Электрохимия

11.1. Основные понятия и термины

Определение	Ÿ раздел химии, занимающийся изучением связи между электрическими и химическими процессами, в результате которых происходит превращение химических видов энергии в электрическую (гальванический элемент) и, наоборот, электрической энергии в химическую (электролиз)
Электрод	Ÿ электронно-проводящие фазы (металлы, полупроводники), находящиеся в контакте с электролитом
Двойной электри-ческий слой	Ÿ перешедшие в раствор положительно заряженные ионы металла конценрируются у внешней поверхности металла, а свободные электроны – у его внутренней поверхности, образуя двойной слой зарядов (положительных и отрицательных)
Электродный потенциал (E)	Ÿ разность (скачок) электрических потенциалов, возникающая между металлом и жидкой фазой. При стандартных условиях − называется стандартным электродным потенциалом (E⁰). Значение E⁰ определяют по сравнению данного электрода с водородным электродом, Условное обозначение электродного потенциала: Е(Меⁿ⁺/ Ме); единица измерения – вольт (В)
Водородный электрод	Ÿ электрод сравнения, состоящий из платиновой пластины с сильно развитой поверхностью (платиновая чернь), погруженной в раствор кислоты с концентрацией ионов H⁺равной 1 моль/л, через раствор пропускают газообразный водород под давлением 101325 Па.
Потенциал водородного электрода	Ÿ при концентрации в растворе ионов Н⁺, равной 1 моль/л, давлении газообразного водорода 101325 Па и при температуре 298 K (стандартные условия) принят равным нулю. Е˚ (Н⁺ / Н ) = 0
Металл (Me) в воде	Ÿ свободные электроны в металле обладают высокой подвижностью, но за границу раздела металл – среда (вакуум, жидкость, газ) они не могут проникнуть без приложения дополнительного воздействия; под воздействием полярных молекул воды возможен переход положительно заряженных ионов металла в водную среду, в соответствии со схемой: Me⁰ + nH₂O → Me⁺∙ nH₂O + e¯
Стандарт- ный электродный поттенциал	Ÿ потенциал электрода, измеренный при стандартных условиях. Если расположить металлы в порядке возрастания значений их стандартных электродных потенциалов, то получится ряд стандартных электродных потенциалов металлов (ряд напряжений)
Уравнение Нернста	Ÿ позволяет рассчитать значение электродного потенциала системы при условии отличных от стандартных RT E = E⁰+ ——— ln [Ox] / [Red] nF где: E⁰ – стандартное значение электродного потенциала, В; E – значение электродного потенциала в условиях, отличных от стандартных, В; R – универсальная газовая постоянная, Дж/(моль ∙ K); F – постоянная Фарадея, ≈ 96500 Кл/моль; n – число электронов, принимающих участие в окислительно-восстановительном процессе в расчете на одну частицу (атом, ион); [Ox] – концентрация ионов окисленной фазы, моль/л; [Red] – концентрация ионов восстановленной фазы, моль/л; T – температура, К; или (если перейти от натуральных логарифмов к десятичным, подставить значения R и F, T =298 K и принять [Red] = const): 0,0592 E = E⁰+ ——— lg [Me⁺ⁿ] n где [Me⁺ⁿ] – концентрация ионов металла в растворе
Уравнение Нернcта для водородного элетрода	Ÿ E = E⁰+ 0.059 lg[Н+] = 0 – 0.059 pH= = – 0,059 pH; при рН = 7 (нейтральная среда) ; при рН = 1 (кислая среда)
Характери-стика свойств металлов (окислительно-восстановительных систем), получаемая с помощью ряда стандартных электродных потенциалов	а) чем меньше значение электродного потенциала металла, тем легче он окисляется и труднее восстанавливается; б) металлы, имеющие отрицательные значения электродных потенциалов, т.е. стоящие в ряду напряжений левее (выше) водорода, способны вытеснять (восстанавливать) его из неокисляющих кислот, в отличие от металлов с положительным значением электродного потенциала: Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂ Cu +HCl ≠ в) каждый металл, не взаимодействующий с водой, вытесняет (восстанавливает) все следующие за ним в ряду стандартных электродных потенциалов металлы из растворов их солей: Fe + CuSO₄ = FeSO₄ + Cu или – в сокращенной ионной форме: Fe⁰ + Cu²⁺= Fe²⁺ +Cu⁰, но Cu⁰+ Fe²⁺≠