Электрохимия: учебное руководство

Главные идеи

Электрохимия связывает химические реакции с электрической энергией. В гальваническом элементе самопроизвольная окислительно-восстановительная реакция создаёт напряжение, а при электролизе приложенный ток вызывает реакцию.

• Окисление идёт на аноде, восстановление — на катоде. Потенциал элемента E°_эл = E°_катод − E°_анод, и положительное значение означает самопроизвольный элемент.
• Свободная энергия ΔG° = −nFE°, где F = 96 485 Кл/моль, а n — число переданных электронов.
• Вне стандартных условий уравнение Нернста при 25 °C даёт E = E° − (0,0592 ÷ n) log₁₀ Q.
• Закон Фарадея для электролиза: количество электронов = It ÷ F, а масса выделившегося вещества m = ItM ÷ (nF).

Основные формулы

• E°_cell = E°_cathode − E°_anode
• ΔG° = −nFE°
• E = E° − (0.0592 ÷ n) log₁₀ Q (25 °C)
• m = ItM ÷ (nF)
• F = 96 485 C/mol

Разобранный пример

Для Zn | Zn²⁺ ‖ Cu²⁺ | Cu E° = 0,34 − (−0,76) = 1,10 В, а ΔG° = −2 × 96 485 × 1,10 = −212 кДж/моль. При [Zn²⁺] = 1,0 М и [Cu²⁺] = 0,010 М Q = 100 и E = 1,10 − (0,0592 ÷ 2) × log 100 = 1,10 − 0,059 = 1,04 В. Меднение током 2,0 А в течение 30 мин осаждает m = 2,0 × 1800 × 63,5 ÷ (2 × 96 485) = 1,2 г.

Частые ошибки

• Вычитание потенциалов в неверном порядке или изменение E° при умножении полуреакции на коэффициент.
• Забывание того, что n в формулах Нернста и ΔG — число электронов в уравненной реакции.
• Путаница анода и катода. Окисление всегда идёт на аноде — и в гальванических, и в электролизных ячейках.

Практика

Проверьте себя на тренировочных вопросах по этой теме: Электрохимия