Электрохимические процессы - презентация, доклад, проект скачать

Нажмите для полного просмотра!

Содержание ▲

Вы можете ознакомиться и скачать презентацию на тему Электрохимические процессы. Доклад-сообщение содержит 59 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:

Электрохимические процессы Электрохимические процессы

Слайд 2

Описание слайда:

План лекции План лекции 1. ОВР - химический процесс с переносом заряда 2. Электродный потенциал 3. Гальванический элемент 4. Уравнение Нернста 5. ЭДС гальванического эл-та 6. Электролиз 7. Явления поляризации и перенапряжения 8. Коррозия металлов

Слайд 3

Описание слайда:

Электрохимия изучает процессы, связанные с взаимным превращением хим. и электрич-й энергии Red1 + Ox2 = Ox1 +Red2 Zn + Cu+2 = Zn+2 + Cu окисление - Red1 - ne = Ox1 восст-ние - Ox2 + ne = +Red2

Слайд 4

Описание слайда:

Слайд 5

Описание слайда:

Слайд 6

Описание слайда:

На границе раздела фаз образуется На границе раздела фаз образуется двойной электрический слой: а) за счет выхода ионов из металла б) за счет адсорбции ионов на поверхности металла

Слайд 7

Описание слайда:

Разность зарядов на границе раздела фаз обусловливает скачок потенциала

Слайд 8

Описание слайда:

Окисл.-восст. потенциалы На поверхности раздела возникает разность потенциалов, величина которой зависит от природы материала электрода, температуры, концентрации раствора и др. свойств системы Ее измеряют относительно электрода сравнения в стандартных условиях

Слайд 9

Описание слайда:

Если замкнуть два разных по природе эл-да внешней и внутренней цепью, получим машину способную производить электрический ток - Если замкнуть два разных по природе эл-да внешней и внутренней цепью, получим машину способную производить электрический ток - гальванический элемент состоит из: анода (процесс окисления) катода (процесс восстановления) Символическая запись: А (-)Zn|Zn2+||Cu2+|Cu(+) К

Слайд 10

Описание слайда:

Гальванический элемент

Слайд 11

Описание слайда:

Различают: Различают: электрод I рода -обратимый относительно катиона (К+)

Слайд 12

Описание слайда:

Электрод II рода - обратимый Электрод II рода - обратимый относительно аниона (A)

Слайд 13

Описание слайда:

Газовый электрод Газовый электрод

Слайд 14

Описание слайда:

Стандартный электродный потенциал Потенциалы других электродов, измеренные в стандартных условиях ( T= 298K, P= 1 атм, C=1M) по отношению к стандартному водородному электроду, называются стандартными потенциалами этих эл-дов или ок-вос потенциалами Они обозначаются как °

Слайд 15

Описание слайда:

Расположенные в ряд по увеличению ° они представляют собой ряд окисл. -восст. потенциалов: Расположенные в ряд по увеличению ° они представляют собой ряд окисл. -восст. потенциалов: Элемент Полуреакция  0,В Br2 + 2e = 2Br- 1,09 BrO3 + 5H+ + 4e = HBrO + 2H2O 1,45 HBrO + H+ + 2e = Br + H2O 1,33 Cl2 + 2e = 2Cl 1,36 ClO4 + 8H+ + 8e = Cl + 4H2O 1,3 2ClO4 + 16H+ + 14e =Cl2 + 8H2O 1,34 ClO4 + 4H2O + 8e =Cl + 8OH 0,56

Слайд 16

Описание слайда:

Ряд напряжений металлов: Ряд напряжений металлов: Электр. процесс о, В Электр. процесс о, В К - е- = К+ - 2,92 Co - 2e- = Co2+ - 0,28 Ba - 2e- = Br2+ - 2,91 Ni - 2e- = Ni2+ - 0,25 Ca - 2e- = Ca2+ - 2,87 Sn - 2e- = Sn2+ - 0,14 Na - e- = Na+ - 2,81 Pb - 2e- = Pb2+ - 0,13 Mg - 2e- = Mg2+ - 2,36 H2 - 2e- = 2H+ 0,00 Be - 2e- = Be2+ - 1,85 Bi - 3e- = Bi3+ 0,22 Al - 3e- = Al3+ - 1,66 Cu - 2e- = Cu2+ 0,34 Mn - 2e- = Mn2+ - 1,18 Ag - e- = Ag+ 0,80 Zn - 2e- = Zn2+ - 0,76 Hg - 2e- = Hg2+ 0,85 Fe - 2e- = Fe2+ - 0,44 Pt - 2e- = Pt2+ 1,19 Cd - 2e- = Cd2+ - 0,40 Au - 3e- = Au3+ 1,50

