Что такое электрохимический процесс

Электрохимические процессы.

Процессы взаимного превращения химической и электрической форм энергии называют электрохимическими процессами.

Электрохимические процессы можно разделить на две основные группы:

— процессы превращения химической энергии в электрическую (гальванические элементы, аккумуляторы);

— процессы превращения электрической энергии в химическую (Электролиз).

Рассмотрим процессы, протекающие при погружении металлов в раствор собственных ионов. Согласно современным представлениям, в металле одновременно имеются: нейтральные атомы, ионы и свободные электроны. В узлах кристаллической металла решетки расположены ионы находящиеся в равновесии со свободными электронами:

При погружении металла в раствор начинается сложное взаимодействие металла с компонентами раствора. Наиболее важной является реакция поверхностных ионов металла, находящихся в узлах решетки, с полярными молекулами воды, ориентированными у поверхности электрода.

Любой металл хотя бы в ничтожной степени растворяется в воде, что обусловлено возрастанием энтропии при растворении (∆S>0).

Реакция между металлом и водой будет гетерогенной, поэтому будет протекать на границе раздела фаз.

Если металлическую пластинку погрузить в воду, то под действием полярных молекул воды ионы металла отрываются от кристаллической решетки металла, с его поверхности и гидротированными (окруженными дополнительными молекулами воды) переходят в жидкую фазу.

Появление избытка положительно заряженных ионов металла в воде приводит к тому, что жидкая фаза заряжается положительно («+»).

В металле остаются электроны, заряд которых уже не скомпенсирован положительно заряженными ионами в металле. Избыток электронов на металлической пластинке создает отрицательный заряд («-»).

В результате взаимодействия происходит окисление металла и его гидротированные ионы переходят в раствор, оставляя в металле электроны, заряд которых не скомпенсирован положительно заряженными ионами в металле.

Между металлами и раствором возникает разность потенциалов, которая называется электродным потенциалом или потенциалом электрода.

По мере перепада ионов в раствор растет отрицательный заряд поверхности металлической пластинки. Она начинает притягивать к себе положительно заряженные ионы металла, которые уже перешли в раствор и, таким образом, катионы («+») не могут свободно перемещаться в оббьем раствора. Протекает обратная реакция – восстановление ионов металла до атомов.

Таким образом, на границе металл-раствор возникает двойной электрический слой. С увеличением скачка потенциала между электродом и раствором скорость прямой реакции падает, а обратной растет. При некотором значении электродного потенциала скорость прямого процесса будет равна скорости обратного процесса, устанавливается равновесие:

Для упрощения гидротационную воду обычно в уравнение реакции не включают и оно записывается в виде:

n – степень окисления металла.

Равновесие имеет динамический характер, процессы при равновесии идут с одинаковой скоростью в прямом и обратном направлениях. Потенциал, устанавливающийся в условиях равновесия электродной реакции, называется равновесным электродным потенциалом.

Абсолютное значение электродных потенциалов экспериментально определить невозможно. Однако, можно определить разность электродных потенциалов. Поэтому для характеристики электродных потенциалов пользуются относительными значениями электродных потенциалов. Для этого находят разность потенциалов измеряемого электрода и электрода, потенциал которого условно принимают равным нулю.

Если металлический электрод погрузить в раствор его соли, то процессы, протекающие на границе металл – раствор, будут аналогичны рассмотренным выше, отличие соединений лишь в том, что для достижения равновесия при образовании двойного электрического слоя требуется меньше растворения металла, так как частично ионы металла уже присутствуют в растворе его соли.

Очевидно, чем выше концентрация соли в растворе, тем меньшей должна быть величина скачка потенциала на границе металл – раствор. Таким образом, она зависит от: 1) температуры; 2) от соотношения между концентрациями этих веществ; 3) от природы металла, участвующих в электродном процессе.

Поэтому для сравнения электродных потенциалов необходимо выбрать : t=25 0 C=298K, P=101.3 кПа, активность иона равна 1 в растворе с концентрацией 1 моль/л.

Металл погрузить в раствор своих ионов (например, Zn в раствор ZnSO₄).

Если концентрация в растворе ZnSO₄ не велика, то образование двойного электрического слоя будет происходить так же, как и в случае растворения металла в воде. Если же концентрация ионов в растворе велика, то сначала будет наблюдаться осаждение катионов из поверхности металла, которая зарядится положительно.

Теперь поверхность металла будет притягивать к себе отрицательные ионы (в нашем примере SO₄ 2- ), и образуется двойной электрический слой с положительной обкладкой из металла и отрицательной – из растворенных анионов. Катионы будут осаждаться до тех пор, пока заряд на поверхности не достигнет такой величины, при которой дальнейшее осаждение станет невозможным из – за отталкивания одноименных зарядов металлов и его ионов.

Когда имеются два противоположно заряженных тела, говорят, что между ними существует разность потенциалов. Такая разность потенциалов устанавливается и здесь, в двойном электрическом слое, на границе металл – раствор. Перепад ионов из металла в раствор и обратно создает между ними разность потенциалов. Пару металл – раствор принято называть электродом.

Абсолютное значение электродных потенциалов экспериментально определить невозможно, так как введение любых измерительных зондов неизбежно приводит к появлению новой контактной разности потенциалов. В связи с этим измеряют разность потенциалов между данным электродо и некоторым электродом сравнения, потенциал которого условно принимают равным нулю.

В качестве стандартного электрода сравнения используют стандартный водородный электрод.

Стандартный водородный электрод

Водородный электрод представляет собой платиновую пластинку, покрытую тонким слоем рыхлой пористой платины (для увеличения поверхности электрода) и опущена в водный раствор H₂SO₄ с активностью ионов водорода равным 1 моль/л и при давлении равным 1(100 кПа).

Через раствор серной кислоты пропускают водород под атмосферным давлением 100 кПа. Часто поглощенного платиной водорода переходить в атомное состояние, поэтому в поверхностном слое платины устанавливается равновесие водорода с собственными катионами.

Абсолютное значение потенциала водородного электрода неизвестно, но его условно считают равным нулю. Это и есть потенциал водородного электрода.

Если из всего ряда стандартных электродных потенциалов выделить только те электродные процессы, которые отвечают общему уравнению:

Металлы, расположенные между магнием и водородом, вытесняют водород из растворов кислот. При этом на поверхности некоторых металлов так же образуются защитные пленки, тормозящие реакцию. Так, оксидная пленка на алюминии делает этот металл делает этот метал стойким не только в воде, но и в растворах некоторых кислот. Свинец не растворяется в серной кислоте при ее концентрации ниже 80%, так как образующаяся при взаимодействии свинца с серной кислотой соль PbSO₄ нерастворима и создает на поверхности металла защитную пленку. Явление глубокого торможения окисления металла, обусловлено наличием на его поверхности оксидных и солевых пленок, называется пассивностью, а состояние металла при этом – пассивным состоянием.

Металлы способны вытеснять друг друга из растворов солей. Направление реакции определяется при этом их взаимным положением в ряду напряжений. Рассматривая конкретные случаи таких реакций, следует помнить, что активные металлы вытесняют водород не только из воды, но и из любого водного раствора. Поэтому взаимное вытеснение металлов из растворов их солей практически происходит лишь в случаях металлов, расположенных в ряду после магния.

Вытеснение металлов из их соединения с другими металлами впервые подробно изучил Бекетов. В результате своих работ он расположил металлы по их химической активности в «вытеснительный ряд», являющийся прототипом ряда напряжений металлов.

Взаимное положение некоторых металлов в ряду напряжений и в периодической системе на первый взгляд не соответствует друг другу. Например, согласно положению в периодической системе химическая активность калия должна быть больше, чем натрия, а натрия — больше, чем лития.

В ряду же напряжений наиболее активным оказывается литий, а калий занимает среднее положение между литием и натрием. Цинк и медь по их положению в периодической системе должны иметь приблизительно равную химическую активность, но в ряду напряжений цинк расположен значительно раньше меди. Причина такого рода несоответствий состоит в следующем.

При сравнении металлов, занимающих то или иное положение в периодической системе, за меру их химической активности — восстановительной способности — принимается величина энергии ионизации свободных атомов.

Действительно, при переходе, например, сверху вниз по главной подгруппе I группы периодической системы энергия ионизации атомов уменьшается, что связано с увеличением их радиусов (т. е. с большим удалением внешних электронов от ядра) и с возрастающим экранированием положительного заряда ядра промежуточными электронными слоями. Поэтому атомы калия проявляют большую химическую активность—обладают более сильными восстановительными свойствами,—чем атомы натрия, а атомы натрия — большую активность, чем атомы лития.

При сравнении же металлов в ряду напряжений за меру химической активности принимается работа превращения металла, находящегося в твердом состоянии, в гидратированные ионы в водном растворе. Эту работу можно представить как сумму трех слагаемых: энергии атомизации — превращения кристалла металла в изолированные атомы, энергии ионизации свободных атомов металла и энергии гидратации образующихся ионов. Энергия атомизации характеризует прочность кристаллической решетки данного металла. Энергия ионизации атомов — отрыва от них валентных электронов — непосредственно определяется положением металла в периодической системе.

Энергия, выделяющаяся при гидратации, зависит от электронной структуры иона, его заряда и радиуса.

Ионы лития и калия, имеющие одинаковый заряд, но различные радиусы, будут создавать около себя неодинаковые электрические поля. Поле, возникающее вблизи маленьких ионоз лития, будет более сильным, чем поле около больших ионов калия. Отсюда ясно, что ионы лития будут гидратироваться с выделением большей энергии, чем ноны калия.

Таким образом, в ходе рассматриваемого превращения затрачивается энергия на атомизацию и ионизацию и выделяется энергия при гидратации. Чем меньше будет суммарная затрата энергии, тем легче будет осуществляться весь процесс и тем ближе к началу ряда напряжений будет располагаться данный металл. Но из трех слагаемых общего баланса энергии только одно — энергия ионизации—непосредственно определяется положением металла в периодической системе. Следовательно, нет оснований ожидать, что взаимное положение тех или иных металлов в ряду напряжений всегда будет соответствовать их положению в периодической системе. Так, для лития суммарная затрата энергии оказывается меньшей, чем для калия, в соответствии с чем литий стоит в ряду напряжений раньше калия.

Положение того или иного металла в ряду напряжений характерихует его способность к оксилительно – восстановительным взаимодействиям в водных растворах при стандартных условиях. Чем дальше расположен металл в ряду напряжений, тем более сильным окислителем в водном растворе являются его ионы, чем ближе металл к началу ряда, тем более сильные восстановительные свойства проявляет металл.

При сравнении металлов в ряду напряжений химической активности принимается работа превращений металла, находящегося в твердом состоянии, в гидратированные ионы в водном растворе.

Эту работу можно представить как сумму трех слогаемых:

— энергия атомизации – превращение кристалла металла в изолированные атомы;

— энергия ионизации свободных атомов металла;

— энергия гидротации образующихся ионов.

Ряд напряжений характеризует лишь окислительно-восстановительную способность Электрохимической системы «металл — ион металла» в строго определенных условиях; водный раствор, температура 25°С,единичная концентрация ионов металла.

Ряд напряжений характеризует химические свойства металлов:

1) Металлы, обладающие более отрицательным электродным потенциалом, способны вытеснять менее активные металлы, с более положительным потенциалом, из водных растворов и их солей.

Чем левее находится металл в ряду напряжений, тем легче окисляется и тем труднее восстанавливаются его ионы. Чем более отрицательный электродный потенциал металла, тем больше его восстановительная способность.

Zn 0 + CuCl₂ → Cu 0 + ZnCl₂

2) Каждый металл этого рода, не размягчающий воду, восстанавливает все последующие (вытесняет из растворов солей).

3) Металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, вытесняют водород из разбавленных растворов кислот ( кроме HNO₃).

То есть все металлы левее водорода в электрохимическом ряду напряжения металлов действуют на катионы водорода как восстановители.

4) Чем дальше расположены друг от друга в ряду напряжения металлов, тем большую ЭДС будет иметь построенный на них элемент.

Источник

ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ.

Электрохимия – это раздел физической химии, занимающийся изучением связи между электрическими и химическими процессами.

Химический процесс, условия протекания:

1. только при столкновении реагирующих частиц, когда становится возможным переход электронов (от восстановителя (цинк) к окислителю (медь));

2. путь электрона очень мал;

3. электронные переходы могут осуществляться в любых направлениях в пространстве, процесс хаотичен.

Результат – тепловой эффект химической реакции.

Электрохимический процесс, условия протекания:

1. восстановитель и окислитель должны быть разделены, а электроны должны передаваться от восстановителя к окислителю по одному общему пути перехода;

2. поток электронов должен быть непрерывным, значит, необходима реакционная среда;

3. поток электронов является строго направленным.

Для соблюдения этих трёх условий необходимо собрать электрическую цепь.

Поместим цинковую и медную пластинку в растворы их сульфатов.

В данных металлических пластинках, согласно представлениям о металлической связи, происходят следующие процессы:

В тоже время соли металлов (вспомните, пожалуйста, тему ВИДЫ ХИМИЧЕСКИХ СВЯЗЕЙ) представляют собой вещества, которые в растворителе диссоциируют с образованием положительно заряженных ионов металла и отрицательно заряженных ионов кислотного остатка:

Из металла часть ионов, обладающих высокой энергией теплового движения, переходит в раствор, чему способствует их взаимодействие с полярными молекулами растворителя. Одновременно происходит обратный процесс: разрушение сольватной оболочки ионов металла, находящихся в растворе, и их включение в кристаллическую решетку металла. Результирующее уравнение этих процессов выглядит следующим образом:

Возникающее при этом электрическое поле затрудняет растворение металла и усиливает обратный процесс. В дальнейшем устанавливается динамическое равновесие, обусловленное взаимной компенсацией этих процессов, и определенная разность потенциалов между пластиной металла и раствором его соли.

Т.о., двойной электрический слой – положительно заряженный пограничный слой жидкости, возникающий на поверхности металла, опущенного в растворитель. Следует отметить, что толщина двойного слоя в растворе зависит от концентрации раствора, температуры, заряда металла, а ее величина колеблется в интервале от нескольких ангстрем до микрона.

Характер изменения потенциала в двойном электрическом слое позволяет выделить в нем плотную и диффузную части. Плотная часть двойного электрического слоя (т.н. слой Гельмгольца) образована ионами, находящимися на минимальном расстоянии от поверхности раздела фаз. Такой слой подобен конденсатору с металлическими обкладками. Потенциал в нем меняется линейно.

Диффузная часть двойного электрического слоя (слой Гюи) соответствует конденсатору, одна из обкладок которого как бы “размыта”. Этой обкладке отвечают ионы, отошедшие вглубь раствора вследствие их теплового движения. С удалением от раздела фаз количество избыточных ионов быстро убывает, и раствор становится нейтральным. Межфазный скачок потенциала представляет собой сумму скачков в слоях Гельмгольца и Гюи.

Стандартным (или нормальным) электродным потенциалом ( ) называется потенциал электрода в растворе, в котором ионы, определяющие электродный процесс, имеют активность, равную единице. Величина измеряется относительно нормального водородного электрода, потенциал которого условно принимается равным нулю.

Нормальный водородный электрод выглядит следующим образом:

Он представляет собой платиновую пластинку, электролитически покрытую губчатой платиной (платиновой чернью) и погруженную в раствор кислоты, через которую пропускается водород. Водород хорошо растворяется в платине; при этом молекулы водорода частично распадаются атомы. На поверхности соприкосновения платины с раствором кислоты может протекать окисление атомов или восстановление ионов водорода:

Поскольку потенциал водородного электрода воспроизводится с большой точностью, он был принят за эталон при создании шкалы электродных потенциалов и условно, как уже было отмечено выше, приравнен к нулю. Активность ионов водорода при этом принимается равной 1.

Значения стандартных электродных потенциалов Е 0 сведены в таблицу. Располагая металлы в порядке возрастания их стандартных электродных потенциалов, получаем так называемый ряд «напряжений металлов». Положение металла в этом ряду характеризует его восстановительную способность. Металл с более отрицат. потенциалом может вытеснять металл с менее отрицат. потенциалом из р-ров его солей, растворяясь при этом. Электродному потенциалу присваивается знак, одинаковый со знаком его заряда по отношению к нормальному водородному электроду.

Слева от водорода будут располагаться металлы, имеющие отрицательный электродный потенциал, а справа от водорода – имеющие положительный. Отрицательный электродный потенциал будет у тех электродов, которые заряжаются отрицательно, а ионы металла переходят с электрода в раствор. Положительный потенциал будет у тех электродов, которые заряжаются положительно, а ионы металла переходят из раствора на электрод.

Вернёмся к нашему примеру и замкнём внешнюю электрическую цепь.

Устройство, в котором протекает направленная окислительно-восстановительная реакция, за счет которой выделяется электрическая энергия, а окислитель и восстановитель пространственно разделены, называется гальваническим элементом. Переход электронов от восстановителя к окислителю происходит по внешней цепи.

Электрод, на котором идет процесс восстановления, называется катодом, и на нём протекает катодный процесс:

Электрод, на котором идет процесс окисления, называется анодом:

Электролит – раствор кислоты, щелочи или соли, содержащий ионы (катионы и анионы), проводящие в растворенном или расплавленном состоянии электрический ток.

Электролизом называется разложение электролита (в растворе или расплаве) при прохождении через него электрического тока, связанное с потерей или присоединением электронов ионами или молекулами растворенных веществ. При этом на катоде в результате присоединения электронов образуются продукты восстановления, а на аноде, в результате потери электронов – продукты окисления.

Все эти стадии сопряжены между собой и протекают с одной и той же скоростью. Поэтому скорость реакции, протекающей в гальваническом элементе, пропорциональна количеству электричества, перенесенного в цепи в единицу времени, т.е. силе тока в цепи.

При условии, что цинковая пластина отдает электроны получает развитие процесс , при котором ионы цинка переходят в раствор, т.е. цинковая пластина начинает растворяться. В результате на этом электроде протекает процесс окисления, а сам электрод заряжается отрицательно.

Электроны, поступающие от цинковой пластины на медный электрод, приводят к протеканию реакции восстановления: . В результате медь из раствора начинает осаждаться на электроде, а сам электрод заряжается положительно.

Суммарная реакция этого процесса может быть представлена следующим образом: .

Схематически медно-цинковый элемент может быть представлен следующим образом:

Слева принято изображать отрицательный электрод, справа – положительный. Вертикальные черточки соответствуют границам раздела фаз, на каждой из которых существует скачок потенциала. Одинарная черточка соответствует границе электрод-электролит, а двойная – границе двух электролитов. Таким образом, гальваническая цепь – это последовательная совокупность всех скачков потенциала на различных поверхностях раздела, отвечающих данному гальваническому элементу. Максимальная разность потенциалов, отвечающая обратимым условиям работы гальванического элемента, называется электродвижущей силой элемента (ЭДС) и обозначается буквой .

В гальваническом элементе протекает обратимая реакция: , которая может быть разбита на две следующие полуреакции:

— реакция окисления с электродным потенциалом

— реакция восстановления с электродным потенциалом .

Соответственно ЭДС элемента может быть выражена следующим уравнением

Работа, производимая гальваническим элементом, определяется по формуле:

где — число электронов, переносимых в результате процесса,

— ЭДС гальванического элемента, измеряемая в вольтах.

Таким образом, изменение свободной энергии Гиббса в результате работы, произведенной гальваническим элементом при температуре , находится по формуле:

Изменение энтропии определяется по формуле

Изменение энтальпии находится по формуле

Если 0, то протекает эндотермический процесс, и ЭДС растет с ростом температуры.

Если =0, то ЭДС не зависит от температуры (адиабатический процесс).

Перейдем к рассмотрению влияния природы и концентрации электролита на ЭДС и стандартный потенциал гальванического элемента.

В этом случае — характеризует влияние природы электролита, а второе слагаемое суммы – влияние его концентрации. Выражение для ЭДС соответственно принимает следующий вид:

и является одной из форм записи уравнения Нернста.

В настоящее время различают три разновидности химических электродов: первого, второго и третьего рода.

К электродам первого рода относятся металлы, погруженные в растворы своих хорошо растворимых солей: . В этом случае электродный потенциал определяется по формуле , где — активность ионов металла в растворе. В этом случае он не зависит от активности анионов, содержащихся в растворе, и является обратимым относительно катиона.

К электродам первого рода часто относят амальгамные электроды, отличающиеся от вышеприведенных тем, что вместо чистого металла используется раствор данного металла в ртути (амальгама), находящийся в контакте с раствором, содержащим ионы этого металла. Примером может служить кадмиевый амальгамный электрод , в котором протекает реакция . Потенциал такого электрода зависит как от активности катионов кадмия, так и от активности металлического кадмия в амальгаме:

К электродам первого рода относят также газовые электроды, устройство которых было рассмотрено на примере водородного электрода, когда в лекции шла речь об электрохимическом ряде напряжений металлов. Кроме водородного электрода известны также кислородный и хлорный электроды.

Водородному электроду отвечает реакция , а электродный потенциал выражается формулой . Учитывая, что =0, а при стандартных условиях , выражение принимает вид: .

На хлорном электроде протекает реакция , для которой , а при , соответственно, . Потенциал хлорного электрода определяется активностью анионов.

Процессы, протекающие на кислородном электроде, аналогичны процессам, протекающим на хлорном.

Электроды второго рода состоят из металла, покрытого слоем труднорастворимого соединения этого металла и опущенного в раствор соли с таким же анионом. Примером является хлорсеребряный электрод , представляющий собой пластинку серебра, покрытую осадком хлорида серебра и опущенную в раствор хлорида калия.

В этом случае на электроде будут протекать следующие процессы:

В этом случае значение электродного потенциала определяется ионами хлора: . Учитывая, что активности чистых веществ постоянны, получаем: .

Другим электродом второго рода является каломельный электрод , состоящий из ртути, покрытой каломелью и помещенный в раствор хлорида калия.

Электроды второго рода обладают высокой стабильностью потенциалов и применяются в качестве электродов сравнения.

Электроды третьего рода (редокс-электроды) характеризуются тем, что все участники электродной реакции находятся в растворе. Применяемый в них инертный металл (например, платина) служит лишь резервуаром электронов и непосредственного участия в процессе не принимает. Например, электродом третьего рода является электрод , состоящий из платиновой пластинки, опущенной в раствор, содержащий ионы железа различной валентности. На данном электроде протекает реакция , а его потенциал равен .

Как и любой процесс, электролиз протекает по своим законам.

С качественной точки зрения могут быть перечислены следующие:

1. Электролиз представляет собой окислительно-восстановительный процесс: на катоде (-) идет процесс восстановления, на аноде (+) – процесс окисления. Различают первичные (электронные) процессы и вторичные (химические) процессы. Например, восстановление ионов водорода с последующим образованием молекулы:

2. Порядок разряда ионов в водных растворах носит строго определенный характер. На катоде в первую очередь восстанавливается тот катион, потенциал которого более положителен. Таким образом, мы возвращаемся к электрохимическому ряду напряжений металлов. Если металл стоит в ряду напряжений правее водорода, то он будет восстанавливаться на катоде по реакции: . Если металл находится левее водорода в промежутке от до (включительно), то на катоде будет восстанавливаться катион водорода. В кислой среде реакция имеет вид: . В нейтральной или щелочной: . Если металл находится в ряду напряжений между алюминием и водородом, то на катоде будут одновременно протекать два процесса: и .

Для того, чтобы говорить об электродных процессах, протекающих на аноде, в первую очередь надо отметить тот факт, что аноды бывают двух видов: растворимые и нерастворимые. Нерастворимые (инертные) аноды могут быть изготовлены из графита, угля, благородных металлов, реже – свинца. Если в растворе в этом случае присутствуют анионы бескислородных кислот, то протекает реакция их окисления: . Если же подобные кислоты отсутствуют, то протекает окисление ионов гидроксида с последующим выделением кислорода: . Если анод является растворимым (металлическим), то на нем наблюдается реакция: .

К количественным законам электролиза относятся законы Фарадея, выведенные им в 30-х годах XIX века.

1-ый закон Фарадея. Масса образующегося при электролизе вещества пропорциональна количеству прошедшего через раствор электричества.

, где

— масса образовавшегося вещества (г); — электрохимический эквивалент (г/А×ч); — сила тока (А); — время электролиза (ч). Эта пропорциональность возникает потому, что количество вещества, выделяющееся на электроде всегда пропорционально числу прошедших по цепи электронов, т.е. количеству электричества.

Это – то, что должно быть в теории. При протекании же реальных процессов количество выделившегося вещества на электроде обычно меньше теоретически возможного. Его доля, которая называется выход по току, рассчитывается по следующей формуле: . Т.е. представляет собой массовую долю вещества (вспомните тему СПОСОБЫ ВЫРАЖЕНИЯ КОНЦЕНТРАЦИИ РАСТВОРА).

2-ой закон Фарадея. При электролизе различных химических соединений равные количества электричества приводят к электрохимическому превращению эквивалентных количеств веществ.

Измерениями установлено, что количество электричества, обусловливающее электрохимическое превращение одного эквивалента вещества, равно 96 500 кулонам. Эта величина имеет размерность Кл/ммоль, обозначается буквой и называется постоянной Фарадея.

Поляризация при электролизе складывается из поляризации (химическая и концентрационная) и перенапряжения.

Химическая поляризация возникает при использовании инертных электродов (платина, углерод, керамика). Они хорошо адсорбируют газы

Платина-анод насыщается хлором, платина-катод – водородом, хлор может только восстанавливаться, водород – только окисляться.

В электролизере образуется гальванический элемент:

ЭДС возникшего гальванического элемента направлена против внешнего напряжения и ослабляет его. Данный вид поляризации называется химическим, поскольку электроды как-бы меняют свою химическую природу. Поляризация приводит к перерасходу электроэнергии. Для устранения химической поляризации в раствор добавляют вещества, которые очищают электроды от поглощенных газов (деполяризаторы).

Концентрационная поляризация возможна при активном аноде, например, серебряном.

За счет процесса диффузии ионы серебра начинают перемещаться от анода к катоду, где они будут восстанавливаться как более сильные окислители. Устраняется перемешиванием раствора.

Величина смещения потенциала электрода), необходимая для протекания данного процесса с определенной скоростью, называется перенапряжением данного электродного процесса.

Источник