Разделы презентаций


ОВР. Электрохимия HCl + NaOH = NaCl + H 2 O HCl + AgNO 3 = AgCl ↓ + HNO 3 CuSO

Содержание

Степень окисления (Oxidation State, OS)OS элемента в химическом соединении – это условный заряд, который приписывается его атому в предположении, что вещество состоит из ионов (положительным считается заряд менее ЭО-элемента).В простых веществах

Слайды и текст этой презентации

Слайд 1ОВР. Электрохимия
I тип
II тип
Окислительно-восстановительные реакции (ОВР)

ОВР. ЭлектрохимияI типII типОкислительно-восстановительные реакции (ОВР)

Слайд 2Степень окисления (Oxidation State, OS)
OS элемента в химическом соединении –

это условный заряд, который приписывается его атому в предположении, что

вещество состоит из ионов (положительным считается заряд менее ЭО-элемента).


В простых веществах каждый из атомов имеет нулевую OS.


В случае соединений с полярными связями значение OS рассчитывается
на основании принципа электронейтральности.


OS элемента в его соединениях:
водорода (+1), исключение: гидриды (-1);
кислорода - (-2), исключение: фториды (OF2, O2F2) и соединения со связью О-О - пероксиды (H2O2), надпероксиды (NaO2), озониды (KO3) и т.п.


Пример: значение OS хлора в HClO4, HCl, серы в Na2S4O6 и азота в NH3
равны соответственно (+7), (-1), (+5/2) и (-3).
Степень окисления (Oxidation State, OS)OS элемента в химическом соединении – это условный заряд, который приписывается его атому

Слайд 3OS чаще не совпадает и с валентным состоянием атома в

соединении.

Так, в ионе NH4+ OS азота (-3), а валентность равна

4.
Но в молекуле CO2, OS и валентности атомов численно почти равны (OS ”+”).


OS имеет и реальную основу (!)

Например: для выделения одного моля железа из раствора соли железа(III) требуется три моля электронов.

Понятие OS оказывается полезным при рассмотрении ОВР и при установлении стехиометрических соотношений в них.

OS не отражает истинного распределения валентных электронов между атомами в молекуле, т.е. не совпадает с их эффективным зарядом ( δ ).


Так, OS хлора и кислорода в ClO4- (+7) и (-2), а δ равны (+1,0) и (-0,5).
Даже в т.н. ионных соединениях (CsF) δ (+0,93 и -0,93), а OS (+1 и -1).

OS чаще не совпадает и с валентным состоянием атома в соединении.Так, в ионе NH4+ OS азота (-3),

Слайд 4ОВР или редокс-процессы - химические процессы, которые характеризуются переносом электронов

с изменением OS атомов.
Окислительно-восстановительные
процессы
3СО + Fe2O3

= 3CO2 + 2Fe

+2 -2 +3 -2 +4 -2 0

восстановление

окисление

окисли-тель

восстано-витель

ОВР или редокс-процессы - химические процессы, которые характеризуются переносом электронов с изменением OS атомов.Окислительно-восстановительные процессы3СО  +

Слайд 5содержат в своем составе элементы, которые в ходе реакции понижают

свою OS
Ox

содержат в своем составе элементы, которые в ходе реакции понижают свою OSOx

Слайд 6содержат в своем составе элементы, которые в ходе реакции повышают

свою OS
Red

содержат в своем составе элементы, которые в ходе реакции повышают свою OSRed

Слайд 81. Межмолекулярные
Основные ТИПЫ
окислительно-восстановительных реакций
Атомы или ионы окислителя и восстановителя
находятся

в молекулах разных веществ.
окисли-
тель
восстано-
витель

1. МежмолекулярныеОсновные ТИПЫ окислительно-восстановительных реакцийАтомы или ионы окислителя и восстановителянаходятся в молекулах разных веществ.окисли-тельвосстано-витель

Слайд 9Основные типы ОВР
2. Внутримолекулярные
окислитель
восстановитель

Основные типы ОВР 2. Внутримолекулярныеокислительвосстановитель

Слайд 103. Диспропорционирование
Основные типы ОВР
Один элемент с неустойчивой степенью окисления,

находясь в одной молекуле, может быть одновременно и окислителем, и

восстановителем. В результате ОВР образуются соединения этого элемента с разными устойчивыми степенями окисления.
3. ДиспропорционированиеОсновные типы ОВР Один элемент с неустойчивой степенью окисления, находясь в одной молекуле, может быть одновременно

Слайд 11Основные типы ОВР
4. Конпропорционирование
(сопропорционирование или усреднение)

Основные типы ОВР 4. Конпропорционирование (сопропорционирование или усреднение)

Слайд 12Способы подбора коэффициентов в ОВР
Газообразные и Твердые фазы. Расплавы.
Пример 1:

один окислитель, один восстановитель
Метод электронного баланса (отдачи – присоединения е-)


Cr2O3+ NaNO3+ Na2CO3→K2CrO4+NaNO2+2CO2 (400-600оС)

окислитель

восстано-витель

1. Выписываются атомы или ионы восстановителя и его окисленной формы, а также окислителя и его восстановленной формы, с указанием числа отданных или принятых электронов.

2. Число принятых и отданных электронов уравниваются
дополнительными множителями.

2Сr − 6 е → 2Cr 1

N + 2 е → N 3

окисление

восстановление

+3 _ +6

+5 _ +3

Способы подбора коэффициентов в ОВРГазообразные и Твердые фазы. Расплавы.Пример 1: один окислитель, один восстановительМетод электронного баланса (отдачи

Слайд 13(NH4)2Cr2O7 → Cr2O3 + N2↑ +

4H2O (150оС)
Cr2O3+ KClO3+ 2K2CO3 → 2K2CrO4+

KCl + 2CO2 (600оС)

Cr2O3+3NaNO3+ 2Na2CO3→ 2Na2CrO4+3NaNO2+ 2CO2

3. Полученные множители ставятся к продуктам окисления
и восстановления в правую часть уравнения.

4. Далее коэффициенты ставятся: к ионам металлов I-IIA гр., к кислотным остаткам, к атомам водорода; проверка - по равенству числа атомов кислорода в правой и левой частях.

2Сr − 6 е → 2Cr 1

N + 2 е → N 3

+3 _ +6

+5 _ +3

2Сr − 6 е → 2Cr 1

Cl + 6 е → Cl 1

+3 _ +6

+5 _ -1

2Сr − 6 е → 2Cr 1

2N + 6 е → N2 1

-3 _ 0

+6 _ +3

(NH4)2Cr2O7    →  Cr2O3 + N2↑ + 4H2O  (150оС)   Cr2O3+ KClO3+

Слайд 14Пример 2: один окислитель, два восстановителя
4FeS2 + 11O2 →

8SO2 + 2Fe2O3
Число электронов, отданное двумя восстановителями, суммируется, и уравнивается

дополнительными множи-телями с учетом числа электронов, принятых окислителем

2Fe(CrO2)2+7KNO3+4Na2CO3 → Fe2O3+4Na2CrO4+7KNO2+4CO2

Пример 2: один окислитель, два восстановителя4FeS2  + 11O2 → 8SO2 + 2Fe2O3Число электронов, отданное двумя восстановителями,

Слайд 15Пример 3: два окислителя, один восстановитель
Число электронов, принятое двумя окислителями,

суммируется и уравнивается дополнительными множителями с электронами, отданными восстановителем.
7P4 +

6I2 + 48 H2O → 12PH4I + 16 H3PO3

2CrO5+ 14KI +10H2SO4→ 7I2+ Cr2(SO4)3+7K2SO4 +10H2O

Пример 3: два окислителя, один восстановительЧисло электронов, принятое двумя окислителями, суммируется и уравнивается дополнительными множителями с электронами,

Слайд 16Метод полуреакций
Способы подбора коэффициентов в ОВР
Ограничение: может быть использован только

для ОВР, протекающих в растворах.
Преимущества:
– используются ионные частицы, реально

существующие в водном растворе;
- не требуется расчетов OS.

Red-Ox реакции в РАСТВОРАХ

Правило – сильные электролиты представляются в виде ионов, а неэлектролиты, слабые электролиты, газы и осадки – в виде молекул.

Метод полуреакцийСпособы подбора коэффициентов в ОВРОграничение: может быть использован только для ОВР, протекающих в растворах.Преимущества: – используются

Слайд 17При составлении схем полуреакций важно уметь
определять среду, в которой протекает

полуреакция
Если в схеме полуреакции идет уменьшение числа
атомов кислорода, то

она протекает в кислой среде

NO3- → NO2-

NO3- + 2Н+ + 2e- → NO2- + Н2О

MnO4- + 8H+ + 5е- → Mn2+ + 4H2O

3 атома кислорода

2 атома кислорода

MnO4- → Mn2+

4 атома кислорода

0 атомов кислорода

Cr2O72- + 14H+ + 6е- → 2Cr3+ + 7H2O

Cr2O72- → Cr3+

7 атомов кислорода

0 атомов кислорода

выделяется
Н2О

При составлении схем полуреакций важно уметьопределять среду, в которой протекает полуреакцияЕсли в схеме полуреакции идет уменьшение числа

Слайд 18Если в схеме полуреакции идет увеличение
числа атомов кислорода, то

она протекает
в нейтральной или щелочной среде
NO2- →

NO3-

NO2- + Н2О - 2e- → NO3- + 2Н+

2 атома кислорода

3 атома кислорода

MnO2 → MnO4-

MnO2 + 2Н2О - 3e-→ MnO4- + 4Н+

2 атома кислорода

4 атома кислорода

CrO2- → CrO42-

CrO2- + 4OН- - 3e- → CrO42- + 2Н2О

2 атома кислорода

4 атома кислорода

если окисление происходит в нейтральной среде -
выделяются Н+

если в щелочной среде - выделяется Н2О

Если в схеме полуреакции идет увеличение числа атомов кислорода, то она протекает в нейтральной или щелочной средеNO2-

Слайд 19Пример 1: ОВР в кислой среде:
2KMnO4+ K2SO3+ 2H2SO4 →
В перманганат-ионе

MnO4-
атом Mn (OS +7) проявляет только окислительные свойства.

В кислой среде ионы MnO4- восстанавливаются
до солей Mn(II).

MnO4- + 8H+ + 5 е- → Mn2+ + 4H2O

В схеме полуреакции MnO4- → Mn2+ необходимо:

уравнять число атомов Mn (число атомов, меняющих OS ),
уравнять число атомов О добавлением молекул Н2О справа,
уравнять число атомов Н добавлением катионов Н+ слева,
уравнять число зарядов частиц добавлением или
вычитанием необходимого числа электронов е- слева (+5е-).

Пример 1: ОВР в кислой среде:2KMnO4+ K2SO3+ 2H2SO4 →В перманганат-ионе MnO4-атом Mn (OS +7) проявляет только окислительные

Слайд 20Сульфит-ион SO32- может проявлять восстановительные и окислительные свойства (атом S

имеет промежуточную OS +4).
В присутствии окислителя MnO4-
SO32- является

восстановителем.

Ионы SO32- будут окисляться до S(VI) в виде SO42-.

В схеме полуреакции SO32- → SO42- необходимо:

SO32- + H2O - 2 е- → SO42- + 2H+

уравнять число атомов S (число атомов, меняющих OS),
уравнять число атомов О добавлением молекулы Н2О слева,
уравнять число атомов Н добавлением катионов Н+ справа,
уравнять число зарядов частиц добавлением или
вычитанием необходимого числа электронов е- (-2е-).

Сульфит-ион SO32- может проявлять восстановительные и окислительные свойства (атом S имеет промежуточную OS +4). В присутствии окислителя

Слайд 21Составив схемы полуреакций, уравниваем число отданных и принятых электронов, находим

коэффициенты, на которые следует умножить число частиц одной и второй

полуреакций:

SO32- + H2O - 2 е- → SO42- + 2H+  5

MnO4- + 8H+ + 5 е- → Mn2+ + 4H2О  2

Выписываем суммарное ионно-молекулярное уравнение:

2MnO4- + 16H++ 5SO32-+ 5H2O → 2Mn2++ 8H2О + 5SO42-+ 10H+

Сокращаем подобные ионы Н+ и молекулы Н2О:

Дописываем противоионы, и получаем готовое уравнение:

2MnO4- + 5SO32- + 6H+→ 2Mn2++ 5SO42- + 3H2О

2KMnO4 + 5K2SO3 + 3H2SO4 → 2MnSO4 + 6K2SO4 + 3H2О

Составив схемы полуреакций, уравниваем число отданных и принятых электронов, находим коэффициенты, на которые следует умножить число частиц

Слайд 22Пример 2: ОВР в щелочной среде:
2KMnO4+ K2SO3+ КОН →

В щелочной среде ионы MnO4-

восстанавливаются
до манганат-ионов MnO42- (форма производного Mn(VI))

MnO4- + 1 е- → MnO42-

Cхема готовой полуреакции :

В щелочной среде ионы SO32- окисляются до S(VI) – в форме SO42-.

В схеме полуреакции SO32- → SO42- необходимо уравнять:

число атомов S (число атомов, меняющих OS ),
число атомов О добавлением гидроксид-ионов ОН- слева
(их должно быть в 2 раза больше, чем необходимо атомов О),
число атомов Н добавлением молекул Н2О справа,
уравнять число зарядов частиц электронами (-2е-).

SO32- + 2OH- - 2 е- → SO42- + H2О

Пример 2: ОВР в щелочной среде:2KMnO4+ K2SO3+ КОН →      В щелочной среде

Слайд 23Составив схемы полуреакций, уравниваем число отданных и принятых электронов, находим

коэффициенты, на которые следует умножить число частиц одной и второй

полуреакций:

MnO4- + 1е- → MnO42-  2

SO32- + 2OH- - 2е- → SO42- + H2О  1

В нейтральной среде уравнивается как в щелочной

(с учетом протекания реакции MnO4- + 3е- → MnO2)

Выписываем суммарное ионно-молекулярное уравнение:

2MnO4- + SO32- + 2ОН- → 2MnО42- + SO42- + H2О

Дописываем противоионы и получаем готовое уравнение:

2КMnO4 + К2SO3 + 2КОН → 2К2MnО4 + К2SO4 + H2О

Составив схемы полуреакций, уравниваем число отданных и принятых электронов, находим коэффициенты, на которые следует умножить число частиц

Слайд 24ОВР – непосредственный переход электронов от Red к Ox
Zn +

Cu2+ = Zn2+ + Cu
Zn – 2 e- = Zn2+
Cu2+

+ 2 e- = Cu

Zn - Red

Cu2+ - Ox

объединяет две полуреакции

Электродные потенциалы

Из подобных наблюдений Бекетов составил ряд напряжений (РН) металлов,

однако наиболее объективная оценка относительной активности металлов м.б. получена методом изучения электродных Пт.

ОВР – непосредственный переход электронов от Red к OxZn + Cu2+ = Zn2+ + CuZn – 2

Слайд 25Элемент Якоби-Даниэля

Элемент Якоби-Даниэля

Слайд 26Что происходит при помещении металлического электрода в воду?
На границе раздела

М/р-р возникает ДЭС
Слой (+) создается остовами атомов в узлах кристаллической

решетки (граница раздела), переходящими в раствор в виде ионов.

Слой (-) создается электронами проводимости, остающимися в электроде.
Что происходит при помещении металлического электрода в воду?На границе раздела М/р-р возникает ДЭССлой (+) создается остовами атомов

Слайд 27Что происходит при помещении металлического электрода в раствор его соли?

Что происходит при помещении металлического электрода в раствор его соли?

Слайд 28Когда в раствор выходят ионы металла, на границе раздела возникает

разность потенциалов (электрод заряжен отрицательно !)
M0 + n H2O 

M+·nH2O + e-

Выходящие в раствор катионы металла совершают работу изотермического расширения (RTln(c/c0)), а также совершают электрическую работу по переносу «+» заряда и двигаются под действием скачка Пт (-EnF)

Концентрация ионов в поверхностном слое равна с0, в массе раствора – с.

Из равенства работ определяем величину Пт:

откуда:

Е – Пт растворения (В); n – заряд иона, F – число Фарадея (96485 Кл/моль);
R – газовая постоянная (Дж/моль·К); T – абсолютная температура (К).

с0 неизвестно, поэтому экспериментально определить Е невозможно !

Когда в раствор выходят ионы металла, на границе раздела возникает разность потенциалов (электрод заряжен отрицательно !)M0 +

Слайд 29Однако !
Можно измерить разность потенциалов с каким-либо электродом сравнения !
Нормальным

(стандартным) называют Пт растворения металла, погруженного в раствор собственной соли

с концентрацией (активностью), равной 1 (моль экв)/л, измеренный относительно электрода сравнения, Пт которого условно принят равным 0.

За такой электрод принят водородный электрод (ВЭ)

2H+ + 2e-  H2

Однако !Можно измерить разность потенциалов с каким-либо электродом сравнения !Нормальным (стандартным) называют Пт растворения металла, погруженного в

Слайд 30Если вместе с ВЭ подключить какой-либо другой электрод, то можно

определить разность Пт, равную электродвижущей силе (ЭДС)
Ox + ne- 

Red, E0 (В)

Ox и Red – сопряженная пара
«окислитель-восстановитель»

Полуреакции принято записывать в виде реакций восстановления:

Если вместе с ВЭ подключить какой-либо другой электрод, то можно определить разность Пт, равную электродвижущей силе (ЭДС)Ox

Слайд 31Стандартный электродный Пт электрода (или полуэлемента) определен для стандартных условий:
Т

= 298 К, р = 1 атм, С = 1

моль/л

Mz+ (водн.) + ze-  М (тв.)

Повышение температуры усиливает растворение металла с образованием гидратированных ионов – равновесие сдвигается влево (Е0 ↑)

Повышение концентрации гидратированных ионов металла в растворе сдвигает равновесие вправо (Е0 ↓)

Pt | H2(г.), 1 атм | H+(водн.), 1 моль/л || Mz+(водн.), 1 моль/л | M(тв.)

Стандартный электродный Пт электрода (или полуэлемента) определен для стандартных условий:Т = 298 К, р = 1 атм,

Слайд 32ОВ-
электроды

ОВ-электроды

Слайд 33В растворе FeSO4 Pt-электрод приобретает отрицательный заряд вследствие проявления восстановительной

способности ионов Fe2+ (при переходе их в Fe3+).
Окислительно-восстановительные электроды
Их потенциал

определяется не природой металла
(его в этом случае специально берут достаточно инертным по отношению к растворителю),
а редокс-свойствами ионов раствора.

Например, Pt-электрод, опущенный в подкисленный раствор KMnO4, заряжается положительно, теряя электроны за счет стремления MnO4− принять их при переходе в Mn2+.

(Pt)MnO4− / Mn2+

(Pt)Fe3+ /Fe2+

В растворе FeSO4 Pt-электрод приобретает отрицательный заряд вследствие проявления восстановительной способности ионов Fe2+ (при переходе их в

Слайд 34Zn + Cu2+ = Zn2+ + Cu
- состоит из двух

металлических электродов:

цинкового
и
медного
При замыкании цепи
произойдет

реакция

Почему эта реакция самопроизвольно идет в прямом направлении?

Zn + Cu2+ = Zn2+ + Cu- состоит из двух металлических электродов: 	цинкового    и	медногоПри

Слайд 35- Направление окислительно-восстановительных реакций?
Из термодинамики мы знаем, что решить эти

задачи можно с использованием свободной энергии Гиббса ΔGо
- Глубину

протекания окислительно-восстановительных реакций?

Рассчитывать ∆G в случае редокс-процессов проще по формуле:

∆G = − nF·∆E

Тогда ∆G < 0 при ∆E > 0

Как определить:

- Направление окислительно-восстановительных реакций?Из термодинамики мы знаем, что решить эти задачи можно с использованием свободной энергии Гиббса

Слайд 36Т.е., для любой пары электрохимических систем
чем больше стандартный Пт E01

(Ox1 - сильный окислитель), и
чем меньше стандартный Пт E02

(Red2 - сильный восстановитель),

Это правило используется при подборе второго компонента ОВР для заданного окислителя (или восстановителя) при ст. у.

тем больше разность Е0 для пары Ox1/Red2, и
тем глубже будет протекать ОВР (∆G < 0 )

-

Т.е., для любой пары электрохимических системчем больше стандартный Пт E01 (Ox1 - сильный окислитель), и чем меньше

Слайд 37Пример: С помощью каких реагентов можно окислить в щелочной среде

MnO2 до MnO4-?
Находим электродный потенциал, характеризующий
равновесие между MnO2 и MnO4-

в щелочной среде:

MnO2 + 4ОН- - 3e- → MnO4- + 2Н2О Еo = 0.60 B

Пользуясь таблицей стандартных электродных потенциалов,
можно предложить в качестве окислителей такие системы:

Пример: С помощью каких реагентов можно окислить в щелочной среде MnO2 до MnO4-?Находим электродный потенциал, характеризующийравновесие между

Слайд 38 Следовательно, для окисления

MnO2 до MnO4-
в щелочной среде можно использовать вещества:
При

этом будут протекать химические реакции:

KBrO, K2S2O8 или Cl2

В реальных условиях реакция № 1 может протекать только до определенного предела (ΔЕ0 < 0.5 В). Реакции № 2 и 3 идут «до конца» (равновесие сильно сдвинуто вправо).

