Презентация на тему: ХИМИЧЕСКИЕ ИСТОЧНИКИ ТОКА

ХИМИЧЕСКИЕ ИСТОЧНИКИ ТОКА
ХИМИЧЕСКИЕ ИСТОЧНИКИ ТОКА
ХИМИЧЕСКИЕ ИСТОЧНИКИ ТОКА
ХИМИЧЕСКИЕ ИСТОЧНИКИ ТОКА
Схема гальванического элемента Даниэля-Якоби
Двойной электрический слой. Электродный потенциал
Гальваническая цепь для измерения стандартного электродного потенциала. Водородный электрод
Электрохимический ряд напряжений металлов
Критерий протекания ОВР в стандартных условиях
ХИМИЧЕСКИЕ ИСТОЧНИКИ ТОКА
Уравнение Нернста
Замечания
Электроды
Классификация электродов
Электроды первого рода: Red-Ox электроды
ХИМИЧЕСКИЕ ИСТОЧНИКИ ТОКА
Электроды второго рода
Стеклянный электрод
Биологические окислительно-восстановительные системы
1/19
Средняя оценка: 4.1/5 (всего оценок: 51)
Код скопирован в буфер обмена
Скачать (748 Кб)
1

Первый слайд презентации: ХИМИЧЕСКИЕ ИСТОЧНИКИ ТОКА

Изображение слайда
2

Слайд 2

Электрохимические процессы – это частный случай окислительно-восстановительных р - ций. ОВР можно осуществлять двумя способами: при прямом контакте окислителя и восстановителя, когда электроны переходят от восстановителя к окислителю непосредственно. при пространственном разделении окислителя и восстановителя, когда электроны переходят по проводнику электрического тока - по внешней цепи.

Изображение слайда
3

Слайд 3

CuSO 4 Zn Zn + CuSO 4 = Cu + ZnSO 4 Zn 0 + Cu 2+ + SO 4 2- = Cu 0 + Zn 2+ SO 4 2- Zn 0 + Cu 2+ = Zn 2+ + Cu 0 Zn 0 (металл) - 2е - = Zn 2+ (раствор) Cu 2+ (раствор) + 2е - = Cu 0 (металл) Zn 2+ Cu 2+ Первый способ проведения ОВР

Изображение слайда
4

Слайд 4

Устройства, в к - рых энергия химической р - ции непосредственного преобразуется в электри - ческую энергию, называются химическими источниками электрической энергии или химическими источниками тока (ХИТ). В технике ХИТы, в которых протекают необратимые реакции принято называть гальваническими элементами : их нельзя перезаряжать и можно использовать однократно. ХИТы, в которых протекают обратимые реакции, называют аккумуляторами : их можно перезаряжать и использовать многократно.

Изображение слайда
5

Слайд 5: Схема гальванического элемента Даниэля-Якоби

Катод Восстановление Cu 2+ + 2e → Cu Анод Окисление Zn - 2e → Zn 2+ (-) Zn │Zn 2+ ││Cu 2+ │Cu (+)

Изображение слайда
6

Слайд 6: Двойной электрический слой. Электродный потенциал

Zn 2+ + 2e ↔ Zn 0 электрический потенциал электрода, на котором одновременно и с равными скоростями протекают полуреакция восстановления окисленной формы и обратная ей полуреакция окисления соответствующей восстановленной формы Электродный потенциал зависит от: 1. Природы металла (он различен, например, у меди и железа); 2. Концентрации ионов металла в растворе 3. Температуры Zn Cu

Изображение слайда
7

Слайд 7: Гальваническая цепь для измерения стандартного электродного потенциала. Водородный электрод

Стандартный электродный потенциал E 0 – разность потенциалов между системой металл/раствор соли металла и стандартным водородным электродом, измеренная в стандартных условиях (р = 1 атм, Т = 25 о С, активности всех ионов 1 М ) Платиновый электрод, покрытый платиновым порошком, в водном растворе кислоты с а (Н + ) = 1 моль/л и омываемый газообразным водородом ( р = 1 атм) при 298 К 2 H + H 2 + 2e – – 2e – φ ° ( H + /H 2 ) = 0 В (условно!) (-) Pt │H 2, 2H + ││M n+ │M (+)

Изображение слайда
8

Слайд 8: Электрохимический ряд напряжений металлов

Аноды Восстанавливают водород 2Н + + 2е = Н 2 Zn – 2e = Zn 2+ Катоды Окисляют водород Н 2 – 2е = 2Н + Cu 2+ + 2e = Cu M n + + ne  M Каждый впереди стоящий металл вытесняет все последующие металлы из растворов и расплавов их солей Будет ли взаимодействовать Mg с раствором NiSO 4 ?

Изображение слайда
9

Слайд 9: Критерий протекания ОВР в стандартных условиях

ОВР протекает в прямом направлении в стандартных условиях, если Δ Е ° = Е ° (Ок) – Е ° (Вс) > 0 В ОВР протекает в обратном направлении в стандартных условиях, если Δ Е ° = Е ° (Ок) – Е ° (Вс) < 0 В

Изображение слайда
10

Слайд 10

при р = const и Т = const ∆G = ∆ H – T · ∆ S, где ∆Н = ∆ U + p ∆ V, а ∆ U = Q p – A (A = p ∆ V + A эл + …) подставим ∆G = Q p + p ∆ V – p ∆ V – А эл – T · ∆ S для обратимых процессов Q p = T · ∆ S, следовательно ∆G = – А эл = – q ∆ E < 0 q = n F, где F = е – N A = 96500 Кл (А·сек) = 26,8 А·час ∆G = – А эл = – n F ∆ E < 0 значит ∆ E > 0 поскольку ∆ E – разность потенциалов м. в-лем и ок-лем, то 96500 Кл/моль

Изображение слайда
11

Слайд 11: Уравнение Нернста

При изучении потенциалов различных электродных процессов установлено, что их величины зависят от трех факторов: от природы веществ - участников электродного процесса, от соотношения между концентрациями этих веществ и от температуры системы. Эту зав-сть выражает уравнение Нернста (В. Нернст, 1889 г.):

Изображение слайда
12

Слайд 12: Замечания

Уравнение Нернста отдельного электрода условились писать для процесса восстановления независимо от того, в какую сторону сдвинуто равновесие, то есть под знаком логарифма в уравнении Нернста в числителе стоит окисленная форма реагента, в знаменателе – восстановленная; В дробном индексе Е и Е º над чертой ставится окисленная форма полуэлемента, под чертой – восстановленная; Активности твердых веществ в уравнение Нернста не входят.

Изображение слайда
13

Слайд 13: Электроды

Электродом    в электрохимии   называют   такую систему, в которой токопроводящее вещество помещено в раствор или расплав электролита либо в газ. В качестве   токопроводящего  материала   может быть  использован твердый или жидкий металл, различные соединения (оксиды, карбиды и др.), неметаллические материалы (уголь, графит и др.), полупроводники.

Изображение слайда
14

Слайд 14: Классификация электродов

Изображение слайда
15

Слайд 15: Электроды первого рода: Red-Ox электроды

Окислитель и восстановитель, как правило, находятся в растворе, а фаза проводника первого рода выполнена из инертного материала (например, Pt ), которая выступает в качестве контакта и не участвует в электрохимической реакции. Пример: Pt│Fe 3+, Fe 2+ хингидронный электрод С 6 Н 4 (ОН) 2            С 6 Н 4 О 2 + 2Н + + 2е

Изображение слайда
16

Слайд 16

Изображение слайда
17

Слайд 17: Электроды второго рода

Электродами второго рода являются электроды, в которых металл покрыт малорастворимой солью этого металла и находится в растворе, содержащем другую растворимую соль с тем же анионом. Электроды этого типа обратимы относительно аниона (т. е. его потенциал зависит от концентрации этого аниона). Пример: серебро, покрытое пленкой хлорида серебра AgCl и помещенное в раствор хлорида калия ( хлорсеребряный электрод )

Изображение слайда
18

Слайд 18: Стеклянный электрод

H + ( aq ) | стекло | HCl ( aq ) | Ag Cl | Ag На использовании стеклянного электрода основан метод pH -метрии

Изображение слайда
19

Последний слайд презентации: ХИМИЧЕСКИЕ ИСТОЧНИКИ ТОКА: Биологические окислительно-восстановительные системы

Изображение слайда