Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) - презентация, доклад, проект скачать

Нажмите для полного просмотра!

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №1

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №2

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №3

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №4

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №5

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №6

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №7

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №8

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №9

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №10

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №11

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №12

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №13

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №14

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №15

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №16

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №17

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №18

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №19

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №20

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №21

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №22

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №23

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №24

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №25

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №26

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №27

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №28

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №29

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №30

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №31

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №32

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №33

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №34

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №35

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №36

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №37

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №38

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №39

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №40

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №41

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №42

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №43

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №44

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №45

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №46

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №47

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №48

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №49

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №50

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №51

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №52

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №53

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №54

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №55

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №56

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №57

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №58

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №59

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №60

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №61

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №62

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №63

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №64

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №65

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №66

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №67

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №68

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №69

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №70

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №71

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №72

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №73

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №74

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №75

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №76

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №77

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №78

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №79

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №80

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №81

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №82

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №83

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №84

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №85

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №86

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №87

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №88

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №89

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №90

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №91

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №92

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №93

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №94

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), слайд №95

Содержание ▲

Вы можете ознакомиться и скачать презентацию на тему Окислительно-восстановительные реакции (ОВР). Доклад-сообщение содержит 95 слайдов. Презентации для любого класса можно скачать бесплатно. Если материал и наш сайт презентаций Mypresentation Вам понравились – поделитесь им с друзьями с помощью социальных кнопок и добавьте в закладки в своем браузере.

Слайды и текст этой презентации

Слайд 1

Описание слайда:

Окислительно - восстановительные реакции (ОВР) Реакции, протекающие с изменением степени окисления, называются окислительно – восстановительными. Степень окисления – условный заряд атома в соединении, вычисленный из предположения, что оно состоит только из ионов.

Слайд 2

Описание слайда:

«─» степень окисления имеют атомы, которые приняли электроны от других атомов или в их сторону смещены связующие электронные облака. «─» степень окисления имеют атомы, которые приняли электроны от других атомов или в их сторону смещены связующие электронные облака. «+» степень окисления имеют атомы, которые отдали свои электроны другим атомам. «0» степень окисления имеют атомы в молекулах простых веществ.

Слайд 3

Описание слайда:

Правила определения степени окисления самый электроотрицательный элемент, во всех соединениях -1. за исключением гидридов металлов постоянная степень окисления –2, за исключением: пероксида водорода фторида кислорода

Слайд 4

Описание слайда:

В пероксидах и дисульфидах содержатся двухатомные мостики [-O-O-], [-S-S-] - степени окисления атомов O и S этих соединениях равна ─1. В пероксидах и дисульфидах содержатся двухатомные мостики [-O-O-], [-S-S-] - степени окисления атомов O и S этих соединениях равна ─1. Атомы элементов I-III групп ПС, отдающие свои электроны, имеют постоянную «+» степень окисления, равную номеру группы. Исключение: Cu (+1,+2), Au (+1,+3), Hg (+1,+2).

Слайд 5

Описание слайда:

Атомы элементов главных подгрупп IV-VI групп могут проявлять несколько степеней окисления. Атомы элементов главных подгрупп IV-VI групп могут проявлять несколько степеней окисления. Высшую «+», равную номеру группы Промежуточную, на 2 единицы меньше, чем высшая, Низшую «─», равную разности между номером группы и число 8 Исключение: N (+1,+2,+3,+4,+5, -3)

Слайд 6

Описание слайда:

Атомы металлов могут иметь только «+» степень окисления. Атомы металлов могут иметь только «+» степень окисления. Атомы элементов VII группы, главной подгруппы –галогены (кроме фтора) могут иметь в соединениях все нечетные степени окисления от ─1 до +7 (─1, +1, +3,+5,+7) Алгебраическая сумма степеней окисления в соединение равна 0, а в сложном ионе – заряду иона.

Слайд 7

Описание слайда:

Окислители и восстановители Окислители и восстановители Окислением называется процесс отдачи электронов, степень окисления атома при этом повышается: Al0 - 3ē → Al+3 S―2 - 8ē → S+6 Восстановлением называется процесс присоединения электронов, степень окисления при этом понижается: S0 + 2ē → S―2 Al+3 + 3ē → Al0

Слайд 8

Описание слайда:

Вещества, атомы которых присоединяют электроны, называются окислителями. Вещества, атомы которых присоединяют электроны, называются окислителями. В процессе реакции окислители восстанавливаются. Вещества, атомы которых отдают электроны, называются восстановителями. В реакции восстановители окисляются.

Слайд 9

Описание слайда:

Окислителями могут быть: Окислителями могут быть: Неметаллы в свободном состоянии; Неметаллы и металлы в высшей степени окисления; Восстановителями могут быть: Металлы и водород в свободном состоянии; Металлы и неметаллы в низшей степени окисления.

Слайд 10

Описание слайда:

Вещества, в состав которых входит элемент в промежуточной степени окисления, проявляют окислительно – восстановительную двойственность: по отношению к окислителю они являются восстановителями, а по отношению к восстановителям – окислителями. Вещества, в состав которых входит элемент в промежуточной степени окисления, проявляют окислительно – восстановительную двойственность: по отношению к окислителю они являются восстановителями, а по отношению к восстановителям – окислителями. ОВР - это единство 2 противоположных процессов – окисления и восстановления. Число электронов, которое отдает восстановитель, равно числу электронов, которое присоединяет окислитель.

Слайд 11

Описание слайда:

Классификация ОВР Классификация ОВР 1. Реакции межмолекулярного и межатомного окисления-восстановления (атомы повышающие и понижающие степень окисления входят в состав разных молекул): 2 KI― + Cl20 → 2 KCl― + I20 2. Реакции внутримолекулярного окисления-восстановления (атомы, изменяющие степени окисления входят в состав одной молекулы): 2 Na N+5O3―2 → 2 NaN+3O2 + O20

Слайд 12

Описание слайда:

3. Реакции диспропорционирования (повышает и понижает степень окисления атом одного и того же элемента): 3. Реакции диспропорционирования (повышает и понижает степень окисления атом одного и того же элемента): Cl20 + KOH → KCl+O + KCl― +Н2О Реакции межмолекулярного и межатомного окисления-восстановления уравниваются слева направо. Реакции внутримолекулярного окисления-восстановления и диспропорционирования – справа налево.

Слайд 13

Описание слайда:

Составление уравнений ОВР методом электронного баланса Составление уравнений ОВР методом электронного баланса Пример 1. MnS +HNO3 → MnSO4 + NO + H2O 1. Определяют степени окисления всех атомов и атомы, изменившие степень окисления: Mn+2S―2 + H+N+5O3―2 → Mn+2S+6O4―2 + N+2O―2 + H2+O―2

Слайд 14

Описание слайда:

2. Составляют схемы процессов окисления и восстановления. 2. Составляют схемы процессов окисления и восстановления. 3. Записывается число отданных и число принятых электронов, для этих чисел находится наименьшее общее кратное, разделив которое на число отданных и принятых электронов, получаем коэффициенты перед MnS и HNO3: S―2 - 8ē → S+6 8 24 3 - окисление N+5 + 3ē → N+2 3 8 – восстановление MnS – восстановитель; HNO3 – окислитель.

Слайд 15

Описание слайда:

4. Найденные коэффициенты (основные коэффициенты) проставляются в левую часть уравнения (межмолекулярная ОВР), затем уравнивают элементы изменившие степень окисления в правой части уравнения: 4. Найденные коэффициенты (основные коэффициенты) проставляются в левую часть уравнения (межмолекулярная ОВР), затем уравнивают элементы изменившие степень окисления в правой части уравнения: 3 MnS +8 HNO3 → 3 MnSO4 + 8 NO + H2O 5. В последнюю очередь уравнивают атомы Н. 3 MnS +8 HNO3 → 2 MnSO4 + 8 NO + 4 H2O

Слайд 16

Описание слайда:

6. Для проверки - подсчитывают число атомов кислорода в левой и правой частях уравнения. 6. Для проверки - подсчитывают число атомов кислорода в левой и правой частях уравнения. В левой части уравнения 24 атома кислорода, в правой части – то же 24 атома кислорода. Последовательность: Основные коэффициенты; Металлы; Неметаллы; Н; Проверка по О.

Слайд 17

Описание слайда:

Пример 2. При составлении полуреакций окисления и восстановления следует исходить из общего числа атомов, изменивших степень окисления. Пример 2. При составлении полуреакций окисления и восстановления следует исходить из общего числа атомов, изменивших степень окисления. Sn+2Cl2 + K2Cr2+6O7 + HCl → Sn+4Cl4 + Cr+3Cl3 + KCl + H2O В левой части уравнения 2 атома хрома, поэтому число принятых электронов рассчитывается с учетом этого.

Слайд 18

Описание слайда:

Sn+2 - 2ē → Sn+4 2 6 3 - окисление Sn+2 - 2ē → Sn+4 2 6 3 - окисление 2Cr+6 + 2∙3ē → 2Cr+3 6 1 - восстановление SnCl2 – восстановитель; K2Cr2O7 – окислитель. Найденные коэффициенты проставляются в левую часть уравнения, т.к. ОВР является межмолекулярной.

Слайд 19

Описание слайда:

3Sn+2Cl2 + 1K2Cr2+6O7 + 14HCl → 3Sn+4Cl4 + 2Cr+3Cl3 + 2KCl + 7H2O

Слайд 20

Описание слайда:

Пример 3. Если число атомов, изменивших степень окисления больше 2, то коэффициенты определяют по сумме отданных и принятых электронов: Пример 3. Если число атомов, изменивших степень окисления больше 2, то коэффициенты определяют по сумме отданных и принятых электронов: As2S3 + HClO3 + Н2О → H3AsO4 + H2SO4 + HCl

Слайд 21

Описание слайда:

As2+3S3―2 + HCl+5O3 + Н2О → As2+3S3―2 + HCl+5O3 + Н2О → H3As+5O4 +H2S+6O4 + HCl― Степень окисления изменяют 3 атома : S, As, Cl.

Слайд 22

Описание слайда:

2As+3 - 2•2ē → 2 As+5 4 28 84 3 – ок-ие 2As+3 - 2•2ē → 2 As+5 4 28 84 3 – ок-ие 3S―2 - 3•8ē → 3S+6 24 Cl+5 + 6ē → Cl― 6 6 14 - вос-ие 3As2S3 + 14HClO3 + 18Н2О → 6H3AsO4 + 9 H2SO4 + 14HCl As2S3 – восстановитель; HClO3 – окислитель.

Слайд 23

Описание слайда:

Если погрузить Ме в водный раствор его соли, то «+» ионы, находящиеся на поверхности металла, гидратируются и некоторое количество ионов переходит в раствор. Если погрузить Ме в водный раствор его соли, то «+» ионы, находящиеся на поверхности металла, гидратируются и некоторое количество ионов переходит в раствор. В результате на пластине образуется избыток электронов, она заряжается «-»

Слайд 24

Описание слайда:

Между металлом и раствором устанавливается равновесие: Между металлом и раствором устанавливается равновесие: МТВ + nН2О - z ē ↔ М(Н2О)nz+ Катионы, притягиваясь к отрицательно заряженной пластине, концентрируются вблизи нее. Анионы отталкиваются от пластины и их концентрация вблизи электрода будет понижена.

Слайд 25

Описание слайда:

Раствор вблизи поверхности Ме приобретает заряд, противоположный по знаку заряду металла – образуется двойной электрический слой и возникает определенный скачок потенциала, который принято называть электродным потенциалом(φ).

Слайд 26

Описание слайда:

Значение электродного потенциала зависит: Значение электродного потенциала зависит: От природы металла – чем большей химической активностью обладает металл, тем легче он растворяется, тем отрицательней потенциал;

Слайд 27

Описание слайда:

2. От концентрации ионов металла в растворе – с увеличением концентрации катионов в растворе потенциал становится более положительным; 2. От концентрации ионов металла в растворе – с увеличением концентрации катионов в растворе потенциал становится более положительным; 3. От температуры – с повышением температуры потенциал становится более положительным.

Слайд 28

Описание слайда:

Уравнение Нернста Уравнение Нернста φ0 – стандартный электродный потенциал металла при стандартных условиях (Т=298 К, [Mez+]=1моль/л) характеризует химическую активность металла, чем активнее металл, тем отрицательней его стандартный электродный потенциал;

Слайд 29

Описание слайда:

R – универсальная газовая постоянная, R=8,314 Дж/(моль К); R – универсальная газовая постоянная, R=8,314 Дж/(моль К); Т- абсолютная температура, К; z – число электронов, участвующих в электродном процессе; F –число Фарадея, F= 96500 Кл; [Mez+] – молярная концентрация ионов металла в растворе, моль/л.

Слайд 30

Описание слайда:

R=8,314 Дж/(моль К) R=8,314 Дж/(моль К) Т = 298 К

Слайд 31

Описание слайда:

Измерение электродных потенциалов. Измерение электродных потенциалов. Стандартный водородный электрод Измерить абсолютную величину электродного потенциала невозможно. Относительные значения измеряют в сравнении с некоторыми эталонными электродами - стандартными или электродами сравнения.

Слайд 32

Описание слайда:

Стандартный водородный электрод Платиновая пластина, покрытая для увеличения поверхности электрода платиновой чернью, и погруженная в водный раствор серной кислоты с [H+]= 1 моль/л. Через раствор пропускается газообразный водород.

Слайд 33

Описание слайда:

Часть поглощенного платиной водорода переходит в атомарное состояние и в поверхностном слое платины устанавливается равновесие: Часть поглощенного платиной водорода переходит в атомарное состояние и в поверхностном слое платины устанавливается равновесие: Н2 ↔ 2Н На границе Pt – H2SO4 устанавливается равновесие: Н(Г) ↔ Н+ + ē

Слайд 34

Описание слайда:

Водородный электрод ведет себя подобно металлу, погруженному в раствор своей соли. Металлическая платина выполняет роль носителя атомов водорода и проводника электронов, к раствору она безразлична. Водородный электрод ведет себя подобно металлу, погруженному в раствор своей соли. Металлическая платина выполняет роль носителя атомов водорода и проводника электронов, к раствору она безразлична. 2Н+ + 2ē ↔ Н2 - эталонный процесс для создания численной шкалы электродных потенциалов.

Слайд 35

Описание слайда:

Не стандартные условия: Не стандартные условия: φ 2Н+/Н2 = 0,059 lg[H+] = -0,059рН

Слайд 36

Описание слайда:

Электрохимический ряд напряжений металлов Электрохимический ряд напряжений металлов По отношению к стандартному водородному электроду выражают потенциалы всех других электродов - собирают гальванический элемент из стандартного водородного электрода и металла, потенциал которого измеряют. Измеренная ЭДС равна стандартному электродному потенциалу металла, если концентрация его катионов равна 1 моль/л.

Слайд 37

Описание слайда:

Расположив все металлы в порядке возрастания значений стандартных электродных потенциалов получают электрохимический ряд напряжений металлов: Расположив все металлы в порядке возрастания значений стандартных электродных потенциалов получают электрохимический ряд напряжений металлов:

Слайд 38

Описание слайда:

Положение металла в Ряду характеризует его способность к окислительно - восстановительному взаимодействию в водных растворах при стандартных условиях. Положение металла в Ряду характеризует его способность к окислительно - восстановительному взаимодействию в водных растворах при стандартных условиях. Из ряда напряжений следует: Восстановительная активность свободных металлов убывает слева направо;

Слайд 39

Описание слайда:

Восстановительная активность катионов металлов возрастает слева направо; Восстановительная активность катионов металлов возрастает слева направо; Каждый металл вытесняет из растворов солей все другие металлы, стоящие в Ряду правее него; Первые члены Ряда (до Mg включительно) вытесняет водород из воды;

Слайд 40

Описание слайда:

Металлы, стоящие в Ряду от Mg до Н, вытесняют водород из разбавленных растворов кислот (за исключением HNO3); Металлы, стоящие в Ряду от Mg до Н, вытесняют водород из разбавленных растворов кислот (за исключением HNO3); Металлы, стоящие в Ряду после водорода, не способны вытеснять водород из раствора кислот; Самопроизвольно могут протекать те реакции, в которых восстановитель имеет более отрицательный потенциал, чем окислитель;

Слайд 41

Описание слайда:

Гальванические элементы Гальванические элементы ОВР связаны с переносом электронов, поэтому их можно использовать для получения электрического тока. Приборы, преобразующие химическую энергию в электрическую, называются гальваническими элементами(ГЭ) или химическими источниками электрической энергии (ХИЭЭ).

Слайд 42

Описание слайда:

ХИЭЭ: ХИЭЭ: Гальванические элементы; Аккумуляторы; Топливные элементы. ГЭ – система, в которой происходит самопроизвольная ОВР (ΔG

Слайд 43

Описание слайда:

ГЭ - электрохимическая система, из 2 электродов, растворы которых между собой соединены с помощью солевого мостика – стеклянной трубки, заполненной раствором соли (KCl или NaCl). ГЭ - электрохимическая система, из 2 электродов, растворы которых между собой соединены с помощью солевого мостика – стеклянной трубки, заполненной раствором соли (KCl или NaCl). Солевой мостик (электрохимический ключ) препятствует смешиванию растворов, проводит электрический ток.

Слайд 44

Описание слайда:

I ZnSO4 II CuSO4

Слайд 45

Описание слайда:

Медно-цинковый гальванический элемент (элемент Якоби-Даниэля) Медно-цинковый гальванический элемент (элемент Якоби-Даниэля) Если электрическая цепь замкнута, то в области I происходит окисление цинка, на поверхности пластины атомы Zn превращаются в ионы и переходят в раствор, цинковая пластина постепенно растворяется.

Слайд 46

Описание слайда:

Электрод, на котором протекает процесс окисления, называется анодом. Электрод, на котором протекает процесс окисления, называется анодом. Zn0 ↔ Zn+2 + 2ē – анодный процесс Образовавшиеся при этом свободные электроны движутся по внешней цепи к медному электроду.

Слайд 47

Описание слайда:

В области II, на медном электроде, происходит восстановление ионов меди. В области II, на медном электроде, происходит восстановление ионов меди. Электроны, переходящие по внешней цепи от цинкового электрода, соединяются с катионами меди из раствора, образуется атомы меди – масса медной пластины увеличивается.

Слайд 48

Описание слайда:

Электрод, на котором протекают процессы восстановления, называется катодом. Электрод, на котором протекают процессы восстановления, называется катодом. Cu+2 + 2ē ↔ Cu0 – катодный процесс

Слайд 49

Описание слайда:

Суммарное уравнение токообразующей реакции: Суммарное уравнение токообразующей реакции: Cu+2 + Zn0 ↔ Cu0 + Zn+2 CuSO4 + Zn0 ↔ Cu0 + Zn SO4

Слайд 50

Описание слайда:

При работе ГЭ область II обедняется катионами меди, область I обогащается катионами цинка. Раствор в области II заряжается «-», а в области I – «+». При работе ГЭ область II обедняется катионами меди, область I обогащается катионами цинка. Раствор в области II заряжается «-», а в области I – «+». Создается электрическое поле, в котором катионы движутся к медному электроду, а анионы (SO42—) – к цинковому электроду по солевому мостику. В итоге растворы в областях I и II остаются электронейтральными.

Слайд 51

Описание слайда:

При схематической записи ГЭ вертикальными линиями разделяют те фазы, на границе раздела которых возникают скачки потенциалов, две вертикальные линии- солевой мостик: При схематической записи ГЭ вертикальными линиями разделяют те фазы, на границе раздела которых возникают скачки потенциалов, две вертикальные линии- солевой мостик: Zn | ZnSO4 || CuSO4 | Cu

Слайд 52

Описание слайда:

Максимальное значение напряжения ГЭ, соответствующее обратимому проведению процесса, называется электродвижущей силой (ЭДС) гальванического элемента (Е, В). Максимальное значение напряжения ГЭ, соответствующее обратимому проведению процесса, называется электродвижущей силой (ЭДС) гальванического элемента (Е, В). Е = UMAX Е= φ(катода) – φ(анода)

Слайд 53

Описание слайда:

Если соблюдаются стандартные условия, ЭДС элемента называется стандартной (Е0, В): Если соблюдаются стандартные условия, ЭДС элемента называется стандартной (Е0, В): Е0= φ0(катода) – φ0(анода)

Слайд 54

Описание слайда:

Электролиз Электролиз Электролиз - окислительно-восстановительные процессы, которые протекают под действием постоянного электрического тока, проходящего через раствор или расплав электролита. Электролиз – процесс, противоположный работе ГЭ, он протекает с поглощением энергии.

Слайд 55

Описание слайда:

Электролиз расплава хлорида магния Электролиз расплава хлорида магния MgCl2↔ Mg2+ + 2Cl— «-« Катод: Mg2+ + 2ē → Mg0 «+» Анод: 2Cl— - 2ē → Cl20 Суммарная реакция электролиза расплава хлорида магния: MgCl2 → Mg0 + Cl20

Слайд 56

Описание слайда:

Электрод, на котором происходит восстановление, называется катодом, но в электролизе он заряжен «-». Электрод, на котором происходит восстановление, называется катодом, но в электролизе он заряжен «-». Электрод, на котором протекает окисление, называется анодом, заряжен он «+».

Слайд 57

Описание слайда:

Электролиз водных растворов электролитов Электролиз водных растворов электролитов На катоде будут восстанавливаться окисленные формы тех систем, которые имеют наибольшее значение электродного потенциала. На аноде будут окисляться те системы, которые имеют наименьшее значение электродного потенциала.

Слайд 58

Описание слайда:

Катодные процессы Катодные процессы При рассмотрении этих процессов необходимо учитывать потенциал процесса восстановления водорода 2Н+ + 2ē → Н2: φ 2Н+/Н2 = 0,059 lg[H+] = -0,059рН Нейтральная среда (рН=7): φ 2Н+/Н2 = -0,059•7= - 0,41В

Слайд 59

Описание слайда:

Металлы, стоящие в ряду напряжений до Al (Ti) включительно не восстанавливаются при электролизе водных растворов, т.к. их потенциал меньше, чем — 0,41В. В этих случаях на катоде образуется водород: Металлы, стоящие в ряду напряжений до Al (Ti) включительно не восстанавливаются при электролизе водных растворов, т.к. их потенциал меньше, чем — 0,41В. В этих случаях на катоде образуется водород: Среда нейтральная (рН=7): 2Н2О + 2ē → Н2 +2ОН— Среда кислая (рН

Слайд 60

Описание слайда:

Металлы, стоящие в Ряду от Sn до конца , имеют φ0 > - 0,41В, и из нейтральных растворов электролитов они будут восстанавливаться на катоде. Металлы, стоящие в Ряду от Sn до конца , имеют φ0 > - 0,41В, и из нейтральных растворов электролитов они будут восстанавливаться на катоде. Для металлов средней части Ряда, у которых φ0 ~ — 0,41В, необходимо учитывать условия проведения электролиза (концентрацию, температуру).

Слайд 61

Описание слайда:

Анодные процессы Анодные процессы Различают электролиз с активным (растворимым) и электролиз с инертным (материал, которого не претерпевает изменений в ходе электролиза) анодами. Инертные аноды: угольные, графитовые, платиновые аноды, аноды из нержавеющей стали.

Слайд 62

Описание слайда:

Анионы образуют собственный ряд напряжений, в котором слева направо увеличивается значение стандартного электродного потенциала: Анионы образуют собственный ряд напряжений, в котором слева направо увеличивается значение стандартного электродного потенциала: Cl— S—2 I— Br— OH— (Н2О) SO42— NO3— NO2— F— φ0

Слайд 63

Описание слайда:

При электролизе водных растворов щелочей, кислородсодержащих кислот и их солей, фтороводорода и фторидов происходит электрохимическое выделение кислорода. При электролизе водных растворов щелочей, кислородсодержащих кислот и их солей, фтороводорода и фторидов происходит электрохимическое выделение кислорода. Щелочная среда (рН>7): 4ОН— → О2 + 2Н2О + 4ē Нейтральная среда (рН>7): 2Н2О → О2 + 4Н+ + 4ē

Слайд 64

Описание слайда:

При электролизе водных растворов безкислородных кислот и их солей у анода будут разряжаться анионы этих кислот. При электролизе водных растворов безкислородных кислот и их солей у анода будут разряжаться анионы этих кислот. Анод растворимый - в число конкурирующих процессов включают окисление материала анода. Будет протекать тот процесс, который характеризуется наименьшим значением электродного потенциала.

Слайд 65

Описание слайда:

Электролиз раствора CuCl2 Электролиз раствора CuCl2 с инертным анодом Катод «-» 1) Cu2+ + 2ē → Cu0 ; φ01=0,34В 2) 2Н2О+2ē→Н2+2ОН—; φ02=- 0,41в φ01 > φ02 – на катоде будет протекать восстановление меди. Анод «+» 2Cl— - 2ē→ Cl20 ; 2Н2О - 4ē → О2 + 4Н+ ; на аноде будут разряжаться хлорид-ионы.

Слайд 66

Описание слайда:

Суммарное уравнение электролиза: Суммарное уравнение электролиза: CuCl2 + Н2О → Cu0 + Cl20 + Н2О

Слайд 67

Описание слайда:

Электролиз раствора CuCl2 с медным анодом Электролиз раствора CuCl2 с медным анодом Катод «-» 1) Cu2+ + 2ē → Cu0 ; φ01=0,34В 2) 2Н2О+2ē→Н2+2ОН—; φ02=- 0,41в φ01 > φ02 – на катоде будет протекать восстановление меди.

Слайд 68

Описание слайда:

Анод (Cu) «+» Анод (Cu) «+» 1)2Cl— - 2ē→ Cl20 ; φ01 2)2Н2О - 4ē → О2 + 4Н+; φ02 3) Cu0 - 2ē → Cu2+ ; φ03= 0,34В φ03 < φ01 < φ02 - будет окисляться материал анода.

Слайд 69

Описание слайда:

Суммарное уравнение электролиза: Суммарное уравнение электролиза: Cu0 + CuCl2+ Н2О →Cu0 + CuCl2+ Н2О Электролиз сводится к переносу меди с анода на катод, такие процессы применяются для очистки (рафинирования) металлов.

Слайд 70

Описание слайда:

Законы электролиза С количественной стороны процесс электролиза был впервые изучен в 30-х гг. 19 века английским физиком Майклом Фарадеем (1791 г. - 1867 г.)

Слайд 71

Описание слайда:

Первый закон Фарадея: Масса вещества, выделившегося при электролизе, пропорциональна количеству электричества, прошедшего через электролит.

Слайд 72

Описание слайда:

Второй закон Фарадея: Второй закон Фарадея: Одинаковые количества электричества выделяют на электродах эквивалентные массы различных веществ. Для выделения на электроде 1 эквивалента любого вещества необходимо через электролит пропустить 96500 Кл электричества.

Слайд 73

Описание слайда:

МЭ – эквивалентная масса, г/моль; I - сила тока, А; t – время проведения процесса, с; F = 96500 Кл - число Фарадея .

Слайд 74

Описание слайда:

1 F = 96500 Кл = 96500 А•с= 26,8 А•час 1Фарадей – это заряд, который несет на себе 1 моль электронов или 1 моль однозарядных ионов.

Слайд 75

Описание слайда:

Количественной характеристикой полноты использования тока является выход по току (η): Количественной характеристикой полноты использования тока является выход по току (η):

Слайд 76

Описание слайда:

Применение электролиза Применение электролиза Получение металлов – выделение в чистом виде алюминия и щелочных, щелочноземельных металлов производится электролизом расплавов, а остальных металлов – электролизом водных растворов.

Слайд 77

Описание слайда:

Очистка металлов – электролиз проводят с активным (растворимым) анодом. Очистка металлов – электролиз проводят с активным (растворимым) анодом. Получение различных химических веществ Зарядка аккумулятора – при разрядке аккумулятор работает как гальванический элемент, а зарядка -это процесс электролиза.

Слайд 78

Описание слайда:

Получение металлических покрытий – в декоративных целях, для защиты от коррозии, повышения твердости и электропроводности производят осаждение металла электролизом водного раствора соли, покрываемое изделие выполняет роль катода. Получение металлических покрытий – в декоративных целях, для защиты от коррозии, повышения твердости и электропроводности производят осаждение металла электролизом водного раствора соли, покрываемое изделие выполняет роль катода.

Слайд 79

Описание слайда:

Защита от коррозии – защита основана на электролизе, при котором защищаемый объект играет роль катода, на котором происходит восстановление воды. Защита от коррозии – защита основана на электролизе, при котором защищаемый объект играет роль катода, на котором происходит восстановление воды.

Слайд 80

Описание слайда:

Коррозия металлов Коррозия металлов Коррозия - разрушение металлов под воздействием окружающей среды. Коррозия металлов - процесс окисления: Ме - zē → Меz+ Коррозия – процесс самопроизвольный (ΔG

Слайд 81

Описание слайда:

По механизму коррозия делится на химическую и электрохимическую. По механизму коррозия делится на химическую и электрохимическую. Химическая коррозия – разрушение металлов в результате химического взаимодействия с окружающей средой.

Слайд 82

Описание слайда:

Химическая коррозия делится: Химическая коррозия делится: газовая (протекает при высоких температурах на воздухе, в присутствии газов-галогенов); коррозия в агрессивных средах – неэлектролитах (сернистая нефть).

Слайд 83

Описание слайда:

При нагревании стальных изделий на воздухе их поверхность покрывается темным слоем окалины – продуктов окисления (оксида или гидраксида), которые препятствуют дальнейшей диффузии окислителя к металлу и замедляет коррозию. При нагревании стальных изделий на воздухе их поверхность покрывается темным слоем окалины – продуктов окисления (оксида или гидраксида), которые препятствуют дальнейшей диффузии окислителя к металлу и замедляет коррозию.

Слайд 84

Описание слайда:

Пример: Пример: Предметы из меди и ее сплавов при длительном хранении покрываются зеленым налетом основной соли: 2Cu + O2 + H2O + CO2 = (CuOH)2CO3

Слайд 85

Описание слайда:

Скорость химической коррозии зависит от свойств пленки и окислителя, и температуры. Скорость химической коррозии зависит от свойств пленки и окислителя, и температуры. Сплошную оксидную пленку, предотвращающую дальнейшую коррозию, дают такие металлы как Al, Zn, Cr. Если пленка рыхлая, то замедляется процесс отвода тепла от металла, металл разогревается - скорость коррозии увеличивается.

Слайд 86

Описание слайда:

Электрохимическая коррозия – разрушение металла под действием окружающей среды в результате возникновения гальванических пар. Электрохимическая коррозия – разрушение металла под действием окружающей среды в результате возникновения гальванических пар. Характерна для сред, проводящих электрический ток - протекает в электролитах, в атмосфере влажного газа, в почве.

Слайд 87

Описание слайда:

Чаще всего причиной электрохимической коррозии является вода и растворенный в ней кислород, электродный потенциал этой системы равен 0,815 В, и она может окислять многие металлы. Чаще всего причиной электрохимической коррозии является вода и растворенный в ней кислород, электродный потенциал этой системы равен 0,815 В, и она может окислять многие металлы.

Слайд 88

Описание слайда:

Закономерности электрохимической коррозии: Закономерности электрохимической коррозии: разрушается более активный металл; в кислой среде на поверхности менее активного металла выделяется водород; в нейтральной и щелочной средах на менее активном металле происходит восстановление молекулярного кислорода с образованием гидроксид - ионов.

Слайд 89

Описание слайда:

Используемые в технике металлы, как правило, химически неоднородны, содержат примеси других металлов. Это является причиной возникновения микроГЭ, и следовательно, электрохимической коррозии. Используемые в технике металлы, как правило, химически неоднородны, содержат примеси других металлов. Это является причиной возникновения микроГЭ, и следовательно, электрохимической коррозии. Железо – активный металл и по отношению ко многим примесям (Sn, Pb, Ni, Cu и др.) выступает в роли анода.

Слайд 90

Описание слайда:

Пример: коррозии железа в контакте с медью в кислой среде. Пример: коррозии железа в контакте с медью в кислой среде. Образуется ГЭ: (-) Fe | HCl | Cu (+). Железо более сильный восстановитель, чем медь, оно будет окисляться. Электроны переходят от железа к меди, перемещаются к поверхности меди, где будут восстанавливаться ионы водорода Анод: Fe - 2ē → Fe2+ Катод: 2Н+ + 2ē → Н2 ( на поверхности меди) Fe + 2Н+ → Н2↑+ Fe2+

Слайд 91

Описание слайда:

Пример: коррозия (ржавление) железа в нейтральной среде Пример: коррозия (ржавление) железа в нейтральной среде Анод: Fe - 2ē → Fe2+ Катод: О2 + 2 Н2О +4ē → 4 ОН— Fe2+ + 2ОН— → Fe(ОН)2 4Fe(ОН)2 + О2 + 2Н2О→ 4Fe(ОН)3 2Fe(ОН)3 →Fe2О3 • Н2О + 2Н2О

Слайд 92

Описание слайда:

Методы защиты от коррозии: Методы защиты от коррозии: Окраска металлических изделий, покрытие полимерными пленками (полиэфирными, эпоксидными); Оксидирование – получение на металлической поверхности плотного оксидного слоя (анодирование алюминия);

Слайд 93

Описание слайда:

Нанесение металлических покрытий – катодные покрытия - покрытие менее активным металлом, для железа используют покрытия оловом, никелем, медью; Нанесение металлических покрытий – катодные покрытия - покрытие менее активным металлом, для железа используют покрытия оловом, никелем, медью; - анодные покрытия - покрытие более активным металлом, который при нарушении целостности покрытия будет разрушаться, а основной металл останется невредимым;

Слайд 94

Описание слайда:

Протекторная защита – для защиты подземных трубопроводов, паровых котлов, корпусов кораблей – на некотором расстоянии от защищаемого металла устанавливается анод из более активного металла – искусственно создается ГЭ, в котором окисляться будет более активный металл, а защищаемое изделие останется невредимым. Протекторная защита – для защиты подземных трубопроводов, паровых котлов, корпусов кораблей – на некотором расстоянии от защищаемого металла устанавливается анод из более активного металла – искусственно создается ГЭ, в котором окисляться будет более активный металл, а защищаемое изделие останется невредимым. Эффективный метод, металлическое изделие сохраняется в течение многих лет

Слайд 95

Описание слайда:

Электрозащита (катодная защита) – защищаемый объект присоединяют к «-» полюсу источника постоянного тока, «+» полюс присоединяют к расположенному вблизи куску металла – используется процесс электролиза; Электрозащита (катодная защита) – защищаемый объект присоединяют к «-» полюсу источника постоянного тока, «+» полюс присоединяют к расположенному вблизи куску металла – используется процесс электролиза; Применение ингибиторов коррозии – веществ, которые, адсорбируясь на поверхности металла, делают потенциал более положительным, тем самым замедляя коррозию.