Добавил:

Upload Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.

Вуз:

Балтийский государственный технический университет "ВОЕНМЕХ" им. Д.Ф. Устинова

Предмет:

Химия

Файл:

ХИМИЯ(А2)ДЗ_2сем.2015-16 / ХИМ(ЛЕКЦИИ)2015-16(2сем) / 7-ЭЛЕКТРОХИМИЯ.ppt

Скачиваний:

Добавлен:

09.03.2016

Размер:

912.9 Кб

Скачать

☆

1 / 21 2 > Следующая >>>

Электрохимические процессы (взаимные превращения электрич. и хим. форм энергии). Основные понятия

Окислительно-восстановительная реакция – переход электронов от восстановителя к окислителю

Zn0	+ Cu2+ Zn 2+ + Cu0 ∆G < 0 самопроизв.
Zn0	+ Cu2+ Zn 2+ + Cu0 ∆G < 0 самопроизв.	Схема эл.хим.системы
Zn0	Zn 2+ + 2ē – окисление восстановителя	Zn\|ZnSO4\|\|CuSO4\|Cu
Zn0	Zn 2+ + 2ē – окисление восстановителя	Zn\|ZnSO4\|\|CuSO4\|Cu
Cu2+ + 2ē Cu0 – восстановление окислителя		Zn\|Zn+2\|\|Cu+2\|Cu
Cu2+ + 2ē Cu0 – восстановление окислителя		Zn\|Zn+2\|\|Cu+2\|Cu

Если полуреакции разделены в пространстве протекает электрический ток

Электрохимическая система

проводимость)

1- электроды (электронная

окисление – анод А, восстановление – катод К

электроны

(электрод - контакт 2-х фаз 1(тв.) и 2(жидк.)

2- электролиты (проводники с ионной

проводимостью)

3 - внешняя цепь для перехода электронов,

проводник электрического тока

ионы

4 –внешний источник тока

5 - внутренняя цепь(ионная проводимость)

Электрохимическая система

При равновесии G = 0 , то ток в цепи: I = 0

G= rG + Wэ; rG-протекание хим.реакции; Wэ- работа

переноса электрических зарядов

Wэ = n F

E = ∆φ = К – А разность потенциалов

F = NA ē 96500 Кл/моль - число Фарадея

E n F

n – число молей электронов

Самопроизвольн. процесс - rG 0,→Е>0 К > А

гальванический элемент (химический источник тока -

ХИТ)получение электрической энергии в результате

протекания О-ВР. Потенциалы: Катод «+», Анод «-»

I 0

Вынужденный процесс - rG >0,→Е<0

электролизер (электролиз)за счет электрической энергии

внешнего источника тока протекают вынужденные окислит.- восст.реакции. Потенциалы: Катод «-», Анод «+»

Соотношение количество вещества - величина тока в

электрохимических(электродных) процессах

анодный процесс

Ме

Mе +n

+ nē

Ме

– nē Mе +n

катодный процесс

Ме2+n+ nē Mе2

Превращение 1 атома

1 моль q = n ē NA = n F

q = n ē (Кл) [единичный

(Кл/моль);

акт]

q = I t (Кл) и превратится ν

за время t (с) при токе в системе I (А)

моль веществ

ХИТ(ГЭ): I t n F

I t

Электролиз:

моль

n F

q m F M

[Кл]

M I t

m n F

[г

> - коэффициент

- коэффициент выхода по току

использования материалов

=m/mp ; М- мол.масса

=q/qp, ν = m / M

Кл А час – емкость ХИТ

Электродные процессы(хим.реакции на поверх-ти: Ме электрод-раствор

электролита MeAn)

Обменный двойной электрический слой (ДЭС). Скачок потенциала на границе «метал-электролит»

Me0 + хН2О Men+(H2O)x + nē					Равновесие
Men+(H2O)x + nē Me0 + хН2О				Men+(H2O)x + nē Me0 + xH2O
Men+(H2O)x + nē Me0 + хН2О
Ме	Электролит			- (x)
Ме	Электролит
+	Н2О + МеАn
+		+	+
+	+ +	+	+
+
+		+		С(x)			x
+		+
+	+				С	0
+	+	+				0
+
+	+		+				С
+
+
+							x
-электродный потенциал -							x
-электродный потенциал -				п~10-10 м			диффузный слой
(разделение зарядов(ДЭС) на границе				п~10-10 м			д~10-9-10-5 м
фаз электрода → разность (скачок)
электрического потенциала

Уравнение Нернста для электродного потенциала

Men+(H O)		+nē Me0 + xH O				k CMe n k СH2O
	2 x			2			Ea

v k СMen			v	k СH2O		k k0 e R T

		v v			E E0 Eaq
						E E0 (EM n F )

	E
Me0	Электролит

EМе

n·F· Men+(H2O)x

Eaq	x

E0 Eaq

E0 (EM n F )

R T С

n k

R T

H2O

k0 k0

СН2О - const

R T lnC

n F

уравнение Нернста

Eaq EMe

Стандартный

электродный потенциал

n F

Типы электродов

(для различных видов электродных реакций)

1. Электроды первого рода

Men+ Me0

2. Электроды второго рода

Ann- MeAn,Me0

3. Газовые электроды

Кat+; An- газ,Pt

Cu2+ Cu0	Cu2+ + 2ē Cu0
0	R T lnC		2
	2 F	Cu
		Cu

Cl- AgCl,Ag0 AgCl+e=Ag +Cl-

=f(CCl-)

Водородный электрод 2H+ H20,(Pt)

Кислородный электрод OH- O2,(Pt)

4. Редокс-электроды

Меx+,Меy+ Pt

Sn4+,Sn2+ Pt

Cr2O72-,Cr3+,H+ Pt

5. Ионселективные электроды (ионообменные, мембранные)- стеклянный электрод

Водородный электрод

Водородный электрод	Граница раздела платина-электролит
2H+ H20,Pt	H2 H+
	H2 H+
	Pt
Pt

H+

2H+ + 2ē H2	pH 7
H2

2H2O+2ē H2+2OH- pH 7

Стандартный водородный электрод
Стандартный водородный электрод	0	0, В
при CH+ = 1 моль/л; Т0 = 298 К; Р0=1.013 105 Па	2H /H2	0, В

Водородная шкала электродных потенциалов

А( )Me0|Men+||2H+|H20,Pt(+)К или А( )H20,Pt |2H+||Men+|Me0(+)К

если

CH+ = 1 моль/л; Т0 = 298 К; Р0=1.013 105 Па; I = 0, А

CМе+ = 1 моль/л

Е 0

/ H2

2H0

/H2

Е 0 0

/ H2

0 = Е

Стандартные электродные потенциалы ( 0, В)

Электрод

Электродная реакция

0, В

Na+ Na0

Na+ + ē Na 0

-2.71

Al3+ Al0

Al3+ + 3ē Al0

-1.67

Zn2+ Zn0

Zn2+ + 2ē Zn0

-0.76

+ 2ē

-0.44

+ 2ē

-0.13

2H+ H20,Pt

2H+ + 2ē

0.00

+ 2ē

+0.34

О2 + 2H2O + 4ē

4OH

+0.40

OH O2,Pt

NO3

+ 2H

+ ē

NO2 + H2O

+0.80

NO3 ,NO2,H Pt

Состояние электрохимической системы

электроды первого рода

Me1|(Men+)1||(Men+)2|Me2

2 > 1

1. Равновесие G=0; I=0

1; 2

2.Гальванический элемент

G<0; I 0;	к > а
E = к – а > 0	- ЭДС

3. Электролиз

G > 0; I 0; U > E

U-напряжение разложения

1электрод	Me1	(Men+)1	+ nē
2 электрод	Me2	(Men+)2 + nē

Анод ( ): Me1 (Men+)1 + nē Катод (+): (Men+)2 + nē Me2

Катод ( ): (Men+)1 + nē Me1 Анод (+): Me2 (Men+)2 + nē

Химический гальванический

элемент(гальванопара)

-0.76

0.059 lg0.01 0.82 В

Zn|Zn2+||Cu2+|Cu

Zn|Zn2+

2 = 0.01 моль/л

СCuZn

2 = 0.1 моль/л

0.34 0.059 lg0.1 0.31В

Cu2+|Cu

0 0.059 lgC

К > А

+0.31 В > 0.82В

Анод - Zn - окисление

Анод ( )

Катод (+)

Катод - Cu - восстановление

Анод ( )

Zn0 Zn2++2ē

Катод (+) Cu2++2ē Cu0

ЭДС:

Zn+2 + SO4-2

Cu+2 + SO4-2

E = К– А = (+0.31) – ( 0.82) = 1.13 В

1 / 21 2 > Следующая >>>

Соседние файлы в папке ХИМ(ЛЕКЦИИ)2015-16(2сем)

#
09.03.20161.39 Mб222-ХИМСВЯЗЬ.ppt
#
09.03.20161.61 Mб253-ТВЕРДОЕ ТЕЛО.ppt
#
09.03.20161.31 Mб834-ТЕРМОДИНАМИКА.ppt
#
09.03.2016883.2 Кб225-КИНЕТИКА.ppt
#
09.03.20161.08 Mб266-РАВНОВЕСИЕ.ppt
#
09.03.2016912.9 Кб527-ЭЛЕКТРОХИМИЯ.ppt
#
09.03.2016939.01 Кб218-КОРРОЗИЯ.ppt