- Главная
- Разное
- Бизнес и предпринимательство
- Образование
- Развлечения
- Государство
- Спорт
- Графика
- Культурология
- Еда и кулинария
- Лингвистика
- Религиоведение
- Черчение
- Физкультура
- ИЗО
- Психология
- Социология
- Английский язык
- Астрономия
- Алгебра
- Биология
- География
- Геометрия
- Детские презентации
- Информатика
- История
- Литература
- Маркетинг
- Математика
- Медицина
- Менеджмент
- Музыка
- МХК
- Немецкий язык
- ОБЖ
- Обществознание
- Окружающий мир
- Педагогика
- Русский язык
- Технология
- Физика
- Философия
- Химия
- Шаблоны, картинки для презентаций
- Экология
- Экономика
- Юриспруденция
Что такое findslide.org?
FindSlide.org - это сайт презентаций, докладов, шаблонов в формате PowerPoint.
Обратная связь
Email: Нажмите что бы посмотреть
Презентация на тему Электрохимия. Электродика
Содержание
- 2. Электродика Теория возникновения равновесных электродных и окислительно-восстановительных потенциалов Определение направления окислительно-восстановительного процесса
- 3. Механизм возникновения электродного потенциалаМе ↔ Меn+ + n e
- 4. При погружении металла в воду…Ме + m
- 5. Потенциал, устанавливающийся в условиях равновесия электродной реакции, называется равновесным электродным потенциалом.
- 6. Если металл погрузить в раствор его соли,
- 7. Стандартный электродный потенциал
- 8. Стандартный электродный потенциал (Е0)- это ЭДС гальванического
- 9. Ряд стандартных электродных потенциалов металлов
- 10. Величина потенциала в реальных условиях рассчитывается по уравнению Нернста:
- 12. Гальванические элементыИзометаллическиеБиметаллические
- 13. Гальванический элемент (биметаллический)Анод: Zn - 2e
- 14. Мерой работоспособности ГЭ элемента является ЭДС или разность потенциалов электродов:
- 15. Концентрационный гальванический элемент (изометаллический)Анод: Zn→Zn2+(0,1н) +2eКатод:
- 17. Химические источники тока(элемент Лекланше)
- 19. Аккумулятор
- 20. Уравнения работы аккумулятора
- 21. Топливный элемент
- 22. Окислительно-восстановительные потенциалыFe 2+(р-р)↔ Fe 3+(р-р)+е ( Pt
- 23. ОВ потенциал зависит от: температуры
- 24. Стандартный ОВ потенциалЭДС ГЭ, составленного из окислительно-восстановительной
- 25. Если составить ГЭ
- 26. В реальных условиях расчет ОВ потенциала системы MnO4-/Mn2+ производится по уравнению Нернста-Петерса:
- 27. Чем больше стандартный ОВ потенциал системы, тем
- 28. Критерии самопроизвольного протекания ОВ реакций
- 29. Пример:
- 30. Глубина протекания ОВ реакций
- 31. Окислительно-восстановительные ГЭ
- 32. 2KI + 2FeCl3 → I2 + 2FeCl2+2КCl
- 33. Ионоселективные электроды
- 34. Стеклянный электродR(Na+, Li+) + H+↔ R(H+) +
- 35. Скачать презентацию
- 36. Похожие презентации
Электродика Теория возникновения равновесных электродных и окислительно-восстановительных потенциалов Определение направления окислительно-восстановительного процесса
Слайд 2
Электродика
Теория возникновения равновесных электродных и окислительно-восстановительных потенциалов
Определение направления окислительно-восстановительного процесса
Слайд 4
При погружении металла в воду…
Ме + m Н2О
→ Меn+(Н2О)m+n e
Ме +m Н2О ↔ Меn+ (Н2О)m+ n
eМеn+(Н2О)m+ne → Ме + m Н2О
Слайд 5 Потенциал, устанавливающийся в условиях равновесия электродной реакции, называется
равновесным электродным потенциалом.
Слайд 6 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 8 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 13
Гальванический элемент (биметаллический)
Анод: Zn - 2e =
Zn2+
Катод: Cu2++2e = Cu
Zn + Cu2+ = Zn2+ +
Cu-Zn|ZnSO4||CuSO4 |Cu +
р-р ZnSO4
р-р CuSO4
Слайд 15
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 +
p-p ZnSO4
0,1 н (с1)p-p ZnSO4 1 н (с2)
с1 < с2
Слайд 22
Окислительно-восстановительные потенциалы
Fe 2+(р-р)↔ Fe 3+(р-р)+е ( Pt пл-ка)
Red
↔ Ox + ne
Red - восстановленная форма
Ox – окисленная
формаУравнение Нернста- Петерса:
Стандартный ОВ потенциал
Слайд 23
ОВ потенциал зависит от:
температуры
природы окислителя и
восстановителя
концентрации окисленной и восстановленной форм
рН среды
Слайд 24
Стандартный ОВ потенциал
ЭДС ГЭ, составленного из окислительно-восстановительной системы,
содержащей окисленную и восстановленную формы в концентрациях 1 моль/л
и НВЭ – есть стандартный ОВ потенциал данной ОВ системы
Слайд 25
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 В реальных условиях расчет ОВ потенциала системы MnO4-/Mn2+
производится по уравнению Нернста-Петерса:
Слайд 27 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 32
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 34
Стеклянный электрод
R(Na+, Li+) + H+↔ R(H+) + Na+,
Li+
мембрана раствор
мембрана растворAg⏐AgCl, 0,1 M HCl ⏐стекло ⏐H+,раствор
ϕ1 ϕ2 ϕ3
ϕстекл.= ϕ1+ ϕ2+ ϕ3
ϕ1- потенциал внутреннего хлорсеребряного электрода (const)
ϕ2- потенциал внутренней поверхности стеклянной мембраны (const)
ϕ3 - потенциал наружной поверхности стеклянной мембраны (переменная)
ϕ1+ ϕ2 = К
ϕстекл.= К + 0,059 lg a(H+) или
ϕстекл.= К - 0,059 рН
