Содержание
- 2. Zn, внесённый в раствор HCl, вступает в спонтанную реакцию Zn(тв) + 2H+(aq) → Zn2+(aq) + H2(г).
- 3. Закон сохранения массы: количество любого элемента, вступившего в реакцию, должно сохраниться до её окончания. Сохранение заряда:
- 4. Полуреакции Полуреакциями в реакции окисления ионов олова (II) ионами железа (III) Sn2+(aq) + 2Fe3+(aq) → Sn4+(aq)
- 5. Уравнивание ОВ – реакций Методом полуреакций Рассмотрим титрование кислого раствора Na2C2O4 (оксалата натрия, бесцветного ) раствором
- 6. Уравнивание ОВ-реакций Методом полуреакций Рис. 1
- 7. Уравнивание ОВ – реакций Методом полуреакций Напишите предполагаемое уравнение реакции и выделите элементы, которые поменяли свои
- 8. Уравнивание ОВ – реакций Методом полуреакций 4. Уравняйте заряды левой и правой частей обеих полуреакций, добавляя
- 9. Для реакции KMnO4 + Na2C2O4 в кислой среде имеем: (Мы видим, что раствор перманганата полностью обесцвечивается
- 10. 2. Две незавершённые полуреакции: (1) MnO4– → Mn2+ (2) C2O42– → 2CO2 3. Уравниваем числа атомов
- 11. 4. Уравниваем заряды левой и правой частей в каждой полуреакции с помощью электронов: В полуреакции (1)
- 12. 6. Складываем левые и правые части этих полуреакций и получаем уравнение реакции в ионно-молекулярном виде: 7.
- 13. Энергия, высвобождаемая в спонтанной редокс реакции, используется для выполнения электрической работы. Гальванические элементы (ячейки) являются устройствами
- 14. Рис. 2
- 15. Окисление и восстановление Рис. 3
- 16. Измерение электродвижущей силы электрохимического элемента. Рис. 4
- 17. В аппаратуре, показанной слева, если кран открыт, жидкость из сосуда А будет свободно перетекать в сосуд
- 18. Большее число сосудов с водой Если мы откроем А и В одновременно, жидкость будет перетекать из
- 19. Вместо вычерчивания подобной диаграммы и выяснения точных значений высот сосудов всё, что нам необходимо для предсказания
- 20. Потенциал в электрохимии Разность потенциалов задаётся в единицах вольт (В). 1 Вольт = 1 Джоуль /
- 21. ΔEoэлем = Eo восстан.(катод. реак.) – Eo восстан. (анод. реак.) Если ΔEoэлем > 0, то мы
- 22. Схема стандартного водородного электрода платинированный платиновый электрод поток водорода от баллона раствор кислоты с активностью H+
- 23. Рис. 6
- 24. Ячейка, потенциал которой предстоит измерить, включается против стандартного полуэлемента. Вольтметр показывает 0.76 В. Однако, очевидно, что
- 26. Рис. 7
- 27. СТАНДАРТНЫЙ ВОДОРОДНЫЙ ЭЛЕКТРОД (СВЭ). Рис. 8
- 28. Рис. 9
- 30. При написании электродных потенциалов отдельных электродов принято их записывать в сторону реакции восстановления. Например: Например, Очевидно,
- 31. И если составить гальванические элементы из водородного электрода, расположенного всегда, например, слева, и поочерёдно любого другого
- 32. Рассмотрим например гальванические элементы, которые можно образовать из приведённых ниже электродов. Мы видим, что все потенциалы
- 33. Но если построить гальванический элемент из того же Ni – электрода и Zn – электрода, погружённого
- 34. 1
- 35. Рис. 10
- 36. Рис. 11
- 37. Рис. 12
- 38. Майкл Фарадей (1791–1867) Рис. 13
- 39. Рис. 14
- 40. ВЛИЯНИЕ КОНЦЕНТРАЦИИ НА ЭЛЕКТРОДНЫЕ ПОТЕНЦИАЛЫ. Электродный потенциал зависит от концентрации, поскольку он является мерой движущей силы
- 41. Теоретически можно показать, что потенциал Е для этого процесса определяется соотношением (1) где Е0 – константа,
- 42. После подстановки численных значений констант и перехода к десятичным логарифмам уравнение (1) принимает вид: (2) Здесь
- 43. Применение уравнения Нернста иллюстрируется следующими примерами: Zn2+ + 2e ⇄ Zn(тв), Активность элементного (металлического) цинка по
- 44. 2) Fe3+ + e ⇄ Fe2+ , Этот электродный потенциал можно измерить, погрузив инертный металлический электрод
- 45. 4) Cr2O72– + 14 H+ + 6e ⇄ 2 Cr3+ + 7H2O, В данном случае потенциал
- 46. Рис. 15
- 47. AgCl (тв.) + e ⇄ Ag (тв.) + Cl–, Эта полуреакция, описывающая поведение серебряного электрода, погруженного
- 48. Каломельный электрод — это электрод, используемый в качестве электрода сравнения в гальванических элементах. Каломельный электрод состоит
- 49. Уравнение Нернста для него может быть записано следующим образом: Здесь - стандартный электродный потенциал процесса восстановления
- 50. С учётом этого уравнение Нернста может быть записано следующим образом: Потенциал каломельного электрода зависит, таким образом,
- 51. Поскольку очень часто при использовании электрохимических методов исследования используются электрохимические элементы, работающие как электролитические ячейки, рассмотрим
- 52. 2 режима работы электрохимических элементов Электрохимический элемент работает как ГАЛЬВАНИЧЕСКИЙ элемент, в нём протекают самопроизвольные химические
- 53. ЭЛЕКТРОЛИЗ ВОДНЫХ РАСТВОРОВ Несамопроизвольные реакции требуют внешнего тока для того, чтобы заставить реакцию протекать. Реакции электролиза
- 54. Рис. 16
- 55. Электролиз расплавов Пример, разложение расплавленного NaCl. Катод: 2Na+(ж) + 2e– → 2Na(ж) Анод: 2Cl–(ж) → Cl2(г)
- 56. Рис. 17
- 57. Электролиз с активными электродами Рассмотрим активный Ni электрод и другой металлический электрод, помещённый в водный раствор
- 58. Количественные аспекты электролиза Мы хотим знать сколько материала мы получим при электролизе. Рассмотрим восстановление Cu2+ до
- 59. Электрическая Работа Свободная энергия – есть мера максимального количества полезной работы, которое можно получить в системе.
- 60. Электрическая Работа В электролитической ячейке требуется внешний источник энергии , чтобы вынудить реакцию протечь. Для того
- 61. Рис. 18
- 62. ЭЛЕКТРОЛИЗ И ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ЯЧЕЙКА Рис. 19
- 63. Электролиз воды Катод: Анод: Рис. 20
- 64. Эта полуреакция, описывающая поведение серебряного электрода, погруженного в раствор хлорид – ионов, насыщенный хлоридом серебра, является
- 65. Суммирование важных соотношений из термодинамики, теории равновесий и электрохимии Рис. 21
- 66. Рис. 22
- 67. Walther Nernst (1864 _1941) Рис. 23
- 68. Электрохимический элемент с нестандартными условиями Рис. 24
- 69. Концентрационный элемент Рис. 25
- 71. Скачать презентацию