Водород, выделение при заряд

При полярной связи электронное облако связывающей электронной пары не располагается симметрично по отношению к обоим связываемым атомам, как при неполярной и не концентрируется полностью при одном из них, как в случае ионной связи. Связывая оба атома, оно обнаруживает более высокую плотность у одного из них, т. е. смещается в той или другой степени в сторону одного атома. Так, в молекуле НС1 электронная пара в большей степени смещена к атому хлора, поэтому он приобретает некоторый отрицательный заряд, а атом водорода — положительный заряд. Несимметричное распределение электронной пары в молекуле НС1 приводит к большему выделению энергии при образовании молекулы, чем это было бы при симметричном распределении электронной пары или при переходе ее целиком к хлору. Этим и обусловливается образование такой молекулы и большая ее устойчивость. [c.64]

Ход зарядных кривых для железного и кадмиевого электродов различен. Кривая заряда кадмиевого электрода имеет две четко выраженные потенциальные площадки. Первая из них отвечает восстановлению гидроксида кадмия до металлического кадмия, протекающему при потенциале, близком к равновесному значению. Вторая площадка отличается от первой на величину, примерно равную перенапряжению выделения водорода на кадмии. Поэтому выделение водорода при заряде кадмиевого электрода начинается лишь в самом конце заряда, после того как вся активная масса превратится в губчатый кадмий. [c.423]

Кадмиево-железная пластина имеет разрядный потенциал, близкий к потенциалу железного электрода. Кривая заряда ее лежит, однако, значительно ниже, чем железного электрода. Работа кадмиево-железных пластин связана с потерей меньшего количества энергии выделения водорода при заряде на этих пла-144 [c.144]

Влияние свойств электрода и раствора на скорость выделения водорода при заряде может быть установлено на основании уравнения Тафеля [c.79]

Как видно из уравнения (107), скорость выделения водорода при заряде аккумулятора в сильной степени зависит от значения заряд- [c.80]

Кривая заряда кадмиевого электрода имеет две чётко выраженные потенциальные площадки. Первая из них отвечает восстановлению гидроокиси кадмия до металлического кадмия и мало отличается от стандартного потенциала кадмия. Вторая площадка заметно отличается от первой (примерно на величину, равную перенапряжению выделения водорода на кадмий). Поэтому выделение водорода при заряде кадмиевого электрода начинается лишь в самом конце зарядного процесса, т. е. после того, как вся активная масса превратится в губчатый кадмий. По этой же причине почти весь зарядный ток расходуется на основной процесс и лишь незначительная его часть — на выделение водорода. [c.98]

Если разрядные кривые НК и НЖ аккумуляторов аналогичны, то зарядные резко отличаются друг от друга. Поскольку гидроксид железа восстанавливается с большим перенапряжением, зарядное напряжение НЖ аккумулятора на 0,25 В выше, чем никель-кадмиевого большое количество электричества в течение заряда тратится на выделение водорода. При заряде НК аккумулятора выделение водорода имеет место лишь на второй площадке зарядной кривой. [c.110]

Заряд при постоянном токе. Герметичные никель-кадмиевые аккумуляторы конструируются таким образом, чтобы создать наилучшие условия для поглощения выделяющихся при заряде газа активными веществами. Поскольку практически могут быть созданы условия только для поглощения кислорода, то выделение водорода при заряде должно быть исключено. [c.113]

Протекание этих процессов приводит к необратимому потреблению кислорода и накоплению металлического кадмия на отрицательном электроде. В результате от цикла к циклу запас оксида кадмия уменьшается, и емкость отрицательного электрода падает. Это может привести к выделению водорода при заряде аккумулятора. [c.82]

Выделение водорода из недиссоциированных молекул кислоты (так же как и из молекул воды) требует значительной энергии активации и возможно лишь в области весьма отрицательных потенциалов. В то же время непосредственный разряд ионов водорода Н+ совершается со значительно меньшими торможениями. Поэтому акт переноса заряда (15.55 6) предполагает предварительную стадию диссоциации уксусной кислоты, приводящую к образованию ионов водорода. Таким образом, здесь стадии переноса заряда предшествует чисто химическая стадия диссоциации кислоты. Если она замедлена, то вблизи электрода возникает дефицит ионов водорода по сравнению с равновесным и появляется реакционное перенапряжение. Уравнение (15.55 6) в действительности сложнее и само слагается из нескольких стадий, например переноса заряда с образованием атомов водорода, адсорбированных металлом Наде [c.321]

