52. Зависимость электродного потенциала от природы вещества, температуры и концентрации раствора. Формула Нериста.

Электродный потенциал можно измерить при помощи формулы Нериста, в которой отражена зависимость э.п. от природы вещества, температуры и концентрации. ϕ=ϕ^o + RT/nF * ln([ox]/[red]), где T-температура. R – универсальная газовая постоянная(8,31), n – число электронов в у-ии электронной реакции, F – число Фарадея 96485, а [ox] и [red] – концентрации/активности окисленной и восстановленной форм вещества в электронной реакции. Часто формула Нериста упрощается за счёт подстановки значений ϕ^o, R, T(принимается за 298К), [red]=1 и введения множителя 2,3 (для перехода от ln к lg), т.е. для H₂|2Н⁺ ϕ=0,059lg[H⁺]

53. Гальванические элементы. Процессы на электродах. Эдс гальванического элемента.

В замкнутой цепи из двух различных электродов будет идти ток до тех пор, пока идут процессы обмена, обуславливающие возникновение потенциала. Такой источник электрического тока называется гальваническим элементом. Рассмотрим Zn|Zn²⁺||Cu²⁺|Cu – гальванический элемент Даниэля-Якоби, один из первых гальванических элементов. Рассмотрим режим «холостого хода». Т.к. направленного движения заряженных частиц нет, то можно рассматривать каждый полуэлемент отдельно. Zn↔ Zn²⁺+2e, ϕ=-0,76 B ;Cu ↔ Cu²⁺+2e, ϕ=+0,34 B. Разница потенциалов Δϕ = 1,1 B является ЭДС гальванического элемента. При замыкании цепи электроны от анода (Zn) будут переходить к катоду (Cu). Таким образом, нарушаются электронные равновесия, которые поддерживаются за счёт процессов окисления анода и восстановления катода Zn → Zn²⁺+2e и Cu²⁺+2e → Cu. Суммируя эти реакции мы получаем у-е ОВР Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu. Также существуют сухие гальванические элементы (напр, элемент Лекланше). В нём в качестве анода также используется цинк, а в качестве анода – MnO2. В качестве электролита используется NH₄Cl. На катоде: MnO₂ + H₂0 +e → MnOOH + OH^-. Zn → Zn²⁺+2e. Цинк должен прореагировать с OH^-, но при реакции осадка с NH₄Cl происходит реакция 2Zn(OH)₂ + NH₄Cl = Zn(NH₃)₄Cl₂ + ZnCl₂ + H₂O. Суммарный процесс: 2Zn + 4MnO₂ + 4NH₄Cl = 4MnOOH + ZnCl₂ + Zn(NH₃)₄Cl₂

54. Обратимые источники электрической энергии. Щелочные и кислотные аккумуляторы.

Аккумулятор, или вторичный гальванический элемент, - гальванический элемент, работоспособность которого можно восстановить путём пропускания постоянного электрического тока в направлении, противоположном току разряда, т.е. от анода к катоду. Кислотный: Pb|H₂SO₄|PbO₂. Pb + PbO₂ + 2H₂SO₄ ↔ 2PbSO₄ + 2H₂O. анод Pb → (Pb²⁺ + 2e) + HSO₄^- → PbSO₄↓ + H⁺ + 2e. (Pb|PbSO₄) – при заряде становится катодом катод PbO₂ + HSO₄^- + 3H⁺ + 2e → PbSO₄ + 2H₂O. (PbSO₄|PbO₂) – при заряде становится анодом, т.е. окисляется. Щелочной: Fe|KOH|NiOOH Fe + 2NiOOH + 2H₂O ↔ Fe(OH)₂ + 2Ni(OH)₂ анод Fe+2OH^- ↔ Fe(OH)₂ + 2e катод NiOOH + H₂O + e ↔ Ni(OH)₂ + OH^- Т.к. в кислотных аккумуляторах при разряде расходуется к-та, то при длительном использовании аккумулятора ЭДС уменьшается + кислотные аккумуляторы довольно массивные, но у них есть выигрыш в значениях ЭДС и напряжения, т.е. их используют, когда необходимы большие токи. Щелочные аккумуляторы же дают меньшую ЭДС, но легче и долговечнее.

55. Топливные элементы.

Отличие топливных элементов от, например, гальванических в том, что активные материалы, обеспечивающие токообразующий процесс вводятся по мере их расходования, а продукты реакции удаляются. Топливные элементы могут использовать энергию окисления напрямую и получать КПД близкий к 100%. Ток возникает в ходе ОВР. Практически во всех топливных элементах процессы протекают на поверхности индифферентных электродов (графита, платины и Ме платиновой группы). Рассмотрим водород-кислородный топливный элемент. К аноду подаётся водород и в щелочной среде происходит его окисление 2H₂+4OH^- → 4H₂O + 4e. Электроны по внешней цепи поступают на катод, где кислород восстанавливается O₂ + 2H₂O + 4e → 4OH^-, образовавшиеся ионы по внутренней цепи (KOH) поступают к аноду.