Презентация на тему: Электрохимические процессы ( взаимные превращения электрич. и хим. форм

Реклама. Продолжение ниже
Электрохимические процессы ( взаимные превращения электрич. и хим. форм энергии). Основные понятия
Электрохимическая система (ЭХС)
Соотношение количество вещества - величина тока в электрохимических(электродных) процессах
Электродные процессы(хим.реакции на поверх-ти: Ме электрод-раствор электролита MeAn ) Возникновение обменного двойного электрического слоя (ДЭС). Скачок
Уравнение Нернста для электродного потенциала
Типы электродов (для различных видов электродных реакций)
Водородный электрод
Водородная шкала электродных потенциалов
Состояние электрохимической системы
Химический гальванический элемент(гальванопара)
Концентрационный гальванический элемент
Скорость электрохимических процессов
Поляризация электродов – [  ] (сближение потенциалов катода и анода и уменьшение ∆ φ ) при работе ГЭ
Поляризация электрохимической системы
Практическое использование электрохим.процессов. Химические источники тока (ХИТ)
Основные характеристики ХИТ
Примеры ХИТ
Электролиз водных растворов электролитов. Катодные процессы
Электролиз Анодные процессы
1/19
Средняя оценка: 5.0/5 (всего оценок: 37)
Код скопирован в буфер обмена
Скачать (334 Кб)
Реклама. Продолжение ниже
1

Первый слайд презентации: Электрохимические процессы ( взаимные превращения электрич. и хим. форм энергии). Основные понятия

Ок.-восст. реакция – переход электронов от восстановителя к окислителю – основа эл.хим.процесса, если ∆ G < 0 - самопроизв. процесс, ∆ G > 0 - нет Zn 0 + Cu 2+  Zn 2+ + Cu 0 ∆ G < 0 самопроизв. Zn 0  Zn 2+ + 2ē – окисление восстановителя Cu 2+ + 2ē  Cu 0 – восстановление окислителя Если полуреакции разделены в пространстве  протекает электрический ток Электрохимическая система 2 2 1 - электроды ( электронная проводимость ) окисление – анод А, восстановление – катод К ( электрод - контакт 2-х фаз: 1 ( эл. ) и 2 ( ионн. ) 2 - электролиты (проводники с ионной пров.) А К 1 1 3 4 электроны 5 ионы 3 - внешняя цепь для перехода электронов, 5 - внутренняя цепь ( ионная проводимость ) проводник электрического тока 4 –внешний источник тока Схема эл.хим.системы Zn | ZnSO 4 || CuSO 4 | Cu Zn | Zn +2 || Cu +2 | Cu

Изображение слайда
1/1
2

Слайд 2: Электрохимическая система (ЭХС)

При равновесии  G = 0, то ток в цепи: I = 0  G=  r G + W э ;  r G- протекание хим.реакции; W э - работа переноса электрических зарядов W э = n  F  E E = ∆ φ =  К –  А разность потенциалов F = N A  ē  96500 Кл/моль - число Фарадея n – число молей электронов I  0  r G  0 Самопроизвольн. процесс -  r G  0,→ Е > 0   К >  А ЭХС - гальванический элемент (химический источник тока - ХИТ ). Получение электрической энергии - результат протекания О-ВР. Потенциалы: Катод «+», Анод «-» Вынужденный процесс -  r G >0,→Е <0   К <  А ЭХС – электролизер. Электролиз за счет электрической энергии внешнего источника тока. Протекают вынужденные окислит.-восст.реакции. Потенциалы: Катод «-», Анод «+»

Изображение слайда
1/1
3

Слайд 3: Соотношение количество вещества - величина тока в электрохимических(электродных) процессах

анодный процесс Ме 1  Mе 1 +n + nē  Ме 1 – nē  Mе 1 +n катодный процесс Ме 2 +n + nē  Mе 2 Превращение 1 атома  q = n  ē (Кл) [ единичный акт ] 1 моль  q  = n  ē  N A = n  F (Кл/моль); за время t (с) при токе в системе I (А)  q = I  t (Кл) и превратится ν моль веществ Электролиз: ХИТ(ГЭ):   - коэффициент выхода по току = m/m p ; М - мол.масса  - коэффициент использования материалов  =q/q p, ν = m / M Кл  А  час – емкость ХИТ

Изображение слайда
1/1
4

Слайд 4: Электродные процессы(хим.реакции на поверх-ти: Ме электрод-раствор электролита MeAn ) Возникновение обменного двойного электрического слоя (ДЭС). Скачок потенциала на границе «метал-электролит»

