Презентация на тему: Лекция 8. Электрохимические процессы

Лекция 8. Электрохимические процессы
8.3. Принцип работы гальванического элемента
Лекция 8. Электрохимические процессы
Лекция 8. Электрохимические процессы
8.4. Типы электрических цепей
Лекция 8. Электрохимические процессы
8.5. Поляризация и деполяризация
Лекция 8. Электрохимические процессы
8.6. Коррозия металлов
Лекция 8. Электрохимические процессы
Лекция 8. Электрохимические процессы
1/11
Средняя оценка: 4.3/5 (всего оценок: 80)
Код скопирован в буфер обмена
Скачать (17215 Кб)
1

Первый слайд презентации: Лекция 8. Электрохимические процессы

Изображение слайда
2

Слайд 2: 8.3. Принцип работы гальванического элемента

Рис. 1. Схема работы медно-цинкового гальванического элемента 1 Работа такого гальванического элемента обусловлена протеканием окислительно-восстановительной реакции: Zn 0 + CuSO 4 → ZnSO 4 + Cu 0 Zn 0 (т) – 2ē = Zn 2+ (р-р) Цинковый электрод, на котором происходит процесс окисления, называется анодом. С u 2+ (р-р) + 2ē = Cu 0 (т) Медный электрод, на котором протекают процессы восстановления, называют катодом.

Изображение слайда
3

Слайд 3

2 Гальванический элемент изображают краткой электрохимической схемой: (-) Zn | Zn 2+ || Cu 2+ | Cu (+) Одна вертикальная черта означает границу раздела фаз «металл – раствор» (гетерогенный процесс), две вертикальные черты – границу между растворами (гомогенный процесс). Анод принято считать отрицательным, а катод – положительным. Причиной появления и протекания электрического тока в гальванических элементах является разность электродных потенциалов, возникающая на электродах, его электродвижущая сила ЭДС. ЭДС гальванического элемента определяется как разность потенциалов катода и анода: ЭДС = Е к – Е а (1)

Изображение слайда
4

Слайд 4

Стандартную ЭДС можно определить из значений стандартных электродных потенциалов ряда напряжений металлов. Гальванический элемент будет работать, если рассчитанное значение ЭДС будет больше 0. 3 = 0,34 – (-0,76) = 1,1 В

Изображение слайда
5

Слайд 5: 8.4. Типы электрических цепей

В химических цепях электроды выполнены из разных металлов. Этим и обусловлена, в основном, разность электродных потенциалов. (-) Zn | Zn 2+ || Cu 2+ | Cu (+) В концентрационных цепях электроды выполнены из одного металла, но погружены в растворы солей разной концентрации. (-) Al | Al 3+ || Al 3+ | Al (+) 0,001 М 0,1 М (-) Al 0 – 3ē → Al 3+ (+) Al 3+ + 3ē → Al 0 . 4 (2) (2) ЭДС = Е к – Е а (1)

Изображение слайда
6

Слайд 6

5 В физических цепях электроды выполнены из одного металла и погружены в растворы солей одинаковой концентрации, но при разных температурах. (3) (3)

Изображение слайда
7

Слайд 7: 8.5. Поляризация и деполяризация

6 Электродвижущая сила работающего гальванического элемента со временем уменьшается. Это явление называется поляризацией. Поляризацию рассчитывают, как разность потенциалов под током и при отсутствии тока: , (4) (4) где: – значение поляризации, В; – равновесный электродный потенциал металла без тока, В; – равновесный электродный потенциал металла под действием тока, В. На аноде накапливаются ионы металла, его потенциал становится более положительным ( анодная поляризация ), на катоде накапливается избыток электронов, его потенциал становится более отрицательным ( катодная поляризация ).

Изображение слайда
8

Слайд 8

Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2 ↑ (-) Zn 0 – 2ē = Zn 2+ (+) 2Н + + 2ē = Н 2 0 K 2 Cr 2 О 7 + 3Н 2 + 4 H 2 SO 4 = Cr 2 ( SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 + 7 H 2 O Устранение поляризации называется деполяризацией. Наибольшее значение имеет катодная поляризация. Для борьбы с ней применяют вещества, называемые катодными деполяризаторами. Обычно это окислители, которые принимают электроны от катода, препятствуя его поляризации ( K 2 Cr 2 О 7, MnO 2 и т.д.). Рис. 4. Элемент Вольта 7

Изображение слайда
9

Слайд 9: 8.6. Коррозия металлов

8 Коррозия – это самопроизвольно протекающий процесс разрушения поверхности металлов под действием агрессивной окружающей среды. Различают два основных случая коррозии металлов. Газовая или химическая коррозия протекает при повышенных температурах, когда конденсация влаги на металлической поверхности невозможна, т.е. происходит безтоковое окисление металла.

Изображение слайда
10

Слайд 10

2) Электрохимическая коррозия металлов протекает при наличии влаги, сопровождается возникновением тока в системе, с разделением общего процесса на два сопряженных, невозможных друг без друга – анодный и катодный. (-) А: Ме 0 – nē → Ме n+ (5) 9 (+) К: 2Н + + 2ē → Н 2 0 при рН < 7 (6) или (+) К: О 2 + 4ē + 4Н + → 2Н 2 О при рН ≥ 7 (7)

Изображение слайда
11

Последний слайд презентации: Лекция 8. Электрохимические процессы

где: m – количество вещества, выделяющееся на электродах, г; I – сила тока, А; τ – время процесса коррозии, с; Э – электрохимическая эквивалентная масса, г/моль; F – число Фарадея (96500 Кл/моль). Количество окислившегося металла на анодных участках при электрохимической коррозии можно рассчитать, используя 1 закон Фарадея : количество вещества, выделяющееся на электродах при прохождении постоянного электрического тока через систему, прямо пропорционально силе тока и времени его прохождения : 10 (8) (8)

Изображение слайда