- 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 Лекция 8. Электрохимия
Содержание
- 2. Электродный потенциалЭлектрохимия устанавливает механизмы процессов и явлений,
- 3. Электродным потенциалом (E) называют максимальную разность потенциалов,
- 4. Электродный потенциалМеханизмы возникновения электродного потенциала При
- 5. Электродный потенциалВозможны 2 случая возникновения потенциала в
- 6. На электроде протекает процесс: Zn0
- 7. Электродный потенциал2) При погружении неактивного металла (Cu)
- 8. Поэтому часть ионов меди переходит из раствора
- 9. Электродный потенциалСуществуют и другие механизмы возникновения ДЭС,
- 10. Таким образом, ДЭС может формироваться за счет
- 11. Электродный потенциалСхему электрода изображают в виде вертикальной
- 12. Строение ДЭС. Термодинамика ДЭСДЭС можно сравнить с
- 13. Подвижную часть ДЭС можно разделить на две
- 14. Строение ДЭС. Термодинамика ДЭС Схема ДЭС для
- 15. Строение ДЭС. Термодинамика ДЭСОт величины электродного потенциала
- 16. Строение ДЭС. Термодинамика ДЭС
- 17. Уравнение НернстаВеличину электродного потенциала можно рассчитать по
- 18. Если потенциалопределяющими ионами являются катионы, то в
- 19. Уравнение Нернста
- 20. При 180 С (291K)
- 21. Измерение величины электродных потенциалов. Гальванические цепи.Электродный потенциал
- 22. Для определения стандартных элек-тродных потенциалов металлов собирают
- 23. Измерение величины электродных потенциалов. Гальванические цепиНормальный водородный
- 24. Измерение величины электродных потенциалов. Гальванические цепиЕго электродная
- 25. Для измерения стандартных электродных потенциалов металлов собирают
- 26. Измерение величины электродных потенциалов. Гальванические цепиСхему гальванической
- 27. ЭДС всегда величина положи-тельная, т.е. при ее
- 28. Например цепь с медным электродом: Pt (H2)
- 29. Водородный электрод сложен по конструкции и его
- 30. Хлорсеребряный электрод (ХСЭ) сравнения представляет собой серебряную
- 31. Зависимость электродного потенциала от активности хлорид-ионов описывается
- 32. Электроды определения (мембранные электроды)В электрохимических измерениях
- 33. Наиболее распространенным электродом определения является стеклянный электрод.
- 34. Стеклянный электрод перед использованием вымачивают не менее
- 35. При помещении стеклянного электрода в раствор в
- 36. Ионоселективные электродыВ последние годы ионоселективные электроды приобретают
- 37. . В настоящее время число ионоселективных электродов
- 38. Окислительно-восстановительные электроды Раствор, содержащий одновременно окисленную и
- 39. Окислительно-восстановительные электроды Инертный металл выполняет роль
- 40. Окислительно-восстановительные электроды Например:
- 41. Окислительно-восстановительные электроды В осуществлении электродной реакции в
- 42. Окислительно-восстановительные электроды Таким образом, в уравнение Нернста-Петерса
- 43. Направление окислительно-восстановительных процессовОкислительно-восстановительный процесс будет протекать в
- 44. Направление окислительно-восстановительных процессовТаким образом, первая система является
- 45. Скачать презентацию
- 46. Похожие презентации
Электродный потенциалЭлектрохимия устанавливает механизмы процессов и явлений, протекающих на границе раздела фаз с участием заряженных частиц, в том числе и электрические явления в живых организмах.
![Окислительно-восстановительные электроды Например: [Fe (CN)6]3-Pt](/img/tmb/15/1457925/9dfe4a1bbc4dd0105c516da824e385ad-720x.jpg "Лекция 8. Электрохимия")
Слайд 3
Электродным потенциалом (E) называют максимальную разность потенциалов, возникающую
на границе твердая фаза – раствор в момент установления
равновесия.
Слайд 4
Электродный потенциал
Механизмы возникновения электродного потенциала
При погружении
металла в раствор его одноименной соли, в системе металл
– раствор устанавливается равновесие:Меn+ + ne- ↔ Ме0
Данная реакция называется электродной реакцией.
Ионы Меn+ – потенциалопределяющими ионами (п. о. и.).
