son degré d'homogénéité, de la taille des particules et de l'incertitude admissible du résultat de l'analyse. L'échantillon général est prélevé sur l'objet.
échantillon de laboratoire- obtenu à partir de l'échantillon général par broyage et moyennage.
Échantillon analysé- une partie de l'échantillon de laboratoire, qui est utilisée pour les analyses qualitatives et
Analyse quantitative.
Échantillonnage de gaz
L'échantillon général de substances gazeuses est petit. Utiliser des fioles jaugées sous vide ou des burettes avec un liquide de barrage approprié, ainsi que des
conteneurs. Lors de l'échantillonnage de gaz dans espace clos(par exemple, dans
boutique, laboratoire) l'échantillon est prélevé en différents points, puis mélangé ou analysé chacun d'eux séparément.
Échantillonnage liquide
Le prélèvement d'un liquide homogène (par exemple, collyre ou solution injectable) est généralement effectué en volume, en utilisant à cet effet des pipettes ou des burettes. Bien mélanger le liquide au préalable. Si le liquide analysé est difficile ou impossible à mélanger, alors l'échantillonnage est effectué à différentes profondeurs du récipient.
Les liquides hétérogènes sont soigneusement homogénéisés par agitation ou vibration avant prélèvement. Les échantillons de ces liquides sont souvent prélevés non seulement en volume, mais également en masse. Si un liquide est analysé à partir d'un flux, des échantillons sont prélevés des endroits variés le long des ruisseaux.
Approuvé par le conseil de rédaction et d'édition. Université d'État du pétrole et du gaz de Tyumen
Compilé par: - Chef du Département de Physique et chimie analytique, docteur en sciences chimiques, professeur ;
Assistant;
Ingénieur en chef
© Université d'État du pétrole et du gaz de Tyumen, 2000
1. Thermodynamique des processus électrochimiques. forces électromotrices. Potentiels d'électrode.
1.1. Thermodynamique d'un élément électrochimique.
Considérez ce qu'est un élément électrochimique. transformation l'énergie chimique en énergie électrochimique est possible dans une cellule galvanique. Une cellule galvanique est un appareil qui permet de recevoir un courant électrique dû à une réaction chimique.
À quelques exceptions près, la réaction peut être effectuée de la manière chimique habituelle ou dans une cellule galvanique. Par exemple, une réaction d'interaction :
peut être réalisé en plongeant une plaque de zinc dans une solution de sulfate de cuivre. Dans ce cas, cette réaction se déroulera chimiquement. La même réaction peut être mise en œuvre dans la cellule galvanique illustrée à la Fig. 1.1.
Les processus suivants auront lieu sur les électrodes et dans la cellule galvanique :
sur le pôle positif (+) ,
sur le pôle négatif (-)
réaction totale dans l'élément
Le chemin de la réaction réalisée dans une cellule galvanique est appelé électrochimique. Lorsque la réaction est effectuée chimiquement, les électrons sont directement transférés du zinc métallique à l'ion cuivre. Lorsque la réaction est réalisée par des moyens électrochimiques, les électrons du zinc métallique sont transférés à l'ion cuivre à travers le conducteur. Au cœur de tout circuit galvanique se trouve un redox
une réaction qui se déroule de telle manière que l'oxydation se produit à un pôle (négatif) et la réduction se produit à l'autre pôle (positif).
Les solutions de sulfate de cuivre et de sulfate de zinc sont séparées par une cloison semi-perméable pour éviter leur mélange.
Montré sur la fig. 1.1. une cellule galvanique s'écrit :
Si les électrodes sont connectées à un conducteur métallique, l'électrode de zinc se dissout. Les cations de zinc entrent en solution et l'électrode est chargée négativement; les cations de cuivre sont déchargés au niveau de l'électrode de cuivre. À travers le conducteur métallique extérieur, le flux d'électrons passe de l'électrode de zinc au cuivre, donnant un courant électrique. L'électrode de cuivre sert de pôle positif de la cellule, tandis que l'électrode de zinc sert de pôle négatif. Il existe une différence de potentiel entre les pôles négatif et positif. Si la cellule galvanique fonctionne dans des conditions thermodynamiquement réversibles, alors cette différence de potentiel sera maximale et on l'appelle la force électromotrice de la cellule (EMF).
Si l'activité des substances impliquées dans processus d'électrode, sont égaux à un, alors la force électromotrice qui apparaît dans ce cas est appelée la force électromotrice standard (Eº).
Pour une cellule galvanique à fonctionnement réversible (à P=sopSt Et T"=sopSt) aura:
À"=zFE, (1.1)
un À"=-ΔG (1.2). De (1.1) et (1.2) on obtient
Am"=-ΔG=zFE, (1.3)
Où À"- maximum travail utile pile galvanique; ΔG est la variation de l'énergie de Gibbs pour une réaction se produisant dans une cellule galvanique ; E est la force électromotrice de l'élément.
