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

1 12. Электрохимия fishki.net

2 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

3 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

4 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).

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

6 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

7 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.

8 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.

9 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

10 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 !

11 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 +

12 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

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

14 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

15 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

16 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?

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

18

19

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

21 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

22 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

23 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 !!!

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

25 Восстановительная способность в водном растворе М M n+ + ne

26 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?

27 Таблица Е 0 металлов

28 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

29 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

30 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.

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

32 Катодные процессы

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

34

35 Батарейки

36 Аккумуляторы