Слайд 5
Электродный потенциал
Возможны 2 случая возникновения потенциала в данных
условиях:
1) При погружении активного металла (Zn) в раствор
его соли (ZnSO4) возникает электродный процесс: Zn2+ + 2e- ↔ Zn0
Т.к. энергия гидратации (Eгидр.) ионов цинка больше, чем энергия связи (Eсв.) этих ионов в кристаллической решетке Eгидр. > Eсв , то
равновесие электродной реакции смещается вправо.
Слайд 6
На электроде протекает процесс:
Zn0 –
2e- ↔ Zn2+
При этом часть ионов цинка с поверхности
металла переходит в раствор, поверхность металла заряжается отрицательно, а раствор положительно, то есть на границе твердая фаза – раствор формируется двойной электрический слой (ДЭС).
Слайд 7
Электродный потенциал
2) При погружении неактивного металла (Cu) в
раствор его соли (CuSO4) равновесие электродной реакции смещается влево.
На электроде протекает процесс:Cu2+ + 2e- ↔ Cu0
В этом случае энергия связи поверхностных ионов в узлах кристаллической решетки больше энергии гидратации ионов меди:
Eсв.. > Eгидр.
Слайд 8
Поэтому часть ионов меди переходит из раствора на
пластинку, заряжая ее положительно, раствор при этом заряжается отрицательно;
На границе твердая фаза – раствор формируется ДЭС.
Слайд 9
Электродный потенциал
Существуют и другие механизмы возникновения ДЭС, например,
процесс адсорбции адсорбата на поверхности адсорбента.
При
помещении твердой фазы – хлорида серебра AgCl – в раствор нитрата серебра AgNO3 на поверхности твердой фазы из раствора адсорбируются те ионы, которые входят в состав кристаллической решетки, а именно ионы Ag+. При этом твердая фаза заряжается положительно, а раствор – отрицательно.
Слайд 10
Таким образом, ДЭС может формироваться за счет различных
механизмов, в основе которых лежат реакции осаждения, ионизации, окисления-восстановления,
адсорбции и др.
Слайд 11
Электродный потенциал
Схему электрода изображают в виде вертикальной черты,
которая разделяет твердую и жидкую фазы.
Например, схема металлического
электрода:Me Меn+
тв. ф. ж. ф.
Схема цинкового электрода:
Zn Zn2+
Слайд 12
Строение ДЭС. Термодинамика ДЭС
ДЭС можно сравнить с конденсатором,
одна обкладка которого – металл, другая – слой противоположно
заряженных ионов.На поверхности металла за счет электродных процессов возникает электрический заряд, который определяется потенциалопределяющими ионами (п.о.и.).
Эта часть ДЭС – неподвижная или стабильная.
Слайд 13
Подвижную часть ДЭС можно разделить на две части:
1) Адсорбционный слой – состоит из противоионов, расположенных
на расстоянии ионного радиуса от поверхности металла. На него действуют в основном электростатические силы притяжения.2) Диффузный слой – состоит из ионов, расположенных на расстоянии большем, чем ионный радиус. Они свободно перемещаются в растворе, в основном за счет теплового движения.
Слайд 14
Строение ДЭС. Термодинамика ДЭС
Схема ДЭС для пластинки
с «-» зарядом имеет вид:
- +- +
- +
- +
- +
- +
тв. неподв. адс. диффузный
часть слой слой
Слайд 15
Строение ДЭС. Термодинамика ДЭС
От величины электродного потенциала зависит
величина работы, которая совершается системой при образовании ДЭС. Величину
этой работы можно выразить уравнением:A = n E F [кДж ·моль-1], где
A – работа, которую надо совершить, чтобы перенести заряд с одной фазы на другую,
n – число электронов, участвующих в электродной реакции (для металлических электродов совпадает с зарядом иона),
F – число Фарадея = 96487 Кл · моль-1
Слайд 17
Уравнение Нернста
Величину электродного потенциала можно рассчитать по уравнению
Нернста:
E = E0 ±
ln aкатион, анион.E – электродный потенциал [В]
E0 – стандартный электродный потенциал [В]
R – универсальная газовая постоянная,
R =8,314 Дж· моль-1 · К-1
n – число электронов в электродной реакции
F – число Фарадея
а(п.о.и.) – активная концентрация потенциалопределяющих ионов [моль · дм-3]
Слайд 18
Если потенциалопределяющими ионами являются катионы, то в уравнении
Нернста ставится знак «+», если анионы – знак «-».
E
= E0 ± ln aкат., ан.При подстановке констант в выражение
и переводе натурального логарифма в десятичный (ln= 2,3 ·lg) , с учетом определенной температуры – уравнение Нернста принимает рабочий вид:
Слайд 20
При 180 С (291K) уравнение
Нернста имеет вид:
E = E0 ±
lg aкат./анион.Величина E0 –стандартный электродный потенциал - характеризует природу электрода.
