Шпора

ΔS=S_прод-S_исход; ΔS=0-термодинамическое равновесие;ΔS≥0 – в общем случае для изолированных с-тем.

Электронные структуры атомов элементов малых периодов. Малыми периодами называются периоды с 1-го по 3-ий. Они состоят из одного ряда. Вывод: 1) каждый период начинается с заполнения s-подуровня, а начиная с 3-ей группы p-подуровня. 2) максимальное число электронов на s-подуровне-2, на р-подуровне-6, на всем подуровне-8. 3) валентными электронами являются у s-элементов s-электроны, Ур-элементов- s и р-электроны. 4) у эл-ов 3-го периода остается незаполненным 3d подуровень.

Свойства атомов. Радиусы нейтральных атомов и ионов. Изменение их по периодам, группам и подгруппам А и Б. В квантовой химии радиусом называется расстояние от ядра до последнего максимума электронной плотности. Атомные радиусы зависят от заряда и положения атома в периодической сис-ме. Чем больше порядковый номер и чем меньше заряд ядра, тем больше радиус. В главных подгруппах сверху вниз радиусы увеличиваются. В побочных группах сверху вниз радиусы увеличиваются незначительно. Это объясняется тем, что у d-элементов заполняется предвнешние орбитали (эффект экранирования). Слева направо в периодах атомный радиус уменьшается, т.к. увеличивается заряд ядра. У ионов аналогично. У катионов радиусы всегда меньше, чем у нейтральных атомов, у анионов наоборот.

Законы термохимии. Их значение. Термохимические расчеты. I закон термохимии (Луавуазье и Лаплас):тепловой эффект образования данного соединения в точности равен, но обратен по знаку тепловому эффекту его разложения. Из закона следует невозможность построения вечного двигателя первого рода, использующего энергию химических реакций. II закон термохимии(Гесс):тепловой эффект хим. р-ции не зависит от хар-ра и последовательности отдельных её стадий а опред. только нач. и конеч. продуктами р-ции и их физич. состоянием.(при p=const или V=const). Закон Гесса позволяет производить точные расчеты тепловых эффектов образования целого ряда в-в, опытные данные о которым было получить трудно.

Принцип Паули и его следствия. Распределение электронов на атомных орбиталях подчиняется принципу Паули: в атоме не может быть двух электронов, у которых были бы одинаковыми все квантовые числа. +/-m=2l+1 В тех случаях, когда l может принимать значение, отличное от 0, появляются подуровни p, d, f. Элементы, которые имеют свободные орбитали, могут переходить в возбужденное состояние, за счет распаривания спаренных электронов и их перехода на свободные орбитали.

Понятие об энтропии. Абсолютная энтропия веществ. Третий закон термодинамики. Наименьшим значение энтропии обладают в-ва с кристаллическим строением. Вывод: энтропия возрастет во всех процессах сопровождающееся усилением беспорядочного движения частиц в-ва и уменьшением порядка в относительном расположении частиц. Во всех процессах , в которых упорядоченность мы возрастает сопровождающихся уменьшением числа частиц, особенно в газообразном состоянии ΔS<0. III закон термодинамики: при абсолютном нуле энтропия кристалла равна нулю.

Стандартная энергия Гиббса. Направленность химических процессов. Направление в котором самопроизвольно протекает хим. р-ция определяется совместным действием двух факторов: стремление с-мы перейти в состояние с наименьшей энергией (ΔН<0); стремление с-мы перейти в состояние с максимально возможным молекулярным беспорядком (ΔS>0). Суммарный эффект этих двух противоположных тенденций отражает изменение энергии Гиббса. ΔG=ΔH-TΔS для рТ=const. Энергия Гиббса характеризует ту часть полной энергии с-мы, которая может быть превращена в работу при рТ=const: 1)ΔG<0-условие самопроизвольности протекания процесса в прямом направлении при заданных р и Т. ΔG_прод<ΔG_исх 2)ΔG=0-предел самопроизвольного протекания процесса; ΔG>0-процесс не возможен в прямом направлении при заданных условиях(ΔG_прод>ΔG_исх). Энергией Гиббса образования химического соединения называют изменение энергии Гиббса в реакции образования 1 моля хим. соединения из простых в-в при стандартных условиях. При ΔH<0,ΔS>0,ΔG<0 возможно протекание самопроизвольного процесса при любых Т; ΔH>0,ΔS<0,ΔG>0 не возможно протекание самопроизвольного процесса ни при каких Т; ΔH<0,ΔS<0,ΔG<0 возможно протекание самопроизвольного процесса при низких Т;ΔH>0,ΔS>0,ΔG<0 возможно протекание самопроизвольного процесса при высоких Т.

