Электрохимические системы Гаальванические элементы Электролиз коррозия Электрохимические

Электрохимические системы Гаальванические элементы Электролиз коррозия

Электрохимические процессы Любые процессы взаимного превращения химической и электрической форм энергии называются электрохимическими.

Основные способы осуществления ОВР § Химический способ – непосредственная передача электронов от восстановителя к окислителю. § Электрохимический способ – хаотический перенос электронов преобразуется в направленный процесс, т. е. от восстановителя через внешнюю цепь к окислителю. § В электрохимическом процессе полуреакции окисления и восстановления пространственно разделены

Критерии самопроизвольного протекания ОВ реакций Эл. работа по переносу электронов Разность потенциалов между электродами Переносимый эл. заряд Число электронов, переходящих в элементарном акте ОВР

Электродные потенциалы φ, электродный потенциал φ1 электрод тв. φ2 электролит р-р φ, контактный потенциал φ1 φ, диффузионный потенциал φ1 электрод р-р φ2 электролит р-р электрод тв. φ2 электролит тв.

Механизм образования двойного электрического слоя Электродный потенциал E – разность потенциалов между металлом и его катионами в растворе, возникающая при образовании двойного электрического слоя. Cu – 2 e = Cu 2+

Двойной электрический слой

Двойной электрический слой Pb 2++S 2 -→Pb. S ДЭС может образоваться в результате: 1. Обмена ионами между металлом и раствором 2. Адсорбции ионов на поверхности электрода 3. Выхода электронов из кристаллической решётки электрода Возникновение электронного потенциала на границе раздела фаз. Движущая сила этих процессов связана с неравноценностью энергетического состояния компонентов в контактирующих фазах.

Электродный потенциал § Потенциал, который устанавливается на границе раздела фаз (электрод-электролит) в результате протекания равновесной электродной реакции Зависит от: • Химической природы электрода и электролита и вида электродной реакции • Концентрации веществ, участвующих в электродной реакции • Температуры

Электродный потенциал уравнение нернста

Cтандартный электродный потенциал Величина электродного потенциала определяется по водородной шкале. В качестве « 0» выбран стандартный водородный электрод. По сравнению с водородным электродом потенциал других элементов имеет положительное или отрицательное значение.

Типы электродов § § § Электроды 1 -го рода Электроды 2 -го рода Окислительно-восстановительные электроды Ионоселективные электроды Газовые электроды

Электроды 1 -го рода Металл или неметалл погруженный в электролит, содержащий ионы этого металла или неметалла Электрод 1 -го рода обменивается с электролитом или только катионами или только анионами

Металлический электрод Схема электрода Ме Ме. А Электродная реакция Mеz+ + ze- ⇆ Mе 0 ОКИСЛЕННАЯ ВОССТАНОВЛЕННАЯ Уравнение Нернста для металлического электрода

Неметаллический электрод Схема электрода Pt, A KА Электродная реакция A + ze- ⇆ Az- ОКИСЛЕННАЯ ВОССТАНОВЛЕННАЯ Pt в электродной реакции не участвует, с ее помощью передаются электроны Уравнение Нернста для неметаллического электрода

Окислительно-восстановительный электрод Схема электрода Pt ок, вос Pt Fe 3+, Fe 2+ Электродная реакция ОК + ze- ⇆ ВОС Fe 3+ + e- ⇆ Fe 2+ Pt в электродной реакции не участвует, с ее помощью передаются электроны Уравнение Нернста для окислительно-восстановительного электрода

Стандартный водородный электрод Стандартные условия: ан+ = 1 моль/л, Р = 1 атм, Т= 298 К Схема электрода: Pt, H 2 H+ H 2 -2 e 2 H+ φH+/H 2˚ = 0 Зависимость электродного потенциала от р. Н a. H φH+/H 2˚=φ˚H+/H ˚+ ∙lg( )=0+0, 059∙lga. H PH р. Н = - lg a. H если ан+ ≠ 1 моль/л φH+/H 2˚ = -0, 059 р. Н + 2 2 + +

Водородный электрод Схема электрода Pt, H 2 Ι HCl Электродная реакция 2 H+ + 2 e- ⇆ H 2 Pt в электродной реакции не участвует, с ее помощью передаются электроны Уравнение Нернста для водородного электрода

Кислородный электрод Схема электрода Pt, О 2 Ι КОН Электродная реакция O 2+4 e-+2 H 2 O ⇆ 4 OH- Pt в электродной реакции не участвует, с ее помощью передаются электроны Уравнение Нернста для кислородного электрода

Гальванические элементы Химические источники тока

Типы гальванических элементов § Гальванический элемент — химический источник электрического тока, названный в честь Луиджи Гальвани. § Принцип действия гальванического элемента основан на взаимодействии двух металлов через электролит, приводящем к возникновению в замкнутой цепи электрического тока. § ЭДС гальванического элемента зависит от материала электродов и состава электролита.

Химические источники тока -Zn I Zn. SO 4 II Cu. SO 4 I Cu +

Элемент даниэля-якоби Zn. SO 4 Цинковый электрод Раствор сульфата Медный электрод (анод) меди (катод) Раствор сульфата цинка

Zn Zn. SO 4 Cu. SO 4 Cu Zn˚ - 2 e Zn+2 φ˚= -0, 76 В в-ль Cu+2 + 2 e Cu˚ φ˚= +0, 34 В ок-ль ЕОВР = φ˚ок - φ˚в-ля = 0, 34 – (-0, 76) > 0 ЭДС Токообразующая реакция: Σ Zn˚ + Cu+2 → Zn+2 + Cu˚ ∆G˚обр = -z. FE, где z – число электронов, участвующих в реакции

Типы гальванических элементов Обратимые гальванические элементы – гальванические элементы, в которых прямая (токообразующая реакция) и обратная (потребление электрической энергии) представляют собой одну и ту же взаимообратимую реакцию. Необратимые гальванические элементы – гальванические элементы, в которых прямая токообразующая реакция не соответствует обратной реакции потребления электрической энергии.

Элемент Даниэля - Якоби

Мерой работоспособности ГЭ элемента является ЭДС или разность потенциалов электродов:

Необратимые гальванические элементы - гальванические элементы, в которых не может протекать взаимообратная реакция, то есть прямая токообразующая реакция не соответствует обратной реакции потребления химической энергии. § Прямой процесс -Zn|Cu. SO |Cu+ 4 4 0 -2 e→Zn 2+ Zn Cu 2++2 e→Cu 0 § Обратный процесс Cu 2++2 e→cu 0 Cu 0 -2 e→Cu 2+ § Потребление тока E 2 ≠ -E 1

Концентрационные гальванические элементы § Концентрационные гальванические элементы – это необратимые гальванические элементы, в которых источником энергии является работа выравнивания концентраций в системе

Концентрационные гальванические элементы -Zn|Zn. SO |Zn+ 4 4 Анод a 1