De (1.3) on obtient :
ΔG=-zFE (1.4)
Le changement d'entropie pour tout processus est déterminé par l'équation :
(1.5)
1. Formation d'une double couche électrique à l'interface métal-solution ; la survenance d'un saut potentiel ;
2. Potentiel d'électrode, potentiel normal. Plage de tension.
3. Types et genres d'électrodes ; dépendance des potentiels d'électrode, depuis concentration des ions formés ;
4. Éléments galvaniques. CEM des éléments galvaniques ;
5. Éléments galvaniques chimiques et de concentration. Expression pour l'EMF des cellules galvaniques ;
6. Thermodynamique des cellules galvaniques ;
7. Application de la méthode EMF pour déterminer le coefficient d'activité de la solution, les constantes d'équilibre, pH solutions.
Littérature.
1., . Chimie physique. M. : École supérieure. 1899. Ch. VII. pp.248-282.
2. Cours de conférences.
Travail 1. Mesure de la FEM de l'élément Jacobi-Daniel.
Le but du travail est de maîtriser la technique de mesure de la FEM d'une cellule galvanique.
La cellule galvanique Jacobi-Daniel est constituée d'électrodes de cuivre et de zinc. Le circuit galvanique d'un élément s'écrit comme suit :
(+)C|C, CuSOhttps://pandia.ru/text/78/222/images/image133_6.gif" width="11" height="23">|Zn(-)
Pendant le fonctionnement d'une cellule galvanique, sa différence de potentiel ne reste pas constante en raison des changements qui se produisent sur les électrodes. Par conséquent, pour mesurer la FEM, une méthode de compensation est utilisée, basée sur la mesure de la FEM de l'élément par la différence de potentiel dans des conditions de réversibilité. Pour mesurer l'EMF, vous pouvez utiliser un potentiomètre DC haute résistance P306 ou un pH-mètre. Vous devez d'abord étudier le schéma de la configuration de mesure et la séquence de mesures sur l'appareil. Après cela, une cellule galvanique est assemblée.
Achèvement des travaux. Avant d'être immergées dans la solution, les plaques de cuivre et de zinc sont nettoyées au papier de verre, lavées à l'eau, dégraissées à l'acétone ou à l'alcool et lavées à nouveau soigneusement.
Les solutions sont versées dans différents récipients (gobelets de 100 ml) XiSO et ZnSO, une concentration donnée (les options de concentration sont indiquées dans le tableau 1) de sorte que les 3/4 de la surface de l'électrode soient immergés dans des solutions. Les extrémités supérieures des électrodes sont reliées à un potentiomètre à l'aide de fils. Une clé électrolytique, préalablement remplie d'une solution saturée de chlorure de potassium, est insérée dans les solutions dans les coupelles.
La FEM d'une cellule galvanique est mesurée à différentes concentrations de solutions. Avant chaque mesure, il est nécessaire de maintenir les électrodes dans des solutions pendant 10-15 minutes. Les données obtenues sont enregistrées dans le tableau. 1.
Les valeurs EMF mesurées expérimentalement doivent être comparées à celles calculées théoriquement à l'aide de l'équation (1.26). Les valeurs des potentiels d'électrode standard des électrodes de cuivre et de zinc et les coefficients d'activité moyens des solutions d'électrolyte, nécessaires au calcul théorique des valeurs EMF, sont extraites de l'ouvrage de référence.
Tableau 1. Les résultats de la mesure EMF de l'élément Jacobi-Daniel
Concentration des solutions, m | Erassch, V | Erreur mesurée. |
||
Un rapport est généré sur le travail.
Littérature pour le travail en laboratoire.
Lycée. 1974.
2. A. Ya, Shatalov, . Atelier sur la chimie physique. M. : École supérieure. 1975.
Travail 2. Détermination de la constante de dissociation d'un acide faible.
Le but du travail est de maîtriser la méthodologie de détermination de la constante de dissociation par la méthode potentiométrique.
Méthode de mesure potentiométrique pH solution d'un acide faible permet de calculer sa constante de dissociation. Si le degré de dissociation d'un acide faible monovalent est très faible, alors
K= cα2 (3.1)
d'où découle la relation :
https://pandia.ru/text/78/222/images/image195_3.gif" width="31" height="25"> - concentration d'ions hydrogène ;
α- degré de dissociation ;
c est la concentration de la solution acide.
