Електрохимични реакции възникват в електрода (проводник от първи вид) - електролит (проводник на втория вид). Те са причинени от неспособността на електроните - носители на електродите да се движат свободно в електролита. Тези реакции са електрон обмен между електрода и йоните (молекули) в разтвора. В катода електрони преминават от електрода на йон (или молекула) при анода - на йон (молекули) на електрода, йоните (молекули) губят или променят електрически заряд. Това е - основната електрохимична реакция. продукти, които често влизат в по-нататъшни реакции, които не са пряко свързани с ток, който протича от йони. Примери за катодна реакции са следните реакции:
Fe3 + + д ® Fe2 + (2)
В анод може да протече реакция тип:
Fe2 + ® Fe3 + + е (5)
материал електрод може да участва в електрохимичната реакция [реакция (7)], но може да бъде инертен (друга реакция). В последния случай, електрод повърхност може да бъде оформен метален [реакция (1)] или [газове реакция (3, 4, 6)]. Накрая, електрохимична реакция може да се наблюдава в отсъствието на преход на йони от разтвора за Versa на електрода и обратно. В тези случаи, трансфер на енергия се извършва само електрони но на повърхността на електрод в разтвора променя своите валентни йони [реакция (2) и (5)]. Комплект от две elektrohimicheskihreaktsy. един от които протича при катода, а другият - към анода, дава на химични реакции реакционните или електролиза в електрохимичната клетка:
Си2 + + 2Cl - ® Cu (т) + Cl2 (1) + (6)
След преминаването на електрически ток през електрохимичната система поради химични трансформации, между размера на ток, преминаващ количество и определена връзка трябва да съществува нереагиралите вещества. Той беше открит от Фарадей и се изразява в първите количествени законите на електрохимията, впоследствие наречени закон на Фарадей.
Първият закон на Фарадей. Количествата на вещества, трансформирани по време на електролизата е пропорционална на количеството електроенергия, преминава през електролита.
Dm - количество на нереагирал материал; ке - някои коефициент на пропорционалност; Q - количеството електроенергия, равна на произведението на ток I по време на т. Ако р = Това = 1, тогава Dm = ке. т.е. ке е фактор на количеството вещество в резултат на потока от взаимодейства електрически количество единица. ке фактор се нарича електрохимичен еквивалент.
Вторият закон на Фарадей отразява на връзката, която съществува между сумата на нереагиралия вещество и неговата природа. при постоянно количество електроенергия предава маси на различни вещества изпитват превръщане на електродите (избор от промяна разтвор валентност) са пропорционални на химически еквиваленти на тези вещества:
Можете да комбинирате право както на Фарадей под формата на общ закон. за разделяне или превръщане на ток 1 екв всяко вещество (1 / Z мол вещество) винаги трябва да бъде същото количество електроенергия, броят наречен Фарадей (или Фарадей).
По същия начин, измерената стойност на Фарадей
F = 96484,52 ± 0038 K / екв
Това е таксата, носен от един грам-еквивалента на йони от всякакъв вид. Увеличаването този брой от Z (йон брой елементарни такси), ние получаваме количеството електроенергия, която носи 1 грам-йон. Разделяне на Фарадей от Числото на Авогадро, ние получаваме такса едновалентен йон, равна на таксата за електрон:
д = 96484,52 / (6,022035 х 23 октомври) = 1,6021913 х 10 -19 до
Закони. откритие на Фарадей през 1833 строго се спазват проводниците от втория вид. Наблюдаваните отклонения от законите на Фарадей са очевидни. Те често са свързани с присъствието на нерегистрирани паралелни електрохимически реакции. Отклонения от закона на Фарадей в промишлени инсталации, свързани с текущия течове, загуба агент докато разпръскване на разтвор и т.н.
техническа Съотношението на инсталации продукт, получен чрез електролиза сума в размер, изчислен въз основа на закона на Фарадей, по-малки единици, наречени ток.
