Homogén egyensúlyi elektrokémia: elektrolitok termodinamikája

Slides:



Advertisements
Hasonló előadás
Kristályrácstípusok MBI®.
Advertisements

AZ ANYAGOK CSOPORTOSÍTÁSA
Folyadékok vezetése, elektrolízis, galvánelem, Faraday törvényei
1. Termodinamikai alapfogalmak Mire kell? A mindennapi gyakorlatban előforduló jelenségek (például fázisátalakulások, olvadás, dermedés, párolgás) értelmezéséhez,
Készítette: Móring Zsófia Vavra Szilvia
Analitikai Kémia.
ELEKTROANALITIKA (ELEKTROKÉMIAI ANALÍZIS)
Elektrokémia kinetika Írta: Rauscher Ádám Bemutató: Kutsán György
Elektrokémia kinetika Írta: Rauscher Ádám Bemutató: Kutsán György
Elektrokémia kinetika Írta: Rauscher Ádám Bemutató: Kutsán György
A kémiai egyensúlyokhoz… ( )
Többkomponensű rendszerek Vizes oldatok
Redoxi-reakciók, elektrokémia Vizes elektrolitok
Sav-bázis egyensúlyok
Sav-bázis egyensúlyok
SÓOLDATOK KÉMHATÁSA PUFFEROLDATOK
A HIDROGÉN.
OLDATOK KOLLIGATÍV TULAJDONSÁGAI
Adatgyűjtés, mérési alapok, a környezetgazdálkodás fontosabb műszerei
Anyagismeret 2. Fémek és ötvözetek.
Az elemek lehetséges oxidációs számai
Heterogén kémiai egyensúly
Sav bázis egyensúlyok vizes oldatban
A talaj 3 fázisú heterogén rendszer
A KÉMIAI EGYENSÚLY A REAKCIÓK MEGFORDÍTHATÓK. Tehát nem játszódnak le végig, egyensúly alakul ki a REAKTÁNSOK és a TERMÉKEK között. Egyensúlyban a termékekhez.
KOLLIGATÍV SAJÁTSÁGOK
Kémiai reakciók katalízis
Reakciók maximális hasznos munkája, Wmax,hasznos = DGR
Reakciók vizes közegben, vizes oldatokban
Híg oldatok törvényei. Kolligatív tulajdonságok
Kémiai baleset egy fővárosi gimnáziumban, öten megsérültek
A fémrács.
Oldószermodellek a kvantumkémiában A kémiai reakciók legnagyobb része oldószerben játszódik le (jelentőség) 1. Az oldószermodellek elve 2.
Sav-bázis reakciók BrønstedLowry-féle sav-bázis elmélet
OLDÓDÁS.
rész.
A bemutatót összeállította: Fogarasi József, Petrik Lajos SZKI, 2011
Kémiai kötések Kémiai kötések.
A kémiai egyensúlyi rendszerek
MŰSZAKI KÉMIA 4. Elektrokémia ELŐADÁSOK GÉPÉSZMÉRNÖK HALLGATÓKNAK
Kémiai egyensúlyok. CH 3 COOH + C 2 H 5 OH ↔ CH 3 COOC 2 H 5 + H 2 O v 1 = k 1 [CH 3 COOH].[C 2 H 5 OH] v 1 = k 1 [CH 3 COOH].[C 2 H 5 OH] v 2 = k 2 [CH.
Oldatkészítés, oldatok, oldódás
Kémiai reakciók Kémiai reakció feltételei: Aktivált komplexum:
Halmazállapotok Gáz Avogadro törvénye: azonos nyomású és hőmérsékletű gázok egyenlő térfogatában – az anyagi minőségtől, molekula méretétől függetlenül.
Felkészítés szakmai vizsgára vegyipari területre II/14. évfolyam
TÁMOP /1-2F Analitika gyakorlat 12. évfolyam Fizikai és kémiai tulajdonság mérése műszeres vizsgálatokkal Fogarasi József 2009.
ANYAGI HALMAZOK Sok kémiai részecskét tartalmaznak (nagy számú atomból, ionból, molekulából állnak)
Oldat = oldószer + oldott anyag (pl.: víz + só, vagy benzin + olaj )
Savak és lúgok. Hogyan ismerhetők fel? Indikátorral (A kémhatást színváltozással jelző anyagok)  Univerzál indikátor  Lakmusz  Fenolftalein  Vöröskáposzta.
Potenciometria Elektroanalitika fogalma, Potenciometria fogalma, mérőcella felépítése, mérő- és összehasonlító elektródok, Közvetlen és közvetett potenciometria.
Általános kémia előadás Gyógyszertári asszisztens képzés
Korszerű anyagok és technológiák
Az elektrolízis.
Miként jut a rendszer egyensúlyba?
Homogén egyensúlyi elektrokémia: elektrolitok termodinamikája
Konduktometria.
Másodrendű kötések molekulák között ható, gyenge erők.
A kémiai egyensúlyi rendszerek
A bemutatót összeállította: Fogarasi József, Petrik Lajos SZKI, 2011
A kémiai egyensúlyi rendszerek
Méréstechnika 15. ML osztály részére 2017.
Fizikai kémia I. a 13. VL osztály részére 2013/2014
Méréstechnika 1/15. ML osztály részére 2017.
Kétkomponensű rendszerek: elegyek és nagyhígítású oldatok termodinamikája Az elegy fogalma. A parciális moláris mennyiségek. A parciális moláris térfogat.
MŰSZAKI KÉMIA 4. Elektrokémia ELŐADÁSOK GÉPÉSZMÉRNÖK HALLGATÓKNAK
OLDATOK.
MŰSZAKI KÉMIA 3. KÉMIAI EGYENSÚLY ELŐADÁSOK GÉPÉSZMÉRNÖK HALLGATÓKNAK
Híg oldatok tulajdonságai
OLDATOK.
Híg oldatok tulajdonságai
Előadás másolata:

