Равновесие электрохимическое

Вывод уравнения зависимости потенциала стеклянного электрода от pH основан на предположении равенства при равновесии электрохимических потенциалов водородных ионов в стекле и электрохимических нотенциалов ионов водорода в растворе. Такое предположение может быть сделано по отношению к любому электрохимическому равновесию на границе любых двух фаз, независимо от механизма действия электрода. [c.422]

Потенциометрическое определение стандартных термодинамических функций и константы равновесия электрохимических реакций [c.288]

При помощи потенциометрии определяют константы равновесия электрохимических реакций. [c.288]

Из уравнения (49.3) следует, что электрохимическую реакцию при ДрФ=0 можно рассматривать как химический процесс, поскольку в этих условиях ЛС=ЛС. Однако в общем случае ЛСу ЛО и условие равновесия электрохимического процесса [c.246]

В уравнении равновесия электрохимической реакции электроны принято записывать в левой части, т.е. записывать процесс восстановления. Соблюдение этого способа написания химических уравнений крайне важно, и, как будет показано ниже, пользуясь такими уравнениями, можно предсказывать направление окислительно-восстановительных реакций. [c.258]

Объединяя выражение (5.14) с зависимостью А0° от Т, АН°, Д5° и константы равновесия электрохимической реакции, получаем [c.268]

Соотношение (5.22) позволяет вычислить термодинамические характеристики ЛС°, АН°, Д5° и константу равновесия электрохимического процесса, если известны, по крайней мере, два значения Е при двух температурах. Для этого достаточно составить систему из двух уравнений с Е°т, и Е°та при и Т2. [c.268]

Найдем выражение для константы равновесия электрохимической реакции. Согласно (5.22) [c.269]

Из определения понятия электрохимической активности (9) следует, что в состоянии равновесия (электрохимическая активность ионов в металле сохраняет постоянное значение при постоянстве концентрации ионов в электролите) любые изменения активности твердого металла, в частности вследствие механического воздействия, сопровождаются компенсирующим изменением электродного потенциала по формуле, аналогичной формуле Нернста [c.95]

В состоянии равновесия электрохимический потенциал компонента в каждой из фаз системы является постоянной величиной. [c.282]

При равновесии электрохимические потенциалы для всех энергетических уровней системы совпадают [c.38]

Свойства чистой воды. Так как молекулы воды образуются в результате взаимодействия молекул кислорода и водорода, то при термодинамическом равновесии электрохимические потенциалы и концентрации всех указанных частиц должны быть однозначно связаны между собой (см. 2 и 3) [c.184]

В водных растворах электролитов существует несколько уровней полной потенциальной энергии электронов. В дальнейшем нас будут интересовать те уровни, которые связаны с присутствием в растворе положительных или отрицательных ионов. Рассмотрим вначале этот вопрос на примере чистой воды. Так как при равновесии электрохимический потенциал fig для любых уровней полной потенциальной энергии имеет одинаковое значение, определяемое формулой (152), полная потенциальная энергия электронов на данном уровне может быть выражена как разность электрохимического потенциала и концентрационного члена для этого уровня. Для уровня, соответствующего ионам ОН , получаем [c.187]

Измерить гальвани-потенциал нельзя, так как нельзя измерить разность потенциалов в точках, расположенных в различных фазах. Рассчитать теоретически тоже нельзя, так как гальвани-потенциал при равновесии электрохимической системы определяется разностью химических потенциалов Ag = — —, ко- [c.208]

В состоянии равновесия электрохимические потенциалы каждого из общих ионов (i-ro вида) в подсистемах равны. Согласно уравнению (XI. 9), имеем [c.323]

Если между электрически заряженными фазами устанавливается равновесие, электрохимические потенциалы i-ro компонента в обеих фазах должны быть одинаковыми, т, е. [c.51]

Первое издание лабораторного практикума по теоретической электрохимии (1966 г.) устарело, тем более, что оно было направлено на изучение главным образом равновесий (электрохимической термодинамики) изучению же кинетики электродных процессов там было отведено ограниченное место. [c.8]

Лр —константа равновесия электрохимической реакции. /Г—произведение растворимости малорастворимой соли длина волны. [c.5]

При равновесии электрохимические потенциалы вещества в двух контактирующих несмешивающихся фазах, равны [c.395]

Рис. 167. Схема прибора для определения параметров эмпирического равновесия электрохимическим методом [ ].

Чем выше /о, тем труднее сместить положение равновесия электрохимической реакции путем поляризации электрода. [c.202]

При возникновении в гетеропереходе пограничных химических связей на контактной поверхности устанавливаются два термических независимых равновесия а) равновесие электрохимических потенциалов (уровней Ферми) б) равновесие электроотрицательностей (Эа = Эв). в результате равновесия Эд = Эв возникают жестко закрепленные заряды на границе раздела фаз (двойной слой), равновесие уровней Ферми приводит к образованию слоя пространственного заряда, размеры которого определяются дебаевскими длинами и реализуются для систем 51—5Ю2 Се—5102. [c.40]

Классическим примером первой схемы служит заряжение поверхности частиц гидрозоля В зависимости от присутствия в дисперсионной среде других ионов соотношение равновесных концентраций в ней ионов и Г может различаться. Постоянным остается произведение концентраций + и п , определяемое растворимостью При равновесии электрохимические потенциалы ионов в частице AgJ и в растворе должны быть равны. [c.73]

Линии 5 и 5 отвечают равновесиям электрохимических ре- [c.75]

Прл равновесии электрохимический потенциал ионов в твердой фазе равен электрохимическому потенциалу ионов в растворе [c.760]

Это означает, что в обеих фазах при равновесии электрохимический потенциал x + Ze одинаков. В связи с отсутствием метода определения разности потенциалов 1з2 — г )1 между отдельными фазами определение коэффициента распределения заря-женного соединения оказывается невозможным. [c.84]

Ниже будут изложены принципиальные возможности вычисления равновесного скачка потенциала Аф, исходя из атомистических позиций . Сделаем предположение, что только один вид ионов (или электроны) необходим для установления равновесного потенциала. Это условие означает, что в обеих граничащих друг с другом фазах имеются ионы этого вида и что только эти ионы (электроны) способны проникать через границу раздела фаз. При равновесии электрохимический потенциал tj ионов данного вида в обеих фазах одинаков, следовательно [c.121]

Наконец, поскольку А = ЯТ пК, можно связать величину - с константой равновесия электрохимической реакции [c.164]

Поскольку при состоянии электрохимического равновесия электрохимическое сродство равно нулю, то можно записать [c.68]

В ура<внен ии равновесия электрохимической реакции электроны принято записывать в левой части, т. е. записывать [c.324]

При электрохимическом равновесии электрохимическая реакция протекает с равной скоростью в обоих направлениях соответственно плотности тока обмена (А-см" ), причем анодная и катодная составляющие плотности тока противоположны по направлению и одинаковы по величине (i, = = < ). Внешний ток через границу раздела фаз не протекает-Напряжение Гальвани при электрохимическом равновесии называют равно, весным напряжением Гальвани Aipoi или равновесным потенциалом e i электрода. Зависимость величины этого потенциала от активностей а или соответственно концентраций с компонентов, участвующих в реакции, выражается уравнением Нернста [c.98]

Если обозначить через Го число активных цент-тров с зарядами ге на-1 см поверхности, то максимальная поверхностная плотность заряда, соответствующая полной диссоциации, будет равна геГо-Однако в реальной системе далеко не все центры находятся в диссоциированном состоянии на части из них сидят катионы, нейтрализующие заряд данного центра. Число открытых и закрытых центров не остается постоянным, оно меняется в зависимости от концентрации и сорта ионов, находящихся в объеме раствора электролита. Чтобы найти долю закрытых центров, заметим, что в состоянии термодинамического равновесия электрохимические потенциалы ионов, находящихся в растворе /и, и сидящих на активном центре, равны, т.е. [c.75]

Другой метод заключается в построении графиков [6—9], с тем или иным приближением отражающих поведение равновесных систем. Такие графики непосредственно дают представление о том, какие вещества оказывают влияние на равновесие, а какие — нет (например, см. рис. 7-1, 11-2 и 11-8). Для простых систем, а также в случае, если у экспериментатора хорошо развито химическое чутье, в таких графиках нет необходимости. Если же система сложная или у химика еще не выработалась интуиция, графические построения позволяют быстро оценить определенные химические системы. Все большее распространение получают так называемые логарифмические графики с ведущей переменной. Такие графики большей частью состоят из ряда прямых линий с угловыми коэффициентами О, +1, или —1. Для кислотно-основных равновесий ведущей переменной обычно является pH для окислительно-восстановительных равновесий — электрохимический потенциал. Обычно допускают некоторое упрощение, например, что общая концентрация и коэффициенты активности остаются постоянными при изменении ведущей переменной. Для кислотно-основных равновесий узловая точка системы — это точка, абсцисса которой равна р/Са, а ордината Ig o (где Со — начальная концентрация). На рис. 3-1 представлен логарифмический график для 10 М водного раствора уксусной кислоты (р/Са = 4,7). Такой график строят [7] путем выбора двух осей одна для значений pH в интервале от О до р/Са,, а другая — для значений Ig , соответствующих изменению концентрации С на несколько порядков. Для ионов водорода и гидроксида строят прямые линии с наклоном 1, соответствующие уравнению lg[OH-] = pH — р/Сш. Далее находят узловую точку системы при pH = 4,7 и Ig Со = —2. От узловой точки системы проводят горизонтальную и две нисходящие прямые с угловыми коэффициентами О, +1 и —1. Наконец, под точкой системы отмечают точку на 0,3 единицы ниже и соединяют прямые линии для каждого компонента системы короткими кривыми, проходящими через эту точку. Ордината 0,3 (или lg2) появляется как результат того, что при рН = р/(а Ig [СНзСООН] = = Ig [СНзСОО-] = Ig (С0/2) = ig Со - Ig 2. [c.40]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология