Презентация на тему "Теоретическая электрохимия"

Презентация: Теоретическая электрохимия
1 из 37
Ваша оценка презентации
Оцените презентацию по шкале от 1 до 5 баллов
  • 1
  • 2
  • 3
  • 4
  • 5
0.0
0 оценок

Комментарии

Нет комментариев для данной презентации

Помогите другим пользователям — будьте первым, кто поделится своим мнением об этой презентации.


Добавить свой комментарий

Аннотация к презентации

Смотреть презентацию онлайн на тему "Теоретическая электрохимия". Презентация состоит из 37 слайдов. Материал добавлен в 2018 году.. Возможность скчачать презентацию powerpoint бесплатно и без регистрации. Размер файла 0.51 Мб.

  • Формат
    pptx (powerpoint)
  • Количество слайдов
    37
  • Слова
    другое
  • Конспект
    Отсутствует

Содержание

  • Презентация: Теоретическая электрохимия
    Слайд 1

    Теоретическая электрохимия

    Ст. пр. Матюшин М.А. 2016

  • Слайд 2

    1. ОПРЕДЕЛЕНИЕ ЭЛЕКТРОХИМИИ

    В электрохимическом явлении всегда участвуют две фазы. Чаще всего – это металл и жидкость. Соприкосновение двух фаз неизбежно приводит материальному – вещественному и энергетическому – обмену между этими фазами. Если в обмене между фазами принимают участие не нейтральные молекулы (например, растворение куска сахара), 2

  • Слайд 3

    а ионы (металлический проводник, погруженный в раствор), то такой обмен сопряжен с возникновением электрических зарядов у обеих фаз. Это ведет к возникновению скачка электрического потенциала на границе между фазами, т.е. к формированию двойного электрического слоя. Устанавливающееся в итоге равновесие называется электрохимическим. 3

  • Слайд 4

    4 Следовательно, электрохимическими явлениями следует называть такие явления, которые совершаются при участии двойного электрического слоя на границе соприкасающихся фаз и сопряжены с изменением химического состава на поверхности раздела.

  • Слайд 5

    2. РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

    5 Свойства, присущие всем растворам:

  • Слайд 6

    Давление насыщенного пара растворителя над раствором всегда ниже, чем над чистым растворителем; Раствор имеет более высокую температуру кипения, чем чистый растворитель; Раствор имеет более низкую температуру замерзания, чем чистый растворитель; Если концентрация в растворе не везде одинакова, то возникает диффузия растворенного вещества из области с высокой концентрацией в область с низкой концентрацией. 6

  • Слайд 7

    7 Перечисленные свойства находятся в определенной зависимости. Но, если раствор обладает сравнительно высокой электропроводностью, то характер этих зависимостей существенно меняется. Существует два различных механизма прохождения электрического тока через проводники:

  • Слайд 8

    8 Вещества, которые образуют растворы, обладающие преимущественно ионной проводимостью, называются электролитами.

  • Слайд 9

    9 Если постоянное электрическое напряжение подвести при помощи металлических проводников – электродов – к электролиту, то наблюдается прохождение электрического тока через раствор. Это явление непременно сопровождается химическими реакциями окисления и восстановления на электродах. В этом отличие электропроводности электролитов от электропроводности металлических проводников.

  • Слайд 10

    Протекание химических реакций на электродах под действием электрического тока называется ЭЛЕКТРОЛИЗОМ. 10

  • Слайд 11

    Составные части электрохимической системы

    Катод – отрицательно заряженный электрод – реакция восстановления Анод – положительно заряженный электрод – реакция окисления Катион – положительный ион Анион – отрицательный ион 11

  • Слайд 12

    2.1. ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ С. АРРЕНИУСА

    Основные положения теории Аррениуса: Соли, кислоты, основания при растворении в воде и некоторых других полярных растворителях частично или полностью распадаются на ионы. Эти ионы существуют в растворе независимо от того, проходит через раствор электрический ток или нет. 12

  • Слайд 13

    Вследствие этого число независимо движущихся частиц растворенного вещества больше, чем при отсутствии диссоциации. Наряду с процессом диссоциации в растворе идет обратный процесс  ассоциация ионов в молекулы. Таким образом, диссоциация молекул на ионы является неполной, поэтому в качестве меры электролитической диссоциации Аррениус ввел величину степени диссоциации , определяемую как долю молекул, распавшихся на ионы: 13

  • Слайд 14

    14 где n - число диссоциированных молекул; N – общее число молекул Для любой обратимой реакции электролитической диссоциации: сумма + + – равна общему числу  ионов, образующихся при диссоциации одной молекулы.

  • Слайд 15

    Коэффициент Вант-Гоффа i: 15 i = 1 + (++ –  1) = 1 + ( 1) Определив коэффициент i, можно по этому уравнению вычислить степень диссоциации , если известна величина . Коэффициент i показывает, во сколько раз увеличивается общая молярная конценрация частиц в растворе за счет диссоциации электролита.

  • Слайд 16

    Диссоциация растворенных веществ на ионы подчиняется тем же законам химического равновесия, что и другие реакции, в частности, закону действующих масс: где Кдконстанта диссоциации, выраженная через концентрации, или так называемая классическая константа диссоциации. 16

  • Слайд 17

    Диссоциация сильных электролитов равна 100% или почти 100%. 17 Чем больше Кд, тем выше степень диссоциации. Таким образом, величина Кд может служить мерой силы кислоты, то есть мерой кислотности. Для электролитов средней силы (Н3РО4 первая ступень, Са(ОН)2) значения Кд лежат в пределах от 10–2 до 10–4; для слабых электролитов (СН3СООН, NН4ОН) Кд= 10–5÷10–9; при Кд 10–10 электролит считается очень слабым (Н2О).

  • Слайд 18

    Недостатки теории Аррениуса

    18 Теория электролитической диссоциации применима только к разбавленным растворам слабых электролитов. Причина всех недостатков теории заключается в игнорировании взаимодействия частиц растворенного вещества между собой, а также с молекулами растворителя.

  • Слайд 19

    Пренебрежение ион-ионным взаимодействием приводило к нарушению количественных соотношений теории Аррениуса. Игнорирование ион-дипольного взаимодействия (то есть взаимодействие ионов с диполями воды или другого растворителя), не позволяет объяснить процесс образования, ведь именно это взаимодействие является физической основой образования ионов в растворе при растворении электролита. 19

  • Слайд 20

    2.2. ИОН-ДИПОЛЬНЫЕ ВЗАИМОДЕЙСТВИЯ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

    20 Термин электролитическая диссоциация подразумевает образование ионов в растворе из нейтральных молекул растворяемого вещества. Однако часто ионы существуют уже до растворения. Например, твердый хлорид натрия представляет собой кристалл, построенный из ионов Na+ и Cl–. При растворении NaCl происходит разрушение кристалла за счет взаимодействия ионов с диполями растворителя - сольватация.

  • Слайд 21

    21

  • Слайд 22

    Энергия сольватации представляет собой выигрыш в энергии, который получается при перенесении моля исследуемых ионов из вакуума в данный растворитель. При этом предполагается, что такой выигрыш энергии не включает в себя электростатическое взаимодействие ионов. 22

  • Слайд 23

    Uрастворения – энергия, выделяющаяся при растворении соли (выигрыш) ΣUсольватации – суммарная энергия сольватации ионов Uкрист. решетки – энергия, которую нужно затратить на разрушение кристаллической решетки. Uрастворения > 0 – происходит растворение Uрастворения

  • Слайд 24

    Поскольку при растворении образуется ион, окруженный несколькими молекулами растворителя, используется понятие числа сольватации (n=4÷6), означающего количество молекул растворителя, связанных с ионами растворенного вещества и имеющих свойства, отличные от свойств свободных молекул растворителя. Число сольватации зависит от концентрации раствора. Сольватация в водных растворах называется гидратацией. 24

  • Слайд 25

    В качестве растворителей в электрохимии используются те, что способны обеспечивать полную или частичную диссоциацию. Это становится возможным, когда диэлектрическая проницаемость растворителя составляет не менее 15 единиц. Относительная диэлектри́ческаяпроница́емость среды – физическая величина, показывающая, во сколько раз сила взаимодействия двух электрических зарядов в этой среде меньше, чем в вакууме. Чем выше диэлектрическая проницаемость растворителя, тем выше степень диссоциации электролита в нем. 25

  • Слайд 26

    2.3. ИОН-ИОННЫЕ ВЗАИМОДЕЙСТВИЯ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

    26 Ион-дипольное взаимодействие позволяет объяснить образование и устойчивость растворов электролитов. Однако для количественного описания свойств этих растворов необходимо учитывать также ион-ионное взаимодействие.

  • Слайд 27

    Можно предположить, что электролит полностью диссоциирован (α = 1), растворитель представляет собой непрерывную среду, а ионы взаимодействуют в нем только по закону Кулона. Среди множества ионов, участвующих в хаотическом тепловом движении, выбирается один, так называемый центральный ион, который рассматривается как неподвижный. Вблизи центрального иона некоторым образом распределяются другие ионы. 27

  • Слайд 28

    Чем ближе к центральному иону, тем больше вероятность того, что там окажется ион противоположного знака. Центральный ион как бы окружен ионной атмосферой. Выбор центрального иона является условным, т.е. каждый ион можно рассматривать в качестве центрального и в то же время входящего в состав ионной атмосферы других ионов. 28

  • Слайд 29

    Тепловое движение ионов в ионной атмосфере приводит к тому, что отдельные заряды этих ионов как бы размазываются. В результате ионную атмосферу, состоящую из отдельных ионов, в среднем за некоторый промежуток времени можно моделировать облаком размазанного заряда, плотность которого уменьшается по мере удаления от центрального иона. 29

  • Слайд 30

    ОСНОВНЫЕ ЗАКОНЫ ЭЛЕКТРОЛИЗА (1833). М. ФАРАДЕЙ.

    При прохождении электрического тока через раствор происходит электролиз. На положительном электроде (аноде) протекает реакция окисления, на отрицательном (катоде) – восстановления.

  • Слайд 31

    Схема опыта, позволившего установить эти законы:

  • Слайд 32

    Первый закон электролиза: масса продуктов реакции, образовавшихся на электродах, прямо пропорциональна силе тока и времени его прохождения, т.е. количеству прошедшего электричества. Q – количество электричества, [Кл; А•ч]; k – электрохимический эквивалент, [г/Кл; г/А•ч]

  • Слайд 33

    Массы продуктов реакции, образующихся при прохождении количества электричества, равного 1 кулону, называются электрохимическими эквивалентами. Ток проходил через все растворы в течение одного и того же времени, сила тока во всех растворах одинакова. Поэтому опыт позволил установить и второй закон электролиза.

  • Слайд 34

    Второй закон электролиза: при прохождении через различные электролиты одного и того же количества электричества массы образовавшихся на электродах веществ пропорциональны химическим эквивалентам этих веществ. где Эх – химические эквиваленты.

  • Слайд 35

    Химический эквивалент Эх пропорционален электрохимическому эквиваленту kэ. Это выражение означает, что при прохождении через электролит Fкулонов электричества на электродах выделится Fkэ грамм вещества, что будет равно массе 1г-экв данного вещества. F – число Фарадея. Оно составляет 96500 Кл или 26.8 А•ч на 1 г-экв (или моль-экв). где F – коэффициент пропорциональности.

  • Слайд 36

    Химический эквивалент Эх, означает количество вещества (г или моль), окисляющегося или восстанавливающегося при участии одного электрона, то есть: где М – молекулярная масса реагирующего вещества, z– число электронов, участвующих в акте электрохимического превращения. Поэтому:

  • Слайд 37

    отсюда уравнение, объединяющее оба закона:

Посмотреть все слайды

Сообщить об ошибке