Теоретическая электрохимия, часть 1

Июль 31, 2022

Главная
Химия
Теоретическая электрохимия, часть 1

Содержание

2. Рекомендуемая литература Ротинян А.Л. Теоретическая электрохимия: Учебник / А.Л. Ротинян, К.И.Тихонов, И.А.Шошина - Л.: Химия, 1981.-
3. ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКАЯ СИСТЕМА, ЕЕ СОСТАВНЫЕ ЧАСТИ «Электрохимия – это часть химии, изучающая превращения веществ на границе проводник
4. Fe2+ Fe2+ Sn4+ Fe3+ Fe3+ Sn2+ Sn2+ Fe3+ e e Fe2+ Fe2+ Sn4+ Fe3+ Fe3+ Sn2+
5. Sn4+ Sn2+ Sn2+ Fe2+ Fe3+ Fe2+ e e Fe3+ Fe3+ Sn2+ e e Электрохимическая реакция Слева:
6. Раздельное протекание реакций окисления и восстановления есть основной признак электрохимической реакции. Электрохимическая система – замкнутая часть
7. Электрохимические системы (ячейки), в которых электрохимическая реакция протекает самопроизвольно, т.е. с выделением энергии, могут быть использованы
8. Электрохимические системы (ячейки), в которых электрохимические реакции идут с поглощением энергии, называются электролизерами, а процесс, идущий
9. Поскольку прохождение электрического тока через электрохимические системы связано с химическим превращением, то должна существовать определенная зависимость
10. Первый закон Фарадея устанавливает прямую пропорциональность между количеством прошедшего через систему электричества и количеством прореагировавшего вещества.
11. Физический смысл электрохимического эквивалента Kэ– электрохимический эквивалент – количество вещества, вступившего в электрохимическую реакцию при прохождении
12. Второй закон Фарадея выражает связь между количеством прореагировавшего вещества при пропускании данного количества электричества и природой
13. Например, в свинцовом аккумуляторе происходит реакция: Pb + PbO2 + 2H2SO4 = 2PbSO4 + 2H2O. При
14. Другими словами, для выделения одного эквивалента вещества, независимо от его природы, необходимо одно и то же
15. Если Δm = А, то первый закон Фарадея можно записать: A = Кэ·F, (3) откуда выразим
16. Случаи отклонения от законов Фарадея : При переходе электрона из металла в электролит не меняется природа
17. Выход по току Универсальность законов Фарадея состоит в том, что если на электроде одновременно протекает несколько
18. При этом распределение количества электричества между реакциями зависит от условий электролиза (состава электролита, плотности тока, температуры).
19. Поскольку прохождение количества электричества вызывает превращение эквивалентного количества вещества, то выход по току можно определить как
21. Скачать презентацию

Слайд 2

Рекомендуемая литература
Ротинян А.Л. Теоретическая электрохимия: Учебник / А.Л. Ротинян, К.И.Тихонов, И.А.Шошина

- Л.: Химия, 1981.- 424с.
Антропов Л.И. Теоретическая электрохимия: Учебник / Л.И.Антропов - М.: Высшая школа, 1984.- 519 с.
Дамаскин Б.Б. Электрохимия: Учебник для вузов / Б.Б.Дамаскин, О.А.Петрий, Г.А.Цирлина – М.: Химия, 2001. – 624 с.
Шишкина С.В., Ковязина Л.И. Лабораторный практикум по теоретической электрохимии – Киров, изд-во ВятГУ, 2008, 246 с.
Шишкина С.В., Ковязина Л.И. Сборник задач по теоретической электрохимии - Киров, изд-во ВятГУ, 2007.

Слайд 3

ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКАЯ СИСТЕМА,
ЕЕ СОСТАВНЫЕ ЧАСТИ
«Электрохимия – это часть химии, изучающая превращения

веществ на границе проводник электричества первого рода – проводник электричества второго рода, происходящие с участием свободных электронов».
А.Н.Фрумкин

Теоретическая электрохимия изучает общие закономерности электрохимических реакций в их статике и динамике.
2Fe3+ + Sn2+ = 2Fe2+ + Sn4+
Какая это реакция – электрохимическая или химическая? Из уравнения решить этого нельзя – это зависит от условий проведения реакции. Рассмотрим отличия химической и электрохимической реакции.

Слайд 4

Fe2+
Fe2+
Sn4+
Fe3+
Fe3+
Sn2+
Sn2+
Fe3+
e
e
Fe2+
Fe2+
Sn4+
Fe3+
Fe3+
Sn2+
e
e
Химическая реакция
Fe3+
2Fe3+ + Sn2+ = 2Fe2+ + Sn4+

Слайд 5

Sn4+
Sn2+
Sn2+
Fe2+
Fe3+
Fe2+
e
e
Fe3+
Fe3+
Sn2+
e
e
Электрохимическая реакция
Слева: Sn2+ - 2e → Sn4+ окислительный процесс
Справа: 2Fe3+ +

2e → 2Fe2+ восстановительный процесс
В сумме: 2Fe3+ + Sn2+ = 2Fe2+ + Sn4+

Слайд 6

Раздельное протекание реакций окисления и восстановления есть основной признак электрохимической реакции.
Электрохимическая

система – замкнутая часть пространства, в которой может протекать по меньшей мере одна электрохимическая окислительная и одна электрохимическая восстановительная реакция.
Электрохимическая система состоит из проводников первого рода (металлов или полупроводников с электронной проводимостью) и, находящихся с ними в соприкосновении, проводников второго рода (электролитов).

Слайд 7

Электрохимические системы (ячейки), в которых электрохимическая реакция протекает самопроизвольно, т.е. с

выделением энергии, могут быть использованы в качестве источников тока и называются гальваническими элементами или химическими источниками тока.
В ХИТах электрод, на котором идет реакция окисления, называется анодом (минус-электродом), а на котором идет реакция восстановления – катодом (плюс-электродом).

Слайд 8

Электрохимические системы (ячейки), в которых электрохимические реакции идут с поглощением энергии,

называются электролизерами, а процесс, идущий в них – электролизом.
Электрод, на котором идет реакция восстановления называется катодом, он присоединяется к отрицательному полюсу внешнего источника тока, электрод, на котором идет реакция окисления называется анодом, он присоединяется к положительному полюсу внешнего источника тока.

Слайд 9

Поскольку прохождение электрического тока через электрохимические системы связано с химическим превращением,

то должна существовать определенная зависимость между количеством пропущенного электричества и количеством прореагировавшего вещества.
Эта зависимость была открыта Фарадеем (1833-1834 г.) и выражена в виде законов, получивших название законов Фарадея.

Законы Фарадея

Слайд 10

Первый закон Фарадея устанавливает прямую пропорциональность между количеством прошедшего через систему

электричества и количеством прореагировавшего вещества.
Δm = Kэ. Q = Kэ. I . t , (1)
где Δm – количество прореагировавшего вещества;
Q = I . t – количество электричества;
I – сила тока; t – время;
Kэ – электрохимический эквивалент.

Слайд 11

Физический смысл электрохимического эквивалента
Kэ– электрохимический эквивалент – количество вещества, вступившего в

электрохимическую реакцию при прохождении через границу проводник первого рода - проводник второго рода единицы количества электричества.
Поскольку количество вещества выражается в граммах, молях, эквивалентах, миллилитрах (газ), а количество электричества в А·с, А·час, то и размерности электрохимического эквивалента могут быть различными, например:
г/А·с, г/А·ч, Моль/А·с, Моль/А·ч, мл/А·с, мл/А·ч.

Слайд 12

Второй закон Фарадея выражает связь между количеством прореагировавшего вещества при пропускании

данного количества электричества и природой вещества.
По второму закону Фарадея при постоянном количестве прошедшего электричества Q массы прореагировавших веществ относятся между собой как их химические эквиваленты А.

(2)

Слайд 13

Например, в свинцовом аккумуляторе происходит реакция:
Pb + PbO2 + 2H2SO4

= 2PbSO4 + 2H2O.
При прохождении количества электричества Q в соответствии со вторым законом Фарадея можно записать соотношение:

Т.е. одинаковое количество электричества Q вызывает электрохимическое превращение одного и того же количества эквивалентов N вещества, независимо от его природы.

Слайд 14

Другими словами, для выделения одного эквивалента вещества, независимо от его природы,

необходимо одно и то же количество электричества, равное 96500 Кл.
Это количество электричества получило название Фарадей (1F).
1F = 96500 Кл = 96500 А∙с = 26,8 А∙ч
1 моль вещества содержит z·A, следовательно для получения 1 моля вещества необходимо z·F количества электричества.

Слайд 15

Если Δm = А, то первый закон Фарадея можно записать:
A =

Кэ·F, (3)
откуда выразим Кэ = А/F, где А = М/z,
М – молекулярная масса;
z – количество электронов, участвующих в данной реакции.
Тогда Кэ = М/z·F. (4)
Для расчета электрохимического эквивалента газа в формулу подставляем, не массу М, а объем моля газа (22,4 л или 22400 мл).
Подставляя в первый закон Фарадея Кэ , получим:

(5)

Слайд 16

Случаи отклонения от законов Фарадея :
При переходе электрона из металла

в электролит не меняется природа проводимости, т.е. система не является истинно электрохимической (например, раствор щелочного металла в жидком аммиаке – электролит со смешанной проводимостью).
Если вступающий в электродную реакцию ион существует в электролите в нескольких валентных состояниях.
Не учтены все реакции, идущие на электроде.
Продукт электрохимической реакции неустойчив, т.е. участвует во вторичных процессах.
Наряду с электрохимическим растворением анода идет его химическое растворение.

Слайд 17

Выход по току
Универсальность законов Фарадея состоит в том, что если на

электроде одновременно протекает несколько реакций, суммарное число прореагировавших эквивалентов различных веществ соответствует числу Фарадеев пропущенного электричества.
Например, при электролизе водных растворов солей никеля осаждение металла сопровождается выделением водорода:
Ni2+ + 2e → Ni и H+ + e → 1/2 H2.

При прохождении 1F электричества сумма выделившихся эквивалентов никеля и водорода равна 1.

Слайд 18

При этом распределение количества электричества между реакциями зависит от условий электролиза

(состава электролита, плотности тока, температуры).
Доля количества электричества, пошедшая на данную реакцию, называется выходом по току (ВТ). Выход по току выражается в долях единицы или в процентах.

где qi – количество электричества, пошедшее на данную реакцию;
Q – общее количество прошедшего электричества.

(6)

Слайд 19

Поскольку прохождение количества электричества вызывает превращение эквивалентного количества вещества, то выход

по току можно определить как отношение массы вещества, практически прореагировавшего на электроде (Δmпр) к массе вещества, которая должна была вступить в электрохимическую реакцию теоретически (Δmтеор) при прохождении того же количества электричества.

Зная ВТ, можно рассчитать массу вещества, которая выделится при электролизе:

(7)

(8)

Теоретическая электрохимия, часть 1

Содержание

Рекомендуемая литератураРотинян А.Л. Теоретическая электрохимия: Учебник / А.Л. Ротинян, К.И.Тихонов, И.А.Шошина

ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКАЯ СИСТЕМА, ЕЕ СОСТАВНЫЕ ЧАСТИ«Электрохимия – это часть химии, изучающая превращения

Fe2+Fe2+Sn4+Fe3+Fe3+Sn2+Sn2+Fe3+eeFe2+Fe2+Sn4+Fe3+Fe3+Sn2+eeХимическая реакцияFe3+2Fe3+ + Sn2+ = 2Fe2+ + Sn4+

Sn4+Sn2+Sn2+Fe2+Fe3+Fe2+eeFe3+Fe3+Sn2+eeЭлектрохимическая реакцияСлева: Sn2+ - 2e → Sn4+ окислительный процессСправа: 2Fe3+ +

Раздельное протекание реакций окисления и восстановления есть основной признак электрохимической реакции.Электрохимическая