E = E0, если a (п.о.и.) = 1 моль ·дм-3
Слайд 21
Измерение величины электродных потенциалов. Гальванические цепи.
Электродный потенциал нельзя
измерить непосредственно. Можно измерять только разность потенциалов или электро-движущую
силу (ЭДС).Для этого необходимо собрать гальвани-ческую цепь из двух электродов.
Слайд 22
Для определения стандартных элек-тродных потенциалов металлов собирают гальваническую
цепь из металлического электрода и стан-дартного (нормального) водородного электрода,
потенциал которого услов-но принят за 0 В .E0H+/1/2 H2 = 0 В.
Слайд 23
Измерение величины электродных потенциалов. Гальванические цепи
Нормальный водородный электрод
состоит из черненой платиновой пластинки, насыщенной газообразным водородом при
давлении 1 атм (101,3 кПа), и опущенной в раствор кислоты с активностьюa (Н+) = 1 моль·дм-3.
Схема нормального водородного электрода:
Pt (H2) H+
p (н2)= 1 атм a (н+) = 1 моль·дм-3
Слайд 24
Измерение величины электродных потенциалов. Гальванические цепи
Его электродная реакция:
H+ + 1e- ↔ 1/2 H20
Уравнение Нернста для
нормального водородного электрода имеет вид:EH+/1/2H2 = E0H+/1/2H2 + lg aH+.
Так как E0H+/1/2H2 = 0 В, тогда
EH+/1/2H2 = 0,059 lg aH+.
Так как pH = - lg aH+, тогда
EH+/1/2H2 = - 0,059pH
Слайд 25
Для измерения стандартных электродных потенциалов металлов собирают гальваническую
цепь, состоящую из исследуемого электрода и стандартного водородного электрода.
Измеренные
стандартные электродные потенциалы позволяют расположить металлы в порядке снижения их активности в электрохимический ряд напряжений металлов.
Слайд 26
Измерение величины электродных потенциалов. Гальванические цепи
Схему гальванической цепи
записывают следующим образом:
тв1
ж1 ж2 тв2E1 E2
При этом учитывается правило правого плюса:
справа записывают более положительный электрод (катод), слева – более отрица-тельный (анод).
На катоде происходит процесс восстановления, на аноде – окисления.
Слайд 27
ЭДС всегда величина положи-тельная, т.е. при ее расчете
необхо-димо из более положительного значения электродного потенциала вычитать значение
более отрицательного потенциалаЭДС = E2 – E1 [ В ]
Слайд 28
Например цепь с медным электродом:
Pt (H2)
H+
Cu2+ Cup (н2)= 1 атм a (н+) = 1 моль·дм-3
E0H+/1/2 H2 = 0 В. E0 Cu2+ /Cu =0,34 В.
ЭДС= E0 Cu2+ /Cu - E0H+/1/2 H2 = 0,34 В
Слайд 29
Водородный электрод сложен по конструкции и его потенциал
зависит от трудно контролируемых факторов.
Поэтому на практике применяют
более простые электроды, потенциалы которых известны, постоянны и воспроизводимы. Такие электроды называют электродами сравнения.
В медико-биологических исследованиях в качестве электрода сравнения широко используют хлорсеребряный электрод.
Слайд 30
Хлорсеребряный электрод (ХСЭ) сравнения представляет собой серебряную проволоку,
покрытую слоем хлорида серебра и опущенную в насыщенный раствор
хлорида калия.Ag AgCl
КCl (нас.)
На границе раздела металл-раствор протекает окислительно-восстановительная реакция:
AgCl + e- ↔ Ag0 + Cl-
Слайд 31
Зависимость электродного потенциала от активности хлорид-ионов описывается уравнением
Нернста:
Eх.с. = E0х.с. -
ln a (Cl-)При 298 К потенциал хлорсеребряного электрода равен
Eх.с. = 0,222 В
Слайд 32
Электроды определения
(мембранные электроды)
В электрохимических измерениях наряду
с электродами сравнения широко используются электроды определения или мембранные
электроды.Основные требования, предъявляемые к этим электродам -специфичность, селективность, высокая чувствительность к концентрации определенных ионов.
Слайд 33
Наиболее распространенным электродом определения является стеклянный электрод.
Он
состоит из стеклянной трубки, заканчивающейся шариком из специального стекла.
Внутрь этой системы наливают буферный раствор и для токоотвода помещают хлорсеребряный электрод ( см. Ю.А. Ершов, Общая химия, стр.477 ).Потенциал, возникающий на хлорсеребряном электроде остается постоянным и не влияет на потенциал, возникающий между поверхностью стекла и исследуемым раствором.
Слайд 34
Стеклянный электрод перед использованием вымачивают не менее суток
в дистиллированной воде или слабом растворе НСI.
Набухшая стеклянная
плёнка представляет собой твёрдый буферный раствор кремниевой кислоты и её солей. Концентрацию ионов водорода в стекле можно считать постоянной, а уравнение Нернста для стеклянного электрода:
Ест=Е0ст+0,059 Iga H+ ,или
Ест=Е°ст-0,059рН
Слайд 35
При помещении стеклянного электрода в раствор в поверхностный
слой стекла из раствора интенсивно проникают ионы водорода, вытесняя
ионы Nа+ или Li+ , содержащиеся в стекле.Ионы водорода распределяются между стеклом и раствором и на границе раздела фаз возникает разность потенциалов.
Т. к. переход ионов водорода в стекло зависит от концентрации их в растворе, то потенциал стеклянного электрода зависит от рН раствора.
Слайд 36
Ионоселективные электроды
В последние годы ионоселективные электроды приобретают особо
важное значение для медицины.
Это электроды, проявляющие селективное действие
относительно тех или иных ионов.В медицине с их помощью стало возможным наблюдать за изменением ионного состава биологических жидкостей в динамике, а также получать информацию о внутриклеточном изменении концентрации ионов Na+, К+, Сa2+, СI- и т.д.
Слайд 37
. В настоящее время число ионоселективных электродов с
четко выраженной селективностью к определенным ионам составляет более 20,
например калиевый электрод, натриевый электрод и др..
Слайд 38
Окислительно-восстановительные электроды
Раствор, содержащий одновременно окисленную и восстановленную формы
вещества, называют окислительно-восстановительной системой (red–ox) системой.
Инертный токопроводящий металл (например,
платина или иридий), погруженный в red–ox систему, образует red–ox–электрод.Схема red–ox–электрода:
ox (окисленная форма)
Pt
red (восстановленная форма)
Электродная реакция:
ox + n e- red
Слайд 39
Окислительно-восстановительные электроды
Инертный металл выполняет роль посредника в
осуществлении переноса электронов между окисленной и восстановленной формами вещества,
являясь донором или акцептором электронов (донором – по отношению к окисленной форме, акцептором – по отношению к восстановленной форме).Red–ox–электроды делятся на простые и сложные.
В простых электродах для осуществления электродной реакции ox и red формы обмениваются только электронами.
Слайд 40
Окислительно-восстановительные электроды
Например:
[Fe
(CN)6]3-
Pt
[Fe (CN)6]4-Электродная реакция:
[Fe (CN)6]3- + 1e- [Fe (CN)6]4-
Уравнение Нернста-Петерса:
E = E0 + lg
Слайд 41
Окислительно-восстановительные электроды
В осуществлении электродной реакции в сложных электродах
помимо окисленной и восстановленной форм принимают участие ионы среды
(H+ или OH-).Схема сложного электрода:
MnO4-, H+
Pt
Mn2+
Уравнение Нернста-Петерса для сложного электрода:
Слайд 42
Окислительно-восстановительные электроды
Таким образом, в уравнение Нернста-Петерса для сложного
red–ox электрода, помимо концентраций окисленной и восстановленной форм, входит
концентрация ионов среды.
Слайд 43
Направление окислительно-восстановительных процессов
Окислительно-восстановительный процесс будет протекать в нужном
направлении при условии, что разность электродных потенциалов будет положительной.
Например:
Сd2+
+ 2e- Cd0, IO3- + 6H+ + 6e- I- + 3Н2О,
Чем выше значение стандартного электродного потенциала Е0, тем выше у данной полупары окислительная способность, т.е. на этом электроде будет протекать процесс восстановления (+ е-). На электроде с более отрицательным значением Е0 протекает процесс окисления (- е-). У такой полупары выше восстановительная способность.
Слайд 44
Направление окислительно-восстановительных процессов
Таким образом, первая система является системой
восстановителя. На этом электроде будет протекать процесс отдачи электронов
(процесс окисления).Cd0 - 2e- Сd2+
Вторая система – система окислителя. На этом электроде будет протекать процесс присоединения электронов (процесс восстановления)
