Электрохимия. Законы Фарадея.

Электрохимия — это раздел физической химии, в котором изучают физико-химические свойства ионных систем, а также процессы и явления на границах раздела фаз с участием заряженных частиц.

Проводники электрического тока делятся на электронные (проводники первого рода) и ионные (проводники второго рода).

Проводники первого рода - металлы в твердом и расплавленном состоянии. В них электрический ток осуществляется движением электронов электронного газа. При этом прохождение электрического тока в проводниках первого рода не сопровождается химическими изменениями их материала.

Проводники второго рода — некоторые растворы солей, кислот и оснований, а также некоторые вещества, главным образом соли, в расплавленном состоянии. Электрический ток в них осуществляется движением ионов (как положительных, так и отрицательных).

Электролиты — это химические соединения, которые в растворе (полностью или частично) диссоциируют на ионы. Диссоциация приводит к разъединению, отрыву ионов от молекулы или кристалла в результате взаимодействия ионов с молекулами растворителя.

Молекулы растворителей, обладающих хорошей диссоциирующей способностью, являются сильно полярными, и, следовательно, такие растворители имеют высокую диэлектрическую проницаемость.

Под действием электрических полей, создаваемых ионами электролита, полярные молекулы растворителя притягиваются ионами, ориентируются около них и в свою очередь, притягивая ионы к себе, ослабляют связь между ионами.

Подобным же образом они действуют и на ионы, составляющие решетку, например, ионного кристалла. Число ионов каждого знака определяется стехиометрическими коэффициентами в формуле электролита при соблюдении закона электронейтральности — сумма положительных зарядов равна сумме отрицательных. Таким образом, несмотря на наличие ионов, раствор электролита остается электронейтральным.

Электростатическое взаимодействие иона электролита с молекулами растворителя — сольватация — приводит к образованию вокруг иона молекулярного комплекса — сольвата. Совокупность молекул растворителя, окружающих ион, представляет собой сольватную оболочку. Сольватацию в водных растворах называют гидратацией.

Различают сильные и слабые электролиты.

Сильные электролиты диссоциируют в растворе почти полностью. В водных растворах сильными электролитами являются многие минеральные кислоты (HN0₃, НС1, НС10₄ и др.), основания (щелочи), большинство солей.

Слабые электролиты диссоциируют в растворе только частично. К слабым электролитам в водных растворах относятся почти все органические кислоты и основания.

Сильные и слабые электролиты являются двумя различными состояниями химических соединений (электролитов) в зависимости от природы растворителя. В одном растворителе данный электролит может быть сильным электролитом, в другом — слабым.

Процесс диссоциации слабых электролитов является обратимым, поскольку ионы противоположного знака, встречаясь в растворе, могут вновь соединяться в молекулы.

Рассмотрим простейший случай слабого сильно разбавленного бинарного одно-одновалентного электролита, диссоциирующего по схеме

МА <=> М⁺+ А^-

Важные характеристики электролита:

— степень диссоциации α — доля продиссоциировавших молекул из числа первоначально взятых

— константа диссоциации K_d, которую, для данного случая можно представить (используя закон действующих масс — при постоянной температуре скорость данной реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, причем каждая из концентраций участвует в степени, в простейших случаях равной коэффициенту перед формулой данного вещества в уравнении реакции) в виде

Например,

Если , то , при малых значениях a<0,03, (1-a) » 1, следовательно - это математическое выражение закона разбавления Оствальда, который звучит следующим образом:

Степень диссоциации слабого электролита в растворе тем выше, чем более разбавлен раствор, т.е. в бесконечно разбавленном растворе степень диссоциации любого электролита равна 1.

Взаимное превращение электрической и химической форм энергии происходит в электрохимических системах, состоящих из:

1)проводников второго рода (/) —электролитов,

2) проводников первого рода (//), (///), находящихся в контакте с электролитом.

3) проводников (IV) — внешняя цепь — обеспечивающих прохождение тока между проводниками (7/)и {III). На границе раздела двух фаз ( / - // и I - III) происходит перенос электрического заряда — протекает электрохимическая реакция.

Анодом называется электрод, на котором происходит реакция окисления (Oxidation)

Катодом называется электрод, на котором происходит реакция восстановления (Reduction). Соответственно, в электрохимии реакции восстановления принято называть катодными, окисления — анодными.

В химическом источнике электрического тока — гальваническом элементе — энергия химического процесса переходит в электрическую.

Соотношение между количеством электричества и массами прореагировавших веществ в электрохимических реакциях на электродах выражается законами Фарадея.

1-й закон Фарадея. Масса вещества т, претерпевшего химическое превращение под действием электрического тока, пропорциональна количеству протекшего электричества q

т = k₃q

где к_э — электрохимический эквивалент (г/Кл) — масса прореагировавшего вещества при протекании 1 кулона электричества.

2-й закон Фарадея. При прохождении через различные электролиты одного и того же количества электричества массы различных веществ, участвующих в электродных реакция, пропорциональны их молярным массам эквивалентов (М_экв):

т_х : т₂ : т_ъ = М_{экв ]} : М_{экв 2} : М_{экв 3}

Следствие. Для электрохимического превращения 1 моль-экв любого вещества требуется одинаковое количество электричества F = eN_A - 96485 Кл/моль-экв