Электрохимические процессы

Август 22, 2022

Главная
Химия
Электрохимические процессы

Содержание

2. Электрохимические процессы – это окислительно-восстановительные процессы, протекающие на границе раздела: электрод – раствор. Электрод представляет собой
3. Химическая активность металлов. Все МЕ имеют хорошую тепло- и электропроводность, ковкость, металлический блеск. Все это связано
4. Строение кристаллической решетки металлов кубическая объемно-центрированная кубическая гранецентрированная кубическая (ГЦК) гексагональная плотноупакованная (ГП)
5. МЕ являются хорошими восстановителями, т.е. способны отдавать свои электроны и образовывать +q ионы. Основной характеристикой восстановительной
6. Механизм возникновения электродных потенциалов и определение их величин Если металл опустить в воду, то под действием
7. происходит «вырывание» положительно заряженных ионов металла от пластины в раствор, металлическая связь ослабевает.
8. Пластина при этом заряжается (-), т.к. на ней накапливается избыток электронов, а раствор около пластины (+).
9. При погружении металлов в растворы собственных солей можно выделить два случая: 1. Переход (+q) ионов МЕ
10. 2. Переход (+q) ионов МЕ из раствора соли на металлическую пластину – процесс адсорбции. На границе
11. Стандартный электродный потенциал Е0 – это электродный потенциал, измеренный при стандартных условиях: концентрация ионов металла равна
12. 1. платиновый электрод 2. подводимый газообразный водород 3. раствор кислоты (обычно HCl), в котором концентрация H+
13. Для определения электродного потенциала собирают электрохимическую цепь, состоящую из исследуемого электрода и электрода сравнения, и измеряют
14. Пример 1: испытуемый электрод Zn соединяют с водородным электродом. В данной цепи было обнаружено, что с
15. Измеряют электродвижущую силу (ЭДС) полученной электрохимической цепи ЭДС = Екатода – Еанода, вычисляют потенциал исследуемого электрода
16. Пример 2: составим электрохимическую цепь из водородного (электрода сравнения) и медного (Cu) электродов. В данной цепи
17. Таким образом с помощью представленного метода были получены значения электродных потенциалов для различных металлов в стандартных
18. Стандартные электродные потенциалы всех металлов – это табличные данные.
19. Уравнение Нернста: где R = 8.31 Дж/моль⋅К, T = 298K, F = 96500 Кл, n –
20. Если в формулу подставить значения R, T, F и от ln→lg, то формула примет следующий вид:
21. Пример. Рассчитайте электродный потенциал цинкового электрода, если концентрация ионов цинка равна 0,1 моль/л. РЕШЕНИЕ:
22. Выводы из ряда напряжения: 1. Ме –это элементы, которые за счет отдачи электронов являются восстановителями. Восстановительная
23. НАПРИМЕР: – окис.-восстан. реакция
24. 2. Ме стоящие в ряду активности левее (Н) способны восстановить (Н) из кислот (исключение: азотная и
26. Скачать презентацию

Слайд 2

Электрохимические процессы – это окислительно-восстановительные процессы, протекающие на границе раздела: электрод

– раствор. Электрод представляет собой металл, помещённый в водный раствор собственной соли.

В строительной отрасли значение данных процессов связано, прежде всего, с электрохимической коррозией металлов, которая наносит миллиардные убытки народному хозяйству. Поэтому знание сущности коррозионных процессов и факторов, влияющих на характер и скорость их протекания, имеет большое значение для выбора рациональных методов защиты строительных конструкций от коррозии.

Слайд 3

Химическая активность металлов.
Все МЕ имеют хорошую тепло- и электропроводность, ковкость,

металлический блеск. Все это связано со строением и природой кристаллической решетки металлов, в узлах которой находятся (+q) ионы или атомы металла, а между узлами (-q) электроны. Химическая связь в МЕ – называется металлической.

Слайд 4

Строение кристаллической решетки металлов
кубическая
объемно-центрированная кубическая
гранецентрированная кубическая (ГЦК)
гексагональная плотноупакованная (ГП)

Слайд 5

МЕ являются хорошими восстановителями, т.е. способны отдавать свои электроны и образовывать

+q ионы. Основной характеристикой восстановительной способности металлов является электродный потенциал.

Слайд 6

Механизм возникновения электродных потенциалов и определение их величин
Если металл опустить в

воду, то под действием полярных молекул воды, которые своими отрицательными диполями подходят к пластине

Слайд 7

происходит «вырывание» положительно заряженных ионов металла от пластины в раствор, металлическая

связь ослабевает.

Слайд 8

Пластина при этом заряжается (-), т.к. на ней накапливается избыток электронов,

а раствор около пластины (+). Между пластиной и раствором образуется ДЭС, за счет притяжения разноименных зарядов. В результате пластинку металла называют электродом, а разность потенциалов называют электродным потенциалом.

Слайд 9

При погружении металлов в растворы собственных солей можно выделить два случая:
1.

Переход (+q) ионов МЕ с металлической пластины (под действием полярных молекул воды) в раствор соли;

Слайд 10

2. Переход (+q) ионов МЕ из раствора соли на металлическую пластину

– процесс адсорбции.
На границе металла и воды возникает двойной электрический слой, т.е. скачок потенциала, который называется равновесным электродным потенциалом.

Слайд 11

Стандартный электродный потенциал Е0 – это электродный потенциал, измеренный при стандартных

условиях:
концентрация ионов металла равна 1 моль/л;
температура 25°С (298 К);
для газообразных веществ давление 101325 Па (1 атм.).
Абсолютное значение электродного потенциала измерить не возможно!!!
Поэтому электродные потенциалы измеряют относительно стандартного водородного электрода, выбранного в качестве электрода сравнения, потенциал которого в стандартных условиях принят равным нулю, хлоридсеребряный, каломельный и другие электроды, потенциалы которых измеряют по отношению к водородному электроду.

Слайд 12

1. платиновый электрод
2. подводимый газообразный водород
3. раствор кислоты (обычно

HCl), в котором концентрация H+ = 1моль/л
4. водяной затвор, препятствующий попаданию кислорода воздуха
5. электролитический мостик (состоящий из концентрированного р-ра KCl), позволяющий присоединить вторую половину гальванического элемента.
Его значение потенциала не меняется в ходе измерения.

Водородный электрод представляет собой:

Слайд 13

Для определения электродного потенциала собирают электрохимическую цепь, состоящую из исследуемого электрода

и электрода сравнения, и измеряют электродвижущую силу (ЭДС) цепи.

Слайд 14

Пример 1: испытуемый электрод Zn соединяют с водородным электродом.
В данной цепи

было обнаружено, что с большой скоростью идет первый процесс, т.е. исследуемый электрод оказался активнее электрода сравнения и
его значение получилось отрицательным, т.е. Е0 совпал с зарядом цинковой пластины;

Слайд 15

Измеряют электродвижущую силу (ЭДС) полученной электрохимической цепи
ЭДС = Екатода – Еанода,
вычисляют

потенциал исследуемого электрода по одному из следующих уравнений:
Екатода = ЭДС + Еанода,
Еанода = Екатода – ЭДС.

Слайд 16

Пример 2: составим электрохимическую цепь из водородного (электрода сравнения) и медного

(Cu) электродов.

В данной цепи было обнаружено, что в первоначальный момент времени до установления равновесия с большой скоростью идет второй процесс. Это свидетельствует о том, что исследуемый электрод оказался менее активным, чем электрод сравнения. Е0 возникший на границе раздела двух сред металл – раствор получился при расчете (+), т.е. значение Е0 совпадает с зарядом медной пластины.

Слайд 17

Таким образом с помощью представленного метода были получены значения электродных потенциалов

для различных металлов в стандартных условиях (Е0). Расположив Е0 в порядке возрастания алгебраической величины получили ряд стандартных электродных потенциалов (ряд активности, ряд напряжения). Этот ряд делится водородом (Н) на две части.
Ряд активности:
Na, Ca, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Ni, Sn, Pb H Cu, Hg, Ag, Au

Слайд 18

Стандартные электродные потенциалы всех металлов – это табличные данные.

Слайд 19

Уравнение Нернста:
где R = 8.31 Дж/моль⋅К,
T = 298K,
F =

96500 Кл,
n – число электронов участвующих в электродном процессе.

Слайд 20

Если в формулу подставить значения R, T, F и от ln→lg,

то формула примет следующий вид:

Слайд 21

Пример. Рассчитайте электродный потенциал цинкового электрода, если концентрация ионов цинка равна

0,1 моль/л.
РЕШЕНИЕ:

Слайд 22

Выводы из ряда напряжения:
1. Ме –это элементы, которые за счет отдачи

электронов являются восстановителями. Восстановительная способность Ме зависит от их активности. Чем меньше , тем Ме являются более активными, поэтому все левее стоящие Ме в ряду напряжения способны вытеснять правее стоящие Ме из растворов их солей.

Слайд 23

НАПРИМЕР:
– окис.-восстан. реакция

Слайд 24

2. Ме стоящие в ряду активности левее (Н) способны восстановить (Н)

из кислот (исключение: азотная и азотистая кислоты). Из HNO3 и HNO2 кислот происходит восстановление оксидов азота I или II.
НАПРИМЕР:
Ме (акт.)+ HNO3 (разб.)→
соль + оксид азота (I) + вода;
Ме (акт.)+ HNO3 (конц.)→
соль + оксид азота (II) + вода;