Homogén egyensúlyi elektrokémia: elektrolitok termodinamikája Az elektrokémia áttekintése. Elektrolitok termodinamikája. Elektrolitok jellemzése Ionok termodinamikai képződési függvényei Ionok aktivitása oldatokban, Debye–Hückel- elmélet.

I. Az elektrokémia áttekintése. Egyensúlyi elektrokémia (árammentes rendszerek) Dinamikus elektrokémia (áramjárta rendszerek) Homogén Elektrolitoldatok termodinamikája: elektrolitos disszociáció ionok termodinamikája és aktivitása Elektrolitok vezetése: elektrolitos vezetés ionmozgékonyság Kohlrausch-törvények Heterogén Galvánelemek/galváncellák és elektródok termodinamikája: elektrokémiai cellák cella- és elektródpotenciál elektródok típusai Elektródfolyamatok kinetikája: csereáramok túlfeszültség Tafel-egyenlet Butler-Volmer-egyenlet elektrolízis akkumulátorok

II. Elektrolitok termodinamikája. Elektrolitok jellemzése Ionok termodinamikai képződési függvényei Ionok aktivitása oldatokban, Debye–Hückel-elmélet.

II. Elektrolitok termodinamikája. A. Elektrolitok jellemzése Az oldatok csoportjába tartoznak: homogén, többkomponensű rendszerek Az ionos vegyületek poláris oldószerben való oldáskor anion(ok)ra és kation(ok)ra disszociálnak (Arrhenius, Nobel-díj, 1903) Nagyrészt ugyanolyan sajátságokat mutatnak, mint a többi (híg) oldat: Kolligatív sajátságok (fagyáspontcsökkenés, forráspont-emelkedés, ozmózis, megoszlás…) Lehetnek ideálisak és reálisak is Egyedi sajátság: vezetik az elektromosságot

II. Elektrolitok termodinamikája. A. Elektrolitok jellemzése Az elektroneutralitás szigorúan érvényes – csak kationt, vagy csak aniont tartalmazó oldat nincs! Az elektromos vezetés: ionvezetés, ahol κ a hőmérséklet emelésével nő (vs. fémek). Az elektrolitok olvadékai (pl. NaCl(l)) is vezetnek.

II. Elektrolitok termodinamikája. A. Elektrolitok jellemzése A savak, lúgok, sók elektrolit(oldat)ot képeznek: Sók: gyakorlatilag teljes a disszociáció Savak és bázisok: erősek vagy gyengék A disszociáció egyensúlyi folyamat: Kd disszociációs állandó vagy α disszociációfok írja le. Elektrolitos disszociáció: HA(aq) + H2O(l) A–(aq) + H3O+(aq) (sav-bázis egyensúlyok, pH, pufferek, indikátorok, pH-titrálás, pKa komplexképződés)

II. Elektrolitok termodinamikája. A. Elektrolitok jellemzése Gyenge savak disszociációja: HA(aq) + H2O(l) A–(aq) + H3O+(aq) Ka disszociációs állandó ( ) vagy α disszociációfok írja le. 0 < α < 1 (később még lesz róla szó) [A–(aq)]e = [H3O+(aq)]e = cα [HA(aq)]e = c(1α) Ez az Ostwald-féle hígítási törvény.

II. Elektrolitok termodinamikája. A. Elektrolitok jellemzése A szilárd sók telített oldatában teljes a disszociáció. Az ionok nem az oldott molekulákkal, hanem a szilárd fázissal vannak egyensúlyban: KA(s) K+(sol) + A– (sol) Kivétel: pl. HgCl2 (S = 1,3105 mol/dm3) HgCl2(s) HgCl2(aq) Hg2+(aq) + 2 Cl– (aq) 0,1 M HgCl2

B. Ionok termodinamikai képződési függvényei A termodinamikai formalizmust alkalmazzuk. Ideálishoz közeli viselkedés kb. 103 mol/dm3 koncentrációig, e fölött reális oldatok. Koncentráció (c) helyett aktivitás (a).

