Физическая химия конспект лекций. Конспект лекций Введение

• Название: Конспект лекций Введение
• Анкор: Физическая химия конспект лекций.doc
• Дата: 13.12.2017
• Размер: 1.05 Mb.
• Имя файла: Физическая химия конспект лекций.doc
• Тип: Конспект; #11334
• страница: 8 из 11

Характеристики

Химический потенциал



Средняя активность

Коэффициент активности характеризует работу перенесения иона из идеального газа в реальный.

Абсолютная активность



где М_S– молярная масса растворенного вещества.

4. Термодинамические характеристики ионов в растворах электролитов

μi– химический потенциал иона.



где Δχизменение поверхностного потенциала данного раствора по сравнению с поверхностным потенциалом стандартного раствора;

а_i– «реальная» активность иона.



где lnγ_i– экспериментально определенный реальный коэффициент активного иона.

a_i = γ_i m_i.

Поверхностная активность – способность вещества при абсорбции на границе раздела фаз понижать поверхностное натяжение. Адсорбция Г вещества и вызванное ею понижение поверхностного натяжения δсвязаны с концентрацией с вещества в фазе, из которой вещество абсорбируется на межфазовую поверхность, – уравнение Гиббса.



где дδ/ дC– мера способности вещества понижать поверхностное натяжение на данной межфазной границе, называется также поверхностной активностью.

5. Неравновесные явления в ионной системе

Равновесие в растворах электролитов всегда является динамическим, усредненным по времени, объему. Частицы раствора совершают хаотические движения, которые осуществляются периодическими перескоками с одного места на другое. В среднем эти перемещения частиц скомпенсированы так, что направленного макроскопического перехода ионов и диполей в условиях равновесия не происходит. Вызвать в растворе электролита неравновесные явления можно:

1) изменением активности растворенного вещества в одной части раствора по отношению к другой без изменения химического состава раствора;

2) наложением электрического поля, которое вызовет направленное перемещение заряженных частиц;

3) изменением состава раствора по отношению к равновесной концентрации возможных для данной системы веществ.

В первом способе количество перескоков данной частицы iв направлении уменьшения ее концентрации оказывается больше, чем количество перескоков этой частицы в обратном направлении. В результате этого возникает поток диффузии.

Во втором способе наложение электрического поля изменяет вероятность перескоков заряженных частиц по полю и против поля: у катионов количество перескоков по полю превышает количество перескоков против поля, у анионов – наоборот. Таким образом, в результате наложения электрического поля возникают потоки миграции катионов и анионов. Миграция ионов, составляющая основу электропроводности электролитов, сопровождает работу электрохимических систем.

Общий поток ионов j = j_д + j_м, j_д – поток диффузии, j_м– поток миграции.

Диффузионный потенциал – разность потенциалов, возникающая на границе двух растворов разных электролитов или двух растворов одного электролита, но разной концентрации.

Диффузия в твердых электролитах характеризуется тем, что с повышением температуры скорость диффузии возрастает.

Диффузия связана с механизмом образования вакансий и дислоцированных атомов. В результате колебаний около положения равновесия атомов, ионов, расположенных в узлах кристаллической решетки, некоторые из них, обладающие в данный момент избыточной энергией, могут покинуть свое положение равновесия и переместиться в соседние междоузлия. Ранее занимаемые ими места в решетке окажутся вакантными, кроме того, образуется соответствующее число дислоцированных атомов, такой процесс по Френкелю следует рассматривать как внутреннее испарение атомов твердого тела. Число вакансий, т. е. пустых мест в решетке, вообще может и не соответствовать числу дислоцированных атомов (атомов, расположенных в междоузлиях), так как вакансии могут образовываться на поверхности твердого тела в результате полного или неполного «испарения» поверхностных атомов. Каждой данной температуре соответствует определенное равновесное число вакансий, тем больше, чем выше температура. Наличие пустых мест в кристаллической решетке реального кристалла обеспечивает возможность процесса диффузии в твердых телах. Зависимость коэффициента диффузии от температуры:

D = D₀(–E_aRT),

где и – энергия активации процесса диффузии.

Диффузия в полупроводниках. С понижением температуры проводимость убывает, при высоких температурах проводимость приближается к проводимости металла. Концентрация носителей тока (электронов проводимости) в металле практически не зависит от температуры, а в полупроводниках носители тока сами возникают в результате теплового движения. В полупроводниках, благодаря сильной связи валентных электронов с ядрами, положение атомов такое, что нужно сообщить энергию ионизации. Такая энергия поставляется тепловыми колебаниями атомов решетки. Число атомов с энергией, равной или превышающей энергию ионизации, мало.

6. Равновесие в системе жидкость – жидкость

Равновесие жидкость – жидкость

В случае ограниченной взаимной растворимости компонентов в жидком состоянии в двухкомпонентной системе осуществляется равновесие двух жидких фаз. Явление образования двух жидких фаз называется расслаиванием или расслоением. Типы диаграмм состояния систем с расслаиванием приведены в литературе по физико-химическому анализу.

Взаимная растворяемость жидкостей при постоянном давлении зависит только от температуры. Рассмотрим случай возрастания растворимости с ростом температуры. При температуре больше критической обе жидкости смешиваются в любых соотношениях. Критические явления часто сопровождаются в момент перехода из двухфазного состояния в гомогенное образованием голубой опалесценции.

Согласно правилу В. Ф. Алексеева (1886 г.), при разделении соединительных линий фазовой диаграммы пополам точки деления ложатся на общую прямую, которая заканчивается в критической точке растворения (прямая еК). Это правило позволяет дополнить экспериментальные данные о взаимной растворимости жидкостей, а также найти состав в критической точке по известным значениям t_кр. Правило Алексеева приближенно, наиболее точно оно при выражении состава в процентах.

Рассмотрим подробно наиболее распространенный тип систем с верхней критической температурой растворимости (ВКТР). Взаимную растворимость таких двухфазных систем изучают обычно визуально-политермическим методом, предложенным В. Ф. Алексеевым. Суть метода заключается в определении температуры перехода из расслоения в гомогенное состояние и обратно. Заготавливают ряд смесей определенного состава, помещают их по очереди в термостат (термостойкий стакан с водой или глицерином, снабженный термометром) и наблюдают изменение фазовых состояний системы с изменением температуры. При непрерывном встряхивании отмечают температуру, при которой мутноватая смесь становится прозрачной. Затем, охлаждая жидкость, отмечают температуру, при которой она вновь становится мутной (появление первых капелек второй фазы). Для удобства наблюдения за происходящими в смеси изменениями пользуются лампой-осветителем.

Повторяют опыт с той же смесью несколько раз, причем добиваются, чтобы температуры появления и исчезновения мути были достаточно близки (расхождения не превышали 0,5^о). Среднее значение между ними считают за температуру перехода. Этот простой метод позволяет по полученным экспериментальным данным построить бинодальную кривую и, следовательно, определить составы равновесных фаз.

7. Понятие ДЭС. Модельные представления о строении ДЭС на границе раздела фаз

ДЭС – двойной электрический слой – тонкий поверхностный слой из пространственно разделенных электрических зарядов противоположного знака, образующихся на границе двух фаз.

Если погрузить металлическую пластину (электрод) в раствор соли данного металла, то может произойти один из двух процессов.

1. Пусть металл является активным восстановителем, т. е. окисляется, тогда из-за диполей воды, содержащихся в данном растворе, какая-то часть атомов металла оставляет свои электроны на электроде и из-за процесса гидратации в виде гидратированных ионов переходит в раствор по реакции.

Общий вид реакции



или, без учета гидратации ионов,



Этот процесс называется окислением. В результате него металлическая пластинка заряжается отрицательно, а катионы металла притягиваются к ней, и прилегающий к пластинке слой раствора заряжается положительно. На границе металл-раствор возникает ДЭС. Химически активные металлы как: Na, Mg, Al, Zn и др. имеют большие концентрации поверхностного раствора, состоящего из гидратированных катионов металла. При погружении в раствор своей соли любой концентрации происходит дополнительное растворение металла с образованием ДЭС, так как всегда концентрация поверхностного раствора всегда больше концентрации соли металла, и металл заряжается отрицательно.

2. Пусть металл является слабым восстановителем, тогда его ионы, содержащиеся в растворе соли, являются сильными окислителями. Некоторая часть ионов подходит к металлической поверхности и восстанавливается за счет свободных электронов, присутствующих в ней по реакции:

В результате процесса восстановления металлическая пластинка заряжается положительно и притягивает отрицательно заряженные частицы. При погружении малоактивных благородных металлов (Cu, Ag, Au и др.) в раствор соли наблюдается обратная картина, от первой: при любой достижимой концентрации, концентрация поверхностного раствора меньше концентрации соли металла, поэтому ионы металлов осаждаются на электроде, а в приэлектродном пространстве накапливается избыточный отрицательный заряд за счет анионов соли или ионов гидроксидной группы OH^–. После достижения равновесной разницы потенциалов между металлом и раствором переход ионов в раствор прекращается.

Модельные представления о строении ДЭС на границе раздела фаз:

1) модель Гельмгольца;

2) модель Гуи, Чапмена;

3) модель Штерна;

4) модель Грэма;

5) модель современная.

Первая модель ДЭС открыта Гельмгольцем, он представлял ДЭС в виде двух обкладок плоского конденсатора, одна обкладка расположена непосредственно на поверхности электрода, вторая – в электролите.

d = диаметру молекул Н₂О.

Так как все заряды сконцентрированы в двух плоскостях, то изменение потенциала по мере удаления от поверхности электрода Е₀ будет описываться прямой линией.

Е_а– величина электродного удаления от поверхности электрода потенциала.

Используя теорию конденсатора, Гельмгольц рассчитал величину заряда ДЭС и величину дифференциальной емкости ДЭС.

q – величина заряда = (D/4π²)Е₀, С – дифференциальная емкость ДЭС = D/4π², D – диэлектрическая проницаемость раствора, d – расстояние между обкладками конденсатора.

