🗊Презентация Электроды 1 рода

Электроды 1 рода Окислительно-восстановительный процесс можно провести электрохимически в электроде. Например, случай электрода 1 рода, когда металл погружён в водный раствор собственной соли: Zn|ZnSO4 – цинковый электрод, Cu|CuSO4 – медный электрод, Ag|AgNO3 – серебряный и др. Потенциал такого электрода зависит от концентрации катионов металла, –это электрод, обратимый по отношению к катиону: εAg = εoAg + 0,059 lgCAg+.

Электроды 2 рода Усложним конструкцию, введем в систему на границу фаз серебро – раствор труднорастворимую соль серебра, тогда получится электрод, обратимый как к катиону, так и к аниону – электрод 2 рода, хлорсеребряный: Ag|AgCI + KCI. На серебряный пруток нанесен слой хлористого серебра и этот пруток помещается в раствор электролита - хлористого калия. В этом случае концентрации ионов серебра и хлора связаны величиной произведения растворимости ПРAgCI : ПРAgCI = C Ag+ • CCI─ , отсюда C Ag+ = ПРAgCI/ CCI─. εAgCI = εoAg + 0,059 lg ПРAgCI ─ 0,059lg CCI─ = εoAgCI ─ 0,059lg CCI─. Потенциал такого электрода зависит от концентраций катиона и аниона. Другим примером является каломельный электрод (каломель – Hg2CI2): Hg| Hg2CI2 + KCI.

Газовые электроды В систему вместо труднорастворимого вещества можно ввести газ, тогда получатся так называемые газовые электроды. Так, реакцию восстановления кислорода, растворенного в воде: O2 + 2H2O + 4e  4OH─ можно провести в кислородном электроде. Для этого нужен раствор, содержащий ионы гидроксила (NaOH) и инертный металл (Pt). Газоообразный кислород подают на поверхность платины.

Кислородный электрод

Хлорный электрод Если на такую платиновую пластину, погруженную в раствор соляной кислоты, подавать газообразный хлор, получится хлорный электрод: (СI2)Pt|HCI. На нем протекает реакция: CI2 + 2e  2CI─. Для улучшения адсорбции газов на платине ее поверхность покрывают слоем губчатой, аморфной платины, так называемой «платиновой чернью».

Электроды сравнения (водородный) (H2)Pt|H2SO4 На платине устанавливается равновесие: H2 ─ 2e  2H+ εH2 = εoH2 + 0,059 lg CH+/PH2 εH2 = εoH2 ≡ 0 при C H+ = 1 моль/л и Р H2 = 1 атм. Ag|AgCI + KCI – хлорсеребряный электрод, εo = 0,21В

Red-ox электроды (+) Pt | Fe3+ Fe3+ + e  Fe2+ (─) Pt | Sn2+ Sn4+ + 2e  Sn2+ Cr 3+ + e  Cr 2+ εo = ─ 0,41в Cu 2+ + e  Cu+ εo = ─ 0,17в Sn4+ + 2e  Sn2+ εo = + 0,15в Cr2O72─ + 14H+ + 6e  2 Cr3+ + 7 H2O εo = +1,33 CI2 + 2e  2CI─ εo = +1,36

Гальванический элемент Двухэлектродная обратимая система, в которой энергия химической реакции преобразуется в электрическую, называется гальваническим элементом. Первый химический источник тока создал Вольт. Медную и цинковую пластины он соединил тканью, пропитанной раствором серной кислоты: (─) Zn| H2SO4 | Cu (+) (─) Zn ─ 2e → Zn 2+ (+)2H+ + 2e → H2 ↑. Из-за выделения газообразного водорода такая система не получается обратимой, она работает только на разряд.

Элемент Даниэля-Якоби

Схема элемента и обозначение электродов Zn + CuSO4  ZnSO4 + Cu (─) Zn| ZnSO4 || CuSO4 | Cu (+) (─) Zn ─ 2e  Zn2+ (+) Cu2+ + 2e  Cu Электрод, на котором протекает процесс окисления, называется анодом. Электрод, на котором протекает процесс восстановления, называется катодом.

Электродвижущая сила (Э.Д.С) Суммарная работа, производимая электрическим током называется электродвижущей силой (э.д.с.) элемента (Е). ∑Аi = Е • n • F где n – заряд иона металла, F – число Фарадея для приведения к молю.

Виды работ А1 –работа окисления цинка (поверхность металлического цинка в контакте с раствором его соли). А1 = ─ εZn • n • F. А2 – работа восстановления ионов меди (поверхность меди в растворе ее соли). А2 = εCu • n • F. А3 – работа преодоления контактного потенциала (контакт цинка и меди с электрическим проводником – граница раздела двух металлов). А4 – работа преодоления диффузионного потенциала (контакт растворов солей меди и цинка с раствором хлорида калия – граница раздела двух растворов).

Связь э.д.с. с потенциалами электродов А3 = А4 ≈ 0. Е • n • F = = εCu • n • F ─ εZn • n • F Е = εCu ─ εZn Медь – катод, цинк – анод. В общем случае э.д.с. гальванического элемента равна разности электродных потенциалов катода и анода: Е = εкатода ─ εанода По своему физическому смыслу Е≥0, поэтому εкатода > εанода , Е = ε0Cu ─ ε0Zn = 0,337 ─ (─ 0,762) = 1,1 В

Концентрационная цепь Cu| CuSO4 || CuSO4 | Cu (2) С1 = 1 моль/л, С2 = 0,01 моль/л εCu = ε0Cu = 0,34В, (2) εCu = ε0Cu + (0,059/2) • lg 0,01 = 0,28В. Е=0,06В. Элемент, работающий за счёт разности концентраций, называется концентрационным.

Автомобильный аккумулятор

Аккумуляторные батареи

Элемент питания