Что такое findslide.org?

FindSlide.org - это сайт презентаций, докладов, шаблонов в формате PowerPoint.

Обратная связь

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

Главная
Химия
Электрохимия. Электродика

Электрохимия2. Ионика – учение об электрической проводимости растворов электролитов1. Электродика – учение об ЭДС

Электродика Теория возникновения равновесных электродных и окислительно-восстановительных потенциалов Определение направления окислительно-восстановительного процесса

Механизм возникновения электродного потенциалаМе ↔ Меn+ + n e

При погружении металла в воду…Ме + m Н2О → Меn+(Н2О)m+n eМе +m

Потенциал, устанавливающийся в условиях равновесия электродной реакции, называется равновесным электродным потенциалом.

Если металл погрузить в раствор его соли, то процессы протекающие на границе

Стандартный электродный потенциал (Е0)- это ЭДС гальванического элемента, составленного из данного электрода

Ряд стандартных электродных потенциалов металлов

Величина потенциала в реальных условиях рассчитывается по уравнению Нернста:

Гальванические элементыИзометаллическиеБиметаллические

Гальванический элемент (биметаллический)Анод: Zn - 2e = Zn2+Катод: Cu2++2e = CuZn

Мерой работоспособности ГЭ элемента является ЭДС или разность потенциалов электродов:

Концентрационный гальванический элемент (изометаллический)Анод: Zn→Zn2+(0,1н) +2eКатод: Zn2+(1н) +2e → Zn Zn2+(1н)

Химические источники тока(элемент Лекланше)

Окислительно-восстановительные потенциалыFe 2+(р-р)↔ Fe 3+(р-р)+е ( Pt пл-ка)Red ↔ Ox + neRed

ОВ потенциал зависит от: температуры природы окислителя и восстановителя

Стандартный ОВ потенциалЭДС ГЭ, составленного из окислительно-восстановительной системы, содержащей окисленную и восстановленную

Если составить ГЭ из MnO4-/Mn2+ и (Pt),H2|2H+, то

В реальных условиях расчет ОВ потенциала системы MnO4-/Mn2+ производится по уравнению Нернста-Петерса:

Чем больше стандартный ОВ потенциал системы, тем в большей степени выражены ее

Критерии самопроизвольного протекания ОВ реакций

2KI + 2FeCl3 → I2 + 2FeCl2+2КCl При замыкании цепи в

Стеклянный электродR(Na+, Li+) + H+↔ R(H+) + Na+, Li+ мембрана

Определение рН в лабораторном практикуме ЭДС представленной цепи Ецепи: Е

Слайды презентации

Слайд 2 Электродика
Теория возникновения равновесных электродных и окислительно-восстановительных потенциалов

Определение направления окислительно-восстановительного процесса

Слайд 3 Механизм возникновения электродного потенциала
Ме ↔ Меn+ +

n e

Слайд 4 При погружении металла в воду…
Ме + m Н2О

При погружении металла в воду…Ме + m Н2О → Меn+(Н2О)m+n eМе

→ Меn+(Н2О)m+n e
Ме +m Н2О ↔ Меn+ (Н2О)m+ n

Меn+(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

Если металл погрузить в раствор его соли, то процессы протекающие на

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 7 Стандартный электродный потенциал

Слайд 8 Стандартный электродный потенциал (Е0)- это ЭДС гальванического элемента,

Стандартный электродный потенциал (Е0)- это ЭДС гальванического элемента, составленного из данного

составленного из данного электрода и электрода сравнения. В качестве

электрода сравнения используют нормальный водородный электрод (нвэ):

H2 ↔ 2H+ + 2e

Pt (H2) | 2H+

Слайд 9 Ряд стандартных электродных потенциалов металлов

Слайд 10 Величина потенциала в реальных условиях рассчитывается по уравнению

Нернста:

Слайд 11

Слайд 12 Гальванические элементы
Изометаллические
Биметаллические

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 14 Мерой работоспособности ГЭ элемента является ЭДС или разность

потенциалов электродов:

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 16

Слайд 17 Химические источники тока(элемент Лекланше)

Слайд 18

Слайд 19 Аккумулятор

Слайд 20 Уравнения работы аккумулятора

Слайд 21 Топливный элемент

Слайд 22 Окислительно-восстановительные потенциалы
Fe 2+(р-р)↔ Fe 3+(р-р)+е ( Pt пл-ка)

Red

Окислительно-восстановительные потенциалыFe 2+(р-р)↔ Fe 3+(р-р)+е ( Pt пл-ка)Red ↔ Ox +

↔ Ox + ne
Red - восстановленная форма
Ox – окисленная

форма

Уравнение Нернста- Петерса:

Стандартный ОВ потенциал

Слайд 23 ОВ потенциал зависит от:

температуры
природы окислителя и

ОВ потенциал зависит от: температуры природы окислителя и восстановителя концентрации окисленной

восстановителя
концентрации окисленной и восстановленной форм
рН среды

Слайд 24 Стандартный ОВ потенциал
ЭДС ГЭ, составленного из окислительно-восстановительной системы,

Стандартный ОВ потенциалЭДС ГЭ, составленного из окислительно-восстановительной системы, содержащей окисленную и

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

Если составить ГЭ из MnO4-/Mn2+ и (Pt),H2|2H+, то стандартный

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

Чем больше стандартный ОВ потенциал системы, тем в большей степени выражены

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 28 Критерии самопроизвольного протекания ОВ реакций

Слайд 29 Пример:

Слайд 30 Глубина протекания ОВ реакций

Слайд 31 Окислительно-восстановительные ГЭ

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 33 Ионоселективные электроды

Слайд 34 Стеклянный электрод
R(Na+, Li+) + H+↔ R(H+) + Na+,

Li+
мембрана раствор

мембрана раствор
Ag⏐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