Основные факторы определяющие скорость гомогенных и гетерогенных реакций. Закон действующих масс. Правило Вант-Гоффа. Важнейшими факторами являются: концентрация, температура, давление. Влияние конц-ции: зависимость скорости р-ции от конц-ции определяется законом действующих масс: скорость р-ции прямопропорциональна произведению конц-ции реагирующих в-в, взятых в степени их коэффициентов. v=k[A]^a[B]^b, k-константа скорости р-ции, которая зависит от природы реагирующих в-в и от температуры. Для определения k необходимо использовать концентрации в-в равные 1моль/л. Влияние давления: давление и объем косвенно влияют на скорость р-цй - при увеличении давления пропорционально увеличиваются конц-ции в-в и, наоборот, при увеличении объема концентрации уменьшаются. Для р-ций, когда взаимодействует более 3-х молекул, необходимо изучать механизм их протекания, т.е. возможные стадии. Для оценки скорости протекающей р-ции необходимо выявить наиболее замедленную стадию, которая контролирует весь процесс в целом. С учетом возможных стадий процесса различают реакции по их молекулярности и порядку. Влияние температуры: зависимость скорости р-ции от температуры определяется правилом Вант-Гоффа: при повышении температуры на каждые 10⁰ скорость р-ции возрастает в 2-4 раза.

Константа скорости реакции и её зависимость от температуры. Энергия активации и её графическое определение. Уравнение Аррениуса. Поскольку константа скорости пропорциональна скорости р-ции, поэтому влияние температуры на скорость и константу имеет вид К_t2/К_t1=γ^t₂^-t₁^/10. Более точную функциональную зависимость K(t) установил Аррениус k=Ae^–E_a^/RT.А - некоторая постоянная величина, Е_а-энергия активации, R-газовая постоянная, Т-темпуратура.

Ln k ~ 1/Т.

Для образования продуктов р-ции необходимо соблюдение условия соударения молекул. Однако, не всякое соударение приводит к образованию продуктов. Только эффективное соударение приводит к образованию продуктов. Для этого молекулы должны обладать соответствующей энергией. А это значит, что молекулы должны преодолеть некоторый энергетический барьер. [A..B] – состояние активированного комплекса. Чем меньше энергия активации, тем легче протекает реакция, с большей скоростью.

Химическое равновесие. Принцип Ле Шателье и его следствия. Значение этого принципа для интенсификации производственных процессов. Большинство химических реакций, т.е протекают одновременно в прямом и обратном направлениях. В тех случаях, когда прямая и обратная р-ции идут с одинаковой скоростью, наступает химическое равновесие. Химические р-ции в гетерогенной среде протекают на границе раздела между всеми фазами. Состояние хим. равновесия может сохраняться при данных неизменных условиях достаточно длительное время. При зименении условий состояние равновесия нарушается. Принцип Ле Шателье: если на физико-химическую с-му, находящуюся в равновесии, оказывают внешнее воздействие, то оно смещается в направлении того процесса, протекание которого ослабляет внешнее воздействие.

Квантово-механическая теория валентности. Валентность – способность атомов к образованию хим. связи. Численное значение валентности определяется числом образующихся хим. связей. В соответствии с методом ВС связь образуется эл. облаками. Валентность атома определяется числом непарных электронов.

Химическое равновесие. Константа равновесия в гомогенных и гетерогенных реакциях. Константа хим. равновесия зависит от природы реагирующих в-в и от температуры и не зависит от давления и концентрации реагентов. Если в гетерогенной р-ции участвуют твёрдые и газообразные в-ва, то в выражение для константы хим. равновесия входят только парциальные давления газообразных компонентов р-ции. Константа равновесия может быть выражена через молярные доли. Однако она допустима лишь для достаточно разряженных с-м, в которых влияние межмолекулярных сил на активность компонентов очень мало. Константа равновесия может быть выражена через парциальные давления: К_р=p_АВ/р_Ар_В, где p_АВ, р_А, р_В –парциальные давления реагирующих газов в равновесной с-ме. Парциальное давление равно p_i=p₀N_i, где p₀-общее давление газовой смеси. К_р имеет размерность давления и равна К_р=K_fp₀^Σn, где Σn –сумма коэффициентов р-ции, в которой коэффициенты продуктов идут со знаком плюс, а начальных продуктов-с минусом. Константа равновесия может быть выражена через молярные концентрации С(моль/л). Такой способ удобен для р-ций , идущих при V=const. К_C=C_АВ/С_АС_В (размерность концентрации). К_С=К_Р(RT)^-Σn, где Σn- сумма коэффициентов продуктов реакции. Если р-ция идет без изменении числа молей и Σn=0, то все выражения констант равновесия будут совпадать, и они будут безразмерные. Константа равновесия для гетерогенной обратимой р-ции K_P=p_{газа/жидкости}=f(T). Выбор параметров, влияющих на равновесие в гетерогенной с-ме, и условия равновесия определяются правилом фаз Гиббса-Коновалова: число степеней свободы в гетерогенной с-ме равно числу компонентов плюс 2 и минус число фаз.

Свойства атомов. Энергия ионизации. Энергия сродства к электрону. Электроотрицательность. Если «оторвать» от нейрального атома внешний электрон, то он перейдет в катион. Энергия необходимая для «отрыва» называется энергией ионизации. I хар-ет восстановительные св-ва элементов (чем меньше I, тем активнее элемент проявляет воостановительные св-ва). I~Z, I~R^-1. Сверху вниз у эл-ов главной подгруппы I убывает (т.к. атомный радиус увеличивается). У эл-ов побочной подгруппы сверху вниз I существенно возрастает, т.к. атомный радиус практически не изменен, а заряд увеличивается. Сильными восстановителями являются s-металлы. При захвате электрона нейтральным атомом выделяется энергия, которая называется энергией сродства и характеризует окислительные св-ва элемента. Чем меньше R и больше Z тем больше Ē. Для хар-ки окислительно-восстановительных способностей Эл-тов используют величину, называемую электроотрицательность. ЭО=I+Ē. ЭО позволяет оценивать возможность взаимодействия между данными атомами и прогнозировать распределение зарядов или электронных облаков в образующемся соединении.

Донорно-акцепторный механизм образования химической связи. Один атом, ион или молекула предоставляет готовую эл. пару (донор). Ион, атом или молекула предоставляющая свободную орбиталь называется акцептором. При таком механизме между ядрами образуется область с повышенной эл. плотностью, что сопровождается выделением энергии.

Гальванические элементы. Вычисление ЭДС и её связь с термодинамикой электродных реакций. Методы измерения электродных потенциалов. ГЭ –называются ус-ва, в которых энергия хим. р-ций преобразуется в электрическую. Состоит из двух полуэлементов, одним из которых является анод, а другой катод. Анод и катод определяются по значению Е⁰. Анод имеет более отрицательное значение Е⁰. Медно-цинковый ГЭ Даниэля Якоби. Каждый из полуэлементов представляет собой металл, опущенный в р-р собственной соли. Если два полуэлемента соединить внешним проводником, то электроны придут в направленной движение от анода к катоду. А(-): Zn⁰-2ē=Zn²⁺$ K(+): Cu²⁺ +2ē=Cu⁰. Основной кол-венной хар-кой ГЭ является ЭДС, которая обозначается ε. ε=E_K-E_A. Для измерения электродных потенциалов очень часто используют водородный электрод, который состоит из платиновой пластины, пов-сть которой покрыта платиновой чернью, и помещенной в р-р серной кислоты. Через р-р пропускается газообразный водород под атмосферным давлением. Н₂↔2Н⁰; 2Н⁺+2ē=Н⁰₂. Условно потенциал водородного электрода примем за 0. Для измерения ОВ потенциалов и электродных потенциалов создают ГЭ, в котором один электрод измеряемый, а другой – водородный.

Стандартный водородный электрод и его применение при измерении электродных потенциалов. Для измерения электродных потенциалов очень часто используют водородный электрод, который состоит из платиновой пластины, пов-сть которой покрыта платиновой чернью, и помещенной в р-р серной кислоты. Через р-р пропускается газообразный водород под атмосферным давлением. Н₂↔2Н⁰; 2Н⁺+2ē=Н⁰₂. Условно потенциал водородного электрода примем за 0. Для измерения ОВ потенциалов и электродных потенциалов создают ГЭ, в котором один электрод измеряемый, а другой – водородный.