Слайд 17

Описание слайда:

В ряду напряжений металлов: Вос-ная способность Me ум-ся, а ок-ная способность катионов увел-ся Каждый металл способен вытеснять из растворов солей те металлы, которые имеют большее значение электродного потенциала Металлы, имеющие отрицательные потенциалы, могут вытеснять водород из растворов кислот

Слайд 18

Описание слайда:

Особенность ряда напряжений - активность металлов по ° и по I не согласуются Li Ca Na Na Li Ca (В) - 3,05 - 2,87 - 2,71 I1(В) 5,14 5,39 6,11 I характеризует образование свободных катионов из свободных атомов: Ме + I = Me+ + e ° характеризует образования гидратированных катионов из атомов кр. решётки металла

Слайд 19

Описание слайда:

Во втором случае процесс сопровождается затратой энергии на разрушение кр. решётки и образование Ме+ и выделением энергии при гидратации катионов Во втором случае процесс сопровождается затратой энергии на разрушение кр. решётки и образование Ме+ и выделением энергии при гидратации катионов Чем меньше энергия кр. решётки и больше энтальпия гидратации, тем легче образуются гидратированные катионы и тем отрицательнее величина электродного потенциала

Слайд 20

Описание слайда:

Уравнение Нернста Ток в гальваническом элементе совершает полезную работу: А'= F  F – кол-во электричества, протекающего при растворении 1 моль экв. в-ва (F = 96487кл/моль)  - напряжение (разность  эл-дов) Для многозарядных ионов: А'= zF

Слайд 21

Описание слайда:

А'= -G=RTlnK+RTlnKp А'= -G=RTlnK+RTlnKp А'= -G = zF для любых условий: zF =RTlnK+RTln  =

Слайд 22

Описание слайда:

 электродов гальв. элемента (ГЭ) ЭДС = Е, ее можно представить как  электродов гальв. элемента (ГЭ) ЭДС = Е, ее можно представить как разность к-А Е =(°к-°А)+ ln - ln Тогда потенциал любого электрода будет иметь вид:  =°+ ln где, OX и Red конц-я окисленной и восстановленной формы, z-это наименьшее общее кратное числа электронов в двух полуреакциях

Слайд 23

Описание слайда:

Для электрода обратимого относ. К+ Meкрист.– ne = Mez+раствор Константа равновесия гетерогенной полуреакции равна: K = [Mez+], тогда: F =96487 Кл.моль-1, R=8,31 Дж моль-1 K-1, T =298K

Слайд 24

Описание слайда:

Уравнение Нернста применимо к любой полуреакции, требуется лишь заменить [Mez+] под логарифмом выражением константы равновесия K. Тогда, ур-ние принимает общую форму: Уравнение Нернста применимо к любой полуреакции, требуется лишь заменить [Mez+] под логарифмом выражением константы равновесия K. Тогда, ур-ние принимает общую форму: или Константа равновесия берется для полуреакции, записанной в направлении окисления

Слайд 25

Описание слайда:

Mn2+ + 4H2O – 5e = MnO4– + 8H+ Mn2+ + 4H2O – 5e = MnO4– + 8H+ K из этой формулы следует исключить воду, т.к. концентрация воды в растворах небольшой концентрации примерно такая же, как в чистой воде (55,5M), т.е. константа. При измерении o эта величина уже учтена.

Слайд 26

Описание слайда:

Направление ОВР ОВР может быть проведена либо электрохимически, либо в пробирке Полуреакции будут идентичны Поэтому направление ОВР можно определить по ЭДС = к-А = Ox-Red  0  прямое протекание процесса; Ox-Red < 0 - обратное направление

Слайд 27

Описание слайда:

Практическое приложениеГЭ рН - метр топливный элемент

Слайд 28

Описание слайда:

Практическое приложениеГЭ батарейка аккумулятор

Слайд 29

Описание слайда:

Электролиз это окисл.-восстановит.-ный процесс, вызываемый электрическим током при прохождении его через раствор электролита или расплав В отличие от реакций в ГЭ, электролиз не является самопроизвольным процессом Движущей силой электролиза является прикладываемое к электродам напряжение, которое заставляет катионы и анионы двигаться к катоду и к аноду

