Электрохимические процессы ( взаимные превращения электрич. и хим. форм

понятия
Ок.-восст. реакция – переход электронов от восстановителя к окислителю –

основа эл.хим.процесса, если ∆G < 0 - самопроизв. процесс, ∆G > 0 - нет

Если полуреакции разделены в пространстве  протекает электрический ток

Электрохимическая система

1- электроды (электронная проводимость)
окисление – анод А, восстановление –катод К (электрод - контакт 2-х фаз: 1(эл.) и 2(ионн.)

2- электролиты(проводники с ионной пров.)

3 - внешняя цепь для перехода электронов,

5 - внутренняя цепь(ионная проводимость)

проводник электрического тока
4 –внешний источник тока

Схема эл.хим.системы
Zn|ZnSO4||CuSO4|Cu
Zn|Zn+2||Cu+2|Cu

в цепи: I = 0
G=rG + Wэ;

rG-протекание хим.реакции; Wэ- работа переноса электрических зарядов

Wэ = n F E E = ∆φ =К – А разность потенциалов
F = NA ē  96500 Кл/моль - число Фарадея
n – число молей электронов

I  0
rG  0

Самопроизвольн. процесс - rG  0,→Е>0  К > А ЭХС - гальванический элемент (химический источник тока - ХИТ). Получение электрической энергии - результат протекания О-ВР. Потенциалы: Катод «+», Анод «-»

Вынужденный процесс - rG >0,→Е<0  К < А
ЭХС – электролизер. Электролиз за счет электрической энергии внешнего источника тока. Протекают вынужденные окислит.-восст.реакции. Потенциалы: Катод «-», Анод «+»

Ме1 Mе1+n + nē  Ме1 – nē

 Mе1+n
катодный процесс Ме2+n+ nē  Mе2

Превращение 1 атома 
q = n ē (Кл) [единичный акт]

1 моль  q = n ēNA = nF (Кл/моль);

за время t (с) при токе в системе I (А)  q = It (Кл) и превратится ν моль веществ

Кл  Ачас – емкость ХИТ

двойного электрического слоя (ДЭС). Скачок потенциала на границе «метал-электролит»
Me0 +

хН2О  Men+(H2O)x + nē

Men+(H2O)x + nē  Me0 + хН2О

 -электродный потенциал - (из-за разделения зарядов (ДЭС) на границе фаз электрода → разность(скачок) электрич. потенциала между Ме и раствором

Электроды второго рода
Ann-MeAn,Me0
3. Газовые электроды
Кat+; An-газ,Pt

4. Редокс-электроды

Меx+,Меy+Pt

5. Ионселективные электроды
(ионообменные, мембранные)-стеклянный электрод

pH  7
Стандартный водородный электрод
при

CH+ = 1 моль/л; Т0 = 298 К; Р0=1.013105 Па

2H2O+2ē H2+2OH- pH  7

А() (Pt)H20, |2H+||Men+|Me0 (+)К
если CH+ = 1 моль/л;

Т0 = 298 К; Р0=1.013105 Па; I = 0, А
CМе+ = 1 моль/л

Равновесие G=0; I=0;
1; 2

R= ∞

2. Гальванический элемент
G<0; I0; к > а
E = к – а > 0 - ЭДС

3. Электролиз
G > 0; I0; U > E
U-напряжение разложения

= 1.13 В
Cu2+|Cu
Анод () Zn0 Zn2++2ē
Катод (+) Cu2++2ē

 Cu0

В
Концентрационный гальванический элемент
Анод () Cu0  Cu2++2ē
Катод

(+) Cu2++2ē  Cu0

уменьшение ∆φ) при работе ГЭ
= I   явл.[f(i)]
Поляризация-разность потенциалов

электрода при прохождении тока I и равновесным значением

Стадии электрохимического процесса (сложной гетерогенной хим.реакции), определяющего потенциал электродов:
1) подвод реагирующих частиц(диффузия)
из объема электролита к поверхности электрода (ур. Нернста);
2) собственно электрохимическая реакция на электродах (сближение потенциалов электродов);
3) отвод продуктов реакции(диффузия) от электрода (ур. Нернста).
[Скорость переноса электронов во внешней цепи выше скорости отдельных стадий → изменение
потенциалов электродов →
поляризация]

Анод  > 0 I =  + (i)

Катод  < 0 I =  - (i)

продукты
Активные материалы (АМ) ХИТ
(окислитель, восстановитель)

нагрузки

Номинальное напряжение (U, В) -напряжение в средней части разрядной

характеристики (учитывает поляризацию ГЭ)

Номинальная ёмкость(C)-ампер-часАч - кол-во эл-ва, отдаваемое ХИТ во внешнюю цепь; также используется для характеристики ёмкости ХИТ удельная энергия (Втч/кг)

Удельная мощность(N, Вт/кг) – макс.допустимая разрядная мощность (показывает макс.возможный ток при номинальном напряжении)

Срок хранения (Тхр) –время, когда ёмкость ХИТ существенно не уменьшается из-за саморазряда(хим.процессы на элетродах с потреблением АМ без генерирования эл.тока)

Число циклов разряд-заряд(для аккумуляторов); ресурс работы - ТЭ

катоде - 1 > 2 >... > n
4

Ме3+n + nē  Ме30 - расплав

3

2

0

2

> φ ОН-/О2