Ме Электролит Н 2 О + МеА n Электродные процессы(хим.реакции на поверх-ти: Ме электрод-раствор электролита MeAn ) Возникновение обменного двойного электрического слоя (ДЭС). Скачок потенциала на границе «метал-электролит» Me 0 + хН 2 О  Me n+ (H 2 O) x + nē Me n+ (H 2 O) x + nē  Me 0 + хН 2 О Равновесие Me n+ (H 2 O) x + nē  Me 0 + xH 2 O + + + + + + + + + + + + + + + + + x x -  ( x ) С( x )  С 0 С  п ~10 -10 м диффузный слой  д ~10 -9 -10 -5 м  - электродный потенциал - (из-за разделения зарядов ( ДЭС ) на границе фаз электрода → разность(скачок) электрич. потенциала между Ме и раствором

Изображение слайда
1/1
5

Слайд 5: Уравнение Нернста для электродного потенциала

Me n+ (H 2 O) x +nē  Me 0 + xH 2 O Электролит Me 0 E Ме E 0 Me n+ (H 2 O) x E aq n·F·  x E С Н2О - const уравнение Нернста Стандартный электродный потенциал

Изображение слайда
1/1
6

Слайд 6: Типы электродов (для различных видов электродных реакций)

1. Электроды первого рода Me n+  Me 0 2. Электроды второго рода An n -  Me An,Me 0 3. Газовые электроды К at + ; An -  газ, Pt 4. Редокс-электроды Ме x +, Ме y +  Pt 5. Ионселективные электроды ( ионообменные, мембранные ) - стеклянный электрод Cu 2+  Cu 0 Cu 2+ + 2ē  Cu 0 Cl -  AgCl, Ag 0 AgCl+e=Ag +Cl -  =f(C Cl - ) Водородный электрод 2H +  H 2 0,( Pt ) Кислородный электрод O H -  O 2,( Pt ) Sn 4+, Sn 2 +  Pt Cr 2 O 7 2-, Cr 3+, H +  Pt

Изображение слайда
1/1
7

Слайд 7: Водородный электрод

H + Водородный электрод Граница раздела платина-электролит Водородный электрод 2H +  H 2 0,Pt 2H + + 2ē  H 2 pH  7 H 2 Pt H + Стандартный водородный электрод при C H + = 1 моль/л; Т 0 = 298 К; Р 0 =1.013  10 5 Па 2H 2 O+2ē  H 2 +2OH - pH  7 Pt H 2

Изображение слайда
1/1
Реклама. Продолжение ниже
8

Слайд 8: Водородная шкала электродных потенциалов

А(  ) Me 0 | Me n+ ||2H + |H 2 0 ( Pt ) (+)К или А(  ) ( Pt )H 2 0, |2H + || Me n+ | Me 0 (+)К если C H + = 1 моль/л; Т 0 = 298 К; Р 0 =1.013  10 5 Па; I = 0, А C Ме + = 1 моль/л Стандартные электродные потенциалы (  0, В )  0 Me n+ / Me 0 =  Е

Изображение слайда
1/1
9

Слайд 9: Состояние электрохимической системы

электроды первого рода Me 1 |(Me n+ ) 1 ||(Me n+ ) 2 |Me 2  2 >  1 1. Равновесие  G=0; I=0 ;  1 ;  2 R= ∞ 1электрод Me 1  (Me n+ ) 1 + nē 2 электрод Me 2  (Me n+ ) 2 + nē 2. Гальванический элемент  G< 0; I  0;  к >  а E =  к –  а > 0 - ЭДС 3. Электролиз  G > 0; I  0; U > E U - напряжение разложения Анод (  ): Me 1  (Me n+ ) 1 + nē Катод (+): (Me n+ ) 2 + nē  Me 2 Катод (  ): (Me n+ ) 1 + nē  Me 1 Анод ( + ): Me 2  (Me n+ ) 2 + nē

Изображение слайда
1/1
10

Слайд 10: Химический гальванический элемент(гальванопара)

Zn +2 + SO 4 -2 Zn ЭДС : E =  К –  А = (+0.31) – (  0.82) = 1.13 В Cu +2 + SO 4 -2 Cu А Zn | Zn 2+ || Cu 2+ | Cu = 0.01 моль/л = 0.1 моль/л Zn | Zn 2+ Cu 2+ | Cu Анод (  ) Катод (+)  К >  А +0.31 В >  0.82В Анод - Zn - окисление Катод - Cu - восстановление Анод (  ) Zn 0  Zn 2+ +2ē Катод (+) Cu 2+ +2ē  Cu 0

Изображение слайда
1/1
11

Слайд 11: Концентрационный гальванический элемент

ЭДС: Е =  К - А = (+0.31) – (+0.28) = 0.03 В Cu +2 + SO 4 -2 Cu Cu +2 + SO 4 -2 Cu А Концентрационный гальванический элемент Cu 2+ | Cu || Cu 2+ | Cu = 0.01 моль/л = 0.1 моль/л 1 - Cu 2+ | Cu 2 - Cu 2+ | Cu Анод (  ) Cu 0  Cu 2+ +2ē Катод (+) Cu 2+ +2ē  Cu 0 Катод (+) Анод - Cu 1 - окисление Катод - Cu 2 - восстановление j К j А +0.31 В > +0.28 В > Анод (-)

