[Править] Механизм образования дэс

Двойной электрический слой возникает при контакте двух фаз, из которых хотя бы одна является жидкой. Стремление системы понизить поверхностную энергию приводит к тому, что частицы на поверхности раздела фаз ориентируются особым образом. Вследствие этого контактирующие фазы приобретают заряды противоположного знака, но равной величины, что приводит к образованию двойного электрического слоя. Можно выделить три механизма образования ДЭС:

1. Переход ионов или электронов из одной фазы в другую (поверхностная ионизация). Примером может служить диссоциация поверхностных функциональных групп, принадлежащих одной из фаз (как правило, твердой). Для определения знака заряда поверхности используется правило Фаянса — Панета

2. Преимущественная адсорбция в межфазном слое ионов одного знака.

3. Ориентирование полярных молекул в поверхностном слое. По этому механизму ДЭС образуется в случае, если вещества, составляющие фазы системы не могут обмениваться зарядами. Для определения знака заряда поверхности используют правило Кёна, гласящее, что из двух соприкасающихся фаз положительно заряжается та, которая имеет большую диэлектрическую проницаемость.

36. Стандартные электродные потенциалы даны при стандартных условиях. Однако, реальные ячейки могут действовать и при нестандартных условиях. При данном стандартном потенциале, потенциал при нестандартных эффективных концентрациях может быть вычислен с использованием уравнения Нернста:

Величины E⁰ зависят от температуры (кроме стандартного водородного электрода) и обычно относятся к стандартному водородному электроду при этой температуре. Для конденсированных фаз величины потенциалов также зависят от давления.

В электрохимии стандартный электродный потенциал, обозначаемый E^o, E⁰, или E^O, является мерой индивидуального потенциала обратимого электрода (в равновесии) в стандартном состоянии, которое осуществляется в растворах при эффективной концентрации в 1 моль/кг и в газах при давлении в 1 атмосферу или 100 кПа (килопаскалей). Объёмы чаще всего взяты при 25 °C. Основой для электрохимической ячейки, такой как гальваническая ячейка всегда является окислительно-восстановительная реакция, которая может быть разбита на две полуреакции: окисление на аноде (потеря электрона) и восстановление на катоде (приобретение электрона). Электричество вырабатывается вследствие различия электростатического потенциала двух электродов. Эта разность потенциалов создаётся в результате различий индивидуальных потенциалов двух металлов электродов по отношению к электролиту.

Электрохимический ряд активности (напряжения) металлов показывает их сравнительную активность в реакциях окисления-восстановления (сверху вниз восстановительная активность уменьшается):

Металл	Ион металла	Реакционная способность	Электролиз (на катоде):
Eu	Eu^2+	реагирует с водой	выделяется водород
Sm	Sm^2+
Li	Li^+
Cs	Cs^+
Rb	Rb^+
K	K^+
Ra	Ra^2+
Ba	Ba^2+
Sr	Sr^2+
Ca	Ca^2+
Na	Na^+
Ac	Ac^3+	реагирует с кислотами
La	La^3+
Ce	Ce^3+
Pr	Pr^3+
Nd	Nd^3+
Pm	Pm^3+
Gd	Gd^3+
Tb	Tb^3+
Mg	Mg^2+
Y	Y^3+
Dy	Dy^3+
Am	Am^3+
Ho	Ho^3+
Er	Er^3+
Tm	Tm^3+
Lu	Lu^3+
Sc	Sc^3+
Pu	Pu^3+
Th	Th^4+
Np	Np^3+
U	U^3+
Hf	Hf^4+
Be	Be^2+
Al	Al^3+
Ti	Ti^2+		конкурирующие реакции: и выделение водорода, и выделение металла в чистом виде
Zr	Zr^4+
Ti	Ti^3+
Yb	Yb^3+
Ti	Ti^4+
Mn	Mn^2+
V	V^2+
Nb	Nb^3+
Pa	Pa^5+
Cr	Cr^2+
V	V^3+
Zn	Zn^2+
Cr	Cr^3+
Ga	Ga^3+
Ga	Ga^2+
Fe	Fe^2+
Cd	Cd^2+
In	In^3+
Tl	Tl^+
Co	Co^2+
Ni	Ni^2+
Te	Te^2+
Mo	Mo^3+
In	In^+
Sn	Sn^2+
Pb	Pb^2+
H2	H^+
W	W^3+	низкая реакционная способность	выделение металла в чистом виде
Sb	Sb^3+
Bi	Bi^3+
Ge	Ge^2+
Re	Re^3+
Co	Co^3+
Cu	Cu^2+
Тс	Тс^2+
Ru	Ru^2+
Mn	Mn^3+
Cu	Cu^+
Po	Po^3+
Te	Te^4+
Rh	Rh^2+
Po	Po^2+
W	W^6+
Rh	Rh^3+
Tl	Tl^3+
2Hg	Hg2^2+
Ag	Ag^+
Pb	Pb^4+
Pd	Pd^2+
Os	Os^2+
Hg	Hg^2+
Ir	Ir^3+
Pt	Pt^2+
Au	Au^+
Au	Au^3+

Li→Rb→K→Ba→Sr→Ca→Na→Mg→Al→Mn→Zn→Cr→Fe→Cd→Co→Ni→Sn→Pb→H→Sb→Bi→Cu→Hg→Ag→Pd→Pt→Au

Металл, находящийся в ряду напряжений левее водорода, способен вытеснить водород из кислот или солей.