Электрохимические процессы Лекция 6 Перевезенцева Дарья Олеговна. - презентация

1 Электрохимические процессы Лекция 6 Перевезенцева Дарья Олеговна

2 2 План лекции 1. Основные понятия электрохимии. 2. Гальванический элемент, его ЭДС. 3. Коррозия. 4. Электролиз, законы электролиза.

3 3 1. Основные понятия электрохимии Электрохимические процессы – процессы взаимного превращения электрической формы энергии в химическую.

4 4

5 5 1. Основные понятия электрохимии Ме + mH 2 O Me n+ (H 2 O) m + nē. в растворе на металле

6 6 1. Основные понятия электрохимии Электродный потенциал – φ – скачок потенциалов, возникающий на границе раздела металл раствор за счет процессов растворения-осаждения металла. [φ ]= В.

7 7 Электродный потенциал зависит: 1) От природы металла; 2) От концентрации раствора; 3) От температуры.

8 8 Стандартный электродный потенциал – φ°(Me n+ /Me) – потенциал, измеренный при стандартных условиях T=298 и [Mе n+ ] =1 моль/л, относительно стандартного водородного электрода.

9 9 о 298 (2Н + Н 2 ) = 0. Измеренее стандартного потенциала относительно стандартного водородного электрода 1 – платиновый электрод; 2 – раствор кислоты; 3 – гидрозатвор; 4 – электролитический ключ; 5 – токоподвод; 6 – барботирующее устройство

10 10 Н.Н.Бекетов Электрохимический ряд напряжения металлов Li, K, Ba, Na, Mg, Al, Ti, Mn, Zn, Cr, Fe,Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H, Bi, Cu, Ag, Hg, Pt. Au Усиливаются окислительные св-ва Ме + Усиливаются восстановительные св-ва Ме

11 11 Уравненее Нернста φ (Me n+ /Me) = φ 0 (Me n+ /Me)+RT/nF ln [Me n+ ] (1) где 0 (Me n+ /Me) стандартный электродный потенциал металла, n число электронов, принимающих участие в процессе, F постоянная Фарадея (96500 Кл/моль), R универсальная газовая постоянная (8,314 Дж·моль 1 ·К 1 ), Т – абсолютная температура (К).

12 12 Уравненее Нернста (2)

13 13 2. Принцип работы гальванического элемента (ГЭ) Zn 0 = Zn 2+ +2ē 0 = -0,76 В Cu 0 = Cu e, 0 = +0,34 В А (-): К ( +):

14 14 Схема ГЭ ( ) Zn ZnSO 4CuSO 4 Cu (+) Zn 0 + Cu 2+ = Zn 2+ + Cu А (-):Zn 0 -2e = Zn 2+ (ок-нее) К (+):Cu 2+ +2e = Cu 0, (в-нее) Токообразующая реакция

15 15 Концентрационный гальванический элемент p-p ZnSO 4 0,1 н (C 1 ) p-p ZnSO 4 1 н (c 2 ) c 1 < c 2

16 16 Электродвижущая сила – ЭДС – – максимальная разность потенциалов электродов данного ГЭ в условиях равновесия, определяется: При стандартных условиях ЭДС = 0 катода 0 анода (3)

17 17 Если ЭДС > 0, то реакция возможна. Если ЭДС < 0, то реакция невозможна. G = n F ЭДС (4)(4) Связь энергии Гиббса и ЭДС

18 18 1. Расчет ЭДС концентрационных элементов. 2. Принцип работы аккумуляторов Отчет на практическом занятии. Вопросы для самостоятельного изучения:

19 19 Коррозия самопроизвольно протекающий процесс раз- рушения металлов в результате химического или электрохимического взаимодействия их с окружающей средой. Коррозия Электрохимическая Химическая В кислой средеВ нейтральной среде В реактивных двигателях Коррозия в атмосфере воздуха

20 20 1. Коррозия с водородной деполяризацией (кислая среда) А(-): Zn 0 2ē= Zn 2+ К(+): 2H + + 2ē = H 2 Zn 0 +2H + = Zn 2+ + H 2 коррозия цинка, находящегося в контакте с кадмием в кислом растворе

21 21 2. Коррозия с кислородной деполяризацией(нейтральная среда) А(-): Fe 0 2ē= Fe 2+ K(+): 2H 2 O + O 2 + 4ē = 4OH. 2Fe 0 + 2H 2 O + O 2 =2Fe 2+ +4OH - 2Fe(OH) Fe(OH) 2 +1/2O 2 +H 2 O= 2Fe(OH) 3 2Fe(OH) 3 = Fe 2 O 3 +H 2 O

22 22 Атмосферная коррозия Схема коррозии стали при контакте с водой

23 23 Электролиз лиз – разложенее – ОВР, протекающие на электродах при пропускании электрического тока через раствор или расплав электролита.

24 24

25 25 Электролиз расплава хлорида кадмия CdCl 2 Cd Cl Cd 2+ +2Сl - Cd 0 + Cl 2 0 Катод(-): Анод(+): Cd 2+ 2Cl - + 2ē = Cd 0 - 2ē = Cl 2 0 восстановленее окисленее

26 26 Последовательность электродных процессов при электролизе раствора Катодные процессы 1. Катионы металлов, стоящих в ряду напряжений до Аl, и сам Аl не разряжаются на катоде; в этом случае на катоде восстанавливаются молекулы воды по уравнению: 2Н 2 О + 2ē = Н 2 + 2ОН +, ( 0 = -0,828 В). 2. Катионы металлов, находящихся в ряду напряжений от Al до Сd ( 0 = 0,41В), разряжаются параллельно с водородом: Ме n+ + nе = Ме 0, 2Н 2 О + 2 е = Н 2 + 2ОН. 3. Ионы благородных и малоактивных металлов, потенциал которых больше 0 = 0,41В, разряжаются : Ме n+ + nē = Ме 0.

27 27 Последовательность электродных процессов при электролизе раствора Анодные процессы 1. Простые анионы Cl, Br, S 2 и др. (кроме F ) разряжаются на аноде: 2Cl - 2ē = Cl Сложные анионы (SO 4 2, NO 3 и т.д.) и F на аноде не разряжаются, происходит окисленее воды: 2Н 2 О 4ē = O 2 + 4Н +, ( 0 = +1,23 В).

28 28 Электролиз раствора сульфата натрия Na 2 SO 4 + H 2 O А(+): K(-): Na + + ē = Na 0 ; 0 = 2,71 В 2H 2 O + 2ē = H 2 + 2OH - 0 = -0,828 В 2H 2 O 4ē = O 2 + 4H + 0 = +1,23 В H 2 O = 2H 2 + 4OH - + O 2 + 4H + 2H 2 O = 2H 2 + O 2 Na 2 SO 4 + 2H 2 O = 2H 2 + O 2 +(Na 2 SO 4 )

29 29 Законы электролиза Законы Фарадея (1833) 1. Масса электролита, подвергшаяся пре- вращению при электролизе, а также массы образующихся на электродах веществ прямо пропорциональны количеству электричества, прошедшего через раствор или расплав электролита. Майкл Фарадей

30 30 Законы электролиза где m масса выделившегося или подвергшего- ся превращению вещества (г), М ЭК эквивалентная масса вещества (г/моль экв), I сила тока (А), t время (с), F постоянная Фарадея (96500 Кл /моль экв), М э /F электрохимический эквивалент

31 31

32 32 Законы электролиза Законы Фарадея (1833) 2. При прохождении одного и того же количества электричества через раствор или расплав электро- лита массы (объемы) веществ, выделившихся на электродах, прямо пропорциональны их химическим эквивалентам.