РАВНОВЕСНЫЕ ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ СИСТЕМЫ

физика Вольта (1799 г), согласно которой ЭДС гальванического элемента возникает

вследствие контакта двух разных металлов.

электрической энергии являются химические реакции на границе металл-раствор.
Химическая теория

ЭДС наиболее полно развита в работах Нернста и Оствальда в конце 19 века (1890 г.).
Теория Нернста получила название осмотической теории. Она основывается на трех принципах:
Электродный потенциал является скачком потенциала на границе металл-раствор, а ЭДС равна алгебраической сумме электродных потенциалов.
Электродный потенциал возникает в результате обмена ионами между металлом и электролитом.
Движущими силами обмена являются осмотическое давление растворенного вещества (π) и электролитическая упругость растворения металла (р).
То есть теория Нернста отвечала на вопрос где и почему возникает скачок потенциалов.

и вывел количественную зависимость величины этого скачка от состава раствора.

Он рассмотрел три возможных случая при контакте между металлом и раствором, содержащим ионы металла.
Если осмотическое давление раствора π больше электролитической упругости растворения р – в этом случае ионы из раствора переходят на металл.
Если р > π – металл растворяется.
Если р = π – переходы равновероятны.
Ионы – частицы заряженные, поэтому их преимущественный переход в одну какую-либо фазу приведет к возникновению заряда поверхности, а следовательно и скачка потенциала. Возникший скачок потенциала тормозит преимущественный переход ионов, так что, в конце концов, переходы в обоих направлениях будут равновероятны, а значение скачка потенциала будет равновесным.

= - zFε
Отсюда
Если С = 1, то
Поскольку

полагалось, что к растворам применимы законы идеальных газов, то

– стандартный потенциал, зависящий от природы металла и от температуры.

уравнение Нернста для электродного потенциала.

ясен, поскольку не ясен смысл электролитической упругости растворения металла (р).

Рассчитанная из формулы стандартного потенциала она могла принимать значения от 10-20 до 1040.
стандартный потенциал является функцией только природы металла и не зависит от природы растворителя. На практике была установлена зависимость ε0 от природы растворителя. В связи с этими недостатками возникла необходимость в пересмотре физических предпосылок теории.

растворителем (сольватацию) была развита Писаржевским в 1912-14 г.

M =

Mz+ + ze
Mz+ + xL = MLxz+

По Писаржевскому переход ионов металла в раствор совершается не за счет неясной электролитической упругости растворения, а за счет энергии взаимодействия ионов металла с растворителем. Следовательно, этот переход зависит не только от природы металла, но и от природы растворителя. Экспериментальные данные подтвердили этот вывод.

к другому тем больше, чем меньше радиус и больше заряд

иона, т.е. чем сильнее проявляется энергия взаимодействия иона с растворителем. Наоборот, потенциалы электродов, где в установлении равновесия участвуют крупные малозарядные ионы, меняются мало, например, потенциалы цезиевого, рубидиевого, йодного электродов.
При переходе от одного растворителя к другому меняется не только величина потенциала, но и порядок расположения электродов в таблице стандартных потенциалов. Из таблицы так же видно, что можно составить элемент из одинаковых электродов, но в разных растворителях и получить значительную величину ЭДС.

потенциал в 1926-28 гг. были развиты Изгарышевым.
По Изгарышеву при

переходе ионов из раствора в металл ионы теряют свою гидратную оболочку (необходим учет энергии гидратации).
Адсорбированные молекулы воды или другого растворителя взаимодействуют с ионами кристаллической решетки и при определенных условиях вырывают их, образуя гидратированные ионы (необходим учет прочности связи ионов металла в кристаллической решетке).
Изгарышев показал, что на основании его теории можно рассчитывать электродные потенциалы, однако строгих количественных расчетов им сделано не было.

1932 году, он применил кинетический метод Батлера (метод потенциальных кривых).

Теория Герни показывает путь расчета стандартного потенциала – для этого надо знать энергию гидратации иона и энергию выхода иона из кристаллической решетки. На практике чаще решают обратную задачу – по величине стандартного потенциала рассчитывают энергию гидратации.

г Гиббс и в 1882 г Гельмгольц развили представление о

химической теории ЭДС, ими был дан термодинамический вывод этой теории.
В электрохимической системе обратимо при постоянной температуре и давлении протекает реакция:
νАА + νВВ + …± ze ↔ νCC + νDD +….

∆G = Wmax= - zFE

Изменение свободной энергии системы равно максимальной полезной работе – в данном случае – электрической.

где i > 0 для конечных веществ и i

0 для начальных веществ.
∆G = ∑νкон μкон - ∑νнач μнач

μi = μi0 + RT lnai
∆G = ∑νi μi0 + RT ∑νilnai
Если П ai = 1, то ∆G = ∑νi μi0 = ∆G0

∆G = ∆G0 + RT

При достижении равновесия ∆G = 0, а активности - равновесные. ∆G0 = - RT ln Kр.
∆G = - RT ln Kр + RT ∑νilnai.
- zFE = - RT ln Kр + RT νi ln Пai

С другой стороны изменение свободной энергии системы определяется изменением химического потенциала:

=

(*)


Если активности всех участников реакции равны 1, то
Е = RT/zF ln Kр = Е0.

Е = Е0

Основная особенность электрохимической реакции – пространственное разделение токообразующих реакций.

νАА + ze ↔ νCC К1=



νВВ - ze ↔ νDD К2=

одному электроду (ε1), а третье и четвертое – к другому

(ε2). Экспериментально можно определить лишь общее значение Е, но не потенциал каждого электрода в отдельности. Значениям ε1 и ε2 можно приписать любые значения. Для устранения этой неопределенности необходимо потенциал какого-то электрода принять равным нулю и потенциалы других электродов измерять относительно него. Нернст предложил считать условным нулем потенциал водородного электрода при концентрации ионов водорода в растворе, равной 1 и давлении газа водорода, равном 1 атм.