12. Электрохимия презентация

12. Электрохимия

Гальванический элемент Zn0 + Cu+2SO4 = Zn+2SO4 + Cu0 Zn0 + Cu+2 = Zn+2 + Cu0 Zn0 – 2е = Zn+2 Cu+2 + 2е = Cu0

Термины электрохимии Гальванический элемент – устройство, в котором осуществляется превращение энергии химической ОВР в электрическую энергию. Электроды – это металлические или графитовые объекты (обычно стержни или пластины), на которых происходит окисление или восстановление. Катод – электрод, на котором происходит восстановление. Анод – электрод, на котором происходит окисление.

Электродный потенциал М  Mn+ + ne Электродный потенциал – разность потенциалов, возникающая между металлом и раствором его соли. Стандартный электродный потенциал E0 – разность потенциалов между системой металл/раствор соли металла и стандартным водородным электродом, измеренная в стандартных условиях (р = 1 атм, Т = 25оС, концентрации всех ионов 1 М).

Стандартные электродные потенциалы Для полуреакций в форме восстановления: Mn+ + ne  M Характеризуют окислительную способность Mn+ (восстановительную способность М)

Электрохимический ряд напряжений металлов (ряд активности металлов) - металлы в порядке возрастания их Е0 (уменьшения их восстановительной способности в водных растворах): Li K Ba Sr Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb (H2) Cu Hg Ag Pt Au Что можно извлечь из него Изменение восстановительной способности при переходе к раствору

Окислительно-восстановительный потенциал - характеристика любой ОВ системы в водном растворе: Ох + ne  Red MnO4- + 8H+ + 5e  Mn2+ + 4H2O Е0 = 1,51 В Cl2 + 2e  2Cl- Е0 = 1,36 В SO42- + 4H2O + 2e  SО32- + 2OH- Е0 = -0,75 В Чем выше Е0, тем сильнее окислитель и слабее восстановитель.

ЭДС Электродвижущая сила (ЭДС) процесса складывается из потенциалов полуреакций: Е = Е1 + Е2. Е > 0 гальванический элемент G < 0 Е < 0 электролитическая ячейка G > 0 Zn0 + Cu+2 = Zn+2 + Cu0 Zn0 – 2е = Zn+2 Е01 = –Е0(Zn2+/Zn) = -(-0,764) = 0,764 B Cu+2 + 2е = Cu0 E02 = E0(Cu2+/Cu) = 0,345 B Е = Е01 + Е02 = 0,764 + 0,345 = 1,109 В.

ЭДС и свободная энергия Гиббса G = –nFЕ 2KMnO4 + 16HCl = 2MnCl2 + 8H2O + 5Cl2 MnO4- + 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O 2 1,51 B 2Cl- – 2e = Cl2 5 -1,36 B Е = Е1 + Е2 = 1,51 + (-1,36) = 0,15 В n = 25 = 10 G0298 = –10965000,15 = -144750 Дж  -145 кДж

Потенциалы последовательных полуреакций Cu2++ e = Cu+ (1) Cu+ + e = Cu (2) Cu2+ + 2e = Cu (3) = (1) + (2) G3 = G1 + G2 –n3FЕ3 = –n1FЕ1 –n2FЕ2 Е3 = = Е3  Е1 + Е2 !

Уравнение Нернста Ох + ne  Red G = G0298 + RT ln K = G0298 + RT ln G = - nFE  E = - G/nF E = E0 + = E0 + При Т = 298 К: Е = Е0 + MnO4- + 8H+ + 5e  Mn2+ + 4H2O Е = Е0 +

Концентрационный элемент Cu2+ + 2e = Cu СuSO4 1M E1 = E0 = 0,345 B CuSO4 0,001 M E2 = 0,345 + = 0,257 B E = E1 – E2 = 0,345 – 0,257 = 0,088 B

Электролиз – это ОВ процесс, протекающий при пропускании электрического тока через раствор или расплав электролита.

Электролиз расплавов LiH = Li+ + H- К: Li+ + e = Li 2 А: 2H- - 2e = H2 1 Сумма процессов: 2Li+ + 2H- = 2Li + H2 Итоговое уравнение: 2LiH = 2Li + H2 Rb2CO3 = 2Rb+ + CO32- К: Rb+ + e = Rb 4 А: 2CO32- - 4e = 2CO2 + O2 1 Сумма процессов: 4Rb+ + 2CO32- = 4Rb + 2CO2 + O2 Итоговое уравнение: 2Rb2CO3 = 4Rb + 2CO2 + O2

Электролиз растворов К: 2Н2О + 2е = Н2 + 2ОН- Мn+ + ne = M А: 2Н2О – 4е = О2 + 4Н+ Anm- – me = An СuCl2 NaCl K2SO4 Zn(NO3)2 раф.Cu

Напряжение разложения Напряжение разложения электролита – это минимальная разность потенциалов между электродами, при котором начинает протекать электролиз. Еразл = – Е CuCl2 (p-p) = Cu + Cl2 Еразл = 1,014 В FeCl2 (p-p) = Fe + Cl2 Еразл = 1,832 В Можно ли подобрать такое напряжение, чтобы выделялась 1) только Сu, 2) только Fe?

Закон Фарадея I – сила тока в амперах, t – время в секундах, n – число электронов, участвующих в электродном процессе, F – число Фарадея = 96500 Кл/моль

Электролиз раствора CuCl2 Диссоциация: CuCl2 = Cu2+ + 2Cl- Катод: Сu2+ + 2e = Cu Анод: 2Сl- - 2e = Cl2 Итог: CuCl2 = Cu + Cl2

Электролиз раствора NaCl Диссоциация: NaCl = Na+ + Cl- Катод: 2Н2О + 2е = Н2 + 2ОН- Анод: 2Сl- - 2e = Cl2 Итог: NaCl + 2H2O = H2 + Cl2 + NaOH

Электролиз раствора K2SO4 Диссоциация: K2SO4 = 2K+ + SO42- Катод: 2Н2О + 2е = Н2 + 2ОН- 2 Анод: 2Н2О – 4е = О2 + 4Н+ 1 Сумма: 6H2O = О2 + 2H2 + 4OH- + 4Н+ 4Н2О Итог: 2H2O = 2H2 + О2

Электролиз раствора Zn(NO3)2 Диссоциация: Zn(NO3)2 = Zn2+ + 2NO3- Катод: 2Н2О + 2е = Н2 + 2ОН- 2 Анод: 2Н2О – 4е = О2 + 4Н+ 1 Сумма: 6H2O = О2 + 2H2 + 4OH- + 4Н+ 4Н2О Итог: 2H2O = 2H2 + О2 Катод: Zn2+ + 2e = Zn 2 Анод: 2Н2О – 4е = О2 + 4Н+ 1 Сумма: 2Zn2+ + 2H2O = 2Zn + О2 + 4Н+ Итог: 2Zn(NO3)2 + 2H2O = 2Zn + О2 + 4HNO3 Zn(NO3)2 + 2H2O = Zn + H2 + O2 + 2HNO3 !!!

Электролитическое рафинирование меди Диссоциация: CuSO4 = Cu2+ + SO42- Катод: Cu2+ + 2e = Cu Анод: Сu – 2e = Cu2+

Восстановительная способность в водном растворе М  Mn+ + ne

СЛЕВА – БОЛЕЕ СИЛЬНЫЕ ВОССТАНОВИТЕЛИ, ЧЕМ СПРАВА Li K Ba Sr Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb (H2) Cu Hg Ag Pt Au В чем это проявляется?

Таблица Е0 металлов

Свинцовый аккумулятор А: Pb + HSO4- – 2e = PbSO4 + H+ К: PbO2 + HSO4- + 3H+ + 2e = PbSO4 + 2H2O Pb + PbO2 + 2H2SO4 = 2PbSO4 + 2H2O U = 12 В (6 элементов по 2 В) Электролит – H2SO4 Катод – PbO2 Анод – губчатый Pb

Никель-кадмиевый аккумулятор А: Cd + 2OH- – 2e = Cd(OH)2 К: NiOOH + H2O + e = Ni(OH)2 + OH- Cd + 2NiOOH + 2H2O = Cd(OH)2 + 2Ni(OH)2 U = 1,5 В Электролит – КОН Катод – NiOOH с графитом Анод – губчатый Cd c Fe

Сухой элемент (батарейка) А: Zn + 4NH4+ – 2e = [Zn(NH3)4]2+ + 4H+ К: MnO2 + H+ + e = MnOOH Zn + 4NH4Cl + 2MnO2 = [Zn(NH3)4]Cl2 + 2MnOOH + 2HCl U = 1,5 В Электролит – влажная паста из MnO2, NH4Cl и угля Катод – графит (стержень) или MnO2 Анод – Zn (оболочка батарейки)

Стандартный водородный электрод ½ Н2  Н+ + е р = 1 атм Т = 25оС С = 1 М

Катодные процессы

Анодные процессы Растворимый (активный) анод: М – ne = Mn+ Нерастворимый (инертный) анод: 2RCOO- – 2e = R-R + 2CO2

Батарейки

Аккумуляторы