En prenant le logarithme de la dernière égalité et en inversant le signe, on a pour pH solution:
(3.3)
Selon l'équation (3.3), les points expérimentaux doivent tenir dans les coordonnées pH -lgc droit. La pente de la droite doit être de 1/2. Le segment coupé par cette droite sur l'axe
ordonnée à tgс=0, correspond à la valeur https://pandia.ru/text/78/222/images/image198_3.gif" width="23" height="24 src=">
Changement pH des solutions de sels d'acides faibles sont utilisées pour déterminer les constantes de dissociation.
Achèvement des travaux. Vous pouvez déterminer la constante de dissociation de l'un des acides faibles (acétique, formique, benzoïque).
Doit être défini pH solutions d'acide faible de diverses concentrations. Une solution 0,1 N d'un des acides est prise comme solution initiale. Des solutions en sont préparées avec les concentrations suivantes : 5 10-2 ; 1 10-2 ; 5 10-3 ; 1 10-3M. Pour chacune de ces solutions, à l'aide d'un pH-mètre, mesurer trois fois pH. Comme la valeur souhaitée pH
Littérature pour le travail en laboratoire.
1. Atelier sur la chimie physique. Éd. . M. :
Lycée. 1974.
2. , . Atelier sur la chimie physique. M. : École supérieure. 1975.
Travail 3. Détermination de la constante d'hydrolyse du sel.
L'objectif du travail est de maîtriser la méthodologie de détermination de la constante d'hydrolyse du sel par la méthode potentiométrique.
Les sels formés par un acide fort et une base faible, une base forte et un acide faible, une base faible et un acide faible subissent une hydrolyse.
La mesure pH solutions de ces sels permet de déterminer les constantes d'hydrolyse. Considérons quelques cas.
Cas 1. Hydrolyse d'un sel d'un acide fort et d'une base faible (par exemple, NH https://pandia.ru/text/78/222/images/image155_6.gif" width="11" height="20">+HO↔Me(OH)+H,
1. Atelier sur la chimie physique. Éd. . M. :
Lycée. 1974.
2. , . Atelier sur la chimie physique.
M. : École supérieure. 1975.
Annexe 1.
Comment utiliser un pH-mètre. I. Configuration du pH-mètre pour les solutions tampons.
1. Configuration du pH-mètre pour la mesure pHsolutions avec constante température;
2. En cas de compensation manuelle de la température, tournez le bouton "manual temp" pour régler la valeur de température des solutions tampons (température ambiante) sur l'indicateur, mesurée avec un thermomètre en verre ;
3. En appuyant sur le bouton "mode" sur le panneau avant, définissez les unités de mesure "pH" et faire tourner la résistance "pH", situé sur la paroi latérale, placez-le approximativement en position médiane ;
4. Plonger les électrodes dans la première solution tampon avec pH=4 et, en tournant l'axe de la résistance "tampon", réglez la valeur sur l'indicateur égale à la valeur pH solution tampon;
5. Rincez les électrodes avec de l'eau distillée, séchez-les avec du papier filtre et plongez-les dans la deuxième solution tampon avec pH=9, 18;
6. En faisant tourner l'axe de la résistance "3" sur la paroi latérale du convertisseur, réglez la valeur sur l'indicateur égale à la valeur pH solution tampon (9.18). II. Prendre des mesures.
1. Lors de la mesure, rincez les électrodes avec de l'eau distillée et plongez-les dans la solution de mesure. La lecture des indications se fait sur l'indicateur ;
2. A la fin du travail, les électrodes sont lavées avec de l'eau distillée et immergées dans un verre avec de l'eau distillée ou avec une solution 0,1N HC1.
Application!.
Obligation de déclaration.
1. Le titre de l'œuvre est indiqué ;
2. Le but des travaux est indiqué ;
3. Résumez base théorique travail, les formules de calcul sont écrites, les méthodes de calcul sont décrites;
4. Les résultats des mesures et des calculs sont donnés sous forme de tableaux et de graphiques ;
5. Des conclusions sur le travail sont données.
Signé pour l'impression Le7^ d^r Format 60х84/16 Tirage 125" Impression à plat
Rotaprint Tsogu, Tioumen, Volodarsky, 38
MINISTÈRE DE L'ÉDUCATION DE L'UNIVERSITÉ D'ÉTAT DU PÉTROLE ET DU GAZ DE TYUMEN DE LA FÉDÉRATION DE RUSSIE
INSTRUCTIONS MÉTHODOLOGIQUES
Pour travail de laboratoire sur le parcours : « Physique Chimie », section « Forces électromotrices et potentiels d'électrodes » pour les étudiants des spécialités :
2501 - "Technologie chimique substances organiques" ;
2504-"Technologie chimique des vecteurs énergétiques naturels et des matériaux carbonés".
éducation à plein temps
