12. Электрохимия fishki.net. Гальванический элемент Zn 0 + Cu +2 SO 4 = Zn +2 SO 4 + Cu 0 Zn 0 + Cu +2 = Zn +2 + Cu 0 Zn 0 – 2е = Zn +2 Cu +2 + 2е = Cu.

Презентация:



Advertisements
Похожие презентации
Электролиз Цели урока: Знать сущность электролиза; Уметь составлять схему электролиза расплавов и растворов электролитов; уметь применять теоретические.
Advertisements

Электрохимические процессы Лекция 6 Перевезенцева Дарья Олеговна.
Электролиз Цель: изучить сущность процесса электролиза Задачи: раскрыть принцип работы электролизёра суть катодных и анодных процессов примеры электролиза.
Электролиз При электролизе окислителем и восстановителем является электрический ток. Процессы окисления и восстановления разделены в пространстве, они.
Выполнила учитель химии Апастовской средней общеобразовательной школы Хайдарова Милявша Хуснулловна.
Презентация к уроку по теме: Электролиз
Электролиз растворов электролитов урок по химии в 11 классе.
Электролиз Выполнила: Чжан Оксана Леонтьевна учитель МОУ СОШ 15.
Лекция 8 Окислительно-восстановительные реакции. Cтепень окисления (CO) K 2 Cr 2 O 7 +I+VI-II K 2 Cr 2 O или Обозначение CO: Что такое CО? Обозначение.
МКОУ Большеинская ООШ 6 учитель химии и биологии Исаева Е. И.
Получение металлов Цели урока: Рассмотреть и сравнить различные способы получения металлов из природного сырья. Рассмотреть сущность электролиза, особенности.
1.Металлы занимают верхний левый угол в ПСХЭ. 2.В кристаллах атомы металла связаны металлической связью. 3.Валентные электроны металлов прочно связаны.
Условия гидролиза: 1. Соль растворима 2. Наличие катиона или аниона слабой кислоты или основания. Соль образована сильной кислотой и слабым основанием.
Мнемоническое правило Для запоминания катодных и анодных процессов в электрохимии существует следующее мнемоническое правило: На аноде - окисление анионов.
ФИЗИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Курс лекций. Основные разделы курса Химическая термодинамика Фазовое равновесие Растворы Электрохимия Кинетика химических реакций Катализ.
1. Металлы занимают верхний левый угол в ПСХЭ. 2. В кристаллах атомы металла связаны металлической связью. 3. Валентные электроны металлов прочно связаны.
Гальванический элемент. Электрохимический ряд напряжений металлов Лёвкин А.Н.
«Электролиз» Окислительно-восстановительные реакции, протекающие на электродах при пропускании постоянного электрического тока через растворы или расплавы.
РАЗДЕЛ IV. ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ. I. ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ. ЭЛЕКТРИЧЕСКАЯ ПРОВОДИМОСТЬ РАСТВОРОВ.
Решение задач по теме «Электрохимические процессы»
Транксрипт:

12. Электрохимия fishki.net

Гальванический элемент Zn 0 + Cu +2 SO 4 = Zn +2 SO 4 + Cu 0 Zn 0 + Cu +2 = Zn +2 + Cu 0 Zn 0 – 2е = Zn +2 Cu е = Cu 0

Термины электрохимии Гальванический элемент – устройство, в котором осуществляется превращение энергии химической ОВР в электрическую энергию. Электроды – это металлические или графитовые объекты (обычно стержни или пластины), на которых происходит окисление или восстановление. Катод – электрод, на котором происходит восстановление. Анод – электрод, на котором происходит окисление. Примеры гальванических элементов

Электродный потенциал М M n+ + ne Электродный потенциал – разность потенциалов, возникающая между металлом и раствором его соли. Стандартный электродный потенциал E 0 – разность потенциалов между системой металл/раствор соли металла и стандартным водородным электродом, измеренная в стандартных условиях (р = 1 атм, Т = 25 о С, концентрации всех ионов 1 М).