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
1/2
12

Слайд 12: Скорость электрохимических процессов

Скорость электродного процесса (эл.хим.реакции) – r - это число молей вещества -  образовавшегося (израсходовавшегося) на единице поверхности электрода - S в единицу времени - t - плотность тока

Изображение слайда
1/1
13

Слайд 13: Поляризация электродов – [  ] (сближение потенциалов катода и анода и уменьшение ∆ φ ) при работе ГЭ

=  I   явл. [f(i)] Поляризация -разность потенциалов электрода при прохождении тока I и равновесным значением Стадии электрохимического процесса (сложной гетерогенной хим.реакции), определяющего потенциал электродов : 1) подвод реагирующих частиц ( диффузия) из объема электролита к поверхности электрода (ур. Нернста); 2) собственно электрохимическая реакция на электродах (сближение потенциалов электродов); 3) отвод продуктов реакции(диффузия) от электрода (ур. Нернста). [ Скорость переноса электронов во внешней цепи выше скорости отдельных стадий → изменение потенциалов электродов → поляризация ] Диффузионная( концентраци - онная ) поляризация; перенапряжение - ( для лимитирующей стадии) Фазовые превращения Электрохимическая ( катодная )поляризация; перенапряжение Анод  > 0  I =  + ( i ) Катод  < 0  I =  - ( i )

Изображение слайда
1/1
14

Слайд 14: Поляризация электрохимической системы

i ГЭ   к  а  к  а i max  а  к U i i ГЭ U i i Эл Гальванический элемент Анод ( – ) Zn 0  Zn 2+ +2ē Катод (+) Cu 2+ +2ē  Cu 0 Электролизер Анод ( + ) Cu 0  Cu 2+ +2ē Катод (–) Zn 2+ +2ē  Zn 0 i Эл 0 Е

Изображение слайда
1/1
Реклама. Продолжение ниже
15

Слайд 15: Практическое использование электрохим.процессов. Химические источники тока (ХИТ)

АМ продукты АМ продукты АМ – вне эл.хим.системы Вторичные элементы - аккумуляторы (ХИТ многократного действия) Первичные гальванические элементы - (ГЭ) (ХИТ одноразового действия) Топливные элементы (полностью необратимые ХИТ) АМ продукты Разряд(ГЭ) Заряд(электролиз) Активные материалы (АМ) ХИТ ( окислитель, восстановитель )

Изображение слайда
1/1
16

Слайд 16: Основные характеристики ХИТ

ЭДС гальванического элемента ( Е, В) -напряжение без нагрузки Номинальное напряжение ( U, В ) -напряжение в средней части разрядной характеристики (учитывает поляризацию ГЭ) Номинальная ёмкость ( C )-ампер-час  А  ч  - кол-во эл-ва, отдаваемое ХИТ во внешнюю цепь ; также используется для характеристики ёмкости ХИТ удельная энергия (Вт  ч/кг) Удельная мощность ( N, Вт/кг) – макс.допустимая разрядная мощность (показывает макс.возможный ток при номинальном напряжении) Срок хранения ( Т хр ) –время, когда ёмкость ХИТ существенно не уменьшается из-за саморазряда(хим.процессы на элетродах с потреблением АМ без генерирования эл.тока) Число циклов разряд-заряд(для аккумуляторов); ресурс работы - ТЭ

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
1/2
17

Слайд 17: Примеры ХИТ

Изображение слайда
1/1
18

Слайд 18: Электролиз водных растворов электролитов. Катодные процессы

Порядок восстановления катионов на катоде -  1 >  2 >... >  n 2H 2 O+ 2ē  H 2 +2OH -  2 Ме 2 +n + n ē  Ме 2 0 4 Ме 3 +n + n ē  Ме 3 0 - расплав  1 1 Ме 1 +n + n ē  Ме 1 0 1  Ме > 0 2 ~ -1 В <  Ме < 0 i, А/м 2 , В 3  Ме < ~ -1  3 2H 2 O+ 2ē  H 2 +2OH - р i 3 2 0

Изображение слайда
1/1
19

Последний слайд презентации: Электрохимические процессы ( взаимные превращения электрич. и хим. форм: Электролиз Анодные процессы

Порядок окисления анионов(б) на аноде -  1 <  2 <... <  n i, А/м 2 0 , В б) активный (растворимый) Ме 0 А анод φ Ме n + /Ме < φ ОН - /О2 а) пассивный (инертный) анод - Ме φ Ме n + /Ме > φ ОН - /О2 1) - SO 4 2-, NO 3 -, PO 4 3- … 2) Cl -, Br -, I - 2Cl -  2ē + Cl 2  2H 2 O  О 2 + 4H + + 4ē Ме А 0  Ме А +n + n ē

Изображение слайда
1/1
Реклама. Продолжение ниже