Електрохімічні процеси. Гальванічні елементи. Корозія металів. Електроліз. - презентация

1 Електрохімічні процеси. Гальванічні елементи. Корозія металів. Електроліз.

2 Електродні процеси На поверхні металічного електрода Сольватовані іони, які переходять в розчин Подвійний електричний шар на границі розподілу метал - розчин Між металом та розчином виникає електродний потенціал (або Е).

3 Електродні процеси Відновлення іонів метала до атомів Встановлення рівноваги між металом та розчином або Рівновага має динамічний характер, тобто процеси в стані рівноваги йдуть з однаковою швидкістю в прямому і зворотному напрямах Електродний потенціал, що відповідає стану рівноваги, при якому швидкість переходу іонів в розчин дорівнює швидкості зворотного їх осадження, називається рівноважним потенціалом.

4 Електродні процеси Метали відрізняються один від одного можливістю надсилати іони у водне середовище, тому величини потенціалів будуть різні: чим активніший метал, тим більше іонів він надсилає у навколишнє середовище, і тим більший негативний заряд буде виникати на пластинці.

5 Фактори, що впливають на електродний потенціал t0t0 природа металу природа розчину концентрація розчину

6 Електродні процеси Абсолютні значення експериментально визначити неможливо. Визначають : = - еталона ЕталонНормальний водневий електрод Хлор- срібний електрод Нормальний каломельний електрод 0, В 00,22340,2438

7 Гальванічний елемент Якобі-Даніеля

8 Гальванічний елемент В гальванічних елементах хімічна енергія перетворюється в електричну

9 Електродні процеси при роботі елемента Якобі-Даніеля Процеси, які виникають на поверхні електродів після встановлення рівноваги метал-розчин 1) реакція окиснення цинку – анодний процес (окиснення) 2) реакція відновлення іонів купруму – катодний процес (відновлення): 3) рух електронів у зовнішньому ланцюгу; 4) рух іонів в розчині. Сумарна реакція на електродах: Zn + Cu 2+ = Cu + Zn 2+

10 Електролітичний ключ це або фільтрувальний папір, змочений одним із розчинів, або П-образна скляна трубка, заповнена агар-агаром.

11 Електродні потенціали На межі розподілу кожного металу з розчином електроліту виникає різниця потенціалів, яка називається електродним потенціалом. Різниця потенціалів, яка виникає в гальванічному елементі, що складається із нормального водневого електроду та досліджуваного металу, називається нормальним (стандартним) електродним потенціалом металу.

12 Умовний запис гальванічних елементів A(-) Zn | Zn 2+ || Cu 2+ | Cu (+) K А (-) Zn ZnSO 4 H 2 SO 4 Pt (H 2 ) (+) К А: Zn – 2e Zn 2+ φ = -0,76 В; К: 2H + + 2e H 2 φ = 0 В; Zn + 2H + Zn 2+ + H 2 ε = φ к – φ а = 0 - (- 0,76) = 0,76 В А (-) Pt (H 2 ) H 2 SO 4 CuSO 4 Cu (+) К А: H 2 - 2е 2Н + φ = 0 В К: Cu e Cuº φ = 0,34 В H 2 + Cu 2+ 2H + + Cuº ε = φ к – φ а = 0,34 – 0 = 0,34 В ε = φ к – φ а = 0,34 –(-0,76) = 1,10 В

13 Електрохімічний ряд напруг металів активнісередньої активностінеактивні Відновна властивість металів Окисна здатність іонів

14 Положення, що витікають з електрохімічного ряду напруг Кожен метал може витискувати з розчинів солей всі метали, що знаходяться в ряду напруг після нього. Водень з розчинів кислот ( крім нітратної) і лугів може бути витиснутий тільки металами, що знаходяться в ряду напруг до водню (мають стандартні електродні потенціали зі знаком «-»).

15 Положення, що витікають з електрохімічного ряду напруг Чим менша величина стандартного електродного потенціалу, тим більша відновна здатність атома даного металу і менша окисна здатність його іонів. В гальванічному елементі за електрод з зарядом (-) (анод) приймають більш активний метал, тобто метал, стандартний електродний потенціал якого має менше значення.

16 Рівняння Нернста

17

18 Звязок між, G та Кр

19 Електроліз Окисно-відновні реакції, які перебігають на електродах під час проходження електричного струму через розчин або розплав електроліту, називаються електролізом. Цей процес супроводжуєть ся перетворенням електричної енергії в хімічну.

20 Електроліз Джерело постійного струму Електрони

21 Рух іонів, що знаходяться в розчині, стає направленим – позитивні іони (катіони) починають переміщуватися до катоду, а негативні іони (аніони) – до аноду. При електролізі анод – позитивний електрод, а катод – негативний (на відміну від гальванічного елементу).

22 В результаті роботи джерела струму, електрони від аноду передаються до катоду і на аноді утворюється недостача електронів, а на катоді – їх надлишок. З катоду електрони переходять до позитивних іонів і перетворюють їх в нейтральні атоми (осад металів на катоді). Негативні іони, що підходять до аноду, віддають йому свої електрони і також розряджаються.

23 Сутність електролізу в тому, що на катоді відбувається процес відновлення, а на аноді – процес окиснення.

24

25

26 Приклади процесів електролізу

27

28

29

30 Електроліз калій йодиду

31 Електроліз води

32 Закони Фарадея

33 Використання електролізу виділення та очистка металів отримання лугів отримання хлору, водню, кисню отримання деяких металів (Al, Mg, Na, Cd) очистка міді, нікелю, свинцю гальванічні покриття

34 Корозія металів Корозія – процес руйнування металів в результаті їх фізико-хімічної взаємодії з навколишнім середовищем. Корозія окисно-відновний процес, під час якого метал самовільно переходить у свою окисну форму.

35 Види корозії

36 Хімічна корозія - самовільне руйнування металів, яке зумовлене взаємодією металів із сухими газами або рідинами, які не проводять електричного струму. 1.Газова (високотемпературна) корозія - в середовищі газу-окисника (O 2, F 2, Cl 2, SO 2 ) при підвищених температурах. Газова корозія має місце у деталях і вузлах двигунів внутрішнього згорання, газових турбінах, ракетних установках, наприклад: 4Fe + 2H 2 O + 3O 2 = 2(Fe 2 O 3· H 2 O) 2.Корозія в рідких неелектролітах - агресивних органічних рідинах.

37 Електрохімічна корозія здійснюється за рахунок електрохімічних реакцій, що відбуваються на поверхні металу, який перебуває у контакті з розчином електроліту. Електрохімічна корозія відбувається в середовищах, які мають іонну провідність (в розплавах та розчинах електролітів) й відрізняється від хімічної механізмом перебігу: А: Fe – 2e Fe 2+ К: O 2 + 2H 2 O + 4e 4OH - 2Fe + O 2 +2H 2 O 2Fe OH - Молекулярне рівняння: 2Fe + O 2 +2H 2 O 2Fe(ОН) 2 Далі має місце процес окиснення ферум(II) гідроксиду до ферум(III) гідроксиду: 4Fe(ОН) 2 + O 2 +2H 2 O 4Fe(ОН) 3

38 Схема корозії заліза під дією кисню повітря, розчиненого у воді

39 Захист металів від корозії створення раціо- нальних конструк- цій; утворення захисних покриттів (металічних і неметаліч- них) легіру- вання металів зміна власти- востей корозій- ного середови- ща елект- рохіміч- ний захист

40 Захист металів від корозії

41 Анодні покриття φ(Fe) = -0,44 В φ(Zn) = - 0,76 В – анодне (більш активний металом) Zn – 2ē Zn 2+ 2H + + 2ē H 2

42 Катодні покриття φ(Fe) = -0,44 В φ(Ni) = - 0,25 В – катодне (менш активним металом) Fe – 2ē Fe 2+ 2H + + 2ē H 2