Электродные процессы энтальпия

По аналогии с соотношениями (49.1) — (49.3) можно записать соответствующие уравнения, характеризующие изменение электрохимической энтальпии отдельного электродного процесса [c.246]

Однако использовать вычисленные значения электродных процессов для определения стандартного электродного потенциала по формуле АН°= —пЕ°Р пока еще нельзя. Так как стандартный электродный потенциал водорода принят равным. . . , то и энтальпию электродного процесса следует вычислять относительно энтальпии процесса [c.352]

Вычислим изменение энтальпии в электродном процессе [c.350]

Изменение энтальпии при электродных процессах [c.247]

Теперь вычислите энтальпии электродных процессов [c.358]

Можно поступить по-другому. Рядом с уравнением действительно протекающего электродного процесса записывается электродный потенциал (как это делали, записывая изменения энтальпии). При этом если реакция переписывается в обратном направлении, то знак электродного потенциала изменяется ыа противоположный. При сложении электродных реакций потенциалы алгебраически складываются и их сумма будет э. д. с. общей реакции гальванического элемента. [c.180]

Вычислите энтальпии электродных процессов и закончите табл. 7.15. [c.350]

Относительно энтальпии электродного процесса [c.358]

Для этого вычтите из энтальпий электродных процессов металлов (см. табл. 7.21) энтальпию электродного процесса водорода. [c.358]

Сложите реакции стадий I, II, III и найдите энтальпию электродного процесса [c.360]

Стандартный электродный потенциал связан с изменением энтальпии в электродном процессе точно таким же соотношением [c.148]

Изменение энтальпии в электродном процессе можно рассчитать по закону Гесса. Электродный процесс [c.148]

Сложим I, II и III процессы и соответствующие им энтальпии. В результате получится энтальпия электродного процесса, отвечающего восстановительному потенциалу [c.148]

Так как стандартный водородный потенциал считается равным нулю, то и АН° для водородного потенциала следует также принять равным нулю. Тогда разность ДЯ — ДЯ дород будет энтальпией электродного процесса по сравнению с энтальпией электродного процесса водородного электрода, которая и будет отвечать стандартному потенциалу металла по сравнению с водо-родны.м электродом. [c.149]

Перенос электрона относится к наиболее фундаментальным явлениям физической химии, лежащим в основе большинства окислительно-восстановительных и кислотно-основных реакций, исследуемых в самых различных областях химии и биологии. Их широкое исследование стимулировало развитие как теоретических представлений, так и поиск достаточно простых модельных систем для проверки предсказаний теории. Среди изучаемых моделей особое место принадлежит электродным реакциям, важной особенностью которых по сравнению с гомогенными реакциями переноса электронов в конденсированной фазе является линейная связь энтальпии процесса с потенциалом электрода, позволяющая плавно ее изменять при сохранении остальных условий протекания реакции. Благодаря этой дополнительной степени свободы можно определить не только температурную зависимость константы скорости реакции (например, энергию активации в случае аррениусовской зависимости), но и установить ее связь с энергетикой элементарного акта. Именно по этой причине результаты изучения простейших электродных реакций обеспечивают более всестороннюю проверку выводов теории переноса электронов в полярных средах. [c.202]

Расчет абсолютной энтальпии гидратации протона был, повидимому, впервые выполнен Фаянсом [66], который предположил, что абсолютная свободная энергия электродного процесса может быть рассчитана из значения потенциала электрода, измеренного относительно ртутного электрода, находящегося при потенциале нулевого заряда (п. н. з.). Приняв эту величину равной —0,56 в по отношению к 1 н. каломельному электроду и используя имевшиеся в то время (1919 г.) данные по энергии диссоциации молекулярного водорода и энергии ионизации Н, Фаянс получил суммарную теплоту гидратации Н+, равную —362 8 ккал-моль . В последующей публикации того же года [66] эта величина была пересчитана исходя из разности энергий гидратации ионов П+ и К" , оцененной в 180 ккал-моль , и значения АЯк+ = = —80 ккал - моль , что дало для АЯн+ значение —260 ккал-моль , хорошо согласующееся с более поздними расчетами Холливела и Найбурга [78]. Допущение, что потенциалы электродов, измеренные против ртутного электрода при п.н.з., являются абсолютными потенциалами, положенное в основу расчета Фаянса, должно быть подвергнуто критике по той же причине, по которой следует признать ошибочными и другие расчеты подобного типа [73, 96]. Совсем не обязательно и, более того, маловероятно, чтобы абсолютная разность потенциалов металл — раствор при п. н. з., какого-либо электрода равнялась нулю . Из-за неопределенности в знаке и величине поверхностных потенциалов [98] возможны ошибки в потенциалах и их температурных коэффициентах, из которых рассчитываются теплоты гидратации, порядка 0,4 в. Поэтому совпадение с величиной, полученной из разностей условных теплот гидратации [78], должно рассматриваться как совершенно случайное, тем более что вначале Фаянс получил АЯн+ = = —362 ккал - моль . [c.85]

Реакция (460) протекает самопроизвольно, что соответствует понижению свободной энтальпии. При протекании электродных реакций (461) и (462) между электродами измеряется разность потенциалов е. При этом потенциал водородного электрода оказывается отрицательнее хлорного. Пр1и образовании 1 моля соляной кислоты ток совершает работу Рг, где F — число Фарадея, равное количеству электричества, необходимому для выделения при электролизе 1 г-экв. вещества (/ = 96491 А-с/г-экв.). Если в реакции принимает участие п электронов, то суммарная работа равна пР , например, для реакции (460) 2Ръ. В том случае, если процесс проводится обратимо (при бесконечно малом токе), работа системы равна изменению свободной энтальпии химической реакции. Согласно первому закону термодинамики, [c.310]

Определите энтальпии растворения металлов в кислотах и щелочах. Энтальпия растворения цинка в соляной кислоте позволяет вычислить ЭДС этого процесса и получить значение электродного потенциала цинка. Если будут определены энтальпии растворения в кислоте других металлов (А1, Сг, 8п, Ре И Т. д.), то можно расположить металлы в порядке понижения или повышения этих энтальпий и получить ряд стандартных электродных потенциалов (ранее называвнгийся рядом напряжений, активностей и т. п.). [c.134]

Значения равновесных электродных потенциалов для этих процессов могут быть рассчитаны на основании термодинамических данных, известных для данного случая с большой точностью. В таблице 2 приведены стандартные величины свободной энергии (AZms"), энтальпии (ДНгэв ) и энтропии (Sms-) для веществ, принимающих участие в процессе электролиза воды. [c.22]

В соответствии с уравиением (2) смещение электродного потенциала в отрицательную сторону и, следовательно, облегчение анодного процесса связаны с увеличением свободной энтальпии (хи.мического потенциала). В области упругой деформации химический потенциал атомов металла увеличивается при приложении растягивающих и сжимаюших напряжений [95]. Отсюда следует, [c.49]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология