Поляризация электродов

сторону от равновесного значения.
Δεк - катодная поляризация, смещение потенциала катода

в отрицательную сторону от равновесного значения.
Е = εк ─ εа → 0

↓. Устраняется нагреванием или перемешиванием электролита)

восстановления. Такую поляризацию называют электрохимической или перенапряжением (η).
(Форма электрода,

состояние поверхности, температура, состав электролита, плотность тока и т.п.)

─ 2e ↔ Zn2+.
(─) Zn2+ +2e ↔ Zn ↓.

процесс электролиза, называется потенциалом разложения электролита. Процесс начинается, но в

результате поляризации разность потенциалов становится больше, и процесс останавливается, необходимо увеличивать разность потенциалов. Результат – перерасход электроэнергии из-за поляризации.

качестве анода использован графит, инертный по отношению к окислению электрическим

током материал. Такой процесс называют электролизом с нерастворимым (инертным) анодом. На поверхности графита будет окисляться анион хлора, имеющийся в расплаве при диссоциации соли. Катион никеля будет восстанавливаться на катоде:
NiCI2 ↔ Ni2+ + 2CI─
(+) 2CI─ ─ 2e ↔ CI2 ↑
(─) Ni2+ + 2e ↔ Ni ↓.

растворимый.
Материал анода М= Mg, AI, Zn, Fe, Mn, Cr,

Sn и др.:
(+) M ─ ne ↔ Mn+.

на две группы. Анионы кислот типа CI─, Br─, I─, S2─

окисляются легко:
(+) 2CI─ ─ 2e ↔ CI2 ↑
(+) 2Br─ ─ 2e ↔ Br2
(+)S2─ ─ 2e ↔ S↓.

NO3─ и др. имеют потенциал окисления больше, чем у воды,

поэтому на аноде происходит процесс окисления молекулы воды или гидроксид-ионов в зависимости от рН:

(+) 2H2O ─ 4e ↔ O2↑ + 4H+ при рН ≤ 7
(+) 4OH─ ─ 4e ↔ O2↑ + 2H2O при рН > 7.

+ ne ↔ M↓.
(─) 2H+ + 2e ↔

H2↑.
Реакция восстановления водорода имеет сложный механизм и заторможена, то есть заполяризована. Потенциал водорода сильно смещен в отрицательную сторону.

бы, простая реакция протекает медленно, у нее пятистадийный механизм:
а) диффузия

гидратированных ионов водорода к поверхности электрода из объема электролита;
б) стадия дегидратации Н3О+ → Н+ + Н2О;
в) стадия разряда H+ + e → H;
г) стадия рекомбинации (образования молекул)
H + H → H2;
д) стадия образования пузырьков газообразного водорода, покидающих поверхность катода– H2↑.

по величине перенапряжения совпадает:
ηH2 = 1,7В.
От величины равновесного

(стандартного) потенциала водорода нужно сместиться в отрицательную сторону (процесс катодный) на величину 1,7В
У всех металлов, расположенных в ряду напряжений ниже алюминия, потенциал оказывается больше, чем у водорода. Такие металлы и восстанавливаются на катоде:
(─) Mn+ + ne ↔ M↓ при условии εом > εоAI
При условии εом ≤ εоAI:
(─) 2H+ + 2e ↔ H2↑ при рН <7.
(─) 2H2O + 2e ↔ H2↑ + 2OH─ при pH ≥ 7.

Анод инертный (по умолчанию).
Ион йода может окисляться, а ион меди

легко восстанавливаться, так как
εоCu > εоAI.
(+) 2I─ ─ 2e ↔ I2↓.
(─) Cu2+ + 2e ↔ Cu↓.

2H2O ─ 4e ↔ O2↑ + 4H+
(─) 2H2O

+ 2e ↔ H2↑ + 2OH─.

─ 2e ↔ Br2
(─) 2H+ + 2e

↔ H2↑.

↔ O2↑ + 2H2O
(─) 2H2O + 2e

↔ H2↑ + 2OH─.
Расплав NaOH:
(+) 4OH─ ─ 4e ↔ O2↑ + 2H2O↑
(─) Na+ + e ↔ Na.

массы различных веществ.
Один Фарадей электричества выделяет один эквивалент любого вещества.

1F = 96500 Кл (А•с) = 26,8 А•час. Для цинка это (65/2) г/моль, алюминия (27/3) г/моль и т.д. Газы принято измерять в виде объема, а не массы. Для водорода эквивалентная масса 1г/моль, который при нормальных условиях занимает объем 11,2л. Для кислорода 8г/моль или 5,6л. Закон Фарадея можно записать в виде:
m = mэ (I•t/F)
V = Vэ (I•t/F),
где I – ток,А; t – время электролиза, с,ч; F – число Фарадея,
m – масса продукта, г или V – его объем, л.

фтора;
Защитные и декоративные металлические покрытия;
Электрохимическая защита от коррозии.