B. Ionok termodinamikai képződési függvényei Probléma: egyféle iont tartalmazó oldat (pl. kationoldat) nem létezik, az ionok mindig párban vannak. Ismét önkényes konvenció: Δf H(H+, aq) = 0 J/mol és Δf G(H+, aq) = 0 J/mol. Sőt: Δf S(H+, aq) = 0 J/(K·mol) minden hőmérsékleten. Ezt az entrópiát relatív skálán mérjük. Az abszolút (termodinamika III. főtétele szerinti) Δf S(H+, aq) = -21 J/(K·mol).

B. Ionok termodinamikai képződési függvényei Példa: Ag(s) + ½Cl2(g) → Ag+(aq) + Cl– (aq) Erre a folyamatra Δr H = Δf H(Ag+,aq) + Δf H(Cl,aq) = 61,5 kJ/mol, de a Ag(s) → Ag+(aq) + e– és ½Cl2(g) + e– → Cl– (aq) folyamatok és Δr H értékeik nem mérhetőek külön-külön. Megoldás: H+(aq)-tól kiindulva haladunk előre: ½H2(g) + ½Cl2(g) → H+(aq) + Cl– (aq) folyamatra Δr H = Δf H(H+,aq) + Δf H(Cl,aq) = 167 kJ/mol, és Δf H(Cl,aq) = 167 kJ/mol. Most már Δf H(Ag+,aq) is számolható.

B. Ionok termodinamikai képződési függvényei Példa: BornHaber-körfolyamat ionképződésre: ½H2(g) + ½X2(g) → H+(aq) + X– (aq) Δf G(Cl,aq) = x + y + 1272 kJ/mol. Ez a közvetlenül nem mérhető hidratációs (szolvatációs) szabadentalpia közvetett meghatározásának a módszere. ΔG (kJ/mol) H2 disszociációja: ½ H2(g) → H(g) +203 H ionizációja: H(g) → H+(g) + e +1318 H+ hidratációja: H+ (g) → H+(aq) x = 0 Cl2 disszociációja: ½ Cl2(g) → Cl(g) +106 Cl elektronfelvétele: Cl(g) + e → Cl(g) -355 Cl hidratációja: Cl(g) → Cl(aq) y

B. Ionok termodinamikai képződési függvényei Példa: BornHaber-körfolyamat ionképződésre: ½H2(g) + ½X2(g) → H+(aq) + X– (aq) Cl és I összehasonlítása:

B. Ionok termodinamikai képződési függvényei A Δhyd G kísérletesen nem mérhető, de a körfolyamatból számolható, ha a Δhyd G-t Max Born megfontolásai szerint számoljuk. A Born-egyenlettel is számolható: 0: vákuum permittivitása r: dielektromos állandó (relatív permittivitás) ri: ionsugár

C. Ionok aktivitása oldatokban Az ionoldatok (elektrolitok) viselkedése az ionok között ható elektrosztatikus kölcsön- hatások miatt eltér az ideálistól, így a koncentrációk helyett az aktivitást használjuk (pl. az egyensúlyok, az elektródpotenciálok tárgyalásánál). Eddig:  =  + RTlna a = ·m/m ahol m a molalitás.  =  + RTlnm/m + RTln = 0 + RTln ahol 0 az ugyanolyan molalitású híg ideális oldat kémiai potenciálja.

C. Ionok aktivitása oldatokban Kérdések: Mekkora  értéke? Mérhető-e? Számítható-e? A szabadentalpia ideális 1:1 elektrolitban: Gm0 = +0 + 0, valamint Gm = + +  = +0 + 0 + RTln + + RTln = = Gm0 + RTln +  + és  kísérletesen nem választható szét, ezért a   közepes (ion)aktivitási együtt- hatót használjuk:

C. Ionok aktivitása oldatokban Általánosabban (p:q sztöchiometriájú elektrolitban): , Bármely i ionra: i = iideális + RTln Kérdések: Mekkora  értéke? Mérhető-e? Számítható-e?

C. Debye–Hückel-elmélet Debye–Hückel-határtörvény: A nem ideális viselkedést az ionok elektrosztatikus kölcsönhatása okozza. Elegendő ezt az egyféle kölcsönhatást figyelembe venni az elmélethez. Ebből a  számítható. Modell: Adott ion körül az ellenionok gömbszimmetrikus ionfelhőt alkotnak, így időátlagban többségben vannak. Ez az ionatmoszféra lecsökkenti az adott ion kémiai potenciálját.

C. Debye–Hückel-elmélet  értéke a Debye–Hückel-elmélet alapján: Az eredmény: A: numerikus állandó (vízben, 25 C-on 0,509 (mol/kg) ½ I: az oldat ionerőssége: Az I értékébe minden ion beszámít! Ez csak kis koncentrációknál érvényes, ezért a Debye–Hückel-törvény ún. határtörvény. Nagyobb koncentrációknál egy határig kiterjeszthető: B: változó paraméter

C. Debye–Hückel-elmélet Az eredeti és a kiterjesztett Debye–Hückel-törvény: Áthidaló kényszermegoldás: nagyobb sókoncentrációval (KCl, NaCl, NaClO4) állandó ionerősséget tartunk, és a termodinamikai állandók értékeit ilyen közegben mérjük és adjuk meg. 1,44102 M 2,56102 M 6,8103 M 1,6103 M