Заглавная страница
Избранные статьи
Случайная статья
Познавательные статьи
Новые добавления
Обратная связь

ТОП 10 на сайте

Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрации

Техника нижней прямой подачи мяча.

Франко-прусская война (причины и последствия)

Организация работы процедурного кабинета

Смысловое и механическое запоминание, их место и роль в усвоении знаний

Коммуникативные барьеры и пути их преодоления

Обработка изделий медицинского назначения многократного применения

Образцы текста публицистического стиля

Четыре типа изменения баланса

Задачи с ответами для Всероссийской олимпиады по праву

Мы поможем в написании ваших работ!

ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?

Влияние общества на человека

Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрации

Практические работы по географии для 6 класса

Организация работы процедурного кабинета

Изменения в неживой природе осенью

Уборка процедурного кабинета

Сольфеджио. Все правила по сольфеджио

Балочные системы. Определение реакций опор и моментов защемления

Главная Избранные Случайная статья Познавательные Новые добавления Обратная связь FAQ

Понятие об электродных потенциалах

Стр 1 из 7Следующая ⇒

ПЕНЗЕНСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ

Кафедра «Химия»

«УТВЕРЖДАЮ»

Заведующий кафедрой «Химия»

Профессор, д.т.н. Ю.Перелыгин

«____»______________ 2012 г.

ТЕКСТ ЛЕКЦИИ №

по дисциплине «Химия»

п о специальности 200100 «Приборостроение»

Тема № 6. Окислительно-восстановительные реакции. Основы электрохимии

Занятие № 2. Электродные потенциалы. Гальванический элемент

Текст лекции обсужден на заседании ПМК №__ кафедры «Химия» «___»____________ 2012 г., протокол №_____

Г. Пенза

Содержание

Введение

1.Понятие об электродных потенциалах.

2.Измерение электродных потенциалов. Электродный электрод.

3.Факторы, влияющие на величину электродного потенциала. Уравнение Нернста. Стандартный потенциал.

4. Ряд напряжений.

5. Гальванический элемент.

Заключение.

Литература:

1. Коровин Н.В. Общая химия. Учебник. – М.: Высшая школа, 1998. – с. 264 - 275.

Учебно – материальное обеспечение:

1. Мультимедийный проектор.

2. Гальванический элемент Даниэля-Якоби.

Цель занятия:

Знать: 1.Скачки потенциалов на границе фаз.

2.Электродные потенциалы и ЭДС гальванической цепи.

Ознакомиться: с диффузионным потенциалом и концентрационными цепями.

Организационно-методические указания:

1.Проверить наличие обучаемых и их готовность к занятиям, устранить недостатки.

2.Объявить тему и цель занятия, учебные вопросы, литературу.

3.Обосновать необходимость изучения данной темы на примерах применения гальванических элементов в приборостроении.

4.Рассмотреть учебные вопросы с применением кадров презентации и гальванического элемента Даниэля-Якоби.

5.По каждому учебному вопросу и в конце занятия подвести итоги.

6.В конце занятия выдать задание на самоподготовку.

ВВЕДЕНИЕ

В приборах различного типа широко применяются химические источники энергии. Поэтому будущему специалисту в области приборостроения необходимо знать механизм возникновения электрического тока при протекании химических реакций, который лежит в основе работы химических источников тока.

Понятие об электродных потенциалах

Твердый металл представляет собой систему правильно расположенных (в виде решетки) катионов металла, среди которых двигаются полусвободные (то есть не закрепленные около определенных катионов) валентные электроны.

Гальванический элемент

Гальванический элемент – это устройство, которое преобразует химическую энергию в электрическую.

ЗАКЛЮЧЕНИЕ

Знание величин электродных потенциалов различных электродов позволяет рассчитывать значение ЭДС гальванических элементов, определять направление самопроизвольного протекания химических реакций, а также решать и другие задачи.

Лекция 14. Аналитическая химия

Аналитическая химия, представляя собой один из разделов прикладной химии, определяется как наука, изучающая свойства и процессы превращения веществ с целью установления их химического состава.

Установить химический состав вещества - это ответить на вопрос о том, какие элементы или их соединения и в каком количестве содержатся в анализируемом веществе.

В зависимости от характера анализируемого вещества различают анализ неорганических и органических материалов, что обусловлено особенностью органических соединений по сравнению с неорганическими.

В зависимости от характера поставленной задачи различают два вида анализа - качественный и количественный. Качественный анализ позволяет ответить на вопрос, какие вещества находятся в данной пробе; количественный анализ отвечает на вопрос, в каких количествах обнаруженные вещества присутствуют в данной пробе.

Качественный анализ. Химический анализ состоит в основном из следующих этапов - отбор пробы, разложение пробы с переводом в раствор, проведение химической реакции или измерение какого-либо физического параметра.

В основе деления катионов на группы лежат реакции с кислотами и основаниями. При последовательной обработке смеси: а) соляной кислотой, б) серной кислотой, в) избытком щелочи в присутствии пероксида водорода, г) раствором аммиака – выделяют следующие группы:

1. Ионы, не образующие осадки не с одним из перечисленных реактивов: К⁺, Na⁺ и NH₄⁺.

2. Ионы, образующие нерастворимые хлориды: Ag⁺,Pb⁺²,Hg₂⁺²

3. Ионы, образующие нерастворимые сульфаты: Вa⁺², Ca⁺², Sr⁺²

4. Ионы, образующие гидроксиды, растворимые в избытке щелочи: Al³⁺, Cr³⁺, Zn²⁺, Sn²⁺, Sn⁴⁺

5. Ионы, образующие гидроксиды, нерастворимые ни в избытке щелочи, ни в аммиаке: Fe²⁺, Fe³⁺, Mn²⁺, Mg²⁺, Bi³⁺, Sb³⁺

6. Ионы, образующие гидроксиды, растворимые в аммиаке: Co²⁺, Cu²⁺, Ni²⁺, Hg²⁺, Cd²⁺.

В основу классификации анионов положена растворимость солей бария и серебра соответствующих кислот (таблица 1.).

Количественный анализ. Предмет количественного анализа - изучение методов, позволяющих определять количественный состав вещества.

Задача количественного анализа - определение количественного содержания химических элементов в соединениях. Методы количественного анализа разделяются на химические, физические и физико-химические.

К химическим методам анализа относятся гравиметрический (весовой) и титриметрический (объемный).

Сущность гравиметрического (весового) метода анализа состоит в том, что определяемый компонент переводится в нерастворимое состояние, т.е. в осадок, который отделяется путем фильтрования от раствора, а затем после высушивания или сжигания взвешивается.

Таблица 1. Классификация анионов

Номер группы	Характеристика группы	Анионы, образующие группу	Групповой реагент
1	Соли бария трудно растворимы в воде	SO₄^2–, SO₃^2–, S₂O₃^2–, CO₃^2–, PO₄^3–, AsO₄^3, AsO₃^–, SiO₃^2–, BO₂^–B₄O₇^2–, CrO₄^2–, F^–, C₂O₄^2- и др.	ВaCl₂ в нейтральном или слабощелочном растворе
2	Соли серебра трудно растворимы в воде и разбавленной HNO₃	Cl^–, Br^–, J^–, S^2– и др.	AgNO₃ в присутствии HNO₃
3	Соли бария и серебра растворимы в воде	NO₃^–, NO₂^–, CH₃COO^–, MnO₄^-.	Нет

При выполнении титриметрического (объемного) метода взвешивание заменяется измерением объема. В качестве примера можно привести метод кислотно-основного титрования, который основан на использовании реакции нейтрализации между кислотами и основаниями: Н⁺+ ОН ^- ® Н₂О.

Методы кислотно-основного титрования позволяют определять концентрации растворов (и, следовательно, количество в смесях) неорганических и органических кислот и оснований и некоторых солей, подвергающихся гидролизу или реагирующих с кислотами и основаниями.

При кислотно-основном титровании реакция среды в момент эквивалентности - точка эквивалентности (т.е. когда кислота полностью прореагировала, а избытка щелочи еще нет) может быть нейтральной, кислой или щелочной в зависимости от природы вступающих в реакцию нейтрализации кислоты и основания. Продуктами реакции между сильной кислотой и сильным основанием являются соль, не подвергающаяся гидролизу, и вода: HCl + NaOH = NaCl + H ₂ O.

В этом случае раствор в точке эквивалентности имеет нейтральную реакцию, т.е. рН_т.э.=7. Фиксирование точки эквивалентности в кислотно-основном титровании проводят с помощью химических индикаторов или физико-химическими методами. Индикаторы кислотно-основного титрования - это сложные органические вещества, которые способны изменять свою окраску в зависимости от рН раствора.

Согласно ионной (протолитической) теории, кислотно-основные индикаторы, которые в растворах могут существовать в ионизированной и неионизированной формах. Эти формы окрашены в разный цвет и находятся в равновесии, зависящем от рН среды (HInd _{(окраска 1} ₎ «H ⁺ + Ind ^- _{(окраска 2)}).

Хромофорная теория кислотно-основных индикаторов связывает изменение их окраски с изменением строения индикаторов в результате внутримолекулярной перегруппировки.

Физико-химические методы определения точки эквивалентности основаны на анализе изменения свойств раствора в процессе титрования, например изменения рН среды в потенциометрическом методе, электрической проводимости раствора в кондуктометрическом, оптических свойств в фотометрии и спектрофотометрии, силы тока, проходящего через раствор, в амперометрическом методе и др.

В химическом анализе используется йодометрия. Иодометрия метод окислительно-восстановительного анализа, при котором о количестве определяемого вещества судят по количеству поглощенного или выделенного йода. В йодометрии в качестве окислителя выступает элементарный йод, способный вступать в реакцию с некоторыми восстановителями, стандартный потенциал которых отрицательнее потенциала окислительно-восстановительной реакции: I ₂ + 2 e ^– = 2 I ^–, Е = 0,54 В.

Вещества, окислительно-восстановительный потенциал которых больше 0,54 В, будут являться окислителями по отношению к иону йода и в данном случае будет выделяться элементарный йод. В качестве индикатора в йодометрии используется раствор крахмала.

I. КАЧЕСТВЕННЫЙ АНАЛИЗ

Аналитическая химия тесно связана с различными областями науки и производства, в том числе и с медициной. Химический анализ лежит в основе определения патологий различных органов человека.

Химический анализ состоит в основном из следующих этапов - отбор пробы, разложение пробы с переводом в раствор, проведение химической реакции или измерение какого-либо физического параметра.

7. Ионы, не образующие осадки не с одним из перечисленных реактивов: К⁺, Na⁺ и NH₄⁺.

8. Ионы, образующие нерастворимые хлориды: Ag⁺,Pb⁺²,Hg₂⁺²

9. Ионы, образующие нерастворимые сульфаты: Вa⁺², Ca⁺², Sr⁺²

10. Ионы, образующие гидроксиды, растворимые в избытке щелочи: Al³⁺, Cr³⁺, Zn²⁺, Sn²⁺, Sn⁴⁺

11. Ионы, образующие гидроксиды, нерастворимые ни в избытке щелочи, ни в аммиаке: Fe²⁺, Fe³⁺, Mn²⁺, Mg²⁺, Bi³⁺, Sb³⁺

12. Ионы, образующие гидроксиды, растворимые в аммиаке: Co²⁺, Cu²⁺, Ni²⁺, Hg²⁺, Cd²⁺.

В основу классификации анионов положена растворимость солей бария и серебра соответствующих кислот

Классификация анионов

Номер группы	Характеристика группы	Анионы, образующие группу	Групповой реагент
1	Соли бария трудно растворимы в воде	SO₄^2–, SO₃^2–, S₂O₃^2–, CO₃^2–, PO₄^3–, AsO₄^3, AsO₃^–, SiO₃^2–, BO₂^–B₄O₇^2–, CrO₄^2–, F^–, C₂O₄^2- и др.	ВaCl₂ в нейтральном или слабощелочном растворе
2	Соли серебра трудно растворимы в воде и разбавленной HNO₃	Cl^–, Br^–, J^–, S^2– и др.	AgNO₃ в присутствии HNO₃
3	Соли бария и серебра растворимы в воде	NO₃^–, NO₂^–, CH₃COO^–, MnO₄^-.	Нет

Общие сведения

При различных исследованиях метод кислотно-основного титрования применяется для определения кислотности различных растворов и пищевых продуктов (молока, творога, хлеба, воды и т.д.).

