Elektrodeprosesser. Konseptet med potensielle hopp og elektromotorisk kraft (EMF). Elektrokjemiske kretser, galvaniske celler. Standard hydrogenelektrode, standard elektrodepotensial. Klassifisering av elektrokjemiske kretser og elektroder.
FOREDRAG 9
Den gjensidige transformasjonen av elektriske og kjemiske former for energi skjer i elektrokjemiske systemer, inkludert:
ª ledere av den andre typen - stoffer med ionisk ledningsevne (elektrolytter).
ª ledere av den første typen - stoffer med elektronisk ledningsevne.
I grensesnittet mellom to faser overføres en elektrisk ladning, dvs. det er et potensielt hopp ().
Et system som består av kontaktledere av den første og andre typen kalles elektrode.
Prosessene som skjer ved fasegrensen til ledere av I- og II-typen i elektrodene kalleselektrodeprosesser .
Elektroden er et system som består av minst to faser.
La oss vurdere hvordan et potensialhopp oppstår - elektrodepotensialet - ved grensesnittet mellom metallet og saltløsningen til dette metallet. Når en metallplate er nedsenket i en saltløsning, kan noen av metallionene fra overflaten av platen gå inn i løsningen ved siden av platens overflate. Metallet lades negativt, og de resulterende elektrostatiske kreftene forhindrer videre flyt av denne prosessen. Systemet er i likevekt. Den omvendte prosessen med overgang av metallkationer fra løsning til platen er også mulig. Disse prosessene fører til utseendet til et dobbelt elektrisk lag og et potensielt hopp.
Retningen til prosessen med overføring av metallioner bestemmes av forholdet mellom de elektrokjemiske potensialene til ioner () i løsningsfasen og den kondenserte fasen. Prosessen fortsetter til de elektrokjemiske potensialene i de to fasene er utjevnet.
Det elektrokjemiske potensialet består av to ledd
m kjemi. - kjemisk potensial som karakteriserer den kjemiske responsen på en endring i miljøet til en gitt partikkel.
m el - den elektriske komponenten av det elektrokjemiske potensialet eller den potensielle energien til det elektriske feltet, som karakteriserer responsen på det elektriske feltet.
For en viss type ladede partikler (i)
z i er ladningen til ion,
– indre potensial, tilsvarende arbeidet med overføring av en elementær negativ ladning fra uendelig i vakuum dypt inn i fasen.
Likevekt i et elektrokjemisk system preget av likheten mellom elektrokjemiske (snarere enn kjemiske) potensialer for ladede partikler i forskjellige faser.
I likevektssystemløsningen (I) / metall (II) har vi:
I et ikke-likevektssystem er arbeidet med overføring av en mol-ekv. ioner fra fase I til fase II er
Siden da
I likevekt, tatt i betraktning (1), har vi:
hvor er hoppet ved grensesnittet (absolutt elektrodepotensial). Betegn
hvor er potensialhoppet ved fasegrensen kl en i = 1 (standard elektrodepotensial).
Standardpotensialet er en verdikarakteristikk for en gitt elektrodeprosess. Det avhenger av temperaturen og typen av elektroden. Så for en elektrode av typen Me Z+ /Me:
Et potensialhopp oppstår også i grensesnittet mellom to løsninger, dette er diffusjonspotensialet.
Generelt (for alle typer elektroder):
eller for 298K
Det bør huskes at hvis gasser er involvert i elektrodereaksjonen, antas aktiviteten å være lik partialtrykket; for den kondenserte fasen med konstant sammensetning, EN=1.
Ligninger (1), (2) kalles Nernst-ligninger for elektrodepotensialet. Den elektriske potensialforskjellen kan kun måles eksperimentelt mellom to punkter i samme fase hvor μ Jeg = konst. Når en elementær ladning beveger seg mellom to punkter som er i forskjellige faser, må det i tillegg til den elektriske utføres arbeid knyttet til en endring i ladningens kjemiske miljø. Størrelsen på denne kjemiske komponenten i arbeidet kan ikke bestemmes, så den absolutte verdien av elektrodepotensialet kan ikke måles. Empirisk er det mulig å bestemme bare størrelsen på EMF til en galvanisk celle bestående av to elektroder.
Regler for registrering av elektroder og elektrokjemiske kretser.
Systemer som består av to eller flere elektroder, koblet på en spesiell måte og i stand til å produsere elektrisk arbeid, det vil si tjene som en kilde til elektrisk energi, kalles galvaniske celler.
Elektromotorisk kraft til en galvanisk celle(EMF GE) er summen av hopp i elektrodepotensialer ved alle fasegrenser i likevektstilstanden (strømmen i den eksterne kretsen er null).
a) Følgende registreringsregler er akseptert for elektroder: stoffer i løsning er indikert til venstre for den vertikale linjen, stoffer som danner en annen fase (gass eller faststoff) er indikert til høyre.
Hvis en fase inneholder flere stoffer, er tegnene deres atskilt med kommaer.
For eksempel,
Ligningen for elektrodereaksjonen for en separat elektrode er skrevet på en slik måte at stoffer i oksidert form og elektroner er plassert til venstre, og stoffer i redusert form er til høyre:
b) Ved registrering av galvaniske celler er en elektrode med et mer negativt potensial plassert til venstre; løsningene til begge elektrodene er atskilt fra hverandre med en vertikal stiplet linje hvis de er i kontakt med hverandre, og med to heltrukne linjer hvis det er en saltbro mellom løsningene, for eksempel en mettet KCl-løsning, som diffusjonspotensialet er eliminert. Dermed er den positivt ladede elektroden alltid indikert til høyre, og den negativt ladede elektroden er alltid indikert til venstre.
Elektrode , som det renner på oksidasjonsprosess, er kalt anode ().
Elektroden som strømmer på gjenopprettingsprosess, er kalt katode ().
Reaksjonene ved katoden og anoden kalles elektrodereaksjoner.
Den totale kjemiske prosessen som skjer i en galvanisk celle består av elektrodeprosesser og uttrykkes ved ligningen:
Hvis elektrodeprosesser og en kjemisk reaksjon i en galvanisk celle kan utføres i forover (under drift av cellen) og revers (når elektrisk strøm føres gjennom cellen), kalles slike elektroder og en galvanisk celle. reversible.
I det følgende vil kun reversible elektroder og galvaniske celler bli vurdert.
Hvis noe metall kommer i kontakt med en elektrolytt, vises ladninger med motsatt fortegn på metallet og i elektrolytten. I dette tilfellet får metallet et visst elektrisk potensial i forhold til elektrolytten, som kalles det elektrokjemiske potensialet. Fremveksten av elektrokjemiske potensialer ble forklart av Nernst.
Det elektrokjemiske potensialet avhenger av typen metall og konsentrasjonen av elektrolytten. I dette tilfellet er det bare konsentrasjonen av ionene til selve metallet i løsningen som betyr noe, siden bare ioner kan passere mellom metallet og løsningen. Tilstedeværelsen av andre ioner i elektrolytten påvirker ikke det elektrokjemiske potensialet.
Hvis konsentrasjonen av metallioner i løsningen holdes konstant, vil det elektrokjemiske potensialet kun avhenge av typen metall og vil karakterisere dens evne til å mette løsningen med ioner.
Enhver galvanisk celle har to elektroder. EMF til en galvanisk celle (åpen kretsspenning) er lik forskjellen i de elektrokjemiske potensialene til elektrodene (j 1 - j 2).
Når du kjenner de elektrokjemiske potensialene til metallene som utgjør elektrodene, kan du finne EMF til en kjemisk strømkilde.
EMF av en galvanisk celle er det maksimale arbeidet med kjemiske reaksjoner, beregnet per ladningsenhet. For et omtrentlig estimat antas det at det maksimale arbeidet er lik den totale energien som frigjøres under kjemiske reaksjoner. Deretter
hvor p 1 og p 2 er de termiske effektene av reaksjoner på begge elektrodene (beregnet per 1 kg av elektrodestoffet);
k 1 og k 2 - elektrokjemiske ekvivalenter av stoffet til elektrodene.
De termiske effektene av reaksjoner på både elektrodene p 1 og p 2 og de elektrokjemiske ekvivalentene til substansen til elektrodene k 1 og k 2 kan representeres som
; ; ; , (7.50)
hvor Q 1 og Q 2 er de termiske effektene av reaksjoner per 1 kilogram-atom;
A1 og A2 er atomvektene til elektrodematerialene;
Z1 og Z2 - valenser;
F er Faraday-tallet.
Så for EMF av en kjemisk strømkilde, vil vi ha
. (7.51)
Det skal bemerkes at i galvaniske celler blir energien som frigjøres i kjemiske reaksjoner direkte omdannet til elektrisk strømenergi. Denne prosessen har større effektivitet enn den som brukes i konvensjonelle kraftverk. Derfor er galvaniske celler (kjemiske strømkilder) av stor fundamental interesse.
Imidlertid er kostnadene for elektrisitet hentet fra galvaniske celler mye høyere enn kostnadene for energi generert i konvensjonelle kraftverk, siden cellene ikke bruker billig drivstoff (for eksempel kull), men dyre stoffer (for eksempel sink). I denne forbindelse brukes kjemiske strømkilder (galvaniske celler) bare i tilfeller der det kreves lite energi (hvor kostnadene ikke spiller noen rolle), men portabilitet og enkelhet til strømkilden er viktig.
Når en kjemisk strømkilde er lukket til en ekstern krets, er strømmen i kretsen ikke konstant, men avtar over tid.
7.7. Elektrisk strøm gjennom elektrolytter.
Ohms lov for elektrolytter
Løsninger av salter, syrer og alkalier i vann og andre løsemidler leder elektrisitet godt. Dette skyldes at de oppløste molekylene dissosierer, dvs. delt i positive og negative ioner. Hvis dissosiasjon av molekyler ikke oppstår under oppløsning, er ikke løsningen en leder av elektrisk strøm.
La oss bestemme strømtettheten j i væsken, dvs. ladningen overføres på ett sekund gjennom et område med enhetsareal, vinkelrett på bevegelsesretningen til ionene (fig. 7.17). Siden ladningsoverføringen utføres av ioner av begge tegn, da
hvor q + og q - er ladningene til positive og negative ioner;
n + og n - er konsentrasjonene av disse ionene;
v + og v - er gjennomsnittshastighetene for den ordnede bevegelsen til disse ionene.
Gitt at løsningen generelt er nøytral, kan vi skrive
, (7.53)
hvor q er ladningen til et ion av et hvilket som helst tegn;
n er konsentrasjonen av ioner av samme tegn.
Verdien av ioneladningen skyldes tap eller retensjon av valenselektroner under dissosiasjonen av molekylet. Angir valensen til ionet gjennom z, for ladningen til ionet vi vil ha
hvor e er den absolutte verdien av elektronladningen.
Tar vi hensyn til formler (7.53) og (7.54), får vi
. (7.55)
I et elektrisk felt virker to krefter på ioner: kraften som virker fra det elektriske feltet og kraften til indre friksjon.
Kraft fra det elektriske feltet
hvor E er størrelsen på den elektriske feltstyrken.
Kraften til indre friksjon, hvis vi antar at ionet har form av en kule med radius r, så i henhold til Stokes lov
, (7.57)
hvor h er væskens viskositetskoeffisient.
Med jevn bevegelse (som skjer nesten samtidig med utseendet til et elektrisk felt) F E \u003d F tr, derfor har vi
, (7.58)
hvor er ionemobiliteten.
Dermed er ionemobiliteten b lik forholdet mellom ionehastigheten og den elektriske feltstyrken:
Som det fremgår av formel (7.58), øker mobiliteten til ioner med økende temperatur (på grunn av en reduksjon i væskens viskositet). Bevegelseshastigheten til ioner er proporsjonal med styrken til det elektriske feltet.
Tar vi hensyn til relasjon (7.58) for den elektriske strømtettheten, får vi
(7.60)
Hvor 
- spesifikk ledningsevne til elektrolytten.
Uttrykk (7.60) og (7.61) representerer Ohms lov i differensialform for elektrolytter.
Fra formel (7.60) for den spesifikke motstanden til elektrolytten vi har
. 7.62)
Siden mobiliteten og konsentrasjonen av ioner øker med økende temperatur, reduseres motstanden til elektrolytter med økende temperatur i henhold til formel (7.62).
Konsentrasjonen av ioner avhenger av graden av dissosiasjon, karakterisert ved dissosiasjonskoeffisienten en. Dissosiasjonskoeffisienten bestemmes av forholdet mellom konsentrasjonen n av ioner og konsentrasjonen n o av de oppløste molekylene:
Konsentrasjon av udissosierte molekyler
. (7.65)
I en løsning skjer både dissosiasjonen av molekyler og moliseringen av ioner samtidig og kontinuerlig, d.v.s. kombinasjon av ioner til nøytrale molekyler. Under likevektsforhold er intensiteten til prosessene for dissosiasjon av molekyler og molisering av ioner, som endrer sammensetningen av løsningen i motsatte retninger, like. I prosessen med dissosiasjon av molekyler, er endringshastigheten i konsentrasjonen av ioner av hvert tegn proporsjonal med konsentrasjonen n " av udissosierte molekyler:
, (7.66)
hvor b er proporsjonalitetskoeffisienten.
Endringshastigheten i konsentrasjonen av udissosierte molekyler som et resultat av ionisering av ioner er proporsjonal med produktet av konsentrasjonene av positive og negative ioner:
, (7.67)
hvor h er proporsjonalitetskoeffisienten.
Ved likevekt kan vi derfor, under hensyntagen til (7.66) og (7.67), få en formel som relaterer dissosiasjonskoeffisienten til konsentrasjonen av det oppløste stoffet:
. (7.68)
Åpenbart avhenger dissosiasjonskoeffisienten av konsentrasjonen av det oppløste stoffet. Ved svært lav konsentrasjon (n o » 0) gir likhet (7,68).
Hvis en<<1, то из (7.68) получаем
. (7.70)
Dermed synker dissosiasjonskoeffisienten når konsentrasjonen av oppløst stoff øker.
Tatt i betraktning ligningen for strømtettheten i elektrolytter, kan den skrives som følger:
. (7.71)
Mobiliteten til ioner og dissosiasjonskoeffisienten i et bredt spekter av endringer i den elektriske feltstyrken er ikke avhengig av den elektriske feltstyrken E.
Ved lav konsentrasjon av løsningen er dissosiasjonskoeffisienten og summen av ionemobilitetene (b + + b -) tilnærmet konstante. Derfor, ved en lav konsentrasjon av løsningen, er den elektriske ledningsevnen proporsjonal med konsentrasjonen. Når konsentrasjonen øker, blir avhengigheten av den elektriske ledningsevnen av konsentrasjonen mye mer komplisert.
Det skal bemerkes at størrelsen på strømmen gjennom elektrolyttkolonnen i noen av dens seksjoner er den samme, selv om den ved første øyekast bør være annerledes.
Tenk deg at det er tre deler av elektrolyttkolonnen 1, 2, 3 (fig. 7.18).
Bare negative ioner passerer gjennom seksjon 1, bare positive ioner passerer gjennom seksjon 3, og begge passerer gjennom seksjon 2. Derfor ser det ut til at strømmen gjennom seksjon 2 er større enn gjennom seksjon 1 og 3. Dette er ikke sant, strømmen gjennom enhver seksjon må være den samme, ellers vil det samle seg en ladning mellom seksjonene. Oppfyllelsen av loven om bevaring av ladning i elektrolytter skyldes det faktum at hastigheten på ordnet bevegelse og konsentrasjonen av ioner av forskjellige tegn ikke er konstant langs den valgte aksen ОХ.
I det sentrale området av elektrolyttkolonnen er konsentrasjonene av positive og negative ioner omtrent like; derfor er volumladningstettheten nær null. Negative ioner samler seg ved den positive elektroden (anode). Volumladningstettheten er negativ. Den negative elektroden (katoden) har en positiv romladning.
På fig. 7.19 viser endringen i potensialet mellom elektrodene (for en gitt potensialforskjell mellom dem), forårsaket av romladninger. Den heltrukne linjen tilsvarer den potensielle endringen i vakuum, den stiplede linjen tilsvarer endringen i det samme rommet fylt med elektrolytt. På fig. 7.20 for sammenligning viser endringen i potensialet i interelektrodegapet, der to rutenett er introdusert. Det venstre gitteret er negativt ladet i forhold til anoden og simulerer en negativ romladning. Det høyre gitteret er positivt ladet i forhold til katoden og simulerer en positiv romladning. Sammenligning av potensialendringskurvene i interelektroderommet viser at potensialendringen i det første og andre tilfellet er nesten det samme.
Konstansen av størrelsen på den elektriske strømmen i elektrolytter skyldes det faktum at intensiteten til den elektriske strømmen, og følgelig hastigheten på den ordnede bevegelsen av ioner på forskjellige punkter i volumet til dielektrikumet er forskjellig. I den sentrale regionen er de mindre enn i andre regioner.
Levende systemer på alle organisasjonsnivåer er åpne systemer. Derfor er transport av stoffer gjennom biologiske membraner en nødvendig betingelse for liv. Overføring av stoffer gjennom membraner er assosiert med prosessene for cellemetabolisme, bioenergetiske prosesser, dannelse av biopotensialer, generering av en nerveimpuls, etc. Brudd på transport av stoffer gjennom biomembraner fører til ulike patologier. Behandling er ofte forbundet med penetrasjon av legemidler gjennom cellemembraner. Effektiviteten til stoffet avhenger i stor grad av permeabiliteten til membranen for det. Begrepet elektrokjemisk potensial er av stor betydning for å beskrive transport av stoffer.
kjemisk potensial gitt stoff m til er verdien numerisk lik Gibbs-energien per mol av dette stoffet. Matematisk er det kjemiske potensialet definert som den partielle deriverte av Gibbs-energien, G, med hensyn til mengden av det k-te stoffet, ved en konstant temperatur T, trykk P og mengdene av alle andre stoffer m l (l¹k).
m k = (¶G/¶m k) P , T , m
For en fortynnet løsning av konsentrasjonen av stoff C:
m = m0 + RTlnC
hvor m 0 er standard kjemisk potensial, numerisk lik det kjemiske potensialet til et gitt stoff ved dets konsentrasjon på 1 mol/l i løsning.
Elektrokjemisk potensial m- en mengde numerisk lik Gibbs-energien G per mol av et gitt stoff plassert i et elektrisk felt.
For fortynnede løsninger
m = mo + RTlnC + ZFj (1)
hvor F = 96500 C/mol er Faraday-tallet, Z er ladningen til elektrolyttionet (i elementære ladningsenheter), j er potensialet til det elektriske feltet, T [K] er temperaturen.
Transport av stoffer over biologiske membraner kan deles inn i to hovedtyper: passiv og aktiv.
Hva skal vi gjøre med det mottatte materialet:
Hvis dette materialet viste seg å være nyttig for deg, kan du lagre det på siden din på sosiale nettverk:
| kvitring |
Alle emner i denne delen:
Vitebsk
EE "VSU dem. P. M. Masherova UDC 577 (075) BBC 28.071-73 B 63 Publisert ved avgjørelse fra Det vitenskapelige og metodologiske rådet
Biofysikk som vitenskap. Fag for biofysikk
Teoretiske spørsmål: 1. Biofysikkfag og oppgaver. Nivåer av biofysisk forskning; forskningsmetoder og krav til dem. 2. Historie
Emner av problemet med biofysikk. Historie om utviklingen av biofysikk
Biofysikk er en vitenskap som studerer de fysiske og fysisk-kjemiske prosessene som forekommer i biosystemer på ulike organisasjonsnivåer og er grunnlaget for fysiologiske handlinger. Dens forekomst var
Metodikk for biofysikk
La oss introdusere definisjonen av følgende begreper: objekt for biofysisk forskning, biologisk system, teknikk, metode, metodikk. Biologisk system - et sett med sammenkoblede visse arr
Termodynamikk av biologiske prosesser
Teoretiske spørsmål: 1. Emne og metoder for termodynamikk. Grunnleggende begreper om termodynamikk. 2. Angi parametere (intensiv og omfattende) Funksjon med
I. Prigogines teorem. Onsager-ligninger
I. Prigogines postulat er at den totale endringen i entropien dS til et åpent system kan skje uavhengig eller på grunn av utvekslingsprosesser med omgivelsene (deS
Forholdet mellom entropi og informasjon. Mengden biologisk informasjon, dens verdi
I følge Boltzmann-formelen er entropi definert som logaritmen av antall mulige mikrotilstander i et gitt makroskopisk system: S = kB ln W
Biomembranologi. Struktur og egenskaper til biologiske membraner
Teoretiske spørsmål: 1. Strukturen til cellemembraner. 2. Typer biologiske membraner. 3. Proteiner i strukturen til cellemembraner, deres struktur
Hovedfunksjoner til biologiske membraner
Et elementært levende system som er i stand til uavhengig eksistens, utvikling og reproduksjon er en levende celle - grunnlaget for strukturen til alle dyr og planter. De viktigste betingelsene for eksistens
Struktur av biologiske membraner
Den første modellen av strukturen til biologiske membraner ble foreslått i 1902. Det ble lagt merke til at stoffer som er svært løselige i lipider penetrerer membranene best, og på bakgrunn av dette ble den laget
Faseoverganger av lipider i membraner
Et stoff ved forskjellige temperaturer, trykk, konsentrasjoner av kjemiske komponenter kan være i forskjellige fysiske tilstander, for eksempel gassformig, flytende, fast stoff, plasma. Krystallinsk
Fysikken til prosessene for transport av stoffer gjennom biologiske membraner
Teoretiske spørsmål: 1. Måter for penetrering av stoffer gjennom cellemembraner. 2. Drivkrefter for membrantransport. 3. Transporttyper
Passiv transport av stoffer over membranen
Passiv transport er overføring av et stoff fra steder med stor verdi av det elektrokjemiske potensialet til steder med lavere verdi.
Aktiv transport av stoffer. Bruker erfaring
Aktiv transport er overføring av et stoff fra steder med lavere elektrokjemisk potensial til steder med høyere verdi. aktiv transport i membranen
Elektrogene ionepumper
I følge moderne konsepter er det ionepumper i biologiske membraner som fungerer på grunn av den frie energien til ATP-hydrolyse - spesielle systemer av integrerte proteiner (
Membranpotensial
En av de viktigste funksjonene til en biologisk membran er generering og overføring av biopotensialer. Dette fenomenet ligger til grunn for eksitabiliteten til celler, reguleringen av intracellulære prosesser, funksjonen til nervesystemet,
Forplantning av en nerveimpuls langs en eksiterbar fiber
Hvis det dannes et aksjonspotensial i noen del av den eksiterbare membranen, depolariseres membranen, eksitasjonen sprer seg til andre deler av membranen. Vurder forplantningen av eksitasjoner
Egenskaper til ionekanaler i cellemembraner
Den eksiterbare membranmodellen i henhold til Hodgkin-Huxley-teorien forutsetter en regulert transport av ioner over membranen. Imidlertid er den direkte overgangen av ionet gjennom lipid-dobbeltlaget svært vanskelig. Derfor ledet
Typer kontrollerte kanaler og pumper
1) Kanalens "porter" er forbundet med et system med "spaker" til en dipol, som kan dreie
Deltakelse av membraner i overføring av intercellulær informasjon
En viktig egenskap for alle levende vesener er evnen til å oppfatte, behandle og overføre informasjon ved hjelp av biologiske membraner. Til tross for det store utvalget av forskjellige systemer for å skaffe
G-proteiner og andre budbringere
Fra det første leddet – reseptoren (R), går signalet til de såkalte N- eller G-proteinene – membranproteiner som aktiveres når guanosintrifosfat (GTP) bindes. G-proteiner er i stand til å overføre informasjon
Molekylær basis for nerveimpulsledning i nervefibre og synapser
Naturen har skapt to fundamentalt forskjellige måter for intercellulær signalering. En av dem er at meldinger overføres ved hjelp av elektrisk strøm; den andre bruker molekyler, s
Spesielle mekanismer for transport av stoffer gjennom biomembranen (endo- og eksocytose)
Transportproteiner tillater penetrering av mange små polare molekyler gjennom cellemembraner, men de er ikke i stand til å transportere makromolekyler, for eksempel proteiner, polynukleo
Biofysikk som vitenskap
1. Remizov A.N. Medisinsk og biologisk fysikk: lærebok. for universiteter / A.N. Remizov, A.G. Maksina, A.Ya. Potapenko. - M., 2003. - S. 14-17. 2. Biofysikk: lærebok. for universiteter / V. F. Antonov [og
Biofysikk av membraner. Struktur og funksjoner til biologiske membraner. Dynamikk av biomembraner. Modell lipidmembraner
1. Remizov A.N. Medisinsk og biologisk fysikk: lærebok. for universiteter / A.N. Remizov, A.G. Maksina, A.Ya. Potapenko. - M., 2003. - S. 184-190. 2. Rubin A.B. Biofysikk av cellulære prosesser. M.
Transport av stoffer over biologiske membraner. Bioelektriske potensialer
1. Remizov A.N. Medisinsk og biologisk fysikk: lærebok. for universiteter / A.N. Remizov, A.G. Maksina, A.Ya. Potapenko. - M., 2003. - S. 191-213. 2. Biofysikk: lærebok. for universiteter / V.F. Antonov [
Generelle bestemmelser for elektrokjemi.
elektrolyttløsninger.
Elektrolytisk dissosiasjon av vann.
Galvanisk celle. Daniel-Jacobi-elementet.
Fremveksten av elektrodepotensialer.
Hydrogenelektrode. Måling av elektrodepotensialer. Standard elektrodepotensialer.
Nernst-ligningen.
Elektrodepotensialet til hydrogenelektroden.
Klassifisering av elektrokjemiske systemer.
Kjemiske kjeder.
Redoksreaksjoner.
Elektrolyse.
GENERELLE BESTEMMELSER FOR ELEKTROKJEMI.
Elektrokjemi- dette er en vitenskap som studerer prosessene som skjer på grunn av elektrisitet, eller i prosessen som elektrisitet genereres, dvs. gjensidige overganger av kjemisk og elektrisk energi.
Følgende reaksjon kan utføres kjemisk og elektrokjemisk.
Fe 3+ + Cu + = Fe 2+ + Cu 2+
Kjemisk reaksjon.
1. Den direkte kollisjonen av deltakerne fører til at elektronets vei er veldig kort.
2. Kollisjon skjer i alle deler av reaksjonssystemet. Av dette følger retningsvirkningen til interaksjonen.
3. Energieffekter uttrykkes som varme.
elektrokjemisk reaksjon.
1. Elektronets bane må være stor i forhold til størrelsen på elektronet. Det følger at reaksjonsdeltakerne må være romlig adskilt.
2. Direkte kontakt mellom deltakerne i reaksjonen erstattes av kontakt med metallelektroder.
3. Krever reaksjonsplass.
4. Elektroden er en katalysator - dette fører til en reduksjon i aktiveringsenergien til prosessen.
Komponenter i et elektrokjemisk system:
1. elektrolytter- stoffer hvis smelter eller løsninger leder elektrisitet,
2. elektroder- elektroniske ledere av elektrisk strøm,
3. ekstern krets- metallledere som forbinder elektrodene.
elektrolyttløsninger.
Teori om elektrolytisk dissosiasjon.
Teorien ble foreslått av Arrhenius i 1883-1887 og videreutviklet i verkene til Mendeleev og Kablukov.
I følge denne teorien, når en elektrolytt er oppløst i vann, brytes den ned til motsatt ladede ioner. Positivt ladede ioner kalles kationer; disse inkluderer for eksempel metallioner og hydrogen (H+). Negativt ladede ioner kalles anioner Disse inkluderer ioner av syrerester og hydroksidioner.
Prosessen med desintegrering av molekyler av stoffer til ioner kalles under påvirkning av polare molekyler av løsningsmidlet, og også når de smeltes kalles elektrolytisk dissosiasjon. Bare de molekylene kan desintegreres til ioner, den kjemiske bindingen der har en tilstrekkelig høy grad av ionisitet.
Fraksjonen av molekyler som har brutt ned til ioner kalles grad av dissosiasjon og er vanligvis betegnet .
Hvor n- antall ødelagte molekyler, N- totalt antall molekyler
- kvantitativ karakteristikk av elektrolytter:
>30% - sterke elektrolytter;
3%< >30 % - middels styrke elektrolytter:
<3% - слабые электролиты.
Sterke elektrolytter inkluderer syrer: HClO 4, HCl, HNO 3, HBr, H 2 SO 4; hydroksider av alkali- og jordalkalimetaller, mange salter med et ionisk krystallgitter, svært løselig i vann.
For elektrolytter med middels styrke - syrer: HF, H 3 PO 4, H 2 SO 3; metallhydroksider, tungt løselig i vann, ulike salter.
Svake elektrolytter er syrer: H 2 CO 3 , H 2 S, HCN; de fleste organiske syrer, hydroksider av d-elementer, salter som er tungt løselige i vann.
Gradene av dissosiasjon av forskjellige elektrolytter er gitt i de tilsvarende tabellene.
Den andre kvantitative egenskapen til elektrolytter er dissosiasjonskonstant. Forbindelse TIL d Og kan betraktes på eksemplet med en binær elektrolytt. binær elektrolytt er en elektrolytt som består av et enkeltladet anion og et kation.
MED- total konsentrasjon av løsningen;
MED EN- konsentrasjon av udissosierte molekyler;
MED+ - konsentrasjon av kationer;
MED– er konsentrasjonen av anioner.
, Hvor MED +
=C-=
MED
; C EN =
(1-
)MED
- Ostwalds utvanningslov.
Grad av dissosiasjon avhenger av elektrolyttkonsentrasjon, temperatur og trykk.
Dissosiasjonskonstant K d avhenger av temperatur og trykk.
I henhold til evnen til å dissosiere, skilles 4 klasser av elektrolytter:
1. Fundamenter dissosiere med dannelsen av OH - og hovedresten. Dissosiasjonen foregår trinnvis og reversibelt.
Dissosiasjon på første trinn.
På det andre trinnet
2. Syrer dissosiere trinnvis og reversibelt med dannelse av H + og en syrerest.
1 trinn;
- 2 trinn.
3. Dissosiasjon amfolytter fortsetter i henhold til den basiske eller sure mekanismen, avhengig av forholdene.
4. Salter er sterke elektrolytter. Dissosiasjonen deres er irreversibel; bindingstype - ionisk.
Evnen til elektrolytisk dissosiasjon avhenger ikke bare av selve elektrolytten, men også av løsningsmidlet.
I følge Coulombs lov, elektrostatisk tiltrekning ( F) to motsatte ladninger (q 1 og q 2), avstanden mellom disse er r:
er den dielektriske konstanten til mediet, det vil si at jo større dielektrisitetskonstanten til mediet, jo svakere partiklene samhandler med hverandre, desto mer sannsynlig vil ionisering av molekyler skje. Derfor har løsemidler med høy dielektrisk konstant en sterk ioniserende evne. Den høye dielektriske konstanten til vann er ikke den eneste grunnen til dens høye ioniserende effekt. Dipol-naturen til vannmolekyler med udelte elektronpar bestemmer deres betydelige evne til å danne hydratiserte ioner på grunn av donor-akseptor-interaksjon, og energien til ionehydratisering som frigjøres i dette tilfellet kompenserer for energien som er nødvendig for å overvinne kreftene til elektrostatisk tiltrekning av ioner i stoffets krystallgitter. I løsemidler med lav dielektrisk konstant, fortsetter ionene å bli sterkt tiltrukket av hverandre, og forblir i form av ionepar.
Den kvantitative egenskapen til et elektrokjemisk system er spenning - potensialforskjellen til en korrekt åpen krets, som er den totale effekten av forekomsten av potensielle hopp ved hvert av de heterogene grensesnittene.
La oss vurdere hva som forårsaker utseendet til et potensielt hopp ved fasegrensen.
I elektrostatikk er potensialet ved et gitt punkt i det elektriske feltet arbeidet som må gjøres for å overføre en enkelt "imaginær" ladning fra uendelig i vakuum til et gitt punkt i fasen.
Begrepet "imaginær" innebærer at den overførte ladningen ikke kjemisk interagerer med fasen og at overføringsarbeidet kun er forbundet med elektrostatisk interaksjon. Verdien av dette arbeidet bestemmer det interne potensialet - F.
Åpenbart, når du overfører en ladning ikke fra et vakuum til en fase, men fra en fase til en annen, er det også nødvendig å påvirke arbeidet - overføringen, og det kan defineres som forskjellen mellom de tilsvarende interne potensialene til fasene i forhold til vakuum.
På grunn av det faktum at arbeidet med ladningsoverføring i et elektrisk felt ikke er avhengig av overføringsveien, følger det:
φ 1,2 = Ф - Ф (4.4.1)
Forskjellen mellom indre potensialer kalles galvani - potensial og er betegnet med φ (phi).
Virkelige prosesser involverer ikke imaginære ladninger, men reelle (elektroner, ioner). Ved overføring av slike partikler fra vakuum til denne fasen må det også brukes arbeid. Imidlertid oppstår i dette tilfellet elektrostatiske interaksjonskrefter og kjemiske interaksjonskrefter til en reell partikkel med en fase, som i prinsippet er elektrostatiske, men ikke bare begrenset til Coulomb-interaksjonen. Dermed er overføringen fra vakuum til fasen av en ekte partikkel forbundet med kostnadene for både elektrisk og kjemisk overføringsarbeid.
Dette arbeidet tilskrives vanligvis overføringen av ikke én reell partikkel, men én mol partikler og kalles det elektriske potensialet til fasen
I denne ligningen er kjemisk arbeid relatert til kjemisk potensial, og elektrisk arbeid til indre Ф. Det elektrokjemiske potensialet måles i joule og karakteriserer energitilstanden til ladede partikler i fasen.
Når ett mol reelle partikler overføres fra fase til fase, kan overføringsarbeidet karakteriseres av forskjellen i elektrokjemiske potensialer:
= = 
Partikkeloverføringsprosessen fortsetter til elektrokjemisk likevekt er nådd i systemet, hvor , og deres forskjell er lik null = 0
Da kan man skrive
Fra det resulterende uttrykket