Следовательно, для окисления MnO2 до MnO4- в щелочной среде можно

Слайд 39Итак, при протекании ОВР система приближается к состоянию равновесия, при

котором ΔG = 0 и ΔЕ = 0.
По мере

протекания ОВР исходные вещества будут расходоваться, а продукты накапливаться (если они не будут удаляться из сферы реакции)

При этом восстановительный потенциал окислителя будет уменьшаться, а потенциал восстановителя – увеличиваться (как будет показано далее), пока они не сравняются и не будет достигнуто состояние равновесия.

Практический критерий возможности самопроизвольного протекания ОВ-реакции – ΔЕ0 > 0,5 В
(что соответствует ΔG0 < -50 кДж)

Поэтому ОВР между сопряженными парами, имеющими близкие значения Е0, не
может пройти "до конца". Например, для реакции
Pb2+ + Sn = Pb + Sn2+ ΔЕ0 = 0,01 В (ΔG0 = -4 кДж),
равновесие установится при соизмеримых СPb2+ и CSn2+ в растворе.

Если Ox или Red (или тот и другой) имеют несколько последовательных продуктов восстановления или окисления соответственно, то на какой стадии остановится ОВР?

Итак, при протекании ОВР система приближается к состоянию равновесия, при котором ΔG = 0 и ΔЕ =

Слайд 40Формы представления
стандартных электродных потенциалов
Диаграммы Фроста
А.А. Фрост,
1951 г. США
Диаграммы

Латимера
У.М. Латимер,
1938-1952 г.г. США
Диаграммы Пурбе
М. Пурбе,
1963 г. Бельгия
Линейное

изображение потенциалов взаимоперехода Red-Ox форм

цель: расчеты

цель: наглядность

График зависимости стандартного электродного потенциала
от степени окисления Red-Ox форм

График зависимости стандартного электродного потенциала
от диапазона рН существования Red-Ox форм

цель: наглядность

Формы представления стандартных электродных потенциаловДиаграммы ФростаА.А. Фрост, 1951 г. СШАДиаграммы ЛатимераУ.М. Латимер, 1938-1952 г.г. СШАДиаграммы ПурбеМ. Пурбе,

Слайд 41Диаграммы Латимера
MnO4− → MnO42− → MnO2 → Mn3+ →

Mn2+ → Mn0
+0.564 B +2.26

B +0.95 B +1.51 B -1.18 B

Позволяют оценить термодинамическую устойчивость веществ в водном растворе (рН = 0 – кислая среда и рН = 14 – щелочная среда)

Обобщение количественных данных о стандартных электродных потенциалах (Ео) для конкретного элемента

рН = 0

Пример: Диаграммы Латимера для марганца

рН = 14

MnO4−→ MnO42−→ MnO2 → Mn2О3 → Mn(ОН)2 → Mn0

+0.564 B +0.60 B +0.15 B -0.23 B -1.56 B

Форма в высшей максимальной
степени окисления (+7)

СЛЕВА

СПРАВА

Форма в низшей минимальной
степени окисления (0)

+7

+7

Диаграммы ЛатимераMnO4− → MnO42− → MnO2 → Mn3+  → Mn2+ → Mn0+0.564 B

Слайд 42MnO4− → MnO42− → MnO2 → Mn3+ → Mn2+

→ Mn0
+0.564 B +2.26 B

+0.95 B +1.51 B -1.18 B
MnO4− → MnO42− → MnO2 → Mn3+  → Mn2+ → Mn0+0.564 B

Слайд 43MnO4− → MnO42− → MnO2 → Mn3+ → Mn2+

→ Mn0
+0.564 B +2.26 B

+0.95 B +1.51 B -1.18 B

φ1

φ2

φ3

Для расчета неизвестных потенциалов полуреакций пользуются значениями уже имеющихся потенциалов ступеней восстановления.

Весь расчет основан на аддитивности свободных энергий Гиббса
ΔGo ступеней восстановления (функция Е не обладает таким свойством):

ΔGo = -nFEo

n – число электронов, F – число Фарадея,
Eo – станд. потенциал ступени восстановления.

Еo1

Еo2

ΔGoφ1 =ΔGo1+ΔGo2 = (–n1Eo1F) + (–n2Eo2F)

Учитывая

MnO4− → MnO42− → MnO2 → Mn3+  → Mn2+ → Mn0+0.564 B

Слайд 44MnO4− → MnO42− → MnO2 → Mn3+ → Mn2+

→ Mn0
+0.564 B +2.26 B

+0.95 B +1.51 B -1.18 B

φ1o

φ2o

φ3o

+1.70 B

+1.23 B

+1.51 B

Еo1

Еo2

1) MnO4− → MnO42−

2) MnO42− → MnO2

ΔGo=(–n1Eo1F)+(–n2Eo2F)=(-1∙0.564F)+(-2∙2.26F) =-5.088F Дж

MnO4− + 8H+ + 5 e− → Mn2+ + 4H2O φ3o = 1.51 В

MnO4− + 4H+ + 3 e− → MnО2 + 2H2O φ1o = 1.70 В

MnO2 + 4H+ + 2 e− → Mn2+ + 2H2O φ2o = 1.23 В

MnO4− → MnO42− → MnO2 → Mn3+  → Mn2+ → Mn0+0.564 B

Слайд 45MnO4− → MnO42− → MnO2 → Mn3+ → Mn2+

→ Mn0
+0.564 B +2.26 B

+0.95 B +1.51 B

По диаграмме Латимера легко предсказать:

1) Формы, образование которых в данных условиях
(кислая среда, рН=0) невозможно:

- 1.18 B

рН = 0 (кислая среда)

процесс восстановление Mn2+ до Mn0

(отрицательное значение потенциала).

Однако обратная реакция Mn0 → Mn2+

идет самопроизвольно (!)

- 1.18 B (!)

MnO4− → MnO42− → MnO2 → Mn3+  → Mn2+ → Mn0+0.564 B

Слайд 46MnO4− → MnO42− → MnO2 → Mn3+ → Mn2+

→ Mn0
+0.564 B +2.26 B

+0.95 B +1.51 B

- 1.18 B

2) Неустойчивые формы, склонные
к диспропорционированию:

рН = 0

По диаграмме Латимера легко предсказать:

Как правило, значения потенциалов на всех диаграммах
Латимера уменьшаются слева направо.

Поэтому указанием на склонность данной частицы
к диспропорционированию является нарушение
монотонности УМЕНЬШЕНИЯ значений потенциалов

MnO4− → MnO42− → MnO2 → Mn3+  → Mn2+ → Mn0+0.564 B

Слайд 47MnO4− → MnO42− → MnO2 → Mn3+ → Mn2+

→ Mn0
+0.564 B +2.26 B

+0.95 B +1.51 B - 1.18 B

рН = 0

Ион, подвергающийся диспропорционированию, выступает и
в качестве окислителя (в диаграмме все формы слева направо,
как правило – окислители ) и в качестве восстановителя (!)

Чтобы выступить в качестве восстановителя –
(ΔЕо = Еоок–Еовосст> 0), значение потенциала Ео
над стрелкой справа на диаграмме Латимера
должно быть БОЛЬШЕ, чем значение Ео слева (!)

Диспропорционировать могут ионы MnO42- и Mn3+ !

3MnO42− + 4Н+ → 2MnO4− + MnO2 + 2Н2О

2Mn3+ + 2Н2О → Mn2+ + MnO2 + 4Н+

<

<

MnO4− → MnO42− → MnO2 → Mn3+  → Mn2+ → Mn0+0.564 B

Слайд 48Диаграммы Фроста
Графики зависимости стандартного электродного потенциала
от степени окисления Red-Ox

форм.
Вольт-эквивалент (nEо) пары Xn+/Xo – произведение
стандартного электродного потенциала (Ео)

полуреакции
Xn+ + n e− → Xo на степень окисления (n).

Графическое изображение диаграмм Латимера в координатах:
(Х) ось абсцисс– степень окисления (n);
(Y) ось ординат– вольт-эквивалент (nEо) пары Xn+/Xo.

Значения вольт-эквивалентов для окислительных форм марганца

Диаграммы ФростаГрафики зависимости стандартного электродного потенциала от степени окисления Red-Ox форм.Вольт-эквивалент (nEо) пары Xn+/Xo – произведение стандартного

Слайд 49Диаграмма Фроста для марганца
- рН = 0
- рН = 14
степень

окисления, (n)
1 2 3

4 5 6 7

Начало координат соответствует
очевидному условию nE = 0
для пары Xn+/Xo при n=0,
т.е. для Mno.

nEо, В

Диаграмма Фроста для марганца- рН = 0- рН = 14степень окисления, (n)1    2

Слайд 50Диаграмма Фроста для марганца
Наклон линий (tg α) равен
стандартному электродному


потенциалу сопряженной
Red-Ox пары, в данном случае
(tgα) =

Ео(Mn3+/Mn2+).

степень окисления, (n)

nEо, В

Диаграмма Фроста для марганцаНаклон линий (tg α) равен стандартному электродному потенциалу  сопряженной Red-Ox пары, в данном

Слайд 51Диаграммы Фроста – наглядный способ определения:

наиболее устойчивой
степени окисления элемента.
При данной

кислотности среды ей отвечает минимум на кривой.

Пример: Для марганца
такими формами являются
в кислой среде – Mn2+.
в щелочной среде – Mn2O3.

Диаграммы Фроста – наглядный способ определения:        наиболее устойчивой степени окисления

Слайд 52Диаграммы Фроста – наглядный способ определения:

форм, склонных
к

диспропорционированию.
Им отвечают координаты точки,
находящиеся выше линии,
соединяющей соседние точки.

Пример: При рН 0 для марганца такими формами являются Mn3+ и MnO42-.

Диаграммы Фроста – наглядный способ определения:

Слайд 53Диаграммы Фроста – наглядный способ определения:

форм продуктов

сопропорционирования:
- это соединение с координатой
ниже линии, соединяющей
координаты реагирующих веществ

2KMnO4+ 3MnSO4 + 2H2O → 5MnO2 + K2SO4+ 2H2SO4

Пример: При рН 0 для марганца это формы Mn2+ и MnO4-, продукт - MnO2.

Диаграммы Фроста – наглядный способ определения:          форм продуктов

Слайд 54

Диаграммы Фроста помогают сравнивать
окислительно-восстановительную способность подобных

соединений при анализе свойств в группах ПС элементов.

Диаграмма Фроста для серы (1) и селена (2) при рН=0.

Для сопоставления окислительной
способности серной H2SO4 и селеновой кислот H2SeO4 или H2SO3 и H2SeO3 сравниваются наклоны линий на диаграмме Фроста.

H2SO4

H2SeO4

H2SeO3

H2SO3

2SO2 + H2SeO3 Н2О → Se + 2Н2SO4

Поскольку tg α > tg β,
окислительная способность
H2SeO3 выше Н2SO3, при
их взаимодействии H2SeO3 восстанавливается до Se.

H2S

H2Se

более сильный Red

Диаграммы Фроста  помогают  сравнивать окислительно-восстановительную

Слайд 55График зависимости стандартного электродного потенциала
от рН с учетом существования всех

Red-Ox форм в растворе.
- термодинамические диаграммы,
- построены с помощью

уравнения Нернста,
- отражают взаимосвязь между фазами системы,
линии ограничения представляют
реакции между фазами,
- позволяют определить продукты Red-Ox реакций
при разных значениях рН среды.

Диаграммы Пурбе – фазовые диаграммы.

График зависимости стандартного электродного потенциалаот рН с учетом существования всех Red-Ox форм в растворе.- термодинамические диаграммы, -

Слайд 56Диаграммы Пурбе
Для марганца
Для железа
- Зависимость Е от рН имеет прямую,

если Red-Ox формы в
некотором диапазоне рН одинаковы (отрезок аb для

Fe3+/Fe2+).

Если образуется малорастворимая кислота или осадок гидроксида,
то на графике наблюдается излом (вертикальные отрезки сb и de
при рН=3 и рН=9 для Fe(ОН)3 и Fe(ОН)2 соответственно)..
.

Диаграммы ПурбеДля марганцаДля железа- Зависимость Е от рН имеет прямую, если Red-Ox формы внекотором диапазоне рН одинаковы

Слайд 57Н.Н.Бекетов рассматривал восстановительные возможности свободных металлов по отношению к растворенным

солям других металлов, и по отношению к кислотам (вытеснение водорода).
Оказалось,

например, что протекают реакции

Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu

Zn + Pb(NO3)2 = Zn(NO3)2 + Pb

Pb + Cu(NO3)2 = Pb(NO3)2 + Cu

а также:

Zn + 2 H+ = Zn2+ + H2↑

Pb + 2 H+ = Pb2+ + H2↑

Из подобных наблюдений Бекетов создал ряд напряжений (РН) металлов

Из экспериментов можно составить ряд:

Zn . . . Pb . . . H . . . Cu

Однако для активных металлов наблюдаются осложнения:

ZnCl2 + Mg + 2 H2O  Zn(OH)Cl↓ + Mg(OH)Cl↓ + H2↑

Наиболее объективная оценка относительной активности металлов м.б. получена методом изучения электродных Пт.

Ряд напряжений металлов

Н.Н.Бекетов рассматривал восстановительные возможности свободных металлов по отношению к растворенным солям других металлов, и по отношению к

Слайд 59Как связаны между собой положение металла в Ряду Напряжений и

в ПС ?
Мера активности (восст-я способность) металлов в ПС

- Еи свободных атомов

Мера активности металлов в РН - Еатом + Еи + Егидр

прочность кристаллической решетки металла

положение в ПС

электронная структура иона, Z/r

ряд активности

РН Zn > Cu Li > K > Na
ПС Zn ≈ Cu K > Na > Li

Реальное осуществление редокс-процессов,
разрешенных по РН, часто определяется кинетическим фактором
(большое значение при этом имеет состояние поверхности металла,
в частности, наличие на ней оксидной пленки).

