Электрохимические процессы

Окислительно-восстановительные реакции состоят из процессов окисления и восстановления. Окисление/восстановление — отдача/принятие электронов веществом. Окислитель/восстановитель — вещество, отдающее/принимающее электроны в реакции. Степень окисления — число электронов, смещённых от атома данного элемента или к атому данного элемента в соединении. Химический способ осуществления ОВР — непосредственная передача электронов от восстановителя к окислителю. В этом случае G < 0. Электрохимический способ осуществления ОВР. Отличается тем, что полуреакции пространственно разделены, т. е. хаотический перенос электронов преобразуется в направленный процесс переноса электронов от восстановителя через внешнюю цепь к окислителю и, как следствие этого, превращение химической энергии в электрическую. Электрохимические процессы протекают в окислительно-восстановительных (ОВ) системах, где происходят процессы превращения химической энергии в электрическую и наоборот. В основе всех ЭХП лежат процессы переноса заряженных частиц из одной фазы в другую, сопровождающиеся образованием ДЭС и разности потенциалов (электролит/электрод: электродного (ж/тв), контактного (тв/тв) и диффузионного (ж/ж)) на границе раздела фаз. Двойной электрический слой (ДЭС) — тонкий поверхностный слой из пространственно разделённых зарядов противоположных знаков, образующихся на границе раздела фаз. ДЭС образуется в результате: 1) Обмена ионами между металлом и раствором электролита. оложительные ионы из металла отрываются водой и переносятся в раствор. 2) Адсорбция ионов на поверхности электрода. 3) Выход электронов из кристаллической решётки электрода. Основные элементы электрохимической системы: Электроды (металлы, полупроводники) Электролиты с ионной проводимостью (раствор, расплав, твёрдое вещество) Граница раздела фаз (электролит | электрод).

Гальванические элементы

Проводник 1 рода — имеющий электронную проводимость. Проводник 2 рода — имеющий ионную проводимость (раствор). Электрод — проводник 1 рода, находящийся в контакте с ионным проводником. Электрод 1 рода — металл/неметалл, погружённый в раствор, содержащий ионы данного еталла/неметалла. Электрод 2 рода — металл, покрытый слоем труднорастворимой соли и погружённый в электролит, содержащий ионы этой соли. Гальванический элемент — электрохимическая система, в которой химическая энергия преобразуется в электрическую. Состоит из двух электродов, соединённых проводниками первого или второго рода в замкнутую цепь. Электродный потенциал  — относительный равновесный электродный потенциал, измеренный по отношению к условной точке отсчёта ( одородного электрода = 0). ₀ — относительный стандартный электродный потенциал по водородной шкале. Уравнение Нернста: . ЭДС гальванического элемента E = _катода – _анода = E⁰ + (1/z) * 0,059 * lg (a_катода / a_анода). Связь ЭДС и энергии Гиббса: G = -nFE. Отсюда можно делать выводы относительно направления протекания реакций ОВР: G < 0: прямая реакция возможна. Правила записи гальванических элементов. В ГЭ ЭДС всегда > 0.

Слева записывают электрод с меньшим потенциалом. Zn^- (анод) | ZnSO₄ || CuSO₄ | Cu (катод) Типы гальванических элементов: Стандартные: Водородный электрод. (H⁺/H₂) = 0. Всегда. Кислородный электрод. OH^- | O₂, Pt. 4OH^- – 4e^-  O₂ + 2H₂O.  = 1,277 – 0,059pH. Обратимые: ГЭ, в которых прямая токообразующая реакция и обратная (потребление электрической энергии) представляют собой одну и ту же взаимообратимую реакцию. Zn | ZnSO₄ Электродные потенциалы не зависят от механизма образования двойного электрического слоя, а зависит от природы электрода и активности ионов, участвующих в электродной реакции. ₀ — справочная величина (по водородной шкале). Чем больше 0, тем сильнее окислительные свойства. Внимание! Если один из электродов —стандартный водородный, то он записывается на первом месте: Pt, H₂ | H⁺ || Cu²⁺ | Cu⁰, E > 0. Pt, H₂ | H⁺ || Zn²⁺ | Zn⁰, E < 0.