Электрохимия. Электродика - презентация, доклад, проект скачать

Нажмите для полного просмотра!

Содержание ▲

Вы можете ознакомиться и скачать презентацию на тему Электрохимия. Электродика. Доклад-сообщение содержит 35 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:

Электрохимия

Слайд 2

Описание слайда:

Электродика Теория возникновения равновесных электродных и окислительно-восстановительных потенциалов Определение направления окислительно-восстановительного процесса

Слайд 3

Описание слайда:

Механизм возникновения электродного потенциала Ме  Меn+ + n e

Слайд 4

Описание слайда:

При погружении металла в воду… Ме + m Н2О  Меn+(Н2О)m+n e

Слайд 5

Описание слайда:

Потенциал, устанавливающийся в условиях равновесия электродной реакции, называется равновесным электродным потенциалом.

Слайд 6

Описание слайда:

Если металл погрузить в раствор его соли, то процессы протекающие на границе «металл – раствор», будут аналогичными. Для сравнения электродных потенциалов различных металлов выбирают стандартные условия: температура - 250 С, давление - 101,3 кПа, концентрация одноименного иона - 1 моль/л. Разность потенциалов, возникающая между металлом и раствором в таких условиях называется стандартным электродным потенциалом.

Слайд 7

Описание слайда:

Стандартный электродный потенциал

Слайд 8

Описание слайда:

Стандартный электродный потенциал (Е0)- это ЭДС гальванического элемента, составленного из данного электрода и электрода сравнения. В качестве электрода сравнения используют нормальный водородный электрод (нвэ): H2  2H+ + 2e Pt (H2) | 2H+

Слайд 9

Описание слайда:

Ряд стандартных электродных потенциалов металлов

Слайд 10

Описание слайда:

Величина потенциала в реальных условиях рассчитывается по уравнению Нернста: Величина потенциала в реальных условиях рассчитывается по уравнению Нернста:

Слайд 11

Описание слайда:

Слайд 12

Описание слайда:

Гальванические элементы

Слайд 13

Описание слайда:

Гальванический элемент (биметаллический) Анод: Zn - 2e = Zn2+ Катод: Cu2++2e = Cu Zn + Cu2+ = Zn2+ + Cu -Zn|ZnSO4||CuSO4 |Cu +

Слайд 14

Описание слайда:

Мерой работоспособности ГЭ элемента является ЭДС или разность потенциалов электродов:

Слайд 15

Описание слайда:

Концентрационный гальванический элемент (изометаллический) Анод: ZnZn2+(0,1н) +2e Катод: Zn2+(1н) +2e  Zn Zn2+(1н)  Zn2+(0,1н) - Zn|Zn2+(0,1н)||Zn2+(1н)|Zn +

Слайд 16

Описание слайда:

Слайд 17

Описание слайда:

Химические источники тока(элемент Лекланше)

Слайд 18

Описание слайда:

Слайд 19

Описание слайда:

Аккумулятор

Слайд 20

Описание слайда:

Уравнения работы аккумулятора

Слайд 21

Описание слайда:

Топливный элемент

Слайд 22

Описание слайда:

Окислительно-восстановительные потенциалы Fe 2+(р-р) Fe 3+(р-р)+е ( Pt пл-ка) Red  Ox + ne Red - восстановленная форма Ox – окисленная форма

Слайд 23

Описание слайда:

ОВ потенциал зависит от: температуры природы окислителя и восстановителя концентрации окисленной и восстановленной форм рН среды

Слайд 24

Описание слайда:

Стандартный ОВ потенциал

Слайд 25

Описание слайда:

Если составить ГЭ из MnO4-/Mn2+ и (Pt),H2|2H+, то стандартный ОВ потенциал = +1,51 В. MnO4- + 8H+ +5e Mn2+ + 4H2O a(MnO4-)= a(Mn2+)=1 моль/л а(H+)= 1 моль/л

Слайд 26

Описание слайда:

В реальных условиях расчет ОВ потенциала системы MnO4-/Mn2+ производится по уравнению Нернста-Петерса:

Слайд 27

Описание слайда:

Чем больше стандартный ОВ потенциал системы, тем в большей степени выражены ее окислительные свойства в стандартных условиях. Например, MnO4-/Mn2+ E0= 1,51 B Fe3+/Fe2+ E0= 0,77 B Sn4+/Sn2+ E0= 0,15 B

Слайд 28

Описание слайда:

Критерии самопроизвольного протекания ОВ реакций

Слайд 29

Описание слайда:

Пример:

Слайд 30

Описание слайда:

Глубина протекания ОВ реакций

Слайд 31

Описание слайда:

Окислительно-восстановительные ГЭ

Слайд 32

Описание слайда:

2KI + 2FeCl3  I2 + 2FeCl2+2КCl При замыкании цепи в левом полуэлементе идет процесс окисления - I- отдавая электроны платине, превращаются в I2, в результате пластинка заряжается условно отрицательно. В правом полуэлементе Fe3+ забирает электроны с пластинки превращаясь в Fe3+ , пластинка заряжается условно положительно. Система стремится выровнять заряды на пластинках за счет перемещения электронов по внешней цепи.

Слайд 33

Описание слайда:

Ионоселективные электроды

Слайд 34

Описание слайда:

Стеклянный электрод R(Na+, Li+) + H+ R(H+) + Na+, Li+ мембрана раствор мембрана раствор AgAgCl, 0,1 M HCl стекло H+,раствор 1 2 3 стекл.= 1+ 2+ 3 1- потенциал внутреннего хлорсеребряного электрода (const) 2- потенциал внутренней поверхности стеклянной мембраны (const) 3 - потенциал наружной поверхности стеклянной мембраны (переменная) 1+ 2 = К стекл.= К + 0,059 lg a(H+) или стекл.= К - 0,059 рН