Теория Гельмгольца позволила объяснить ход электрокапиллярной кривой, рассчитать величину дифференциальной емкости ДЭС, хорошо совпадающую с экспериментально полученными данными. Наилучшая сходимость была получена для концентрированных растворов элементов, однако данная теория не объясняла зависимость плотности заряда и дифференциальной емкости ДЭС от состава электролита и концентрации компонента.

Недостатки теории Гельмгольца:

1) не учитывалось тепловое движение ионов в растворе;

2) не учитывался размер ионов;

3) не рассматривались процессы адсорбции на границе раздела фаз (электрод – электролит).

Ее применяют только к концентрированным растворам, не содержащим поверхностно-активные вещества (ПАВ).

Б. Гуи, Д. Чапмен учли тепловое движение в растворах электролитов.

Эта теория позволяет рассчитать плотность ρзаряда ДЭС и величину дифференциальной емкости С, они учли влияние концентрации, но рассчитанные значения дифференциальной емкости С, но они меньше сходятся с экспериментально полученными результатами. Теория Гуи, Чапмена применима к разбавленным растворам электролитов.

Недостатки:

1) не учитываются размеры ионов;

2) не учитывается явление адсорбции на границе раздела фаз.

В. Штерн учел, что в электролитах наблюдается электростатическое взаимодействие между ионами, тепловое движение компонентов электролита и возможное специфическое взаимодействие компонентов электролита с поверхностью электрода.

Он соединил теорию Гельмгольца с теорией Гуи, Чапмен, в результате ДЭС представлялся состоящим из двух частей:

1) плотной части Гельмгольца;

2) диффузной части по модели Гуи, Чапмена.

За счет адсорбции ПА компонента может происходить перезаряд поверхности. Штерн считал, что адсорбция происходит на границе плотной и диффузной части ДЭС. Эта граница называется плоскостью Гельмгольца.

Теория Штерна легла в основу современных представлений и развивалась в работах Грема, Фрумкина, Эршлера, Есина и др.

Недостатки:

1) не учитывал дискретность зарядов;

2) величина емкости, рассчитанная по модельным представлениям Штерна, не соответствовала экспериментально полученным результатам.

Г. Греем рассмотрел возможность адсорбции ПА анионов внутри плотной части ДЭС, он ввел понятие внутренней и внешней плоскости Гельмгольца.

Адсорбция анионов происходит на внутренней плоскости Гельмгольца.

Недостаток: рассматривал адсорбцию только анионов и не учитывал дискретность зарядов.

О. А. Есин рассмотрел дискретность зарядов и показал, что ионы, образующие внутреннюю и внешнюю плоскости Гельмгольца, взаимодействуют между собой, образуя диполи.

Указанное взаимодействие влияет на величину диффузной емкости с ДЭС. О. А. Есин рассмотрел возможность адсорбции на внутренней плоскости Гельмгольца как катионов, так и анионов.

8. Проводники первого и второго рода

Проводники – вещества, проводящие электрический ток благодаря наличию в них большого количества зарядов, способных свободно перемещаться (в отличие от изоляторов). Они бывают I (первого) и II (второго) рода. Электропроводность проводников I рода не сопровождается химическими процессами, она обусловлена электронами. К проводникам I рода относятся: чистые металлы, т. е. металлы без примесей, сплавы, некоторые соли, оксиды и ряд органических веществ. На электродах, выполненных из проводников I рода, происходит процесс переноса катиона металла в раствор или из раствора на поверхность металла. К проводникам II рода относятся электролиты. В них прохождение тока связано с химическими процессами и обусловлено движением положительных и отрицательных ионов.

Электроды первого рода. В случае металлических электродов первого рода такими ионами будут катионы металла, а в случае металлоидных электродов первого рода – анионы металлоида. Серебряный электрод первого рода Ag⁺/Ag. Ему отвечает реакция Ag⁺ + e^-= Ag и электродный потенциал

EAg⁺ /Ag = Ag⁺ / Ag+b⁰lg a Ag⁺.

После подстановки численных значений Е ⁰ и b⁰ при 25 ^oС:



Примером металлоидных электродов первого рода может служить селеновый электрод Se^2–/Se, Se + 2e^-= Se²; при 25 ^oС ESe^2–/Se⁰ = –0,92 – 0,03lg a Se^2–.

Электроды второго рода – полуэлементы, состоящие из металла, покрытого слоем труднорастворимого соединения (соли, оксида или гидроксида) и погруженного в раствор, содержащий тот же анион, что и труднорастворимое соединение электродного металла. Схематически электрод второго рода можно представить так: А^Z–/MA, M, а протекающую в нем реакцию – МА + ze = М + А^Z–. Отсюда уравнением для электродного потенциала будет:



Каломельные электроды – это ртуть, покрытая пастой из каломели, и ртуть, находящаяся в контакте с раствором KCl.

Cl^– / Hg₂Cl₂, Hg.

Электродная реакция сводится к восстановлению каломели до металлической ртути и аниона хлора:



Потенциал каломельного электрода обратим по отношению к ионам хлора и определяется их активностью:



При 25 ^оС потенциал каломельного электрода находят по уравнению: