Pobieranie prezentacji. Proszę czekać

Pobieranie prezentacji. Proszę czekać

Elektrochemia. Reakcje utleniania - redukcji Fe + S = FeS Fe Fe 2+ + 2e - S + 2e - S 2- Reakcje, w wyniku których dochodzi do zmiany wartościowości (stopnia.

Podobne prezentacje


Prezentacja na temat: "Elektrochemia. Reakcje utleniania - redukcji Fe + S = FeS Fe Fe 2+ + 2e - S + 2e - S 2- Reakcje, w wyniku których dochodzi do zmiany wartościowości (stopnia."— Zapis prezentacji:

1 Elektrochemia

2 Reakcje utleniania - redukcji Fe + S = FeS Fe Fe e - S + 2e - S 2- Reakcje, w wyniku których dochodzi do zmiany wartościowości (stopnia utlenienia) pierwiastków nazywamy reakcjami utleniania - redukcji lub reakcjami red-oks (w języku angielskim słowo oxidation oznacza utlenianie, a słowo reduction oznacza redukcję).

3 Reakcje red-oks a)jako reakcja chemiczna, b)jako reakcja elektrochemiczna.

4 Reakcje utleniania i redukcji zachodzące z udziałem elektronów wymienianych z przewodnikiem elektronowym - elektrodą nazywamy reakcjami elektrochemicznymi. Reakcja utleniania substancji na powierzchni elektrody nosi nazwę reakcji anodowej, a elektroda na której zachodzi proces nazywamy anodą. Reakcją redukcji nazywa się z kolei reakcję katodową, a elektroda na której zachodzi katodą.

5 Rozkład ładunku na granicy faz metal/elektrolit (model warstwy podwójnej) Linią ciągłą zaznaczono spadek potencjału w warstwie podwójnej. Warstwa ta powstała wskutek nagromadzenia się elektronów na powierzchni metalu (gęstość ładunku Ładunek elektronów równoważony jest ładunkiem cząsteczek i jonów nagromadzonych w warstwie podwójnej Płaszczyzna Helmholtza Warstwa rozmyta Warstwa sztywna

6 Równowaga Donnanowska R-R- Na + Cl - c1c1 c2c2 R-R- Na + Cl - c 1 + x c 2 - x x(c 1 +x) = (c 2 -x)(c 2 -x)

7 Przyczyny powstawania podwójnej warstwy elektrycznej: - Elektrony lub jony mogą przechodzić samorzutnie z jednej fazy do drugiej, w wyniku czego jedna faza wykazuje niedomiar, a druga nadmiar ładunków określonego znaku. - Wybiórcza adsorpcja jonów jednego rodzaju, powodująca nagromadzenie się ładunków jednego znaku w sąsiedztwie granicy faz. - Adsorpcja polarnych cząstek rozpuszczalnika lub substancji rozpuszczonej, w taki sposób, że dipole orientują się na granicy faz.

8 I1I1 I2I2 M M n+ + ne prąd wymiany Wartość potencjału elektrody zależy od właściwości metalu, stężenia (aktywności) kationu i temperatury.

9 Równanie Nernsta E 0 – normalny potencjał elektrody, tj. potencjał elektrody w roztworze o aktywności jonów metalu a M n+ = 1 R – stała gazowa, T – temperatura [K], F – stała Faradaya, N – liczba elektronów biorących udział w reakcji. a M 0 = const. = 1

10 (T = 298 K) R = 8,31441 J ·K -1 · mol –1 F = 96486,7 C · mol –1

11 E 0 – potencjał standardowy, potencjał normalny Potencjał standardowy można obliczyć z danych termodynamicznych - standardowych potencjałów chemicznych substancji biorących udział w reakcji elektrochemicznej posługując się równaniem: i – liczba moli

12

13 Potencjał elektrody żelaznej zależy od stężenia kationów Fe 2+ w roztworze.

14 Siła elektromotoryczna ogniwa (SEM) SEM = E 1 – E 2 Potencjał pojedynczej elektrody możemy mierzyć przy pomocy ogniwa w którym jedną z elektrod jest elektroda wzorcowa, elektroda o znanym, niezmiennym w czasie potencjale, zwanym potencjałem odniesienia.

15 Pomiar potencjału, elektrody wzorcowe. Elektroda wodorowa Elektroda kalomelowa

16 Potencjały wybranych elektrod odniesienia w roztworach wodnych względem standardowej elektrody wodorowej (SHE) i nasyconej elektrody kalomelowej (SCE) (D.J.Ives, G.J.Janz: Reference Electrodes, Academic Press, N.York 1961.

17 Pomiar pH roztworów SEM Elektroda odniesienia Klucz elektrolityczny Elektroda wodorowa

18 SEM Elektroda odniesienia (chlorosrebrowa) Klucz elektrolityczny Elektroda szklana

19 - pH SEM E AgCl – E 0 (sz)

20 Podział elektrod ze względu na mechanizm reakcji elektrodowych: - Elektrody pierwszego rodzaju, odwracalne względem kationu lub względem anionu Np.: elektroda srebrowa, elektroda wodorowa. - Elektrody drugiego rodzaju, odwracalne względem wspólnego anionu Np.: elektroda kalomelowa, elektroda chlorosrebrowa. M M n+ + ne MA (S) + ne M + A n-

21 - Elektrody trzeciego rodzaju, odwracalne względem wspólnego anionu, np.: Pb + CaCO 3 PbCO 3 + Ca e - Elektrody redoks, np.: elektroda chinhydronowa - Elektrody membranowe HOOHO O + 2H + + 2e hydrochinon hinon

22 Ogniwa galwaniczne, ogniwa elektrolityczne Ogniwo Daniella W przypadku Ogniwa Daniella obie przestrzenie elektrodowe są rozdzielone przy pomocy diafragmy, warstwy o przewodnictwie jonowym, zapobiegającej mieszaniu się roztworów znajdujących się po obu jej stronach.

23 Prawo Faradaya: masa substancji m uczestniczącej w reakcji elektrodowej jest proporcjonalna do przepływającego ładunku: gdzie: m = masa substancji (g), M = gramoatom, gramocząsteczka danej substancji (g/mol), I = natężenie prądu płynącego przez granicę faz elektroda/elektrolit (A), t = czas (s), n = ilość elektronów wymienianych w czasie procesu elektrodowego, F = C/ równoważnik - stała Faradaya.

24 Ogniwo wodorowo-tlenowe jako ogniwo galwaniczne i jako ogniwo elektrolityczne

25 Schemat akumulatora ołowiowego a) Proces ładowania (praca akumulatora jako elektrolizera): b) Proces rozładowania (praca akumulatora jako ogniwa):

26 Schemat ogniwa Leclanchego

27 Elektroliza stopionego NaCl Elektrolizer stosowany w procesie Downa do otrzymywania metalicznego sodu oraz chloru. Elektrolizie poddany jest stopiony chlorek sodowy. Na grafitowej anodzie jony chlorkowe utleniają się tworząc gazowy chlor. Metaliczny sód otrzymujemy na stalowej katodzie w wyniku redukcji kationów sodowych.


Pobierz ppt "Elektrochemia. Reakcje utleniania - redukcji Fe + S = FeS Fe Fe 2+ + 2e - S + 2e - S 2- Reakcje, w wyniku których dochodzi do zmiany wartościowości (stopnia."

Podobne prezentacje


Reklamy Google