Электрохимические методы анализа

Июль 31, 2022

Главная
Химия
Электрохимические методы анализа

Содержание

2. ЭХМА Особенность ЭХМА: используются процессы, связанные с переносом электрических зарядов.
3. Классификация ЭХМА По природе измеряемого параметра
4. Электрохимическая ячейка Ячейка = электроды + электролит Электрод – ГРФ, на которой направленное движение носителей заряда
5. Электролит – раствор, обеспечивающий направленное движение ионов. 2х-электродная ячейка: ЭС и ИЭ 3х-электродная ячейка: ЭС, ИЭ
6. Если через ячейку протекает большой ток и электролит имеет высокое сопротивление Электрохимическая ячейка
7. Инертный электрод – материал электрода не принимает участия в химических и электрохимических реакциях, протекающих на его
8. Электрохимическая ячейка 2Fe3+ + 2I- → 2Fe2+ + I2 2I- - 2ē → I2 2Fe3+ +
9. Механизм проводимости В проводниках - электронный На ГРФ – переход от электронной проводимости к ионной В
10. На катоде – катодный ток (ток восстановления) На аноде – анодный ток (ток окисления) Токи, обусловленные
11. Гальванический элемент – ячейка, в которой ток возникает в результате самопроизвольной реакции
12. Потенциал Количественное описание окислительно- восстановительной реакции – потенциал системы: ΔG0 RT [Ox1][Red2] E = - ——
13. СЭП Если концентрации всех компонентов равны 1 стандартный электродный потенциал Для измерения СЭП – эталон. Требования
14. СВЭ [H+] = 1 M p(H2) = 1 атм EСВЭ = 0 В 2Н+ + 2ē
15. Уравнение Нернста RT [Ox] Eox/red = E0ox/red + — ln——— nF [Red] Равновесный электродный потенциал, где
16. Red1 + Ox2 Ox1 + Red2 υ1 = υ2 , ток во внешней цепи не идет
17. Неравновесные э/х-системы Red1 + Ox2 Ox1 + Red2 υ1 ≠ υ2 , во внешней цепи идет
18. ПОТЕНЦИОМЕТРИЯ Потенциометрический анализ – метод определения концентрации ионов, основанный на измерении равновесного э/х потенциала ИЭ, погруженного
19. ПОТЕНЦИОМЕТРИЯ На ГРФ формируется ДЭС
20. Равновесный потенциал Образуется ДЭС → → устанавливается разность потенциалов между электродом и раствором: Zn – заряжается
21. Равновесный потенциал Если в растворе – ионы одного металла в разных степенях окисления (Fe3+/Fe2+), то –
22. Потенциометрия Прямая потенциометрия Ионометрия: анионометрия катионометрия, в т.ч. рН-метрия Ферментные датчики Потенциометрическое титрование Достоинства: Простота Дешевизна
23. Потенциометрическое титрование Зависимость равновесного потенциала электрода от состава раствора (концентрации ионов) Достоинства по сравнению с обычным
24. Требование к индикаторному электроду: равновесный потенциал должен устанавливаться быстро. Вид Индикаторные титрования: электроды: кислотно-основное – рН-электроды
25. Кривые титрования Интегральные Дифференциальные По 2 производной
26. Электроды сравнения Обладают постоянным потенциалом, не зависящим от состава раствора Требования: - низкое электрическое сопротивление -
27. ЭС Стандартный водородный Каломельный Hg(Pt) | Hg2Cl2(тв) | KCl(нас) Hg2Cl2 + 2ē → 2Hg + 2Cl-
28. Электроды в потенциометрии Основное требование: обратимость, т.е. подчинение уравнению Нернста 0.059 E = E0 + ——
29. Электроды I рода Катионные: - металлические - амальгамные - водородный Анионные 0.059 E = E0 +
30. M | MA | An- M0 → Mn+ + ē, An-(тв) → An-(р-р) E = E0
31. M | MA(нас) | M`A(нас) | M`+(р-р) E = E0 + (0.059/n)lg[M`n+ ] Ртутный Hg |
32. Редокс-электроды Pt, Au, Hg Pt | Ox, Red Ox + nē → Red 0.059 [Ox] E
34. Скачать презентацию

Слайд 2

ЭХМА
Особенность ЭХМА: используются процессы, связанные с переносом электрических зарядов.

