Электрохимия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Медно-цинковый гальванический элемент

Электрохи́мия — раздел химической науки, в котором рассматриваются системы и межфазные границы при протекании через них электрического тока, исследуются процессы в проводниках, на электродах (из металлов или полупроводников, включая графит) и в ионных проводниках (электролитах). Электрохимия исследует процессы окисления и восстановления, протекающие на пространственно-разделённых электродах, перенос ионов и электронов. Прямой перенос заряда с молекулы на молекулу в электрохимии не рассматривается.

Содержание

1 История
- 1.1 Открытия 16-18-го веков
2 Основные понятия
3 Разделы электрохимии
- 3.1 Теоретическая электрохимия
  - 3.1.1 Теория электролитов
  - 3.1.2 Электрохимия гетерогенных систем
- 3.2 Прикладная электрохимия
4 Электролиз
- 4.1 Электролиз расплавленного хлорида натрия
- 4.2 Электролиз воды
5 Основные принципы электрохимии
- 5.1 Окислительно-восстановительные процессы (Redox)
6 Электрохимические источники энергии
7 Коррозия и защита от коррозии
- 7.1 Коррозия железа и чёрных металлов
8 Электрохимия неводных растворов
9 См. также
10 Внешние ссылки

[править] История

[править] Открытия 16-18-го веков

Изображение:Guericke-electricaldevice.PNG

Немецкий физик Отто фон Герике en:Otto von Guericke у своего электрогенератора

Начало активных научных исследований электричества приходится на 16-й век. Около 17 лет, в 1550-х годах английский учёный Гильберт en:William Gilbert исследовал магнетизм и, в меньшей степени, электричество. За его работы по магнетизму, он был назван "Отцом магнетизма." В 1663 немецкий физик Отто фон Герике en:Otto von Guericke создал первый электрогенератор, который генерировал статическое электричество путём трения (электрофорная машина). В 1960–1970-х годах интенсивно развивалась квантовая электрохимия, лидером в которой был советский электрохимик Р.Догонадзе en:Revaz Dogonadze и его группа.

[править] Основные понятия

Электрод (электрохимия)
Ион, подвижность ионов
Анод
Катод
Потенциал, Стандартный электродный потенциал
Электропроводность
Электролит
Электроосаждение
Электролиз
Электродиализ
Импеданс
Закон Фарадея
Плотность тока

[править] Разделы электрохимии

Традиционно электрохимию разделяют на теоретическую и прикладную.

[править] Теоретическая электрохимия

[править] Теория электролитов

Электролитическая диссоциация
Термодинамика растворов
Теория Дебая-Хюккеля
Диффузия
Миграция ионов
Электропроводность растворов
Расплавы
Твердые электролиты

[править] Электрохимия гетерогенных систем

Электрохимическая термодинамика
Двойной электрический слой
Адсорбция
Электрохимическая кинетика

[править] Прикладная электрохимия

Химические источники тока (ХИТ)
Гальванотехника, Гальванопластика
Электрохимические производства

[править] Электролиз

Самопроизвольные электрохимические реакции характерны для процессов коррозии.

Электролиз требует внешнего источника электрической энергии, который обеспечивает возникновение и поддержание принудительного потенциала и протекание электрохимических процессов на аноде и катоде, размещённых в электрохимической ячейке (например, в промышленном электролизёре).

[править] Электролиз расплавленного хлорида натрия

[править] Электролиз воды

При нормальных условиях вода термодинамически устойчива, свободная энергия Гиббса составляет 474.4 кДж.

С помощью электролиза с инертными электродами вода может быть разложена на водород и кислород.

$\mbox{Anode (oxidation): }2H_{2}O(l) \rightarrow O_{2}(g) + 4H^{+}(aq) + 4e^{-}\,$

$\mbox{Cathode (reduction): }2H_{2}O(g) + 2e^{-} \rightarrow H_{2}(g) + 2OH^{-}(aq)\,$

$\mbox{Overall reaction: }2H_{2}O(l) \rightarrow 2H_{2}(g) + O_{2}(g)\,$

[править] Основные принципы электрохимии

[править] Окислительно-восстановительные процессы (Redox)

[править] Электрохимические источники энергии

[править] Гальванические элементы

Изображение:Zincbattery.png

Zinc carbon battery diagram.

Гальванические элементы в настоящее время применяются широко и повсеместно. Их когда-то называли "сухие элементы" (в Англии и сейчас так) из-за того, что раствор электролита в них сильно загущен, и не выливается при повреждении оболочки.

[править] Ртутный гальванический элемент

Изображение:Mercurybattery2.PNG

Ртутный элемент

Ртутные гальванические элементы из-за высокой ЭДС ранее широко использовались в медицинских приборах, в электронике и военном приборостроении. Элемент состоит из стального—контейнера в форме цилиндра (катод), амальгамированный цинковый анод помещён в пастообразный щелочной электролит, содержащий оксид цинка и оксид ртути.

Полуреакции в ртутном элементе:

$Anode: Zn(Hg) + 2OH^{-} (aq) \rightarrow ZnO(s) + H_{2}O (l) + 2e^{-}\,$

$Cathode: HgO(s) + H_{2}O(l) + 2e^{-}\rightarrow Hg(l) + 2OH^{-} (aq)\,$

суммарная реакция:

$Zn(Hg) + HgO(s) \rightarrow ZnO(s) + Hg(l)\,$

Состав электролита при работе ртутного элемента практически неизменен. Ртутный элемент имеет ЭДС 1.35 V при разомкнутой цепи.

[править] Аккумуляторы

[править] Топливные элементы

[править] Батареи

Основная статья: Батареи (электричество)

Батареями в электрохимии называют группы источников тока, часто объединённых в одном корпусе, предназначенные для получения постоянного тока при постоянном напряжении.

[править] Коррозия и защита от коррозии

Основная статья: Коррозия

Коррозия - термин, применяемый обычно в отношении процесса разрушение металлов ржавчина, которое вызывается электрохимическими процессами.

[править] Коррозия железа и чёрных металлов

[править] Электрохимия неводных растворов

Исследования в водных растворах ограничены электрохимической устойчивостью воды, как растворителя. Электролиз расплавленных сред не всегда приемлем, так как простые и комплексные солевые системы, включая эвтектические расплавы, имеют слишком высокую температуру плавления. Неводные растворы в органических растворителях, в жидком диоксиде серы и т.п. позволяют осуществить многие процессы, слишком энергоёмкие или полностью невозможные в воде или расплавах.