РН отражает термодинамическую активность веществ лишь в водных растворах, причем при стандартных условиях.

Как связаны между собой положение металла в Ряду Напряжений и в ПС ? Мера активности (восст-я способность)

Слайд 60В зависимости от положения в РН металлы делят на три

условные группы
2. Взаимодействие с водой:
Ca + H2O = Ca(OH)2 +

H2↑

оксидные пленки на поверхности !

H+ - окислитель

Ca - восстановитель

1. Взаимное вытеснение металлов:

Более активные металлы (правее магния) вытесняют менее активные (стоящие правее в РН) из растворов их солей.

В зависимости от положения в РН металлы делят на три условные группы2. Взаимодействие с водой:Ca + H2O

Слайд 613. Взаимодействие с кислотами: а) HCl и

H2SO4 (разбавл.):
M + n HCl = MCln + n/2 H2↑
H+

- окислитель

М - восстановитель

Pb + 2 HCl = PbCl2↓ + H2↑

Pb + H2SO4 = PbSO4↓ + H2↑

б) Взаимодействие с H2SO4 (конц.):

S+6 - окислитель

3. Взаимодействие с кислотами:    а) HCl и H2SO4 (разбавл.):M + n HCl = MCln

Слайд 62в) Взаимодействие с HNO3 (разбавл.):
г) Взаимодействие с HNO3 (конц.):
N+5 -

окислитель
N+5 - окислитель

в) Взаимодействие с HNO3 (разбавл.):г) Взаимодействие с HNO3 (конц.):N+5 - окислительN+5 - окислитель

Слайд 634. Взаимодействие с растворами щелочей:
H+ - окислитель
Zn + 2 HOH

= Zn(OH)2↓ + H2↑
Zn(OH)2 + 2 NaOH = Na2[Zn(OH)4]
Zn +

2 HOH + 2 NaOH = Na2[Zn(OH)4] + H2↑

Особенность реакции с конц. HNO3:

Если металл может иметь устойчивые высокие степени окисления, то в числе продуктов бывают не нитраты, а оксиды или даже кислоты:

Sn + 4 HNO3(конц.) = H2SnO3 + 4 NO2 + H2O

4. Взаимодействие с растворами щелочей:H+ - окислительZn + 2 HOH = Zn(OH)2↓ + H2↑Zn(OH)2 + 2 NaOH

Слайд 64Экспериментально установлено, что значения
электродных потенциалов зависят от ряда факторов

(!):
1) природы веществ -
участников электродного процесса;
2) концентраций веществ

и рН среды;

3) температуры системы.

Экспериментально установлено, что значения электродных потенциалов зависят от ряда факторов (!):1) природы веществ - участников электродного процесса;2)

Слайд 65Вывод уравнения Нернста
При взаимодействии 1 моль ZnSO4
и 1 моль

Cu переносится 2 моль e-:
Zno – 2 e- = Zn2+
Cu2+

+ 2 e- = Cuo


+

КАТОД

АНОД

Подставим Q в выражение для Аэх:

Вывод уравнения НернстаПри взаимодействии 1 моль ZnSO4 и 1 моль Cu переносится 2 моль e-:Zno – 2

Слайд 66В нашем примере для элемента Даниэля – Якоби
Аэх= 2

∙ 1.1B ∙ 96500 Кл/моль= 212300 Дж = 212.3 кДж


Аэх = n е-Na E

число Фарадея

Число Фарадея – заряд 1 моль электронов,
е-Na = 1.60218∙10-19Кл6.02205∙1023 моль-1 =
= 96484.6 ≈ 96500 Кл/моль

Фундаментальная постоянная

В нашем примере для элемента Даниэля – Якоби Аэх= 2 ∙ 1.1B ∙ 96500 Кл/моль= 212300 Дж

Слайд 67Энергия Гиббса ΔGo – это максимальная полезная работа, которую может

совершать система (при const T и Р ). В нашем

случае это электрохимическая работа (над окружающей средой).

ΔGo ≤ - Аэх для неравновесных необратимых процессов.

или

ΔGo = - Аэх

для равновесных обратимых Red-Ox
процессов, в которых отсутствуют др. виды
работ, кроме работы расширения рΔV.

1) Е > 0, ΔG < 0: « → » самопроизвольный процесс, протекает
в прямом направлении (см. гальванический элемент).

2) Е < 0, ΔG > 0: « ← » самопроизвольный процесс, протекает
в обратном направлении, а для проведения реакции в прямом
направлении необходимо приложить внешнюю ЭДС (см. электролиз).

3) Е = 0, ΔG = 0: «  » Red-Ox система находится в состоянии
равновесия.

Энергия Гиббса ΔGo – это максимальная полезная работа, которую может совершать система (при const T и Р

Слайд 68Запишем уравнение изотермы Вант-Гоффа для
расчета значения ΔG , отличного

от ΔGo:
Для Red-Ox реакции: аА + bB  cC +

dD

где а - активности продуктов и реагентов в данных условиях (р,Т).

Чтобы перейти к потенциалам, учитывая связь ΔG и Е,

разделим обе части уравнения на -nF :

Запишем уравнение изотермы Вант-Гоффа для расчета значения ΔG , отличного от ΔGo:Для Red-Ox реакции: аА + bB

Слайд 69или
получим запись
уравнения Нернста в форме,
удобной для расчетов:
Аналогичное

выражение можно записать для любой полуреакции Red-Ox системы: Ox +

ne- → Red
илиполучим запись уравнения Нернста в форме, удобной для расчетов: Аналогичное выражение можно записать для любой полуреакции Red-Ox

Слайд 70Активность твердой фазы (Feo) принимается постоянной.
Пример 1: Записать уравнения Нернста

для Red-Ox систем:
2) Sn4+ + 2e-→ Sn2+
1) Fe2+ +

2e-→ Feо

3) Cr2O72- + 14H+ + 6е- → 2Cr3+ + 7H2O

Активность воды принимается постоянной.

Активность твердой фазы (Feo) принимается постоянной.Пример 1: Записать уравнения Нернста для Red-Ox систем:2) Sn4+ + 2e-→ Sn2+

Слайд 71Пример 2: Записать уравнение Нернста
для водородного электрода:

2Н+ +

2e-→ Н2
Потенциал водородного электрода
= 0 В (рН 0),
=

-0.41 В (рН 7),
= -0.82 В (рН 14)
Пример 2: Записать уравнение Нернста для водородного электрода: 2Н+ + 2e-→ Н2 Потенциал водородного электрода= 0 В

Слайд 72Пример 3: Записать уравнение Нернста
для процесса:

О2 + 4Н+

+ 4e-→ 2Н2О
Потенциал кислородного электрода
= 1.23 В (рН 0),


= 0.81 В (рН 7),
= 0.40 В (рН 14)

[H2O] = const (вносим в Е0); По закону Генри [O2] = kpO2парц.

При pO2парц. = 1 атм

Пример 3: Записать уравнение Нернста для процесса: О2 + 4Н+ + 4e-→ 2Н2О Потенциал кислородного электрода= 1.23

Слайд 73Окислительно-восстановительные свойства воды
Устойчивость веществ в водном растворе
В водном растворе не

могут(!) существовать те вещества,
которые вызывают восстановление или окисление воды.
Термодинамическая

неустойчивость вещества с данной
OS в водном растворе может быть обусловлена:

Способностью в кислой среде ( [Н+] = 1 моль/л, рН = 0 )
восстанавливать катионы водорода:

или в щелочной среде ([Н+]=10-14 моль/л, [OH-] = 1 моль/л, рН=14) восстанавливать водород воды:

2Н+ + 2е- → Н2 Eo = 0.000 B

2Н2О + 2е- → Н2 + 2ОН- Eo = -0.828 B

Окислительно-восстановительные свойства водыУстойчивость веществ в водном раствореВ водном растворе не могут(!) существовать те вещества, которые вызывают восстановление

Слайд 74Ниже приведены примеры реакций с участием веществ,
способных окислять или восстанавливать

воду:
Окисление:
4K2FeO4 + 10H2O → 8KOH + 4Fe(OH)3 + 3O2
4KMnO4

+ 2H2O → 4MnO2 + 4KOH + 3O2

Восстановление:

Si + 4KOH + H2O → K2SiO3 + 2H2

4Fe(OН)2 + O2 + 2H2O → 4Fe(OH)3

2) Способностью в кислой среде окислять кислород (О-2) воды:

или в щелочной среде окислять кислород (О-2) гидроксид-ионов:

2Н2О - 4е- → О2 + 4Н+ Eo = 1.229 B

4ОН- - 4е- → О2 + 2Н2О Eo = 0.401 B

Ниже приведены примеры реакций с участием веществ,способных окислять или восстанавливать воду: Окисление:4K2FeO4 + 10H2O → 8KOH +

Слайд 75Влияние комплексообразования на протекание
окислительно-восстановительных реакций
Комплексообразование практически ВСЕГДА (!) приводит к

УМЕНЬШЕНИЮ электродного потенциала по сравнению с соответствующей Red-Ox системой без

него.

Это связано с тем, что комплекс образуется либо только на основе окисленной формы, либо, в случае образования комплекса обеими формами, комплекс на базе окисленной формы более устойчив.

В результате наблюдается уменьшение активности
и концентрации окисленной формы по сравнению
с восстановленной формой и электродный потенциал
системы снижается по сравнению с системой без
комплексообразования.

Влияние комплексообразования на протеканиеокислительно-восстановительных реакцийКомплексообразование практически ВСЕГДА (!) приводит к УМЕНЬШЕНИЮ электродного потенциала по сравнению с соответствующей

Слайд 76Примеры
влияния комплексообразования на
электродный потенциал электрохимических систем

Примеры влияния комплексообразования на электродный потенциал электрохимических систем

Слайд 77Zn + Cu2+ = Zn2+ + Cu
Zn – 2 e-

= Zn2+
Cu2+ + 2 e- = Cu
Zn – Red (анод)
Cu2+

- Ox (катод)

(в стандартных условиях:
С = 1 моль/л,
Т = 298К)

Электродные процессы:

Гальванический элемент

Элемент Даниэля-Якоби

Элемент Д.-Я. работает за счет снижения концентрации ионов меди и за счет растворения цинковой пластинки.

Как следствие, в процессе работы ГЭ значение его э.д.с. постепенно снижается до нуля.

Zn + Cu2+ = Zn2+ + CuZn – 2 e- = Zn2+Cu2+ + 2 e- = CuZn

Слайд 78Например, рассмотрим работу КГЭ на основе медных электродов:
Концентрационный элемент (КГЭ)
работает

за счет разности концентраций (активностей) растворов двух электродов
И природа твердой

фазы электродов, и качественный состав их растворов могут быть одинаковы.

Согласно формуле Нернста электрод с большей концентрацией Cu2+ (С2) имеет
более положительный потенциал и, следовательно, является катодом. Поэтому при замыкании цепи электроны перетекают на него, вызывая химические процессы восстановления на катоде:

(−)Cu | CuSO4 || CuSO4 | Cu(+)
С1 < С2

Cu2+ + 2e− → Cu (за счет чего С2 снижается),
и окисления на аноде:
Cu − 2e− → Cu2+ (за счет чего С1 растет).

е–

КГЭ работает до выравнивания концентраций (активностей) ионов в жидких фазах электродов.

ΔE = E0(Cu2+|Cu) + 0,029 lgС2 − E0(Cu2+|Cu) − 0,029 lgС1 = 0,029 lgС2/С1

е–

ΔE = E0(Cu2+|Cu) + 0,029 lg[Сu2+]

Например, рассмотрим работу КГЭ на основе медных электродов:Концентрационный элемент (КГЭ)работает за счет разности концентраций (активностей) растворов двух

Слайд 79Топливный элемент (электрохимический генератор)
- ГЭ, в котором используется принцип подачи

активных реагентов по мере их расходования, может работать долгое время,
Здесь

протекают следующие реакции:

на катоде: O2 + 2H2O + 4e− → 4OH− ;
на аноде: 2H2 + 4OH− → 4H2O + 4e−.

При работе данного элемента значение к.п.д. значительно выше, чем при сжигании H2 в O2 с образованием пара.
Топливный элемент (электрохимический генератор)- ГЭ, в котором используется принцип подачи активных реагентов по мере их расходования, может

Слайд 80Коррозия металлов
- самопроизвольное разрушение металлических материалов, происходящее под химическим воздействием

окружающей среды
Химическая коррозия – под действием газов или растворов неэлектролитов
Fe

+ O2 → FeO + Fe2O3 + Fe3O4 - «окалина»

Fe3С + O2 → Fe + CO2 - «обезуглероживание Пв»

Fe3С + H2 → Fe + CH4 - «водородная хрупкость» стали

Способы защиты от газовой коррозии:

Легирование металлов
Создание защитных покрытий
Замена агрессивной газовой атмосферы

Более распространена коррозия в воде и водных растворах электролитов -

Коррозия металлов- самопроизвольное разрушение металлических материалов, происходящее под химическим воздействием окружающей средыХимическая коррозия – под действием газов

Слайд 81Электрохимическая коррозия металлов
Важнейшие окислители – растворенный кислород и ионы водорода
По

степени т/д неустойчивости металлы делят на 5 групп
(в соответствии

с их положением в РН)

1. Группа Ме повышенной т/д нестабильности

- Пт ВЭ при рН 7

(Li … Fe)

Окисляются водой даже в нейтральных средах (а также в кислых и от О2)

2. Группа Ме т/д нестабильных

- Пт ВЭ при рН 0

(Cd … W)

Окисляться водой (рН 7) в нейтральных средах не могут, но неустойчивы в кислых средах и в любых средах в присутствии О2

Электрохимическая коррозия металловВажнейшие окислители – растворенный кислород и ионы водородаПо степени т/д неустойчивости металлы делят на 5

Слайд 823. Группа Ме промежуточной т/д стабильности
- Пт О2 при рН

7
(Bi … Rh)
Устойчивы в любых кислых и нейтральных средах в

отсутствие О2

4. Группа Ме высокой т/д стабильности

(Hg, Pd, Ir, Pt)

Устойчивы в присутствии О2 в нейтральных средах

- Пт О2 при рН 7

- Пт О2 при рН 0

4. Металл полной т/д стабильности

(Au)

Золото не может быть окислено О2 в любой среде

- Пт О2 при рН 0

3. Группа Ме промежуточной т/д стабильности- Пт О2 при рН 7(Bi … Rh)Устойчивы в любых кислых и

Слайд 83Защита от коррозии

Защита от коррозии

Слайд 84Гальванический
элемент
Электролиз
Электрод, на котором протекает процесс

окисления - АНОД.
Электрод, на котором протекает процесс восстановления -

КАТОД.

восстановитель и окислитель
– электрический ток.

окислитель-(Cu2+→Сuо на катод)
восстановитель - анод (Zn)

+


+

КАТОД

АНОД


+


+

КАТОД

АНОД


Заряды электродов

Электролитическая ячейка
(ЭДС прикладывается
к ячейке извне)

Электрохимическая ячейка
(ЭДС вырабатывается ХИТ)

Гальванический элементЭлектролизЭлектрод,  на  котором  протекает  процесс  окисления - АНОД.Электрод, на котором протекает

Слайд 85ЭЛЕКТРОЛИЗ
Это окислительно-восстановительный процесс, протекающий
на электродах при пропускании постоянного электрического

тока через раствор или расплав электролита.
Электроды: инертные (стержни из графита

или платиновые Э.)
растворимые (медные, железные, никелевые Э).

При подключении к источнику тока, на электродах
накапливаются противоположные заряды:

КАТОД – отрицательно-заряженный электрод К(-)
с избытком электронов (процесс восстановления).

АНОД – положительно-заряженный электрод А(+)
с дефицитом электронов (процесс окисления).

На катоде в первую очередь восстанавливаются ионы,
имеющие НАИБОЛЬШЕЕ значение электродного потенциала.

На аноде в первую очередь окисляются ионы,
имеющие НАИМЕНЬШЕЕ значение электродного потенциала.

ЭЛЕКТРОЛИЗЭто окислительно-восстановительный процесс, протекающий на электродах при пропускании постоянного электрического тока через раствор или расплав электролита.Электроды: инертные

Слайд 86ЭЛЕКТРОЛИЗ РАСПЛАВОВ
Процесс на катоде К(-):
восстанавливаются все Ме
независимо от их

активности:
Электролиз расплава NaCl
восстановление
Men+ + n е- → Meo
2NaCl

→ 2Na + Cl2

Процесс на аноде А(+):

электролиз

Для бескислородных кислот:

К(-):

А(+):

Na+ + е- → Nao

2Cl- - 2е- → Cl2

окисление

2Cl- - 2е- → Cl2

Для «О»-содержащих кислот:

Для гидроксид-анионов:

2SO42- - 4е- → 2SO3 + O2

4OH- - 4е- → 2H2O + O2

ЭЛЕКТРОЛИЗ РАСПЛАВОВПроцесс на катоде К(-):восстанавливаются все Ме независимо от их активности:Электролиз расплава NaClвосстановлениеMen+ + n е- →

Слайд 87ЭЛЕКТРОЛИЗ РАСТВОРОВ
Электролиз раствора NaCl

ЭЛЕКТРОЛИЗ РАСТВОРОВЭлектролиз раствора NaCl

Слайд 88Правило катода: процесс, протекающий на катоде, определяется
положением Ме в

ряду стандартных электродных потенциалов.
K(–)
Металлы от Li до Al
Металлы от

Mn до H2

Металлы после H2

восстановление

восстановление

восстановление

восстановление

Ме не восстанавливается, протекает восстановление Н2О.

2Н2О + 2е- → Н2 + 2ОН-

Протекает восстановление воды и металла.

Men+ + n е- → Meo

Протекает восстановление только металла.

2Н2О + 2е- → Н2 + 2ОН-

Men+ + n е- → Meo

Правило катода: процесс, протекающий на катоде, определяется положением Ме в ряду стандартных электродных потенциалов.K(–) Металлы от Li

Слайд 89Правило анода: процесс, протекающий на аноде,
определяется составом аниона.
А(+)
Бескислородные

анионы
Нитриты, сульфиты и анионы карбоновых кислот
Кислород-содержащие анионы и фторид
2Н2О

- 4е- → О2 + 4Н+

Протекает окисление аниона до более окисленной формы:

Анион не окисляется. Происходит окисление воды.

окисление

Протекает окисление аниона до простого вещества:

2Cl- - 2е- → Cl2

SO32- + Н2О - 2е- → SO42- + 2Н+

2RCOO- - 2е- → 2 CO2 + R-R

окисление

окисление

окисление

Правило анода: процесс, протекающий на аноде, определяется составом аниона.А(+) Бескислородные анионыНитриты, сульфиты и анионы карбоновых кислотКислород-содержащие анионы

Слайд 90Пример:
Электролиз раствора CuSO4
КАТОД (-):
АНОД (+):
К(-):
А(+):
2Н2О - 4е- → О2 +

4Н+
окисление
восстановление
Cun+ + 2е- → Cuo
2CuSO4 + 2H2O → 2Cu

+ O2 + 2H2SO4

электролиз

Пример:Электролиз раствора CuSO4КАТОД (-):АНОД (+):К(-):А(+):2Н2О - 4е- → О2 + 4Н+окислениевосстановлениеCun+ + 2е- → Cuo2CuSO4 + 2H2O

Слайд 91Законы М. ФАРАДЕЯ (XIX в.)
ЭЛЕКТРОЛИЗ
I.
II.
При электролизе различных химических соединений равные

количества электричества приводят к электрохимическому превращению эквивалентных количеств веществ.
Масса образующегося

при электролизе вещества пропорциональна количеству прошедшего через раствор электричества.

Первый и второй законы электролиза вместе описываются следующим выражением:

где М(В) –эквивалентная масса вещества В,
I - сила тока, t - время, F - число Фарадея

Законы М. ФАРАДЕЯ (XIX в.)ЭЛЕКТРОЛИЗI.II.При электролизе различных химических соединений равные количества электричества приводят к электрохимическому превращению эквивалентных

Слайд 92ХИМИЧЕСКИЕ ИСТОЧНИКИ ТОКА

ХИМИЧЕСКИЕ ИСТОЧНИКИ ТОКА

Обратная связь

Если не удалось найти и скачать доклад-презентацию, Вы можете заказать его на нашем сайте. Мы постараемся найти нужный Вам материал и отправим по электронной почте. Не стесняйтесь обращаться к нам, если у вас возникли вопросы или пожелания:

Email: Нажмите что бы посмотреть 

Что такое TheSlide.ru?

Это сайт презентации, докладов, проектов в PowerPoint. Здесь удобно  хранить и делиться своими презентациями с другими пользователями.


Для правообладателей

Яндекс.Метрика