Водородное перенапряжение. Уравнение Тафеля. Причиной водородного перенапряжения, так же как и для металлов является многостадийность процесса. Возможными стадиями могут быть: 1)диффузия катионов гидроксония Н₃О⁺; 2) дегидратация; 3) адсорбция; 4) электрохимическая адсорбция; 5) молизация; 6) образование пузырьков водорода; 7) отрыв пузырьков водорода от пов-сти катода. Каждая из этих стадий может быть лимитирующей и тормозить процесс в целом. Кроме перечисленных стадий на водородное перенапряжение оказывает влияние природы катода и катодная плотность тока. Влияние этих факторов учитывается в ур-ии Тафеля: η=a+bLnj_k. а - постоянная, зависящая от природы металлов. b – зависит от температуры и для большинства металлов 0,11-0,12 В. j_k – плотность катодного тока. Из ур-я видно, что с увеличением плотности тока водородное перенапряжение возрастает.

Периодическая система элементов Д.И. Менделеева. Закономерности изменения химических свойств элементов и их соединений в периодах и группах. Свойства и различия подгрупп А и Б. Схема Косселя. К моменту открытия периодического закона было известно 63 эл-та. Периодический закон: св-ва простых в-в, а также св-ва их соединений находятя в периодической зависимости от величины их атомных масс. После открытия закона Мозли: корень квадратный из частоты колебания характеристического рентгеновского излучения прямо пропорционален порядковому номеру элемента; периодический закон получил новую современную формулировку: св-ва эл-тов, а также их соединений находятся в периодической зависимости от величины заряда ядра Эл-та или его порядкового номера. Св-ва равномерно изменяются не только у эл-тов, но и у их соединений. Для рассмотрения кислотных и основных св-в гидроксидов часто используют схему Э-О-Н. В главных подгруппах сверху вниз радиусы увеличиваются. В побочных группах сверху вниз радиусы увеличиваются незначительно. Это объясняется тем, что у d-элементов заполняется предвнешние орбитали (эффект экранирования). Слева направо в периодах атомный радиус уменьшается, т.к. увеличивается заряд ядра. У ионов аналогично. У катионов радиусы всегда меньше, чем у нейтральных атомов, у анионов наоборот.

Методы составления окислительно-восстановительных реакций. Основной практической задачей ОВР является правильный подбор коэффициентов перед молекулам с тем, чтобы число атомов данного элемента было равно числу атомов в обеих частях ур-я. Для этой цели используют 2 метода: 1) Метод электронного баланса (НЕДОСТАТКИ: при написании полуреакции не учитывается реальная форма ионов, не учитывается кислотность среды); 2) метод полуреакций (недостатков 1-го метода нет).

Окислительно-восстановительные реакции. Классификация окислителей и восстановителей. ОВР- р-ции, при коорых происходит переход электронов от одних атомов, молекул, ионов к другим, что сопровождается изменением степени окисления. Степенью окисления называется условный заряд, который приобретает элемент в молекуле, исходя из предположения, что общая электронная пара притянута к нему или оттянута от него. Окислителем называется в-во, которое принимает электроны, при этом степень окисления в-ва будет уменьшаться. Окислитель восстанавливается. Восстановителем называется в-во, которое отдает электроны, при этом степень окисления элемента повышается. Восстановитель окисляется. Все окисл. и восстанов. условно делятся на 3 группы: 1) безусловные окислители (простое в-во (F₂, O₂), в-ва, в состав которых входят Эл-ты в высшей СО. 2) безусловные восстановители (все металлы), в-ва, в состав которых входят элементы в низшей СО. 3) в-ва, проявляющие двойственные св-ва (элементы, находящиеся в промежуточной СО).

Сущность электролиза водных растворов электролитов. Влияние факторов. Элекролиз и работа ГЭ – по существу один и тот же обратимый процесс, направление которого изменяется под действием внешнего потенциала. Потенциал разложения – это минимально необходимая разность потенциалов, при которой начинается элект

ролиз данного соединения. Она равна ЭДС элемента, построенного на продуктах электролиза. Потенциал разложения связан с термодинамическими функциями, т.к. разложить в-во можно лишь затратив такое же кол-во энергии, которое выделилось при его образовании. Поляризацией называется смещение потенциала электрода от своего равновесного (начального) значения. Концентрационная поляризация возникает за счет изменения концентрации ионов в приповерхностном слое электрода. Изменение концентрации на электродах тем сильнее, чем больше плотность тока и в результате разность потенциалов работающего элемента уменьшается при увеличении плотности тока. Поляризацию можно снизать размешиванием электролитов. Газовая поляризация возникает на катоде электролизера за счет разрядки ионов Н⁺ и ОН^-. Процесс разрядки ионов водорода на катоде и его выделение в виде пузырьков проходит в несколько стадий: разрядка ионов, адсорбция атомарного водорода металлом, рекомбинация в молекулы, десорбция и зарождение газового пузырька, его развитие и отрыв от пов-сти электрода. Газовая поляризация может быть уменьшена введением деполяризаторов – в-в, реагирующих с атомарными газами и переводящими их в молекулы воды. Химическая поляризация изменяет пов-сть электрода за счет реакции со средой или электролитом при прохождении электрического тока (выделение рыхлых гидроксидных пленок и образование почти непроводящих оксидных слоев).

Химическая связь. Кривая потенциальной энергии. Основные положения метода валентных связей. Многочисленными опытами было установлено, что при образовании химической связи энергия сис-мы понижается, поэтому изучение зависимости энергии сис-мы от расстояния между атомами позволяет определить образование хим. связи. Впервые такую зависимость в 1921 г. изучили Гейтлер и Лондон. Они выбрали самую простую сис-му (Н+Н→Н₂). Используя Ур-е Шрёдингера попытались определить от каких факторов зависит энергия сис-мы. Ими было установлено, что энергия сис-мы зависит от двух составляющих. Е=~К+/-О→Е=~К+О; Е=~К-О→ -О<E<O, где К- кулоновский интеграл, включающий все электростатические взаимодействия, О- обменный интеграл, включающий образование общей электронной пары. Условию уменьшения энергии удовлетворяет функция ψ, определяющая состояние электронов с антипараллельными спинами. Таким образом, было установлено, что хим. связь образуется двумя электронами с антипараллельными спинами. Образование молекул водорода графически можно представить в виде взаимодействия электронных облаков. Из данного графика следует: при взаимодействии s-облаков происходит их перекрывание и образуется область с повышенной электронной плотностью. Таким образом были установлены условия, при которых происходит образование хим. связи. Поскольку точное решение ур-я Шрёдингера возможно для двух протонов и электрона, то для сис-мы с большим кол-вом электронов используют приближенные методы расчетов: 1) метод валентной связи, 2) метод молекулярных орбиталей. Основные положения метода ВС. 1) хим. связь образуется двумя электронами с произвольно направленными спинами, причем эта пара принадлежит обоим атомам. 2) при образовании хим. связи происходит перекрывание электронных облаков, что сопровождается понижением энергии сис-мы, и в межядерном пространстве образуется область с повышенной электронной плотностью. 3) хим. связь тем прочнее, чем в большей степени происходит перекрывание электронных облаков, поэтому в пространстве электронного облака располагаются в направлении максимального перекрывания.

Количественная характеристика возможности протекания окислительно-восстановительных реакций между простыми веществами, а также в водных растворах. Уравнение Нернста. Для определения окислителя и восстановителя в р-циях, протекающих между простыми в-вами основной количественной хар-кой является электроотрицательность. Для р-ций, протекающих в водных р-рах основной количественной хар-кой является окислительно-восстановительный потенциал. E_ox/red зависит от ряда факторов: природы в-в; концентрации в-в; температуры; кол-ва электронов; кислотности среды. Все эти факторы учитываются в ур-нии Нернста. E_Ox/Red =E⁰ _Ox/Red+RT/nF∙Ln C_OxC_H+/C_Red. E⁰ _Ox/Red – стандартный окисл.-восстан. потенциал; R- газовая постоянная; T – температура; n – число электронов; F – число Фарадея; C_Ox – концентрация окисленной формы ионов; C_Red – концентрация восстановленной формы ионов; C_H+ - концентрация ионов водорода.

Явление поляризации при работе гальванического элемента. Методы устранения поляризации. Деполяризаторы. Со временем ЭДС ГЭ уменьшается. Это обусловлено явлением поляризации. Поляризацией называется смещение потенциала электрода от своего равновесного (начального) значения. Поляризация обусловлена рядом причин: изменением концентрации ионов; изменением природы электродов; сложностью протекания электрохимических р-ций. Концентрационная поляризация обусловлена изменением концентрации ионов в прианодной и в прикатодной области. В прианодной области всегда концентрация ионов возрастает, а потенциал становится положительней. Для уменьшения концентрационной поляризации используют перемешивание электролита. Для открытых емкостей – концентрирование или разбавление. Химическая поляризация обусловлена изменением природы электрода за счет ОВР, приводящих к образованию продуктов: газообразные в-ва; оксиды или нерастворимые соли на пов-сти электрода. Для устранения вредного влияния хим. поляризации используют: оксидные и солевые пленки удаляют механически; от водородной поляризации избавляют добавлением в электролит деполяризатора(сильных окислителей). Электрохимическая поляризация обусловлена замедленностью электрохим. р-ций, т.е. когда приём или отдача электронов происходит со временем. В ГЭ этот вид вносит наименьший вклад.

Основные характеристики ковалентной связи. Свойства ковалентной связи. Длина, насыщаемость, направленность, поляризуемость. Ковалентная связь характеризуется 3-мя св-вами: насыщаемостью, направленностью и поляризуемостью. Насыщаемость. Причиной этого является св-во насыщения хим. связи, которая и предопределяет формулу в-ва. При приближении 3-го атома к молекуле водорода электрон будет иметь одинаковое направление спина по отношению к одному из электронов в молекуле Н₂. Это будет сопровождаться повышением энергии сис-мы, что приведет к отталкиванию 3-го атома. Таким образом в молекуле использованы обе возможности спина, т.е. происходит насыщение хим. связи. Направленность. В соответствии с основным положением метода ВС для образования хим. связи электронные облака ориентируются в направлении максимального перекрывания, при этом в образовании связи участвуют одноэлектронные облака. Учитывая, что форма эл. облака может быть различной, поэтому и способы перекрывания облаков различаются. В зависимости от этих способов перекрывания различают π и σ-типы связей. σ-связь образуется вдоль линии, соединяющей центры атомов. π-связь образуется по обе стороны о линии, соединяющей центры атомов. Таким образом в молекуле N₂ имеется 1 σ-связь и 2 π-связи. Следует отметить, что в первую очередь образуется всегда σ-связь. Она является более прочной. Каждая последующая π-связь будет слабее предыдущей. Поляризация. При взаимодействии разных атомов образующаяся хим. связь всегда более или менее полярна. При взаимодействии эл. облаков подобного рода общая эл. плотность всегда смещается к более ЭО элементу. При этом этот элемент приобретает некоторый отрицательный заряд, а элемент, от которого оттянута общая эл. плотность, приобретает некоторый положительный заряд. Такое перераспределение эл. плотности приводит к образованию полюсов или диполя. Основной кол-венной хар-кой диполя является дипольный момент μ=ql (Дебай). Дипольный момент величина векторная и представляет собой векторную сумму дипольных моментов всех хим. связей в молекуле и несвязанных эл. пар. Длина. Длина связи хар-ет расстояние между атомами в молекуле . Чем меньше длина связи, тем связь прочнее.

Основы электрохимии. Строение двойного электрического слоя. Электрод-потенциал. Раздел химии, который изучает электрохимические процессы, называется электрохимией. Электрохимическим процессом называется процесс, при котором происходит взаимное превращение химической и электрической энергий. Ус-ва, в которых энергия хим. р-ций превращается в электрическую, называются гальваническими элементами. Ус-ва, в которых электрическая энергия превращается в хим., называются электролизёрами или гальваническими ваннами. В ус-вах обоих типов происходят ОВР, особенностью которых является то, что они происходят на электродах в двойном электрическом слое и которые пространственно разделены. Если металлическую пластину опустить в р-р соли, то между пластиной и р-ром начнется хим. взаимодействие, обусловленное тем, что полярные молекулы воды будут отрицательными полюсами ориентированы к положительно заряженным ионам кристаллической решетки металла. Результатом этого взаимодействия может быть образование дегратированных ионов металла. Процесс этот обратимый. Меⁿ⁺+m(H₂O)↔Meⁿ⁺∙(H₂O)_m. В результате обратного перехода ионов в металл через некоторое время устанавливается равновесие. В зависимости от активности металла эта р-ция может сопровождаться образованием ДЭС, в котором пластина может быть заряжена либо отрицательно, либо положительно, а р-р соответственно либо положительно, либо отрицательно. На границе Ме-р-р возникает скачок потенциала (φ) и электродный потенциал (Е). 3 случая образования ДЭС: 1) Металл активный. В этом случае металл взаимодействует с молекулами воды. Меⁿ⁺+m(H₂O)↔Meⁿ⁺∙(H₂O)_m+nē. 2) Металл малоактивный. [nCu]+λCu²⁺(H₂O)_m=[nCu]+λCu²⁺+mH₂O. 3) Металл инертный. Такие электроды не окисляются и являются лишь передатчиками электронов. При помещении таких электродов в р-р какого-либо электролита на границе электрод-р-р может формироваться ДЭС либо по первому, либо по второму типу.