Слайд 3

Классификация ЭХМА
По природе измеряемого параметра

Слайд 4

Электрохимическая ячейка
Ячейка = электроды + электролит
Электрод – ГРФ, на которой направленное

движение носителей заряда одного типа меняется на направленное движение носителей заряда другого типа

электрод

электролит

Слайд 5

Электролит – раствор, обеспечивающий направленное движение ионов.
2х-электродная ячейка: ЭС и ИЭ
3х-электродная

ячейка: ЭС, ИЭ и ВЭ
ИЭ – датчик, чувствительный к процессам, протекающим с участием электронов или ионов, т.е. к составу электролита.
ЭС – неполяризуемый электрод, имеет постоянный потенциал, который не зависит от состава электролита.

Электрохимическая ячейка

Слайд 6

Если через ячейку протекает большой ток и электролит имеет высокое сопротивление

Электрохимическая ячейка

Слайд 7

Инертный электрод – материал электрода не принимает участия в химических и

электрохимических реакциях, протекающих на его поверхности.

Электрохимическая ячейка

Слайд 8

Электрохимическая ячейка
2Fe3+ + 2I- → 2Fe2+ + I2
2I- - 2ē →

I2
2Fe3+ + 2ē → 2Fe2+

Окислитель – принимает электроны и восстанавливается
Восстановитель – отдает электроны и окисляется

Катод – процесс восстановления

Анод –
процесс
окисления

Слайд 9

Механизм проводимости
В проводниках - электронный
На ГРФ – переход от
электронной

проводимости
к ионной

В электролите –
ионный

Mn+ Xm-

Слайд 10

На катоде – катодный ток (ток восстановления)
На аноде – анодный ток

(ток окисления)
Токи, обусловленные электрохимическими реакциями, - фарадеевские.
Red1 + Ox2 → Ox1 + Red2

Слайд 11

Гальванический элемент
– ячейка, в которой ток возникает в результате самопроизвольной реакции

Слайд 12

Потенциал
Количественное описание окислительно-
восстановительной реакции – потенциал системы:
ΔG0 RT [Ox1][Red2]
E

= - —— + ——ln——————
nF nF [Red1][Ox2]

R – молярная газовая константа (8.314 Дж/моль·К)
n – число электронов
F – константа Фарадея (96 500 Кл)
E – ЭДС гальванического элемента
ΔG – энергия Гиббса, -ΔG = А (работа по электрохимическому превращению 1 моль вещества)

Слайд 13

СЭП
Если концентрации всех компонентов равны 1
стандартный
электродный
потенциал
Для

измерения СЭП – эталон.
Требования к эталону:
обратимая реакция
простая конструкция электрода
постоянный и воспроизводимый потенциал электрода

ΔG0
E = - ——
nF

Слайд 14

СВЭ
[H+] = 1 M
p(H2) = 1 атм
EСВЭ = 0 В
2Н+ +

2ē Н2↑

Слайд 15

Уравнение Нернста
RT [Ox]
Eox/red = E0ox/red + — ln———
nF [Red]
Равновесный

электродный потенциал,
где Е0 – СЭП полуреакции

0.059 [Ox]
E = E0 + ——— lg———
n [Red]

Слайд 16

Red1 + Ox2 Ox1 + Red2
υ1 = υ2 , ток

во внешней цепи не идет

Равновесные э/х-системы

Подчиняются уравнению
Нернста, n = 1÷2,
структура не меняется
Примеры:
Fe3+ + ē Fe2+
Cd2+ + 2ē Cd0

Не подчиняются уравнению Нернста, n велико, перенос ē → перестройка структуры
Примеры:
Cr2O72- +6ē +14H+ 2Cr3+ +7H2O
MnO4- + 5ē + 8H+ 2Mn2++ 4H2O

Слайд 17

Неравновесные э/х-системы
Red1 + Ox2 Ox1 + Red2
υ1 ≠ υ2 ,

во внешней цепи идет ток;
поляризация электродов;
электролитическая ячейка.

υox ≈ υred << υt

υox ≈ υred >> υt

υox, υred – скорость диффузии,
υt - скорость э/х реакции

Слайд 18

ПОТЕНЦИОМЕТРИЯ
Потенциометрический анализ – метод определения концентрации ионов, основанный на измерении равновесного

э/х потенциала ИЭ, погруженного в анализируемый раствор.
Используется уравнение Нернста, связывающее равновесный потенциал и концентрацию ионов Е = f(C)

Слайд 19

ПОТЕНЦИОМЕТРИЯ
На ГРФ формируется ДЭС

Слайд 20

Равновесный потенциал
Образуется ДЭС → → устанавливается разность потенциалов между электродом и

раствором: Zn – заряжается отрицательно,
Cu – заряжается
положительно
М Mn+ + nē

0.059
E = E0 + —— lg [Mn+]
n

Слайд 21

Равновесный потенциал
Если в растворе – ионы одного металла в разных степенях

окисления (Fe3+/Fe2+), то – инертный ИЭ, на ГРФ – одновременные процессы окисления-восстановления.

0.059 [Ox]
E = E0 + —— lg ——
n [Red]

Слайд 22

Потенциометрия
Прямая потенциометрия
Ионометрия:
анионометрия
катионометрия,
в т.ч. рН-метрия
Ферментные датчики
Потенциометрическое

титрование

Достоинства:
Простота
Дешевизна
Экспрессность
Возможность анализа «на месте»

Слайд 23

Потенциометрическое титрование
Зависимость равновесного потенциала электрода от состава раствора (концентрации ионов)
Достоинства

по сравнению с обычным титрованием:
- исключены субъективные ошибки при определении
конечной точки титрования (ктт)
- бóльшая чувствительность
- можно титровать мутные и окрашенные растворы
- можно титровать смеси веществ
- можно автоматизировать процесс
- высокая точность нахождения ктт

Слайд 24

Требование к индикаторному электроду: равновесный потенциал должен устанавливаться быстро.
Вид Индикаторные
титрования:

электроды:
кислотно-основное – рН-электроды
редокс-титрование - Pt-электрод
осадительное - I или II рода
комплексиметрическое - III рода

Потенциометрическое титрование

Слайд 25

Кривые титрования
Интегральные
Дифференциальные
По 2 производной

Слайд 26

Электроды сравнения
Обладают постоянным потенциалом, не зависящим от состава раствора
Требования:
- низкое

электрическое сопротивление
- отсутствие влияния на состав
раствора
- простота конструкции
- быстрое установление потенциала
- обратимый, воспроизводимый, стабильный

Слайд 27

ЭС
Стандартный водородный
Каломельный
Hg(Pt) | Hg2Cl2(тв) | KCl(нас)
Hg2Cl2 + 2ē → 2Hg +

2Cl-
E = E0 – 0.059lg[Cl-]
Хлоридсеребряный
Ag | AgCl(тв) | KCl(нас)
АgCl + ē → Аg + Cl-
E = E0 – 0.059lg[Cl-]
Ртутносульфатный
Hg(Pt) | Hg2SO4(тв) | H2SO4
Hg2SO4 + 2ē → 2Hg + SO42-
E = E0 – 0.028lg[SO42-]

Слайд 28

Электроды в потенциометрии
Основное требование: обратимость, т.е. подчинение уравнению Нернста
0.059
E =

E0 + —— lgC
n

tgα = 0.059/n

Слайд 29

Электроды I рода
Катионные:
- металлические
- амальгамные
- водородный
Анионные
0.059
E =

E0 + —— lg[Mn+]
n

Mn+ + nē → M0

Mn+ + nē + Hg → M(Hg)

0.059 [Mn+]
E = E0 + —— lg ———
n [M(Hg)]

2H+ + 2ē → H2

E = E0 + 0.059 lg[H+], E0 = 0,
E = -0.059pH

An- - nē → A0

0.059
E = E0 - —— lg[An-]
n

Слайд 30

M | MA | An-
M0 → Mn+ + ē, An-(тв) →

An-(р-р)
E = E0 – (0.059/n)lg[An-]
Хлоридсеребряный,
бромидсеребряный, каломельный
Сурьмяный Sb | Sb2O3 | OH-
Sb2O3 +6H+ + 6ē → 2Sb + 3H2O
E = E0 + 0.059lg[H+]
Ртутнооксидный Hg | HgO | OH-
Hg + 2OH- → HgO + H2O + 2ē, E = E0 - 0.059lg[ОH-]

Электроды II рода

Слайд 31

M | MA(нас) | M`A(нас) | M`+(р-р)
E = E0 + (0.059/n)lg[M`n+

]
Ртутный
Hg | Hg2C2O4 | Ca2C2O4 | Ca2+
Hg2C2O4 + Ca2+ + 2ē → Hg + Ca2C2O4
E = E0 + 0.029lg[Ca2+ ]

Электроды III рода

Слайд 32

Редокс-электроды
Pt, Au, Hg
Pt | Ox, Red
Ox + nē → Red
0.059

[Ox]
E = E0Ox/Red + —— lg ——
n [Red]

Электрохимические методы анализа

Содержание

ЭХМАОсобенность ЭХМА: используются процессы, связанные с переносом электрических зарядов.

Классификация ЭХМАПо природе измеряемого параметра

Электрохимическая ячейкаЯчейка = электроды + электролитЭлектрод – ГРФ, на которой направленное

Электролит – раствор, обеспечивающий направленное движение ионов.2х-электродная ячейка: ЭС и ИЭ3х-электродная

Если через ячейку протекает большой ток и электролит имеет высокое сопротивление

Инертный электрод – материал электрода не принимает участия в химических и

Электрохимическая ячейка2Fe3+ + 2I- → 2Fe2+ + I2 2I- - 2ē →

Механизм проводимостиВ проводниках - электронныйНа ГРФ – переход от электронной

На катоде – катодный ток (ток восстановления)На аноде – анодный ток

Гальванический элемент– ячейка, в которой ток возникает в результате самопроизвольной реакции

ПотенциалКоличественное описание окислительно-восстановительной реакции – потенциал системы: ΔG0 RT [Ox1][Red2] E

СЭПЕсли концентрации всех компонентов равны 1 стандартный электродный потенциалДля

СВЭ[H+] = 1 Mp(H2) = 1 атмEСВЭ = 0 В2Н+ +

Уравнение Нернста RT [Ox] Eox/red = E0ox/red + — ln——— nF [Red]Равновесный

Red1 + Ox2 Ox1 + Red2 υ1 = υ2 , ток

Неравновесные э/х-системы Red1 + Ox2 Ox1 + Red2 υ1 ≠ υ2 ,

ПОТЕНЦИОМЕТРИЯПотенциометрический анализ – метод определения концентрации ионов, основанный на измерении равновесного

ПОТЕНЦИОМЕТРИЯНа ГРФ формируется ДЭС

Равновесный потенциалОбразуется ДЭС → → устанавливается разность потенциалов между электродом и

Равновесный потенциалЕсли в растворе – ионы одного металла в разных степенях

ПотенциометрияПрямая потенциометрияИонометрия: анионометрия катионометрия, в т.ч. рН-метрияФерментные датчикиПотенциометрическое

Потенциометрическое титрованиеЗависимость равновесного потенциала электрода от состава раствора (концентрации ионов) Достоинства

Требование к индикаторному электроду: равновесный потенциал должен устанавливаться быстро.Вид Индикаторные титрования:

Кривые титрованияИнтегральныеДифференциальныеПо 2 производной

Электроды сравненияОбладают постоянным потенциалом, не зависящим от состава раствораТребования: - низкое

ЭССтандартный водородныйКаломельный Hg(Pt) | Hg2Cl2(тв) | KCl(нас) Hg2Cl2 + 2ē → 2Hg +

Электроды в потенциометрииОсновное требование: обратимость, т.е. подчинение уравнению Нернста 0.059 E =

Электроды I родаКатионные: - металлические - амальгамные - водородныйАнионные 0.059 E =

M | MA | An-M0 → Mn+ + ē, An-(тв) →

M | MA(нас) | M`A(нас) | M`+(р-р)E = E0 + (0.059/n)lg[M`n+

Редокс-электродыPt, Au, HgPt | Ox, RedOx + nē → Red 0.059

Похожие презентации

ЭХМА
Особенность ЭХМА: используются процессы, связанные с переносом электрических зарядов.

Классификация ЭХМА
По природе измеряемого параметра

Электрохимическая ячейка
Ячейка = электроды + электролит
Электрод – ГРФ, на которой направленное

Электролит – раствор, обеспечивающий направленное движение ионов.
2х-электродная ячейка: ЭС и ИЭ
3х-электродная

Электрохимическая ячейка
2Fe3+ + 2I- → 2Fe2+ + I2
2I- - 2ē →

Механизм проводимости
В проводниках - электронный
На ГРФ – переход от
электронной

На катоде – катодный ток (ток восстановления)
На аноде – анодный ток

Гальванический элемент
– ячейка, в которой ток возникает в результате самопроизвольной реакции

Потенциал
Количественное описание окислительно-
восстановительной реакции – потенциал системы:
ΔG0 RT [Ox1][Red2]
E

СЭП
Если концентрации всех компонентов равны 1
стандартный
электродный
потенциал
Для

СВЭ
[H+] = 1 M
p(H2) = 1 атм
EСВЭ = 0 В
2Н+ +

Уравнение Нернста
RT [Ox]
Eox/red = E0ox/red + — ln———
nF [Red]
Равновесный

Red1 + Ox2 Ox1 + Red2
υ1 = υ2 , ток

Неравновесные э/х-системы
Red1 + Ox2 Ox1 + Red2
υ1 ≠ υ2 ,

ПОТЕНЦИОМЕТРИЯ
Потенциометрический анализ – метод определения концентрации ионов, основанный на измерении равновесного

ПОТЕНЦИОМЕТРИЯ
На ГРФ формируется ДЭС

Равновесный потенциал
Образуется ДЭС → → устанавливается разность потенциалов между электродом и

Равновесный потенциал
Если в растворе – ионы одного металла в разных степенях

Потенциометрия
Прямая потенциометрия
Ионометрия:
анионометрия
катионометрия,
в т.ч. рН-метрия
Ферментные датчики
Потенциометрическое

Потенциометрическое титрование
Зависимость равновесного потенциала электрода от состава раствора (концентрации ионов)
Достоинства

Требование к индикаторному электроду: равновесный потенциал должен устанавливаться быстро.
Вид Индикаторные
титрования:

Кривые титрования
Интегральные
Дифференциальные
По 2 производной

Электроды сравнения
Обладают постоянным потенциалом, не зависящим от состава раствора
Требования:
- низкое

ЭС
Стандартный водородный
Каломельный
Hg(Pt) | Hg2Cl2(тв) | KCl(нас)
Hg2Cl2 + 2ē → 2Hg +

Электроды в потенциометрии
Основное требование: обратимость, т.е. подчинение уравнению Нернста
0.059
E =

Электроды I рода
Катионные:
- металлические
- амальгамные
- водородный
Анионные
0.059
E =

M | MA | An-
M0 → Mn+ + ē, An-(тв) →

M | MA(нас) | M`A(нас) | M`+(р-р)
E = E0 + (0.059/n)lg[M`n+

Редокс-электроды
Pt, Au, Hg
Pt | Ox, Red
Ox + nē → Red
0.059