Методы кислотно-основного титрования основаны на использовании реакции нейтрализации между кислотами и основаниями:

Н₃О⁺ + ОН^- «2Н₂О

(или упрощенно Н⁺+ ОН^- «Н₂О).

Согласно протолитической теории кислот и оснований, эту реакцию в общем виде можно представить следующим уравнением:

АН + В = А^- + ВН⁺,

кислота1 основание2 основание1 кислота2

в котором А^- и ВН⁺ - соответственно основание и кислота, сопряженные исходным.

В зависимости от титранта различают методы ацидометрического и алкалиметрического титрования. В ацидометрии (acidum - кислота) в качестве титрантов применяют 0,01-0,1 н. растворы сильных кислот, обычно HCl и H₂SO_4.В алкалиметрии (alcalis - щелочь) титрантами служат 0,01-0,1 н. растворы щелочей, обычно, NaOH, KOH, Ba(OH)₂.

Ацидометрическое титрование применяют для определения сильных и слабых оснований и некоторых солей слабых кислот, например NaOH, NH₄OH, аминов, анилина, Na₂CO₃, NaHCO₃ и т.д.

Алкалиметрическое титрование применяют для определения сильных и слабых кислот и некоторых солей слабых оснований, например HCl, H₃BO₃, CH₃COOH, фенолов солянокислых солей очень слабых органических оснований используемых в качестве лекарственных препаратов, и т.д.

Точка эквивалентности при кислотно-основном титровании. При кислотно-основном титровании реакция среды в момент эквивалентности может быть нейтральной, кислой или щелочной в зависимости от природы вступающих в реакцию нейтрализации кислоты и основания. Рассмотрим это на конкретных примерах.

Продуктами реакции между сильной кислотой и сильным основанием являются соль, не подвергающаяся гидролизу, и вода:

HCl + NaOH = NaCl + H₂O,

H⁺+ OH^- = H₂O

В этом случае раствор в точке эквивалентности имеет нейтральную реакцию, т.е. рН_т.э.=7.

При нейтрализации слабой кислоты сильным основанием образуется соль, подвергающаяся гидролизу в водном растворе, т.е. в данном случае реакция обратима:

CH₃COOH + NaOH «CH₃COONa + H₂O,

CH₃COOH + OH^- «CH₃COO^-+ H₂O.

Вследствие гидролиза соли по аниону реакция среды в точке эквивалентности становится слабощелочной, т.е. рН_т.э.>7.

Если титруется слабое основание сильной кислотой, то образуется соль, подвергающаяся гидролизу по катиону:

NH₄OH + HCl «NH₄Cl + H₂O,

NH₄OH + H⁺ «NH₄⁺ + H₂O.

Обратимость этой реакции обусловливает кислую реакцию раствора в точке эквивалентности, т.е. рН_т.э.< 7.

Если титруется многоосновная кислота или соль многоосновной кислоты, например H₃PO₄ или Na₂CO₃, то при титровании наблюдается несколько точек эквивалентности:

Na₂CO₃ + HCl = NaHCO₃ + NaCl,

NaHCO₃ + HCl = NaCl + H₂O + CO₂.

Точка эквивалентности первой реакции соответствует рН 8,34 из-за гидролиза гидрокарбоната, а второй реакции - рН 4 из-за образования насыщенного солевого раствора диоксида углерода.

Фиксирование точки эквивалентности в кислотно-основном титровании проводят с помощью химических индикаторов или физико-химическими методами. Физико-химические методы основаны на анализе изменения свойств раствора в процессе титрования, например изменения рН среды в потенциометрическом методе, электрической проводимости раствора в кондуктометрическом, оптических свойств в фотометрии и спектрофотометрии, силы тока, проходящего через раствор, в амперометрическом методе и др.

Кислотно-основные индикаторы. Индикаторы кислотно-основного титрования - это сложные органические вещества, которые способны изменять свою окраску в зависимости от рН раствора. Известно около 200 кислотно-основных индикаторов, относящихся к различным классам органических соединений. Наиболее широкое распространение получили индикаторы группы трифенилметана (фенолфталеин, тимолфталеин, феноловый красный, кристаллический фиолетовый и др.) и группы азосоединений (метилоранж, метиловый красный и др.). Кроме индивидуальных, для титрования часто применяют смешанные индикаторы, представляющие собой смеси двух, трех или более индикаторов, которые дают более четкие переходы окраски при измерении рН растворов.

Механизм изменения окраски индикаторов при изменении кислотности среды обычно рассматривается с позиций ионной и хромофорной теорий.

Согласно ионной (протолитической) теории, кислотно-основные индикаторы представляют собой слабые органические кислоты HInd или основания Ind, которые в растворах могут существовать в ионизированной и неионизированной формах. Эти формы окрашены в разный цвет и находятся в равновесии, зависящем от рН среды. Например, свойства кислотных индикаторов характеризуются следующим равновесием:

HInd «H⁺ + Ind^-

окраска 1 окраска2

Изменение кислотности раствора приводит к смещению равновесия диссоциации либо вправо (увеличение рН), либо влево (уменьшение рН). Это сопровождается изменением соотношения молекулярной и ионной форм индикатора и, следовательно, изменением окраски раствора.

Хромофорная теория кислотно-основных индикаторов связывает изменение их окраски с изменением строения индикаторов в результате внутримолекулярной перегруппировки. Свое название эта теория получила от того, что окраска органических соединений приписывается наличию в них особых атомных групп (обычно содержащих кратные связи), называемых хромофорами.

Для в растворах различают 3 вида кислотности: общую, активную и потенциальную. Общая кислотность определяется суммарным содержанием веществ кислотного характера; экспериментально ее находят методом кислотно-основного титрования щелочью в присутствии индикатора с рН перехода окраски от 9 до 10 (обычно, фенолфталеин). Активная кислотность определяется содержанием сильных кислот, например соляной; ее находят потенциометрически по рН раствора или методом кислотно-основного титрования в присутствии индикатора с рН переходом, равным 4 (обычно метилоранж). Потенциальная кислотность определяется содержанием в биологических жидкостях слабых кислот; она рассчитывается по разности между общей и активной кислотностью.

Методом кислотно-основного титрования определяют содержание соляной кислоты и общую кислотность. Кислотность раствора выражают в титриметрических единицах, т.е. числом мл 0,1 М NaOH, затраченных на титрование 100 мл раствора в присутствии метилоранжа (содержание HCl) и в присутствии фенолфталеина (общая кислотность). Концентрация Кислоты в растворе может быть выражена и моль/л, в процентах и других единицах.

Методом кислотно-основного титрования определяют также содержание щелочи в растворе.

ИОДОМЕТРИЯ Йодометрией называется метод окислительно-восстановительного анализа, при котором о количестве определяемого вещества судят по количеству поглощенного или выделенного йода. Иодометрия относится к титрометрическим методам анализа.

Реакции окисления-восстановления - обратимые реакции (равновесие наступает при равенстве потенциалов реакций окисления и восстановления), однако в аналитической химии используются только те реакции, которые протекают практически на 100%.

Величина окислительно-восстановительного потенциала зависит от концентрации ионов водорода только в том случае, если ион водорода участвует в реакции.

В йодометрии в качестве окислителя выступает элементарный йод, способный вступать в реакцию с некоторыми восстановителями, стандартный потенциал которых отрицательнее потенциала окислительно-восстановительной реакции:

I₂ + 2e^– = 2I^–

Е = 0,54 В.

В качестве индикатора в йодометрии используется раствор крахмала, который дает с йодом непрочное соединение интенсивно синего цвета, обусловленное адсорбционными соединениями йода с частицами крахмала. Так как крахмал позволяет достаточно точно определять моменты начала образования или конец окисления элементарного йода, но не способен отметить момент окончания образования йода, то в некоторых случаях используется метод обратного титрования, основанный на титровании элементарного йода, выделившегося в результате окислительно-восстановительной реакции.

Учитывая высокую чувствительность крахмала к йоду, в иодометрии используются достаточно разбавленные растворы йода. Обычно применяют 0,05-0,1 н растворы.