С внимателни лабораторни измервания за електрохимични реакции, проявяващи се с уникален ток е равен на единство (в рамките на експерименталната грешка). право Фарадей точно наблюдава обаче е на базата на най-точен метод за измерване на количеството на преминаване на електроенергия чрез верига, броят на избраната електрод материал. За тези измервания използват сребро или мед, йод и газ, и coulometry (coulometry).
Арениус теория за електролитна дисоциация. За електролити понижаване на температурата на замръзване и осмотичното налягане значително по-голяма от съответните стойности за непушачи електролити. Уравнението за осмотичното налягане р Van't Hoff въведена емпиричен коефициент I> 1, физическото смисъла на което става ясно от появата на електролитна теория дисоциация:
Теорията на електролитната дисоциация е предложен от Арениус (1884-1887), да развиват индивидуалните отчети на редица учени.
Основните положения на теорията на Арениус:
Соли, киселини, основи, когато са разтворени във вода и други полярни разтворители, частично или напълно се разпадат (дисоциирани) в йони. Тези йони съществуват в разтвор независимо от електрически ток преминава през разтвора или не. Следователно, броят на независимо движи на разтворените частици е по-голяма, отколкото в отсъствието на дисоциация, и colligative свойства на увеличение величина е право пропорционална на броя на частиците.
Наред с процеса на дисоциация в разтвора е обратен процес - асоциирането на йони в молекулата. Като електролитни дисоциация действие Арениус въведена дисоциация степен стойност, определена като част от молекули, разделени в йони:
За всяка обратима реакция на електролитна дисоциация:
сумата от п + + п п е равен на общия брой на йони, получени от дисоциацията на молекулата, която е равна на коефициента на Van't Hoff I:
След като определи факторът аз. могат според това уравнение за изчисляване на степента на дисоциация на, ако известен стойността на п.
Както Van't на коефициента на разреждане Hoff приближава просто число (2, 3, 4 - в зависимост от броя на йони, образувани от една молекула на веществото).
Дисоциацията на разтворените йони се подчинява на закона на същото химическо равновесие, и че други реакции .:
където Kd - константа на дисоциация. изразена по отношение на концентрация.
Дисоциацията на силна електролита е 100% или почти 100%, така че концентрацията на йон може да се счита равна моларността на разтвореното вещество, умножена по Z. Чрез дисоциация на слабо равновесие на електролит е установено между недисоциираните молекули и йони. Помислете за един прост пример. когато молекулата разделя на само два йон:
Последното равенство е най-простата форма на закона на разреждане Оствалд (1888). Колкото повече СК. толкова по-висока степен на дисоциация. по този начин Kc стойност е мярка за силата киселина, т.е. мярка за киселинност. За средни силни електролити (. Н 3РО 4 - първи етап, Са (ОН) 2 СООН SNSl2) стойности Kc лежат в интервала от 10 до 10 -2 -4; слаби електролити (CH3 СООН, NH4 OH) Rc = 10 -5 - 10 -9; с Kc <10 -10 электролит считается очень слабым (Н2 О, С6 Н5 ОН, С6 Н5 NН2. НСN).
Ако много малка, тя може да бъде пренебрегнат в сравнение с 1, а формулата става:
Ако електролита разгражда с повече от две йони, зависимостта на Kc от по-сложна:
CaCl2 Û Са2 + + 2Cl -
Стойността на Kc е постоянна само за много разредени разтвори, коефициентите на която активност може да се разглежда като равен на 1. По принцип Kc (като а) зависи от концентрацията на разтвора; Kc понякога се нарича класически константа на дисоциация.
Kc (а) зависи от температурата. Kc зависимост на слаби киселини във водата минава през максимум. Това може да се обясни с влиянието на две противоположни реакции. От една точка. всеки дисоциация случва при абсорбиране на топлина, а оттам и с увеличаване на равновесие Т трябва да се измества към по-голяма дисоциация. С. и др. Чл. T с увеличаване на диелектрична константа на водата служи като разтворител се намалява, и това допринася за съберат йони. Kc е максимална при Т, при което влиянието на втория фактор става доминираща. Обикновено промените CD с увеличаване на T е малък.
Свързани статии