Восстановление Н2О с выделением водорода происходит при действии активных металлов и некоторых ионов с малым зарядом (например, Сг + медленно реагирует с водой, переходя в Сг +). По этой причине в водном растворе не могут существовать Са+, Fe+, А1 + и другие ионы, имеющие нехарактерные низкие заряды. [c.440]

Зарядная кривая расположена на рисунке выше разрядной. Ее нижний участок соответствует переходу Fe(III) в Fe(II), а верхний— образованию металлического железа. Последний процесс протекает с заметной поляризацией. Поскольку выделение водорода на железе характеризуется малым перенапряжением, заряд аккумулятора с самого начала сопровождается выделением водорода. [c.87]

Реакции на кадмиевом электроде протекают аналогично приведенным выше для железного электрода. Процесс восстановления гидроокиси кадмия при заряде сопровождается небольшой поляризацией. В то же время водород выделяется на кадмии с большим перенапряжением, поэтому потенциал выделения водорода здесь достигается только к концу заряда. [c.88]

Некоторые добавки позволяют повысить емкость отравленного электрода. К таким добавкам относятся мышьяк, сурьма и ртуть. Действие их обусловлено выделением на этих металлах водорода при большем перенапряжении, чем на железе, что способствует полноте восстановления гидрата закиси железа при заряде. [c.90]

Как видно, независимо от заряда катиона в реакции комплексообразования принимает участие один анион и происходит выделение двух ионов водорода. [c.236]

Вода — весьма реакционноспособное вещество. Оксиды многих металлов и неметаллов соединяются с водой, образуя основания и кислоты некоторые соли образуют с водой кристаллогидраты наиболее активные металлы взаимодействуют с водой с выделением водорода. Вода является жестким донором электронов в химических реакциях с донорно-акцепторным взаимодействием реагентов (табл. 6.2) и часто выступает активным реагентом в реакциях, контролируемых зарядом (разд. 6.2.2). [c.215]

Рассмотрим разряд ионов Н+ в разбавленных растворах кислоты с добавкой 1,1-валентного электролита при отсутствии специфической адсорбции ионов раствора. Такие условия реализуются, например, в растворах НС1+КС1, так как области катодного выделения водорода на ртути соответствуют большие отрицательные заряды, при которых ионы С1 не адсорбируются на ртутном электроде, а ионы специфической адсорбируемостью практически не обладают. При данных условиях из теории двойного слоя следует, что [c.252]

Как следует из уравнения (50.2), влияние двойного электрического слоя на кинетику стадии разряда — ионизации должно существенно зависеть от заряда реагирующей частицы Zq. Поэтому кроме разряда катионов следует рассмотреть также закономерности влияния состава раствора на рязряд нейтральных молекул и анионов. Удобным примером реакции разряда нейтральных молекул является выделение водорода из щелочных растворов, где из-за низкой концентрации ионов НзО+ разряду подвергаются молекулы воды [c.257]

Рассмотрим разряд ионов водорода из раствора 1,1-валентного электролита при отсутствии специфической адсорбции ионов раствора. Такому условию отвечает раствор H I+K 1, поскольку при больших отрицательных зарядах поверхности, при которых исследуется выделение водорода на ртути, ионы С1 специфически не адсорбируются небольшой специфической адсорбцией ионов К на ртути можно практически пренебречь. Поэтому для г з1-потенциала можно воспользоваться следующим уравнением теории двойного слоя [c.197]

Вопрос о взаимосвязи между кислотно-основными свойствами комплексного соединения и зарядом его центрального иона впервые был затронут в работе Косселя, полагавшего, что диссоциация внутрисферной воды с выделением иона водорода вызвана электростатическим взаимодействием центрального атома с ионом водорода воды. Чем выше заряд центрального иона, те.м сильнее проявляется электростатическое отталкивание протона от одноименно заряженного центрального иона и тем более сильно выраженные кислотные свойства должны быть присущи данному соединению. С этой точки зрения можно объяснить, почему соединение трехвалентного кобальта [Со(МНз)б]Хз сообщает раствору нейтральную реакцию, тогда как комплекс четырехвалентной платины [Р1(МНз)5С1]С1з обладает кислотными свойствами. [c.283]

Основания, способные к образованию водородной связи в качестве доноров протона (содержащие водород) и не способные к их образованию (не содержащие водорода), по-разному взаимодействуют с растворителями и эго взаимодействие сопровождается различным выделением энергии. Энергия сольватации ионов основания зависит от их химической природы. Можно ожидать большого различия во влиянии растворителя на алифатические и ароматические основания, которое будет следствием различного распределения заряда в катионе. [c.353]