Слайд 30

Описание слайда:

Электродные процессы- - разрядка ионов G лектролиза  0 необходим внешний источник электрической энергии На катоде создается отрицат-ный потенциал к < рав, на аноде – положительный а > рав , чтобы вызвать разрядку отрицательных анионов на положительном аноде, а положительных катионов – на отрицательном катоде Молекулы воды притягиваются как к катоду, так и к аноду

Слайд 31

Описание слайда:

Разрядка катионов происходит одновременно с разрядкой анионов; следовательно, налагаемое извне напряжение делится на две части, идущие на анодное окисление и на катодное восстановление ионов или, иногда, молекул. Разрядка катионов происходит одновременно с разрядкой анионов; следовательно, налагаемое извне напряжение делится на две части, идущие на анодное окисление и на катодное восстановление ионов или, иногда, молекул. Наименьшее напряжение, при котором протекает электролиз (Uэл), равно разности окислительно-восстановительных потенциалов полуреакций: Uэл= Uразр= Ox-Red

Слайд 32

Описание слайда:

Если имеется только один вид катионов и один вид анионов, то катионы будут восстанавливаться, получая электроны на катоде, в то время как анионы будут окисляться, теряя электроны на аноде. Это происходит в расплаве электролита Если имеется только один вид катионов и один вид анионов, то катионы будут восстанавливаться, получая электроны на катоде, в то время как анионы будут окисляться, теряя электроны на аноде. Это происходит в расплаве электролита Обычно, в результате электролиза из катионов и анионов образуются нейтральные атомы или молекулы, не имеющие заряда

Слайд 33

Описание слайда:

Последовательность разрядки ионов Если в растворе имеется более двух видов катионов и анионов то : первыми на катоде будут восстанавливаться катионы с самым большим потенциалом -  первыми на аноде будут окисляться анионы с самым маленьким потенциалом -  Общее правила таковы: на аноде происходят полуреакции в порядке возрастания их потенциалов на катоде полуреакции следуют в порядке уменьшения их потенциалов

Слайд 34

Описание слайда:

Электролиз расплава соли

Слайд 35

Описание слайда:

Электролиз раствора соли Вода, как составная часть раствора электролита принимает участие в электродных процессах Полуреакция окисления воды 2H2O - 4e = O2 + 4H+ o = + 1,23 В по значению потенциала стоит впереди ионов F– (o = + 2,87 В) и кислородсодержащих анионов SO42- , NO3- и др. Следовательно, эти анионы никогда не могут быть окислены в их водном растворе

Слайд 36

Описание слайда:

Электролиз раствора соли Полуреакция восстановления воды в щелочной среде имеет потенциал: 2H2O + 2e = H2 + 2OH- o = –0,828 В В разбавленных растворах, её потенциал равен  = – 0,41 В. По потенциалу вода стоит правее ионов щелочных и щелочно-земельных металлов, Al, Ti Следовательно, эти металлы не могут быть получены электролизом из водных растворов их солей

Слайд 37

Описание слайда:

Слайд 38

Описание слайда:

Электролиз с активным анодом Это происходит, если анод изготовлен из металла способного окисляться раньше, чем частицы, находящиеся в растворе Содержащиеся в растворе катионы того же металла могут восстанавливаться на катоде Происходит перенос металла через раствор. Примером подобного процесса в промышленности является рафинирование меди катод: Cu2+ + 2e = Cuo, аноде (Cu): Cuo - 2e = Cu2+ происходит очистка меди

Слайд 39

Описание слайда:

Рафинирование металла промышленное оформление

Слайд 40

Описание слайда:

Промышленное оформление эл-лиза Промышленное оформление эл-лиза в производстве алюминия

Слайд 41

Описание слайда:

Промышленное оформление эл-лиза Промышленное оформление эл-лиза в производстве Na и Cl2

Слайд 42

Описание слайда:

Промышленное оформление эл-лиза Промышленное оформление эл-лиза в нанесении Ме в качестве покрытий

Слайд 43

Описание слайда:

Закон Фарадея (1832 г) M. Фарадей установил, что: масса превращенного на электроде вещества, пропорциональна затра-ченному количеству электричества при пропускании одинакового коли-чества электричества через разные электролиты образуется равное количество эквивалентов вещества где, Мэ - хим. эквивалент I - сила тока [A] t - время [сек] F = 96487 Кл - постоянная Фарадея

Слайд 44

Описание слайда:

Перенапряжение Часто на электродах происходит ряд сопутствующих кинетических явлений, которые меняют порядок разрядки ионов и молекул воды Так выделение H2 на поверхности многих Ме происходит с затруднениями, его получение требует приложения к катоду потенциала выше расчетного Поэтому, они восстанавливаются на катоде раньше него (Cr, Zn, Fe, Co, Ni и др.).

Слайд 45

Описание слайда:

Перенапряжение На аноде, выделение O2 происходит с затруднениями и требует избыточного потенциала, по сравнению с табличным Поэтому, Cl2, имеющий потенциал выше, чем O2, окисляется на аноде раньше Дополнительное, избыточное напряжение нужное для проведения электролиза с достаточной скоростью, называется перенапряжением электролиза Перенапряжение состоит из двух частей – анодного перенапряжения и катодного перенапряжения

Слайд 46

Описание слайда:

Явление поляризации - - это возникновение обратной ЭДС в процессе электролиза причина кроется в поляризации электрода - сдвиг его потенциала от исходного равновесного значения Изменение рав вызванное измен-ем: концентрации электролита называют конц-ной поляризацией природы электрода -химической поляризацией Дополнительный расход электричества

Слайд 47

Описание слайда:

Коррозия металлов это разрушение металлов под воздействием окружающей среды Наиболее сильными коррозионными свойствами обладают такие среды, как морская вода, технологические растворы химических веществ (кислот, солей и др.), грунтовые воды, сточные воды, а также влажный воздух.

Слайд 48

Описание слайда:

Классификация процессов коррозии по механизму: 1) химическая а) в неэлектролитах, б) газовая 2) электрохимическая а) атмосферная, б)почвенная, в) блуждающими токами

Слайд 49

Описание слайда:

Химическая коррозия- окисление металла без переноса электрического заряда Это происходит в агрессивных газовых средах при высоких Т В агрессивных органических неэлектролитах Примеры:- разрушение цилиндров двигателей внутреннего сгорания, - разрушение режущих инструментов, лопаток газовых турбин, сопел, выхлопных патрубков

Слайд 50

Описание слайда:

Электро-химическая коррозия- разрушение Ме в среде электролита с переносом заряда: Ме - nе = Меn+ Сущность процесса: - - анодное растворение Ме Опасные участки: - места контакта металлов с разным  - участки с разной термической и механической обработкой - участки с пятнами оксидов и др. минеральных красителей - неоднородность металлических сплавов

Слайд 51

Описание слайда:

Атмосферная коррозия

Слайд 52

Описание слайда:

Атмосферная коррозия Схема микрогальванич-го элемента: А (-)Fe(k)|H2O,O2|Fe(В)(+) К А) Fe - 2e = Fe2 K) 2H2O + O2 + 4e = 4OH Fe2 + 2OH = Fe(OH)2 4Fe(OH)2 + 2H2O + O2 = 4Fe(OH)3 4Fe(OH)3 = 2Fe2O3•6H2O (ржавчина)

Слайд 53

Описание слайда:

Почвенна коррозия Fe в кислой среде Схема микрогальванич-го элемента: Fe(неиз)|2H+,СO32-,SO42-|Fe(изол) А) Fe - 2e = Fe2 K) 2H+ + 4e = H2 Fe2 + SO42- = Fe SO42-

Слайд 54

Описание слайда:

Атмосферная коррозия Fe в контакте с другим металлом

Слайд 55

Описание слайда:

Атмосферная коррозия Fe в контакте с другим металлом Схема микрогальванич-го элемента: А (-)Fe|H2O,O2|Sn(+) К А) Fe - 2e = Fe2 K) 2H2O + O2 + 4e = 4OH Fe2 + 2OH = Fe(OH)2 4Fe(OH)2 + 2H2O + O2 = 4Fe(OH)3 4Fe(OH)3 = 2Fe2O3•6H2O (ржавчина)

Слайд 56

Описание слайда:

Защита от коррозии - это комплекс мероприятий по увеличению работоспособности, надежности конструкций и машин Одни из них закладываются при конструировании изделий Другие создаются при эксплуатации

Слайд 57

Описание слайда:

Способы защиты от коррозии Создание рациональных конструкций Воздействие на среду Применение ингибиторов Защитные покрытия: смазки; лаки; краски; полимеры; оксидирование; фосфатирование; металлические покрытия Защита внешним потенциалом: протекторная; источником тока