Стандартные электродные потенциалы Для полуреакций в форме восстановления: M n+ + ne M Характеризуют окислительную способность M n+ (восстановительную способность М)

Электрохимический ряд напряжений металлов (ряд активности металлов) - металлы в порядке возрастания их Е 0 (уменьшения их восстановительной способности в водных растворах): Li K Ba Sr Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb (H 2 ) Cu Hg Ag Pt Au -Что можно извлечь из него -Изменение восстановительной способности при переходе к раствору

Окислительно- восстановительный потенциал - характеристика любой ОВ системы в водном растворе: Ох + ne Red MnO H + + 5e Mn H 2 OЕ 0 = 1,51 В Cl 2 + 2e 2Cl - Е 0 = 1,36 В SO H 2 O + 2e SО OH - Е 0 = -0,75 В Чем выше Е 0, тем сильнее окислитель и слабее восстановитель.

ЭДС Электродвижущая сила (ЭДС) процесса складывается из потенциалов полуреакций: Е = Е 1 + Е 2. Е > 0гальванический элемент G < 0 Е 0 Zn 0 + Cu +2 = Zn +2 + Cu 0 Zn 0 – 2е = Zn +2 Е 0 1 = –Е 0 (Zn 2+ /Zn) = -(-0,764) = 0,764 B Cu е = Cu 0 E 0 2 = E 0 (Cu 2+ /Cu) = 0,345 B Е = Е Е 0 2 = 0, ,345 = 1,109 В.

ЭДС и свободная энергия Гиббса G = –nF Е 2KMnO HCl = 2MnCl 2 + 8H 2 O + 5Cl 2 MnO H + + 5e = Mn H 2 O 2 1,51 B 2Cl - – 2e = Cl ,36 B Е = Е 1 + Е 2 = 1,51 + (-1,36) = 0,15 В n = 2 5 = 10 G = – ,15 = Дж -145 кДж

Потенциалы последовательных полуреакций Cu 2+ + e = Cu + (1) Cu + + e = Cu (2) Cu e = Cu (3) = (1) + (2) G 3 = G 1 + G 2 –n 3 F Е 3 = –n 1 F Е 1 –n 2 F Е 2 Е 3 = = Е 3 Е 1 + Е 2 !

Уравнение Нернста Ох + ne Red G = G RT ln K = G RT ln G = - nFE E = - G/nF E = E 0 + = E 0 + При Т = 298 К: Е = Е 0 + MnO H + + 5e Mn H 2 O Е = Е 0 +

Концентрационный элемент Cu e = Cu СuSO 4 1M E 1 = E 0 = 0,345 B CuSO 4 0,001 ME 2 = 0,345 + = 0,257 B E = E 1 – E 2 = 0,345 – 0,257 = 0,088 B СuSO 4 0,001 M, Т = 25 о СE 1 = 0,257 B CuSO 4 0,001 М, Т = 100 о С Е 2 = 0,345 + = 0,297 В E = E 2 – E 1 = 0,297 – 0,257 = 0,040 B Термопара

Электролиз – это ОВ процесс, протекающий при пропускании электрического тока через раствор или расплав электролита.

Электролиз расплавов LiH = Li + + H - К:Li + + e = Li 2 А:2H - - 2e = H 2 1 Сумма процессов:2Li + + 2H - = 2Li + H 2 Итоговое уравнение: 2LiH = 2Li + H 2 Rb 2 CO 3 = 2Rb + + CO 3 2- К:Rb + + e = Rb 4 А:2CO e = 2CO 2 + O 2 1 Сумма процессов: 4Rb + + 2CO 3 2- = 4Rb + 2CO 2 + O 2 Итоговое уравнение: 2Rb 2 CO 3 = 4Rb + 2CO 2 + O 2

Электролиз растворов К: 2Н 2 О + 2е = Н 2 + 2ОН - М n+ + ne = M А:2Н 2 О – 4е = О 2 + 4Н + An m- – me = An СuCl 2 NaClK 2 SO 4 Zn(NO 3 ) 2 раф.Cu

Напряжение разложения Напряжение разложения электролита – это минимальная разность потенциалов между электродами, при котором начинает протекать электролиз. Е разл = – Е CuCl 2 (p-p) = Cu + Cl 2 Е разл = 1,014 В FeCl 2 (p-p) = Fe + Cl 2 Е разл = 1,832 В Можно ли подобрать такое напряжение, чтобы выделялась 1) только Сu, 2) только Fe?

Закон Фарадея I – сила тока в амперах, t – время в секундах, n – число электронов, участвующих в электродном процессе, F – число Фарадея = Кл/моль

Электролиз раствора CuCl 2 Диссоциация: CuCl 2 = Cu Cl - Катод: Сu e = Cu Анод: 2Сl - - 2e = Cl 2 Итог: CuCl 2 = Cu + Cl 2

Электролиз раствора NaCl Диссоциация: NaCl = Na + + Cl - Катод: 2Н 2 О + 2е = Н 2 + 2ОН - Анод: 2Сl - - 2e = Cl 2 Итог: NaCl + 2H 2 O = H 2 + Cl 2 + NaOH

Электролиз раствора K 2 SO 4 Диссоциация: K 2 SO 4 = 2K + + SO 4 2- Катод:2Н 2 О + 2е = Н 2 + 2ОН - 2 Анод:2Н 2 О – 4е = О 2 + 4Н + 1 Сумма:6H 2 O = О 2 + 2H 2 + 4OH - + 4Н + 4Н 2 О Итог: 2H 2 O = 2H 2 + О 2

Электролиз раствора Zn(NO 3 ) 2 Диссоциация: Zn(NO 3 ) 2 = Zn NO 3 - Катод:2Н 2 О + 2е = Н 2 + 2ОН - 2 Анод:2Н 2 О – 4е = О 2 + 4Н + 1 Сумма:6H 2 O = О 2 + 2H 2 + 4OH - + 4Н + 4Н 2 О Итог:2H 2 O = 2H 2 + О 2 Катод:Zn e = Zn 2 Анод:2Н 2 О – 4е = О 2 + 4Н + 1 Сумма:2Zn H 2 O = 2Zn + О 2 + 4Н + Итог:2Zn(NO 3 ) 2 + 2H 2 O = 2Zn + О 2 + 4HNO 3 Zn(NO 3 ) 2 + 2H 2 O = Zn + H 2 + O 2 + 2HNO 3 !!!

Электролитическое рафинирование меди Диссоциация: CuSO 4 = Cu 2+ + SO 4 2- Катод:Cu e = Cu Анод:Сu – 2e = Cu 2+

Восстановительная способность в водном растворе М M n+ + ne

СЛЕВА – БОЛЕЕ СИЛЬНЫЕ ВОССТАНОВИТЕЛИ, ЧЕМ СПРАВА Li K Ba Sr Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb (H 2 ) Cu Hg Ag Pt Au В чем это проявляется?

Таблица Е 0 металлов

Т.Браун, Г.Ю.Лемей. Химия в центре наук. Свинцовый аккумулятор А: Pb + HSO 4 - – 2e = PbSO 4 + H + К: PbO 2 + HSO H + + 2e = PbSO 4 + 2H 2 O Pb + PbO 2 + 2H 2 SO 4 = 2PbSO 4 + 2H 2 O U = 12 В (6 элементов по 2 В) Электролит – H 2 SO 4 Катод – PbO 2 Анод – губчатый Pb ukrsplav.com.ua

Никель-кадмиевый аккумулятор А:Cd + 2OH - – 2e = Cd(OH) 2 К: NiOOH + H 2 O + e = Ni(OH) 2 + OH - Cd + 2NiOOH + 2H 2 O = Cd(OH) 2 + 2Ni(OH) 2 U = 1,5 В Электролит – КОН Катод – NiOOH с графитом Анод – губчатый Cd c Fe

Сухой элемент (батарейка) А: Zn + 4NH 4 + – 2e = [Zn(NH 3 ) 4 ] H + К:MnO 2 + H + + e = MnOOH Zn + 4NH 4 Cl + 2MnO 2 = [Zn(NH 3 ) 4 ]Cl 2 + 2MnOOH + 2HCl U = 1,5 В Электролит – влажная паста из MnO 2, NH 4 Cl и угля Катод – графит (стержень) или MnO 2 Анод – Zn (оболочка батарейки) Т.Браун, Г.Ю.Лемей. Химия в центре наук.

Стандартный водородный электрод ½ Н 2 Н + + е р = 1 атм Т = 25 о С С = 1 М

Катодные процессы

Анодные процессы Растворимый (активный) анод: М – ne = M n+ Нерастворимый (инертный) анод: 2RCOO - – 2e = R-R + 2CO 2

Батарейки

Аккумуляторы