Электрохимические процессы очень часто приводят к образованию новых фаз. Так, при электролизе растворов щелочей у границы электрод — электролит образуется новая газообразная фаза (водород и кислород), возникшая в результате разложения жидкой фазы — воды, а электролиз растворов хлоридов приводит к выделению газообразных водорода и хлора. При электролизе растворов солей металлов на катоде идут процессы образования новых жидких (ртуть, галлий) или твердь[х (медь, цинк, свинец, никель и т. д.) металлических фаз. Во время заряда кислотного аккуму- [ятора твердый сульфат свинца па (одном из электродов превращается в металлический свинец, а па другом — в диоксид свинца. Число этих примеров можно было бы начительно увеличить, но и этого достаточно, чтобы понять, насколько часто следует считаться с воз-никиовением новых фаз в ходе электрохимических процессов. [c.332]

В результате электрохимического акта образуется адсорбированный катодом атомарный водород. При заданной плотности тока доля поверхности электрода, занятая атомами водорода, составляет некоторую величину 0 н. Если поляризация электрода обусловлена только замедленностью электрохимической стадии, то все остальные стадии, в том числе и удаление адсорбированного водорода, совершаются с несравненно большими скоростями, чем перенос заряда, и, следовательно, заполнение при данном токе должно быть равно (или почти равно) заполнению 0н в отсутствие результативного тока, т. е. при равновесном потенциале водородного электрода 0 н = 0н- Степень заполнения поверхности электрода адсорбированным атомарным водородом в условиях его катодного выделения определяется в первую очередь природой металла и для данного металла зависит от потенциала электрода. Она ничтожно мала (0 = 0) на Нд, РЬ, Сс1 и на других мягких или ртутеподобиых металлах. В согласии с этим выделение водорода по реакциям (17.78) и (17.79) может происходить несколькими путями и, соответственно, описываться различными кинетическими уравнениями. [c.361]

Современная теория электрохимической кристаллизации дает возможность объяснить влияние природы металла, типа разряжающихся ионов и характера их электронных структур, состава раствора и наличия в нем поверхностно-активных веществ, пассивационных явлений, заряда поверхности, стадийности и числа присоединяемых электронов, водорода, природы растворителя, параметров электролиза (плотность тока, температура и т. п.) и других факторов на величину перенапряжения при выделении металлов х]м. В свою очередь, именно величина т]м определяет соотношение скоростей образования центров кристаллизации и их роста, что сказывается на мелкокристалличности получаемых осадков и равномерности их распределения по основе. [c.141]

НОВ тетрабутиламмония [(С4На)4Н1+. В присутствии таких органических веществ, как спирты жирного ряда, органические кислоты и т. п., перенапряжение выделения водорода повышается в той области потенциалов, где адсорбируются эти вещества. Влияние органических веществ связано с изменением г ),-потенциала в их присутствии, поскольку адсорбированное вещество изменяет заряд поверхности при данном потенциале, и с блокировкой поверхности. Последний эффект вызван тем, что разряд реагирующих частиц на заполненной органическими молекулами поверхности происходит с более низкой скоростью. При адсорбции органических спиртов и кислот оба фактора — )1-эффект и блокировка — действуют в одну сторону и приводят к торможению процесса выделения водорода. [c.199]

Измерения следует проводить в области потенциалов, где фараде-евскне процессы (например, выделение газообразного водорода или кислорода, растворение материала электрода и т. п.) не протекают. Очевидно, что при измерении кривых заряжения в указанных условиях для идеально поляризуемого электрода должна получиться зависимость заряда двойного электрического слоя от потенциала. [c.183]

Хотя рассматриваемый метод в принципе применим для количественного определения величин адсорбции гидрирующихся частиц, в варианте электровосстановления в адсорбционном слое на металлах группы платины он не получил широкого распространения. Это обусловлено в основном следующими причинами. Электровосстановление хемосорбированного вещества нередко происходит с заметными скоростями лишь при потенциалах выделения водорода, что не позволяет с достаточной точностью определять заряд, идущий на восстановление органических частиц. Даже при [c.8]

Ионы (НдО ), приближающиеся к поверхности электрода, отталкиваются друг от друга как частицы, имеющие заряды одного знака. Это препятствует одновременному разряду двух таких ионов в непосредственном соседстве на поверхности металла. Поэтому на первой стадии процесса разряда выделяются нейтральные атомы водорода, а не молекулы. Таким образом, после этой стадии происходит вторичный процесс рекомбинации адсорбированных атомов водорода в молекулы (с последующим выделением газаввиде пузырьков). Стадия I, заключающаяся в соединении Н+, входящего в НзО , и электронов, представляет собой собственно электрохимический процесс, а стадия II — обычную химическую реакцию. [c.398]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология