Если у вас возникли сложности с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой - мы готовы помочь.
Предоплата всего
Подписываем
Скудаев В. И.
Физическая химия
Часть 4
Электрохимия
Курс лекций
2008
В электрохимии изучаются физико-химические свойства ионных систем (растворов и расплавов) и физико-химические процессы, сопровождающие появление электрического тока или протекающие под действием электрического тока.
Лекция №1
Растворы электролитов
Особенности свойств растворов электролитов
Для некоторых веществ (например, для водных растворов неорганических кислот, щелочей, солей) наблюдаются отклонения от законов, описывающих такие свойства растворов, как давление насыщенного пара , понижение температуры замерзания , повышение температуры кипения . Кроме того, растворы этих веществ проводят электрический ток.
Согласно теории электролитической диссоциации Аррениуса молекулы этих веществ при растворении в воде или других растворителях распадаются с образованием ионов. В результате число частиц в растворе увеличивается, что и приводит к наблюдаемым отклонениям в свойствах этих растворов.
Например, для растворов электролитов
,
где i – изотонический коэффициент
.
Вещества, молекулы которых в растворе или расплаве полностью или частично распадаются на ионы, называются электролитами.
Электролитическая диссоциация – это полный или частичный распад молекул растворенного вещества на ионы.
Причина диссоциации
Разные растворители имеют разную ионизирующую способность. Количественно эта способность выражается диэлектрической проницаемостью растворителя.
Согласно закону Кулона сила взаимодействия ионов в молекуле электролита обратно пропорциональна относительной диэлектрической проницаемости среды. Следовательно, диэлектрическая проницаемость показывает, во сколько раз уменьшается сила взаимодействия ионов в данной среде по сравнению с вакуумом.
Пример:
|
Вещество |
ε (20ºС) |
|
Вода |
80 |
|
Бензол |
3 |
|
Этанол |
25 |
Для разрыва связей в молекуле электролита затрачивается энергия. При сольватации (для воды – гидратация) образовавшихся ионов энергия выделятся.
Сольватация – это взаимодействие молекул или ионов растворенного вещества с молекулами растворителя. Это взаимодействие может быть электростатическим, но могут образовываться и водородные или донорно-акцепторные связи.
Сильные и слабые электролиты
Сильные электролиты – это электролиты, молекулы которых в растворе диссоциируют практически все. К ним относятся сильные кислоты (HCl, HNO3, H2SO4), сильные основания (NaOH, KOH) и большинство солей (KCl, NaNO3).
Слабые электролиты – это электролиты, у которых в растворе диссоциирует лишь часть молекул. К ним относятся слабые кислоты (Н2СО3), слабые основания (Al(OH)3), некоторые соли (HgCl2) и большинство солей органических кислот.
Процесс диссоциации слабых электролитов обратим.
,
где Za, Zк – зарядовые числа анионов и катионов.
Константа диссоциации (константа равновесия реакции диссоциации)
Константа диссоциации должна быть постоянной, независящей от концентрации, а зависящей только от природы веществ и от температуры. Однако при высоких концентрациях вследствие взаимодействия ионов константа диссоциации, выраженная через концентрации, не сохраняет постоянного значения, тогда заменяют концентрацию активностью
Активность можно вычислить по справочным данным, используя ионный коэффициент активности.
,
где m – моляльность раствора.
Пример: для раствора KCl при m = 0.1 моль/кг γ± = 0.77 a = 0.077
Расчет среднего ионного коэффициента по коэффициентам активности отдельных ионов см.Стромберг «Физическая химия».
Закон разведения Оствальда
Рассмотрим диссоциацию бинарного электролита, молекула которого распадается на два иона. Например, уксусная кислота
.
Константа диссоциации
.
Здесь в знаменателе концентрация молекул, которые остались нераспавшимися.
Степенью диссоциации электролита называется доля распавшихся молекул.
,
где С0 – общая концентрация кислоты, т.е. концентрация молекул до распада.
.
Вид этого уравнения зависит от вида уравнения реакции диссоциации.
При малых степенях диссоциации
– закон разведения Оствальда: с увеличением концентрации электролита степень диссоциации уменьшается.
Электролитическая диссоциация воды.
Водородный показатель
Вода частично диссоциируют на ионы.
.
В растворах с малой концентрацией растворенного вещества концентрация и активность воды при диссоциации меняются слабо и их можно считать постоянными величинами.
– ионное произведение воды.
Из опыта
|
t, ºC |
Кw |
|
0 |
0,11*10-14 |
|
20 |
0,68*10-14 |
|
25 |
1,008*10-14 |
|
100 |
59*10-14 |
При 25ºC в нейтральном растворе
Водородным показателем называется отрицательный десятичный логарифм активности ионов Н+.
При 25ºС в нейтральной среде .
В растворе НCl c
В растворе КОН с
Для сильного электролита степень диссоциации , теряет смысл, т.к. знаменатель стремится к нулю. Для сильного электролита, в отличии от слабого, существенное значение имеет взаимодействие между его ионами из-за высокой концентрации их в растворе. Поэтому при описании свойств сильных электролитов необходимо заменять концентрацию активностью.
Лекция 2
Электропроводность растворов электролитов
Движение ионов в электрическом поле
Проводники электрического тока разделяются на 2 основные группы:
1. Проводники 1 рода – это проводники, в которых носителями свободного заряда являются свободные электроны и в которых прохождение тока не сопровождается переносом вещества.
2. Проводники 2 рода – это проводники, в которых носителями свободного заряда являются ионы и в которых протекание тока сопровождается переносом вещества.
В особую группу входят полупроводники, обладающие электронно-дырочной проводимостью.
Растворы электролитов относят к проводникам 2 рода. Сила тока в них зависит от напряжения, от концентрации ионов и от скорости движения ионов.
Если в переносе заряда участвуют ионы разных видов, то для оценки «вклада» каждого иона вводят числа переноса.
,
где qi – заряд, перенесенный данным видом ионов;
q – заряд, перенесенный всеми ионами.
Можно показать, что для бинарного электролита
; ; ,
где Ui – абсолютная скорость движения ионов данного вида, т.е. скорость движения при градиенте потенциала (напряженности) электрического поля [1 В/м].
Закон Ома для растворов электролитов
Рассмотрим протекание постоянного тока через раствор бинарного электролита.
Сила тока ,
где qк, qа – заряд, перенесенный анионами и катионами за время t.
Заряд, перенесенный катионами ,
где e – элементарный заряд;
Nк – число катионов, прошедших за время t через сечение площадью S.
,
где См – молярная концентрация электролита, моль/м3;
- скорость движения катионов.
Скорость движения ионов можно найти, приравняв кулоновскую силу к силе сопротивления среды.
,
где Е – напряженность электрического поля;
U – напряжение на электродах;
- расстояние между электродами.
.
Получим скорость движения катионов.
.
Введем абсолютную скорость движения иона.
U – скорость движения ионов при Е=1 В/м, тогда
.
Заряд, перенесенный катионами
.
Произведение - постоянная Фарадея (F=96484 Кл/экв);
- эквивалентная концентрация.
Получим .
Аналогично, заряд, перенесенный анионами
.
Сила тока - закон Ома для растворов электролита.
Удельная электропроводимость
Согласно закону Ома для участка цепи .
Зависимость сопротивления проводника от его материала .
Для растворов электролитов вместо сопротивления часто пользуются электропроводностью.
Электропроводностью проводника называется величина, обратная сопротивлению.
; .
Удельной электропроводимостью называется величина, обратная удельному сопротивлению.
; .
Удельная электропроводимость растворов электролитов .
Физический смысл удельной электропроводимости: удельная электропроводимость численно равна электропроводимости раствора электролита, помещенного между электродами площадью 1м2, находящимися на расстоянии 1м.
Удельная электропроводимость электролитов зависит от концентрации ионов в растворе и от скорости их движения.
График зависимости удельной электропроводимости от концентрации:
С увеличением концентрации электролита в растворе удельная электропроводность сначала увеличивается, т.к. увеличивается концентрация ионов. При больших концентрациях удельная электропроводность уменьшается. Для слабых электролитов это объясняется уменьшением степени диссоциации. Уменьшение степени диссоциации объясняется тем, что с повышением концентрации ионов возрастает вероятность (скорость) обратной реакции - рекомбинации ионов в молекулу. Для сильных электролитов уменьшение удельной электропроводности объясняется уменьшением скорости движения ионов вследствие их взаимного торможения.
Эквивалентная электропроводность
(современное название: молярная)
; .
Часто употребляется другая формула: ; ;
1000 см3 =1 л
Физический смысл эквивалентной электропроводности: эквивалентная электропроводность численно равна электропроводности раствора, помещенного между электродами, находящимися на расстоянии 1м, и содержащего 1экв. электролита.
Эквивалентная электропроводимость отнесена к определенному числу молекул, введенных в раствор (NA/Z).
Формула эквивалентной электропроводимости: .
График эквивалентной электропроводности:
Эквивалентная электропроводность с увеличением концентрации уменьшается. Для слабого электролита это объясняется уменьшением степени диссоциации. Для сильного электролита – уменьшением скорости движения электронов вследствие эффектов релаксации и катафоретического (электрофоретического).
Эффект релаксации (асимметрии):
Каждый ион создает вокруг себя «ионную атмосферу», состоящую из ионов противоположного знака заряда. При движении иона он выходит из этого окружения, затем оно создается в новом месте. Это происходит не мгновенно, поэтому позади иона концентрация ионов с противоположным знаком заряда больше, чем впереди. Это тормозит движение иона.
Эффект катафоретический:
«Ионная атмосфера» сама движется в противоположную сторону вместе с сольватирующими молекулами среды. Это создает дополнительное торможение иона со стороны среды.
Математическая зависимость эквивалентной электропроводности от концентрации экспериментально получена Кольраушем и теоретически обоснована Онзагером.
(в справочнике см. уточненную формулу),
где λ0 – предельная эквивалентная электропроводность; λ→λ0 при С→0;
а – постоянная, независящая от концентрации.
График этой зависимости представляет собой прямую линию для сильных электролитов.
Предельная эквивалентная электропроводимость обладает свойством аддитивности:
,
здесь λ0,а, λ0,к – это предельные ионные электропроводимости (подвижности).
; .
Предельную эквивалентную электропроводимость можно рассчитать двумя способами:
Измерив эквивалентную электропроводность электролита, можно рассчитать степень диссоциации слабого электролита или скорость движения ионов сильного электролита.
,
где - коэффициент электропроводности, зависит от скорости движения электронов.
Для слабого электролита .
Для сильного электролита .
Если поместить пластинку металла в растворитель (например, в воду) или в раствор соли этого металла, то под действием полярных молекул растворителя ионы металла будут переходить в раствор. Электроны остаются на металле, следовательно, он заряжается отрицательно.
Возникающее электростатическое притяжение между ионами перешедшими в раствор и пластинкой металла препятствует дальнейшему течению процесса, устанавливается равновесие, которое является динамическим. Положение равновесия зависит от соотношения между энергией, необходимой для отрыва иона от кристаллической решетки металла и энергией выделяющейся при сольватации ионов в растворе. Образуется двойной электронный слой, состоящий из плотной и диффузионной частей. На границе металл – раствор появляется скачок потенциала. Система металл-раствор, называется электродом.
Электродным потенциалом φ называется, разность потенциалов между металлом и раствором.
Обозначение электрода Mez+׀Me
Обозначение электродного потенциала .
Реакция на электроде: Mez +Ze ↔ Me
Элемент Даниэля-Якоби
(рис.DSC00804)
Если соединить цинковый и медный электроды проводником, то электроны будут переходить с цинковой пластины, заряженной отрицательно, на медную, заряженную или менее отрицательно, или даже положительно. Появляется электрический ток. При этом равновесие ДЭС нарушается. Новые ионы цинка будут переходить в раствор. На медной пластинке будут разряжаться ионы меди. Пойдет самопроизвольный процесс.
Гальваническим элементом называется устройство, в котором химическая энергия превратится в электрическую.
Реакции на электродах
(А) Zn + Cu2+→ Zn2+ + Cu - окисление
Электрод, на котором происходит окисление, называется анодом, в гальваническом элементе обозначается А(-).
(К) Cu2+ + 2e→ Cu - восстановление
Реакция в гальванических элементах в ионной форме Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu
В молекулярной форме Zn + CuSO4 → Zn SO4 + Cu
Условная запись гальванического элемента (-) Zn׀ Zn2+¦ Cu2+׀ Cu (+)
С ключом (нет диффузионного потенциала на границе двух растворов)
(-) Zn׀ Zn2+ ║ Cu2+׀ Cu (+)
ЭДС источника тока называется величина, численно равная работе сторонних сил по перемещению единичного заряда внутри источника тока с одного полюса на другой.
Согласно закону Ома для полной цепи, разность потенциалов на полюсах источника тока меньше, чем ЭДС на величину падения напряжения внутри источника тока.
Если ток в цепи бесконечно мал, то гальванический элемент работает обратимо, электродные потенциалы являются равновесными, падение напряжения внутри источника тока бесконечно мало. ЭДС гальванического элемента равна разности равновесных электродных потенциалов:
В гальваническом элементе работа сторонних сил – это полезная работа химических реакций (полезная работа равна всей работе за вычетом работы расширения).
В обратимых условиях работы полезная работа максимально равна убыли энергии Гиббса.
Изменение энергии Гиббса в ходе реакции вычисляется по уравнению изотермы реакции.
Для реакции
ν1А1 + ν2А2 → ν3А3 + ν4А4
,
здесь ΔG вычислена в расчете на один пробег реакции, то есть на 1 моль того вещества, которое имеет стехиометрический коэффициент, равный 1 или на νi молей вещества с коэффициентом νi. При этом, заряд, проходящий через раствор
,
где Z - зарядовое число, F – постоянная Фарадея.
ЭДС гальванического элемента
- уравнение Нернста.
Здесь - стандартная ЭДС.
Пример. Для гальванического элемента Даниэля-Якоби.
Zn + Cu2+↔ Zn2+ + Cu
Определение электродных потенциалов
Электродный потенциал – это разность потенциалов между металлом и раствором. Для его измерения в раствор нужно вводить второй электрод, поэтому измерять приходится разность потенциалов между первым и вторым электродом.
В качестве второго электрода – электрода сравнения принимают нормальный (стандартный) водородный электрод. Его потенциал принимают равным нулю.
(рис.DSC00806, DSC00809)
Достоинства: высокая точность воспроизведения потенциала. Недостаток: чувствительность к условиям работы.
Более удобно использовать в качестве электрода сравнения другой электрод , например, каломельный (хлорсеребряный) электрод. Его потенциал измерен относительно водородного.
(рис.DSC00799)
Достоинства: стабильность работы, т.к. концентрация анионов Сl-, от которой зависит потенциал практически постоянна.
Для того, чтобы определить потенциал исследуемого электрода (например цинкового) надо этот электрод соединить с водородным и измерить ЭДС полученного гальванического элемента. При этом предполагается, что исследуемый электрод имеет положительный потенциал, поэтому он записывается справа.
Pt, H2 | H+ || Zn2+ |І Zn
Предполагаемая реакция Zn2+ + H2 ↔ Zn + 2H+
ЭДС этого элемента
φZn2+ І Zn = φ0 Zn2+ І Zn +(RT/2F) ln aZn2+
Получаем формулу для расчета потенциала металлического электрода
при 250С
.
Измерение ЭДС
ЭДС гальванического элемента равна разности равновесных электродных потенциалов. Электродные потенциалы являются равновесными, если сила тока в них бесконечно мала. Поэтому для измерения ЭДС применяют компенсационный метод.
Метод Поггендорфа.
(рис.DSCOO798)
Метод заключается в том, что ЭДС исследуемого элемента компенсируется напряжением, взятым от батареи, ЭДС которой известна. ЭДС батареи перед измерением проверяется по нормальному элементу, ЭДС которого известна с высокой точностью и сохраняет свое значение очень долго.
Измерение ЭДС заключается в следующем: перемещением рукоятки потенциометра измеряют его сопротивление и, соответственно , напряжение , подаваемое на исследуемый элемент. Добиваются такого положения рукоятки потенциометра, при котором сила тока в цепи, измеряется гальванометром I=0. при этом ЭДС исследуемого элемента
,
где ЕА – ЭДС батареи, RA – полное сопротивление потенциометра, Rx – сопротивление части потенциометра, с которой снимается напряжение, подаваемое на гальванический элемент.
Электроды первого рода – это электроды, обратимые относительно катиона или аниона.
Пример:
1) Zn2+ І Zn – цинковый электрод.
Zn2+ + 2е ↔ Zn
φ = φ0 + RT / 2F * ln a Zn2+
2) хлорный электрод Сl- І 1/2 Сl2,Pt
1/2 Сl2 + e ↔ Сl-
φ = φ0 + RT / F * ln a Cl-
Электроды второго рода – это система в которых металл электрода покрыт малорастворимой солью этого металла и находится в растворе, содержащим хорошо растворимый электролит с теми же анионами.
Примеры: 1) Каломелевый
2) Хлорсеребряный электрод
Сl- І AgCl, Ag
AgCl + e ↔ Ag + Сl-
φ = φ0 - RT / F * ln a Сl –
Потенциал такого электрода имеет стабильное значение, так как раствор содержит большое количество анионов, концентрация которых при работе электрода мало изменяется.
Окислительно-восстановительные электроды (редокс-электроды), у них окислительная и восстановительная формы находятся в растворе, а электроны отводятся из раствора с помощью инертного металла (Pt).
Пример:
1) Fe3+, Fe2+ І Pt
Fe3+ + e ↔ Fe2+
2) хингидронный электрод H+ І хг, Pt
хг – это эквимолярная смесь хинона (С6H4O2) и гидрохинона (С6H4(OH)2)
С6H4O2 + 2 H+ + 2e ↔ = С6H4(OH)2
Достоинства этого электрода: простота, зависимость от pH среды. Недостаток: не работает в щелочной среде. Отмечают также газовые электроды, амальгамные электроды (раствор металла в ртути).
Классификация гальванических элементов.
Химические гальванические элементы, в них ЭДС возникает вследствие различной химической природы электродов.
Пример: гальванический элемент Даниэля-Якоби
Концентрационные, в них ЭДС возникает вследствие различной концентрации (активности) растворов или электродов.
Примеры:
1) Аg І AgNO3 І І AgNO3 І Ag
, если а2 >a1
2) Hg, Zn І ZnSO4 І Zn, Hg
, если а1>a2
Положительным будет тот, у которого активность металла в ртути меньше.
Измеряя ЭДС при различных температурах можно вычислить величину dЕ/dT. Она может быть больше нуля, меньше нуля и равной нулю. Это значит, что с увеличением температуры ЭДС может возрастать, уменьшаться или оставаться постоянной.
Значение ЭДС и ее температурной зависимости позволяет рассчитать термодинамические характеристики реакции, протекающей в гальваническом элементе:
Изменение энергии Гиббса:
Константа равновесия реакции
Изменение энтропии в ходе реакции:
Тепловой эффект реакции: ΔG = ΔH – TΔS
Этот метод расчета термодинамических характеристик применим только для окислительно-восстановительных реакций.
Потенциометрические определения – это определения каких-либо свойств, путем измерения ЭДС гальванических элементов. К ним относятся:
Определение термодинамических характеристик химических реакций;
Определение растворимости малорастворимых соединений;
Определение констант гидролиза солей;
Определение констант диссоциации кислот и оснований;
Определение ионного произведения воды;
Определение рН.
Целью потенциометрического титрования является определение общей концентрации кислоты, щелочи или вещества в растворе. Процесс титрования заключается в следующем:
К исследуемому раствору (например, кислоты) по каплям добавляют раствор второго реагента (например, щелочи) с известной концентрацией, когда раствор станет нейтральным можно записать соотношение:
Следовательно, нормальность кислоты: ,
где Vк - объем пробы раствора кислоты;
Nк - нормальность кислоты ();
Vщ – объем щелочи, пошедший на титрование, определенный в точке эквивалентности;
Nщ – нормальность щелочи.
При потенциометрическом титровании, в отличие от обычного титрования, точка эквивалентности определяется не по изменению цвета индикатора, а по скачку ЭДС гальванического элемента. Гальванический элемент состоит из электрода, опущенного в исследуемый раствор, например, хингидронного, и электрода сравнения, например, каломельного или хлорсеребреного.
Электрод, помещаемый в серебреный раствор должен обладать следующим свойством. Его потенциал должен обладать следующим свойством: его потенциал должен зависеть от концентрации определяемого вещества.
Потенциал электрода сравнения должен быть известен.
При прибавлении щелочи к раствору кислоты ЭДС гальванического элемента изменяется в точке эквивалентности наблюдается скачек ЭДС. Более точно объем щелочи можно определить по дифференциальной кривой.
Этот метод удобен для прозрачных или окрашенных растворов.
Электролиз - это процесс, протекающий на электродах при пропускании через раствор электрического тока.
Примеры: 1) Электролиз НСl
(К) Н+ + е = Н0 (А) Cl- - e = Cl0
H0 + H0 = H2 Cl0 + Cl0 = Cl2
2) Электролиз раствора CuCl2
3) Электролиз CuCl2 с растворимым анодом
Электролиз воды
Электродный процесс состоит из первичных и вторичных процессов. Первичный процесс заключается в передаче электронов. На аноде происходит окисление, на катоде – восстановление. После этого может протекать вторичный процесс: объединение атомов в молекулу, образование кристаллической решетки, взаимодействие с материалом электрода и так далее.
Получение гидроксида Na и Cl2 электролизом раствора NaCl
Получение Н2 электролизом воды.
Получение активных металлов, например Na, Mg, Al электролизом расплава их солей.
Электрорафинирование металлов, например Сu.
Гальваностегия – покрытие изделий металлами (хромирование, никелирование и т.д.)
Гальванопластика – получение объёмных металлических копий фигур
Электрополировка
Законы электролиза (Фарадея)
Количество выделившегося на электроде вещества (или разложенного в растворе) прямо пропорционально заряду, прошедшему через раствор.
При прохождении одинакового заряда через растворы разных электролитов масса выделившегося на электроде вещества прямо пропорциональна молярной массе и обратно пропорциональна зарядовому числу иона.
; [M] = кг/моль
Практически, в результате протекания побочных процессов, масса, выделившегося вещества, может оказаться меньше ожидаемой, поэтому вводят величину – выход по току.
Поляризация – это изменение потенциалов электродов при протекании электрического тока.
Виды поляризации:
Химическая - возникает в результате выделения на электродах веществ и образования химического гальванического элемента.
2) Концентрационная поляризация – возникает в результате различного изменения концентрации электролита у анода и катода и образования концентрационного гальванического элемента.
В результате разложение электролита может происходить, если приложенное напряжение больше, чем ЭДС гальванического элемента, соответствующего обратному процессу.
Введем определения:
Напряжение разложения – это разность потенциалов между электродами, при которой происходит электролиз данного вещества. .
Потенциал разрядки (потенциал выделения) – это потенциал электрода, при котором на нем происходит разрядка данного иона φразр.
Очевидно, что напряжение разложения равно разности потенциалов разрядки
Перенапряжение – это разность между Uразл и ЭДС гальванического элемента, соответствующего обратному процессу.
Uразл = Е + η
Общее перенапряжение складывается из перенапряжений на электродах:
η = ηа+ ηк
Тогда потенциалы разрядки
Перенапряжения выделения металлов невелики и ими часто можно пренебречь. Напротив, перенапряжения выделения газов велики и сильно зависят от материала электродов, состояния их поверхностей и др. факторов.
При постепенном увеличении напряжения на электродах на катоде в первую очередь начинают разряжаться ионы с более положительным потенциалом разрядки.
Приближенный порядок разрядки на аноде:
Анионы безкислородных кислот Cl-, Br-, I-
OH-
H2O
NO3-, SO42- и т.д.
Пример: на катоде безводного раствора ZnSO4 может выделяться либо Zn , либо H2 . φZn разр.≈ φравнов и составляет -0,76 В. складывается из потенциала равновесного для нейтрального раствора φравн = -0,228 В и перенапряжения выделения Н2 на Zn ηк = 0,78 В. В итоге потенциал разрядки Н2 φразр = -0,928 В, выделяется Zn. На аноде будет выделяться О2 из воды. График зависимости силы тока от потенциала электрода называется поляризационной кривой. Поляризационная кривая применяется для анализа раствора смеси электролитов полярографическим методом.
Причины возникновения перенапряжения водорода.
Процесс выделения водорода на катоде состоит из следующих стадий:
Подвод ионов водорода к поверхности катода (диффузия)
Разряд ионов на поверхности катода
Образование молекул водорода из атомов.
Объединение молекул водорода в пузырьки и отрыв от катода
Причиной возникновения перенапряжения может быть либо малая скорость второй стадии (теория замедленного разряда), либо третей стадии (адсорбционная теория перенапряжения).
Практическое значения перенапряжения.
Отрицательное, так как увеличивает расход электроэнергии
Положительное, так как благодаря перенапряжению потенциал разрядки водорода сильно уменьшается до величины, близкой к потенциалу Mn. Это дает возможность получать электролизом из водных растворов металлы, стоящие в ряду напряжений правее Mn.
EMBED Equation.3
Pt
Pt
H+-
H2O, HCl
-
+
Cl-
CuCl2
H2O
К, Pt (-)
Cu2++2e = Cu0
(+) Pt. A
Cl- - 1e = Cl0
Cl0 + Cl0 = Cl2
CuCl2
H2O
К, Cu (-)
Cu2++2e = Cu0
(+) Cu. A
Cu - 2e = Cu2+
H2O
К, Pt (-)
2H2O+2e= OH-+H2
(+) Pt. A
2H2O- 4e = H++O2
NaCl
H2O
К, Pt (-)
H2O+2e = 2OH- + H2
Na+ + OH-= NaOH
(+) Pt. A
Cl- - 1e = Cl0
Cl0 +Cl0= Cl2
Pt
Pt
Zn2+. Cl-
ZnCl2, H2O
-
+
Cu
Cu
Cu2+ Cu2+
CuSO4
-
+
SO42-