Термины и определения

Число Фарадея – это количество электричества, которое должно пройти через раствор (расплав) электролита, для того чтобы на электроде выделился из раствора 1 эквивалент вещества. Значение числа Фарадея F = 96 485,3 Кл/моль.

Активность – эффективная концентрация ионов, в соответствии с которой они действуют в химических процессах. Активность иона а (моль/л) связана с молярной концентрацией в растворе с соотношением: а = fс, где f – коэффициент активности иона.

Двойной электрический слой – результат распределения катионов металла в пространстве, прилегающем к поверхности электрода, обеспечивающем компенсацию разности потенциалов на поверхности металла и в растворе электролита. Это распределение состоит из двух слоев катионов (адсорбционный и диффузионный слои). Разность потенциалов включает в себя падение потенциала в слое адсорбированных на поверхности ионов (_а) и падение потенциала в растворе (в диффузионном слое (_д):  = _а + _д.. Двойной электрический слой можно представить себе в виде плоского конденсатора, отрицательная обкладка которого – это поверхность металла, а положительная – раствор, содержащий положительно заряженные ионы металла.

Электродный потенциал – электрический потенциал, возникающий на электроде при погружении его в раствор электролита.

Электроды первого рода – электроды, обратимые относительно катиона или относительно аниона. Примером электрода первого рода, обратимого относительно катиона, может служить металл, погруженный в раствор, содержащий ионы того же металла, например, Cu|Cu²⁺, Zn|Zn²⁺. Эти электроды обратимо обменивают катионы Меⁿ⁺ + nе^-  Ме, где n — число теряемых (или при­обретаемых) электронов. К ним же относится и водородный электрод. К электродам первого рода, обратимым относительно аниона, относятся галоидные электроды, кислородный и серный, ко­торые обратимо обменивают анионы, например, хлорный электрод (Pt)Cl₂/Cl^- (a_n-), у которого электродная реакция: 1/2Cl₂ + e^-  Cl^-. Уравнение для расчета электродных потенциалов этих электродов имеет вид: Е = Е⁰ + (0,059/n) lg(a_n-).

Электроды второго рода – электроды, обратимые относительно и катиона и аниона. Электродом второго рода называется металлический электрод, погруженный в раствор трудно растворимого соединения этого металла (соль, оксид) и хорошо растворимого электролита с одно­именным анионом. Примерами служат хлорсеребряный электрод Ag,AgClKCl, каломелевый электрод Hg,Hg₂Cl₂KCl и др.

Окислительно-восстановительными электродами называют электроды из инертного металла, погруженные в раствор, содер­жащий одновременно как окисленную, так и восстановленную формы, например ионы Fe²⁺ и Fe³⁺ или Sn²⁺ и Sn⁴⁺.

Электрод сравнения - это электрод, применяемый для определения потенциала других электродов, например, каломельный и хлорсеребряный электроды.

Стандартный электродный потенциал, Е — электродный потенциал, измеренный по отношению к стандартному водородному электроду при стандартных услови­ях: концентрация ионов металла равна 1 моль/л при 25°С (298К), для газообразных веществ р = 1.03•10⁵ Па. Например, Е_{Сu /Сu2+} =+0,34 В.

Стандартный водородный электрод - это электрод, схема которого выглядит таким образом: || Н₂SO_{4 водн} | Н_{2 газ} | Pt. Он представляет собой платиновый электрод, погруженный в раствор 2н. серной кислоты (коэффициент активности f = 0,5, активность а = 1), причем через раствор у самой поверхности электрода пропускается газообразный водород. Этот электрод стандартный электрода сравнения водородный электрод выбран в качестве при электрохимических измерениях. Условились, что потенциал стандартного водородного электрода в стандартных условиях равен Е_{Н | Н+} = 0. Это обратимый электрод, он функционирует как анод: Pt | Н₂ (г) | Н⁺_водн || ... или как катод: ... || Н⁺_водн | Н_{2 газ} | Pt .

Каломельный электрод - электрод на основе ртути:

|| КСl _водн, Hg₂Cl_{2 тв} Hg _жидк,

он применяется при электрохимических измерениях в качестве стандартного электрода сравнения, он более удобен для работы, чем водородный электрод.

Хлорсеребряный электрод - электрод на основе серебра:

|| КСl _водн, AgCl_тв Ag,

он применяется при электрохимических измерениях в качестве стандартного электрода сравнения, он более удобен для работы, чем водородный электрод.

Уравнение Нернста:

RT а₁ 2,3 RT c₁

Е = +  ln  , или Е = Е + -- lg  ,

nF а₂ nF c₂

где Е— стандартный электродный потенциал процесса; R — универсальная газовая постоянная; Т — абсолютная температура; n — число молей электронов, передаваемых в элементарном процессе переноса заряда; F — число Фарадея; (с₁ и с₂ — концентрации окисленной и восстановленной форм реагентов; а₁ и а₂ – активности окисленной и восстановленной форм реагентов).

Для 298 К (25° С) после подстановки значений постоянных величин, уравнение Нернста принимает вид:

0,059 c₁

Е = Е +  lg  .

n c₂

Гальванический элемент - это система, состоящая из двух электродов, погруженных в растворы электролитов, между которыми устанавливают контакт с помощью электролитического мостика. Разность потенциалов возникает за счет протекания химических окислительно-восстановительных реакций на электродах.

Концентрационный гальванический элемент - это элемент, у которого ЭДС возникает вследствие: а) различных активностей электродных растворов; б) различных активностей вещества электродов и в) того и дру­гого вместе. Примеры концентрационных элементов:

а) Ag | AgNO₃ (с₁)|| AgNO₃ (с₂) | Ag

с₁  с₂

6) (Pt)H₂ | HCl | H₂(Pt)

р_l р₂

в) (Pt)H₂|HCl || HCl| H₂(Pt)

р_l с₁ с₂ р₂

ЭДС концентрационных элементов зависит только от отноше­ния активностей (предполагается, что значением диффузионного потенциала можно пренебречь):

Е = (0,059/n)  lg(a_с2/ a_с1)

Химический гальванический элемент – это элемент, у которого ЭДС возникает вследствие различной природы электродных растворов и электродов.

Электролитический мостик (солевой мостик, электролитический ключ, электрохимический мостик) - пори­стая перегородка или сифон­ная трубка, наполненная насыщенным раствором хлористого ка­лия или азотнокислого аммония (натрия). Электролитический мостик обеспечивает электрическую проводи­мость между электродными растворами, но препятствуют их взаим­ной диффузии, обеспечивая электронейтральность растворов.

Электродвижущая сила гальванического элемента, ЭДС, равна разности потенциалов двух соединенных между собой элек­тродов при изотермическом и обратимом процессе, в котором работа получается наибольшей, в таком случае свободная энергия реакции максимально превращается в электрическую работу. Условились, что ЭДС гальванического элемента рассчитывается как: Е = Е _катод ^— Е_анод.

Анод — электрод, на котором происходит окисление. Анод — отрицательный электрод, например, окисление на аноде: Zn – 2е^- = Zn²⁺.

Восстановитель - вещество, содержащее элемент, который отдает электроны, при этом степень окисления этого элемента повышается. В результате реакции восстановитель окисляется.

Окислением называется процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом. Например: 2Cl ^– - 2e^–  Сl_2. При окислении степень окисления повышается.

Катод — электрод, на котором происходит восстановле­ние. Катод — положительный электрод, например, восстановление на катоде: Сu²⁺ + 2е^- = Сu.

Восстановлением называется процесс присоединения электронов атомов, молекулой или ионом. Например: Сl₂ + 2e^–  2Cl^–. При восстановлении степень окисления понижается.

Окислитель - это вещество, содержащее элемент, который принимает электроны, при этом степень окисления этого элемента понижается. В результате реакции окислитель восстанавливается.

Окислительно-восстановительные реакции – реакции, идущие с изменением степени окисления атомов.

Коррозией называется процесс самопроизвольного разрушения материалов под действием окружающей среды.

Химическая коррозия обусловлена взаимодействием ме­таллов с сухими газами или жидкостями, не прово­дящими электрического тока.

Электрохимическая коррозия осуществляется за счет электрохимических реакций, происходящих на по­верхности металла, находящегося в контакте с рас­твором электролита

Реакциями диспропорционирования называются реакции самоокисления — самовосстановления, при которых степень окисления одного и того же элемента и повышается, и пони­жается. Примером процесса подобного рода может служить реакция взаимодействия хлора со щелочью: ЗСl₂ + 6КОН = 5KСl + КClO₃ + ЗH₂О. В этой реакции хлор выступает и как окислитель, и как восстано­витель.

Межмолекулярные реакции – реакции, в которых степени окисления изменяют атомы разных молекул:

а) окислитель и восстановитель - атомы разных элементов: 6СО₂ + 6Н₂О  С₆Н₁₂О₆ +6О₂ (фотосинтез в зеленых растениях);

б) окислитель и восстановитель - атомы одного элемента (реакции конмутации или контр-диспропорционирования, в которых атомы одного элемента в двух разных степенях окисления принимают одинаковую сте­пень окисления в продуктах реакции): SО₂ + 2H₂S 3S + 2Н₂О.

Внутримолекулярные реакции, реакции, в которых изменяют степени окисления атомы, входящие в состав одной молекулы:

а) окислитель и восстановитель - атомы разных элементов:

2 КClО₃  2КСl + 3О₂;

б) окислитель и восстановитель - атомы одного элемента:

- реакции дисмутации или диспропорционирования, в которых атомы одного и того же элемента, имеющие одинаковую степень окисления, одновременно ее и повышают, и понижают: Cl₂ + Н₂О HCl + HСlO;

• реакции конмутации: NH₄NO₂  N₂ + 2Н₂О.

Электролизом называется окислительно-восстановительный процесс, протекающий на электродах при прохождении электрического тока через расплав или раствор электролита.