1 / 14

Лекция 8. Электрохимические процессы

Лекция 8. Электрохимические процессы. Лектор Мамонтов Виктор Васильевич. Введение. Область химии, изучающая реакции протекающие с подводом и отводом электрической энергии, называется электрохимией .

Download Presentation

Лекция 8. Электрохимические процессы

An Image/Link below is provided (as is) to download presentation Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author. Content is provided to you AS IS for your information and personal use only. Download presentation by click this link. While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server. During download, if you can't get a presentation, the file might be deleted by the publisher.

E N D

Presentation Transcript


  1. Лекция 8.Электрохимические процессы Лектор Мамонтов Виктор Васильевич

  2. Введение • Область химии, изучающая реакции протекающие с подводом и отводом электрической энергии, называется электрохимией. • При э/х реакциях происходит превращение хим. энергии в электрическую и, наоборот, электрической в химическую: Хим. энергия  Электр. энергия • Начало электрохимии (на рубеже 18-19 веков) – создание первого источника тока.

  3. Cu держатель Fe проволочка ток Лапка лягушки Л. Гальвани (1800): существует «животное электричество». А. Вольта (1800): электричество возникает при контакте двух металлов. Вольта предложил э/х ряд напряжений металлов и «вольтов столб».

  4. Характер металлов обусловлен тем, на сколько легко они окисляются. Легкоокисляющиеся металлы называют активными, а трудноокисляющиеся – благородными. • Если расположить металлы по уменьшению их активности, то получим э/х ряд напряжений металлов: Li K Ba Ca Na Mg Al Mn Cr Zn Cd Co Ni Sn HCu AgPt Au активные средней активности неакт. благ. В э/х ряд включен водород, т.к. он, как и металлы, может существовать в виде катионовН+.

  5. 1. Гальванические элементы • При любой ОВР происходит переход электронов от восстановителя к окислителю: Zn + CuSO4 = Cu + ZnSO4 Проц. окисления Zn:Zn – 2e = Zn2+ Проц. восстан-я Cu: Cu2+ + 2e = Cu • Реакции окисления и восстановления можно пространственно разделить, тогда электроны будут переходить от восстановителя к окислителю по внешнему проводнику (получим эл. ток).

  6. Устройства которые преобразуют энергию химических реакций в электрическую энергию называются гальваническими элементами (ГЭ или ХИТ). Протекающие в них процессы протекают самопроизвольно (ΔG < 0). • Примеры ГЭ: • Элемент Вольта (1800 г) Zn l H2SO4 l Cu – напряжение не постоянно из-за выделения водорода на катоде. • Элемент Лекланше (1877 г) C l NH4Cl l Zn - сухой элемент (батарейка U = 1,5 В) используется и сейчас.

  7. 2 1

  8. Гальванический элемент Дж. Даниэля – Якоби (1836).

  9. е- Zn Cu ZnSO4 CuSO4 В основу работы ГЭ положена реакция: Zn + CuSO4 = Cu + ZnSO4 Анод:Zn – 2e = Zn2+(окисление) Катод: Cu2+ + 2e = Cu (восстан-е) Схема записи ГЭ: A(–) Zn l ZnSO4 ll CuSO4 l Cu (+) K E = φK – φA = 0,34 – (-0,76) = 1,1 В Zn разрушается т.к. его катионы переходят в раствор.

  10. Zn2+ Zn2+ Cu2+ - + + - - + - + Cu2+ Zn - + Zn2+ - + + - + - + + - + - + - - + + - - + + Δφ 2. Возникновение электродных потенциалов • Рассмотрим процессы на границе раздела фаз в ГЭ Даниэля – Якоби:

  11. 3. Водородный электрод

  12. 4. Измерение стандартных ЭДС металлов Ме

  13. 5. Расчёт ЭДС ГЭ

  14. 6. Концентрационные ГЭ

More Related