Електрохімія: відмінності між версіями

[перевірена версія][перевірена версія]
Вилучено вміст Додано вміст
стиль, вікіфікація
Рядок 1:
'''Електрохі́мія''' — галузь науки, яка вивчає властивості систем, що містять іонні [[провідник (фізика)|провідникпровідники]]и, та перетворення речовин на межі поділу [[термодинамічна фаза|фаз]] за участю заряджених часток ([[іон]]ів, [[електрон]]ів). Зокрема, електрохімія вивчає закони взаємного перетворення електричної і хімічної форм руху матерії, будову і властивості розчинів [[Електроліти|електролітів]], процеси [[Електроліз|електролізу]], роботу [[Електрохімічні елементи|електрохімічних елементів]], електрохімічну [[Корозія|корозію]], [[електросинтез]] речовин, тощо.
 
Електрохімічний процес відбувається на межі поділу твердої та рідкої фази (іноді між двома рідинами).
Рядок 5:
== Історія ==
 
Думка про існування зв'язку між хімічними та електричними явищами була висловлена [[Ломоносов Михайло Васильович|М.  В.  Ломоносовим]] ще в 1752  р. Але через відсутність достатньо потужного джерела електричної енергії дослідження цього зв'язку на той час було неможливим. Відомі досліди [[Луїджі Гальвані|Гальвані]] (1791  р.) з препарованими лапками жаби посилили інтерес до електрохімічних досліджень. В 1799  р. [[Алессандро Вольта|Вольта]] винайшов першу електрохімічну батарею, яка отрималадістала назву "«[[Вольтів стовп|вольтова стовпа]]"». Після цієї події незвичайні властивості [[Електрохімічний ланцюг|електрохімічних ланцюгів]] стали предметом вивчення нової науки - — електрохімії.
 
Згодом було розроблено більш досконалі [[Хімічні джерела енергії|хімічні джерела струму]], які отрималидістали назву [[Гальванічний елемент|гальванічних елементів]]. З їхїхньою допомогою було створено багато відкриттів в області [[Фізика|фізики]], встановлено ряд основних законів [[Електрика|електрики]] і [[Магнетизм|магнетизму]]. Після винайдення динамомашини в 60-х роках ХІХ ст. гальванічні елементи, як джерела струму, втратили своє значення. Новий інтерес до них почався з середини ХХ ст., що пов'язано з розвитком напівпровідникової радіотехніки, мікроелектроніки, космічних технологій.
 
У [[1960]]—[[1970]]-х роках інтенсивно розвивалася [[квантова електрохімія]], лідером якої був радянський електрохімік [[Реваз Догонадзе]] та його група.
Рядок 33:
 
== Прикладна електрохімія ==
 
=== Гальванічні елементи і акумулятори ===
 
=== Виготовлення електролітічних конденсаторів ===
 
=== Гальванічні покриття ===
Технологія нанесення тонких шарів металу (цинк, або тришарове покриття мідь-нікель-хром, та ін.) може захистити сплави заліза від корозії.
Рядок 43 ⟶ 45:
<!--фрагмент для перекладу:
 
'''Электрохи́мия''' &nbsp;— раздел [[химия|химической]] науки, в котором рассматриваются системы и [[Термодинамическая фаза|межфазные]] границы при протекании через них [[электрический ток|электрического тока]], исследуются процессы в [[проводник]]ах, на [[электрод]]ах (из [[металл]]ов или [[полупроводник]]ов, включая [[графит]]) и в ионных проводниках ([[электролит]]ах). Электрохимия исследует процессы [[окисление|окисления]] и [[восстановление|восстановления]], протекающие на пространственно-разделённых электродах, перенос [[ион]]ов и[[ электрон]]ов. Прямой перенос [[заряд]]а с [[молекулы]] на молекулу в электрохимии не рассматривается.
 
== История ==
 
===XVI-XVIII XVI—XVIII столетия ===
==История==
===XVI-XVIII столетия===
 
[[Файл:Отто_фон_герике.jpg|thumb|150px|left|Немецкий физик Отто фон Герике и первый генератор статического электричества]] XVI столетие знаменуется началом исследования электричества. На протяжении 17 лет английский ученый [[Вильям Гильберт]] исследует магнетизм и, в некоторой степени, электричество. Его исследования оказали огромное влияние на развитие знаний о магнетизме и электричестве. Он стал известен как «Отец магнетизма».
 
В 1663 г. немецкий физик [[Герике, Отто фон|
Отто фон Герике]] создает первый электрический генератор, который вырабатывал статическое электричество благодаря трению. Генератор представлял собой стеклянный шар с рукояткой, покрытый толстым слоем серы. Шар раскручивался вручную и при трении о подушечки пальцев, образовывалась электрическая искра. Заряженный шар использовали в экспериментах по электричеству.
 
В середине 18 столетия французский химик [[Шарль Франсуа Дюфе]](Charles François de Cisternay du Fay) делает вывод о существовании двух видов статического электричества. Он высказывает мнение о том что электричество состоит из двух [[Флюид|«флюидов»]]: положительного и отрицательного. В противовес этой теории [[Франклин, Бенджамин|Б. Франклин]] предполагает что статическое электричество состоит из одного «флюида», а заряд объясняется избытком или недостатком такого флюида.
 
В 1781 г [[Кулон, Шарль Огюстен|
Шарль Огюстен Кулон]] (Charles-Augustin de Coulomb) излагаетает [[закон кулона|
«Закон Кулона»]], описывающий взаимодействие заряженных тел.
 
Большой толчок к развитию электрохимии положили опыты в 1771 г. итальянского анатома и физиолога [[Гальвани, Луиджи|Луиджи Гальвани]] (Luigi Galvani) с мышцами препарированной лягушки. Гальвани обнаружил, что при наложении на мышцы двух разных металлов, соединенных проводником, мышцы лягушки сокращаются. В 1791 гг. выходит его работа под названием "«De Viribus Electricitatis in Motu Musculari Commentarius"» («Трактат о силах электричества при мышечном движении») в котором Гальвани говорит о существовании «Животного электричества», которое активируется в мышцах и нервах, при наложении на них двух металлов. Эта работа стала сенсацией. Он верил, что эта новая сила была одной из форм электричества в дополнение к «природной» форме, образующейся при ударе молнии, вырабатываемой электрическим угрем, а также «не природной», искусственной, образующейся при трении (статическое электричество). Считается, что в работах Гальвани впервые появляется предположение о связи между химическими реакциями и электричеством. 1791 год считается «днем рождения» электрохимии. Многие ученые приняли теорию Гальвани, но [[Вольта, Алессандро|А. Вольта]] (Alessandro Volta) был против нее. Вольта считает, что мышцы являются лишь проводниками электрического тока, но не являются его источником. Тогда Гальвани демонстрирует эксперимент, при котором мышцы сокращались при наложении на них одного металла, а также и без металла&nbsp;— при соединении бедренного нерва с мышцей. А. Вольта на протяжении 8 лет занимается изучением органов угрей и скатов, вырабатывающих электричество. Результатом его исследований стало изготовление в 1799 году первого химического источника тока -&nbsp;— [[Вольтов столб|«Вольтова столба»]]. Это был исключительно важный (задолго до появления генераторов ) источник электрического тока, способствовавший появлению многих открытий, в частности, первое получение в 1808-18091808—1809 гг. английским ученым [[Дэви, Гемфри|Гемфри Дэви]] (Humphry Davy) в чистом виде таких металлов как натрий, калий, барий, стронций, кальций и магний.
 
=== XIX столетие ===
 
В конце XVII &nbsp;ст. немецкий физик Вильгельм [[Риттер]] (Johann Wilhelm Ritter) пишет статью «Гальванизм» и создает простой аккумулятор. С В. Николсом они проводят разложение воды на [[водород]] и [[кислород]] путем [[электролиз]]а. Вскоре после этого В. Риттер разрабатывает процесс гальванопокрытия. Он замечает, что количество осаждаемого металла, а также образующегося кислорода, зависит от расстояния между электродами. К 1801 г. Риттер наблюдает термоэлектрический ток и поручает его исследование Томасу [[Зеебек]]у (Thomas Johann Seebeck).
 
В 1820 г. Х. [[Эрстед]] открывает магнитный эффект электрического тока, что было эпохальным открытием. Андре-Мари [[Ампер]] (André-Marie Ampère) повторяет эксперимент [[Эрстед]]а и описывает его математически.
 
В 1821 г. немецко-эстонский физик Т. Зеебек (Thomas Johann Seebeck) демонстрирует появление [[Термоэлектричество|термоэлектрического]] [[потенциал]]а в точке соединения двух разнородных металлов, при наличии разницы температуры в этой точке.
 
В 1827 г. немецкий ученый [[Ом, Георг|Г. Ом]] (Ohm, Georg Simon) представляет свой закон в известной книге Die galvanische Kette, mathematisch bearbeitet" (гальваническая цепь, математическая обработка) и полностью описывает свою теорию электричества.
 
1832 г.- знаменитый английский физик Майкл [[Фарадей]] (Michael Faraday) открывает законы электролиза и вводит такие понятия как [[электрод]], [[электролит]], [[анод]], [[катод]], [[анион]], [[катион]].
 
В 1836 г. Д. Даниэль создает первичный источник тока. Даниель занимается проблемой поляризации. В 1839 г. английский физик Вильям-Роберт Грове (Grove) создает первый [[топливный элемент]]. В 1866 г. француз Жорж [[Лекланше]] (Georges Leclanché) патентует новый элемент -&nbsp;— угольно-цинковый гальванический элемент.
 
1884 г.- Сванте [[Аррениус]] (Svante August Arrhenius) публикует диссериацию «Recherches sur la conductibilité galvanique des électrolytesc» (Исследования гальванической проводимости электролитов). Он говорит, что электролиты распадаются при растворении на положительные и отрицательные ионы.
 
1886 г. -&nbsp;— Поль Луи Туссен (Paul Héroult) и Ч. [[Холл]] (Charles M. Hall), одновременно и независимо, разрабатывают промышленный способ получения алюминия путем электролиза на основе законов Фарадея.
 
1894 г. -&nbsp;— Ф.Оствальд (Friedrich Ostwald) завершает важные исследования электропроводности и электродиссоциации органических кислот.
 
1888 г. -&nbsp;— В. Нернст развивает теорию электродвижущей силы первичного элемента, состоящего из двух электродов, разделенных раствором электролита. Он выводит уравнение, известное как «Уравнение Нернста» -&nbsp;— уравнение зависимости электродвижущей силы и концентрации ионов.
 
=== XX столетие ===
 
Бурное развитие электрохимии. В 1902 г. -&nbsp;— образование электрохимического общества -&nbsp;— The Electrochemical Society (ECS). 1949 г.&nbsp;— Международного электрохимического общества -&nbsp;— International Society of Electrochemistry (ISE). В [[1959]] г. чешский ученый [[Гейеровский, Ярослав|Ярослав Гейеровский]] (Jaroslav Heyrovský) получает Нобелевскую Премию за изобретение и развитие нового вида электрохимического анализа -&nbsp;— [[Полярография|полярографии]].
 
=== Открытия 16-18-го веков ===
[[Файл:Guericke-electricaldevice.PNG|thumb|200px|left|Немецкий физик Отто фон Герике [[:en:Otto von Guericke]] у своего [[электрогенератор]]а]]
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]]).
 
{{main|History of electrochemistry}}
Рядок 96 ⟶ 99:
The generator was made of a large [[sulfur]] ball cast inside a glass globe, mounted on a shaft. The ball was rotated by means of a crank and a [[static electricity|static electric]] [[spark]] was produced when a pad was rubbed against the ball as it rotated. The globe could be removed and used as source for experiments with electricity.
 
By the mid—[[1700s]] the [[France|French]] [[chemist]] [[C.F. du Fay|Charles François de Cisternay du Fay]] discovered two types of static electricity, and that like charges repel each other whilst unlike charges attract. Du Fay announced that electricity consisted of two fluids: ''"«vitreous"»'' (from the [[Latin language|Latin]] for ''"«glass"»''), or positive, electricity; and ''"«resinous,"'' or negative, electricity. This was the ''two-fluid theory'' of electricity, which was to be opposed by [[Benjamin Franklin|Benjamin Franklin's]] ''one-fluid theory'' later in the century.[[Файл:Galvani-frog-legs.PNG|thumb|left|200px|Late [[1780s]] diagram of Galvani's experiment on frog legs.]]
 
[[Charles-Augustin de Coulomb]] developed the law of [[electrostatic]] attraction in [[1781]] as an outgrowth of his attempt to investigate the law of electrical repulsions as stated by [[Joseph Priestley]] in England.
[[Файл:Volta-and-napoleon.PNG|thumb|right|200px|[[Italy|Italian]] [[physicist]] [[Alessandro Volta]] showing his ''"[[Battery (electricity)|battery]]"»'' to [[France|French]] [[emperor]] [[Napoleon I of France|Napoleon Bonaparte]] in early [[1800s]].]]
In the late [[1700s]] the [[Italy|Italian]] [[physician]] and [[anatomist]] [[Luigi Galvani]] marked the birth of electrochemistry by establishing a bridge between chemical reactions and electricity on his essay ''"«De Viribus Electricitatis in Motu Musculari Commentarius"»'' (Latin for Commentary on the Effect of Electricity on Muscular Motion) in [[1791]] where he proposed a ''"«nerveo-electrical substance"»'' on biological life forms.
 
On his essay Galvani concluded that animal tissue contained a here-to-fore neglected innate, vital force, which he termed ''"animal electricity, "'' which activated [[nerve]]s and [[muscle]]s spanned by [[metal]] [[probe]]s. He believed that this new force was a form of electricity in addition to the ''"«natural"»'' form produced by [[lightning]] or by the [[electric eel]] and [[Electric ray|torpedo ray]] as well as the ''"«artificial"»'' form produced by [[friction]] (i.e., static electricity).
 
Galvani's scientific colleagues generally accepted his views, but [[Alessandro Volta]] rejected the idea of an ''"animal electric fluid, "'' replying that the frog's legs responded to differences in [[metal temper]], composition, and [[bulk]]. Galvani refuted this by obtaining muscular action with two pieces of the same material.
 
=== 19-й век ===
[[Файл:Humphrydavy.jpg|thumb|left|150px|Sir Humphry Davy's portrait in [[1800s]].]]
In [[1800]], the English chemists [[William Nicholson (chemist)]] and [[Johann Ritter]] succeeded in decomposing water into [[hydrogen]] and [[oxygen]] by [[electrolysis]]. Soon thereafter Johann Ritter discovered the process of [[electroplating]]. He also observed the amount of metal deposited and the amount of oxygen produced during an electrolytic process that depended on the distance between the [[electrodes]]. By [[1801]] Ritter observed [[thermoelectricity|thermoelectric currents]] and anticipated the discovery of thermoelectricity by [[Thomas Johann Seebeck]].
 
Рядок 117 ⟶ 120:
In [[1821]], Estonian-German [[physicist]] [[Thomas Johann Seebeck]] demonstrated the electrical potential in the juncture points of two dissimilar metals when there is a [[heat]] difference between the joints.
 
In [[1827]] the German scientist [[Georg Ohm]] expressed his [[Ohm's law|law]] in this famous book ''"«Die galvanische Kette, mathematisch bearbeitet"»'' (The Galvanic Circuit Investigated Mathematically) in which he gave his complete theory of electricity.
 
In [[1832]] [[Michael Faraday]]'s experiments on Electrochemistry led him to state his two laws of electrochemistry. In [[1836]] [[John Frederic Daniell|John Daniell]] invented a primary cell in which [[hydrogen]] was eliminated in the generation of the electricity. Daniell had solved the problem of polarization. In his laboratory he had learned that [[alloy]]ing the [[amalgam|amalgamated]]ated [[zinc]] of Sturgeon with [[Mercury (element)|mercury]] would produce a better voltage.
[[Файл:Arrhenius2.jpg|thumb|left|140px|Swedish chemist [[Svante Arrhenius]] portrait circa [[1880s]].]]
[[William Robert Grove|William Grove]] produced the first [[fuel cell]] in [[1839]]. In [[1846]], [[Wilhelm Weber]] developed the [[electrodynamometer]]. In [[1866]], [[Georges Leclanché]] patented a new cell which eventually became the forerunner to the world's first widely used battery, the [[Zinc-carbon battery|zinc carbon cell]].
Рядок 133 ⟶ 136:
In [[1898]] [[Fritz Haber]] showed that definite reduction products can result from electrolytic processes if the potential at the [[cathode]] is kept constant. In [[1898]] he explained the reduction of [[nitrobenzene]] in stages at the cathode and this became the model for other similar reduction processes.
 
=== 20-й век и современные исследования ===
In [[1909]], [[Robert Andrews Millikan]] began a series of experiments to determine the electric charge carried by a single [[electron]].
 
Рядок 141 ⟶ 144:
and some years later he was awarded to the [[1948]] [[Nobel Prize]] for his work in protein [[electrophoresis]].
 
A year later, in [[1949]], the [[International Society of Electrochemistry]] (ISE) was founded.
 
== Значение ==
Рядок 164 ⟶ 167:
Традиционно электрохимию разделяют на теоретическую и прикладную.
 
=== Теоретическая электрохимия ===
 
==== Теория электролитов ====
 
Рядок 173 ⟶ 177:
* [[Миграция ионов]]
* [[Электропроводность растворов]]
* [[Расплав|Расплавы]]ы
* [[Твердые электролиты]]
 
Рядок 188 ⟶ 192:
* [[Электрохимические производства]]
 
== 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).
 
=== Электролиз расплавленного хлорида натрия ===
 
{{Main|Electrolysis}}
Рядок 199 ⟶ 203:
 
Reactions that take place at Down's cell are the following:
: <math>\mbox{Anode (oxidation): }2Cl^{-} \rightarrow Cl_{2}(g) + 2e^{-}\,</math>
: <math>\mbox{Cathode (reduction): }2Na^{+}(l) + 2e^{-} \rightarrow 2Na(l)\,</math>
: <math>\mbox{Overall reaction: }2Na^{+} + 2Cl^{-}(l) \rightarrow 2Na(l) + Cl_{2}(g)\,</math>
 
This process can yield industrial amounts of metallic sodium and gaseous chlorine, and is widely used on [[mineral dressing]] and [[metallurgy]] [[industry|industries]].
Рядок 207 ⟶ 211:
Standard [[emf]] for this process is approximately -4 [[V]] indicating a non-spontaneous process. In order this reaction to occur the battery should provide at least a potential of 4V. However, on mineral refining industry, higher voltages are used, due to low efficiency on the process.
 
=== 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.
 
: <math>\mbox{Anode (oxidation): }2H_{2}O(l) \rightarrow O_{2}(g) + 4H^{+}(aq) + 4e^{-}\,</math>
: <math>\mbox{Cathode (reduction): }2H_{2}O(g) + 2e^{-} \rightarrow H_{2}(g) + 2OH^{-}(aq)\,</math>
: <math>\mbox{Overall reaction: }2H_{2}O(l) \rightarrow 2H_{2}(g) + O_{2}(g)\,</math>
 
{{Main|Electrolysis of water}}
Рядок 220 ⟶ 224:
[[Water]] at standard temperature and pressure conditions doesn't decompose into [[hydrogen]] and [[oxygen]] [[Spontaneous process|spontaneously]] as the [[Gibbs free energy]] for the process at standard conditions is about 474.4 kJ
 
However, special [[laboratory glassware]] has been designed for this purpose- the [[Hofmann voltameter]]. In it, a pair of inert [[electrodes]] usually made of [[platinum]] act as anode and cathode in the electrolytic process. After the water (if pure) has been placed in the [[apparatus]], nothing happens, hence there are not enough [[ions]] to let the passage of electrons occur. To start the electrolysis an electrolyte should be placed in, usually [[sodium chloride]] or [[sulfuric acid]] (most used 0.1 [[Molar concentration|M]]).
 
Bubbles from the gases will be seen near both electrodes. The following half reactions describe the process mentioned above:
 
: <math>\mbox{Anode (oxidation): }2H_{2}O(l) \rightarrow O_{2}(g) + 4H^{+}(aq) + 4e^{-}\,</math>
: <math>\mbox{Cathode (reduction): }2H_{2}O(g) + 2e^{-} \rightarrow H_{2}(g) + 2OH^{-}(aq)\,</math>
: <math>\mbox{Overall reaction: }2H_{2}O(l) \rightarrow 2H_{2}(g) + O_{2}(g)\,</math>
 
Although strong acids may be used in the apparatus, the reaction will not net consume the acid.
 
=== Electrolysis of aqueous solutions ===
Electrolysis in an aqueous is a similar process as mentioned in electrolysis of water. However, it is considered to be a complex process because the contents in solution have to be analyzed in [[chemical reaction|half reactions]], whether reduced or oxidized.
 
==== Electrolysis of a solution of Sodium chloride ====
The presence of water in a solution of [[sodium chloride]] must be examined in respect to its reduction and oxidation in both electrodes. Usually, water is electrolysed as mentioned in electrolysis of water yielding ''gaseous [[oxygen]] in the anode'' and gaseous [[hydrogen]] in the cathode. On the other hand, sodium chloride in water [[Dissociation (chemistry)|dissociates]] in Na<sup>+</sup> and Cl<sup>-</sup> ions, [[anion]] will be attracted to the cathode, thus reducing the [[sodium]] ion. The [[cation]] will then be attracted to the anode oxidizing [[chloride]] ion.
 
Рядок 261 ⟶ 265:
Quantitative aspects of electrolysis were originally developed by [[Michael Faraday]] in [[1834]]. Faraday is also credited to have coined the terms ''[[electrolyte]]'', electrolysis, among many others while he studied quantitative analysis of electrochemical reactions. Also he was an advocate of the [[law of conservation of energy]].
[[Файл:Nickel-electroplating.PNG|thumb|200px|right|To [[refining|refine]] metals a process named [[electroplating]] is used (diagram shows [[Nickel]] refining); the process has its bases on the first and the second law of electrolysis stated by Faraday in the [[19th century]].]]
 
==== First law ====
Faraday concluded after several experiments on [[electrical current]] in [[spontaneous process|non-spontaneous process]], the [[mass]] of the products yielded on the electrodes was proportional to the value of current supplied to the cell, the length of time the current existed, and the molar mass of the substance analyzed.
Рядок 281 ⟶ 286:
 
== Основные принципы электрохимии ==
 
=== Окислительно-восстановительные процессы (Redox) ===
 
Рядок 288 ⟶ 294:
 
=== Oxidation and Reduction ===
The [[chemical element|elementelements]]s involved in an electrochemical [[chemical reaction|reaction]] are characterized by the number of [[electron]]s each has. The ''oxidation state'' of an [[ion]] is the number of electrons it has accepted or donated compared to its neutral state (which is defined as having an oxidation state of 0). If an [[atom]] or ion donates an [[electron]] in a reaction its oxidation state is increased, if an element accepts an electron its oxidation state is decreased.
 
For example when [[sodium]] reacts with [[chlorine]], sodium donates one electron and gains an oxidation state of +1. Chlorine accepts the electron and gains an oxidation state of −1. The sign of the oxidation state (positive/negative) actually corresponds to the value of each ion's electronic charge. The attraction of the differently charged sodium and chlorine ions is the reason they then form an [[ionic bond]].
Рядок 305 ⟶ 311:
{{main|Chemical equation}}
Electrochemical reactions in water are better understood by balancing redox reactions using the [[Ion-Electron Method]] where [[Proton|H<sup>+</sup>]] , [[Hydroxide|OH<sup>-</sup>]] ion, [[Water (molecule)|H<sub>2</sub>O]] and electrons (to compensate the oxidation changes) are added to cell's [[half reaction]]s for oxidation and reduction.
 
==== Acid medium ====
In acid medium [[Proton|H]] atoms and water are added to [[half reaction]]s to balance the overall reaction.
Рядок 340 ⟶ 347:
 
== Электрохимические источники энергии ==
 
=== Гальванические элементы ===
[[Файл:Zincbattery.png|thumb|250px|Zinc carbon battery diagram.]]
Рядок 345 ⟶ 353:
 
{{Main|Dry cell}}
 
==== Элемент Лекланше ====
[[Zinc-carbon battery|Leclanché's cell]] is a good example of this, where cell's [[anode]] is a [[zinc]] [[container]] surrounded by a thin layer of [[manganese dioxide]] and a moist electrolyte paste of [[ammonium chloride]] and [[zinc chloride]] mixed with [[starch]] to have a pale and flabby consistency and avoiding flees. Cell's cathode is represented by a carbon bar inserted on cell's electrolyte, usually placed in the middle.
Рядок 420 ⟶ 429:
{{Main|Коррозия}}
Коррозия&nbsp;— термин, применяемый обычно в отношении процесса разрушение металлов [[ржавчина]], которое вызывается электрохимическими процессами.
<!--Most people are likely familiar with the corrosion of [[iron]], in the form of reddish rust. Other examples include the black tarnish on [[silver]], and red or green corrosion that may appear on [[copper]] and its alloys, such as [[brass]]. The cost of replacing metals lost to corrosion is in the multi-billions of [[American dollar|dollars]] per year.
 
=== Коррозия железа и чёрных металлов ===&nbsp;— это фото, увы, не с коммонз :-(
[[Файл:Iron-rusting-scheme.PNG|thumb|270px|right|Diagram showing a water [[drop|droplet]]let over an iron surface. Electrochemical mechanisms involved develop iron rusting process.{{replacethisimage}}]]
- это фото, увы, не с коммонз :-(
[[Файл:Iron-rusting-scheme.PNG|thumb|270px|right|Diagram showing a water [[drop|droplet]] over an iron surface. Electrochemical mechanisms involved develop iron rusting process.{{replacethisimage}}]]
 
For iron rust to occur the metal has to be in contact with [[oxygen]] and [[water]], although [[chemical reaction]]s for this process are relatively complex and not all of them are completely understood, it is believed the causes are the following:
# Electron transferring (Reduction-Oxidation)
## One area on the surface of the metal acts as the anode, which is where the oxidation (corrosion) occurs. At the anode, the metal gives up electrons.
###: <math>Fe(s)\rightarrow Fe^{2+}(aq) + 2e^{-}\,</math>
## [[Electrons]] are transferred from [[iron]] reducing oxygen in the [[atmosphere]] into [[water (molecule)|water]] on the cathode, which is placed in another region of the metal.
###: <math>O_{2}(g) + 4H^{+}(aq) + 4e^{-} \rightarrow 2H_{2}O(l)\,</math>
## Global reaction for the process:
##: <math>2Fe(s) + O_{2}(g) + 4H^{+}(aq) \rightarrow 2Fe^{2+}(aq) + 2H_{2}O(l)\,</math>
## Standard [[emf]] for iron rusting:
###: <math>E^{o}=E^{o}_{cathode}-E^{o}_{anode}\,</math>
###: <math>E^{o}=1.23V-(-0.44V)=1.67V\,</math>
Iron corrosion takes place on acid medium; [[Proton|H<sup>+</sup>]] [[ions]] come from reaction between [[carbon dioxide]] in the atmosphere and water, forming [[carbonic acid]]. Fe<sup>2+</sup> ions oxides, following this equation:
: <math>4Fe^{2+}(aq) + O_{2}(g) + (4+2x)H_{2}O(l) \rightarrow 2Fe_{2}O_{3}.xH_{2}O + 8H^{+}(aq)</math>
Рядок 452 ⟶ 460:
 
==== Coating ====
Metals are [[coat|coated]]ed on its surface with [[paint]] or some other non-conducting coating. This prevents the [[electrolyte]] from reaching the metal surface '''IF''' the coating is complete. [[Scratch|Scratches]]es exposing the metal will corrode with the region under the paint, adjacent to the scratch, to be [[anode|anodic]].
 
Other prevention is called ''[[passivation]]'' where a metal is coated with another metal such as [[tin can]]. Tin is a metal that rapidly corrodes to form a mono-molecular [[oxide]] coating that prevents further corrosion of the tin. The tin prevents the electrolyte from reaching the base metal, usually [[steel]] ([[iron]]). However, if the tin coating is scratched the iron becomes anodic and the can corrodes rapidly.
Рядок 500 ⟶ 508:
: <math>\mbox{E}^{o}_{cell}=\mbox{E}^{o}_{red}(cathode)-\mbox{E}^{o}_{red}(anode)</math>
 
It is impossible to measure directly half cell standard reduction potential, to avoid this problem a standard reduction potential is assignated to a reference acting as an electrode equivalent to <math>\mbox{E}^{0}_{red}=0\,</math>. Cell's half reaction used for this procedure is [[hydrogen]] which in [[Standard conditions for temperature and pressure|standard temperature and pressure]] conditions (10<sup>5</sup> Pa, 298.15&nbsp;K, 1 mol. L<sup>-1−1</sup>) acts as a zero volt electrode.
 
The [[standard hydrogen electrode]] or ([[Standard hydrogen electrode|SHE]]) consists on an inverted glass tube similar to a laboratory [[test tube]], where a light and fine [[platinum]] wire is connected to a thin platinum [[blade]]. This setup is placed in a solution of [[Hydrochloric acid]], plenty of H<sup>+</sup> ions, gaseous [[hydrogen]] enter through the tube and react over the platinum blade thus allowing reduction and oxidation processes to occur.
Рядок 561 ⟶ 569:
 
== Cell emf dependency on changes in concentration ==
 
=== Nernst Equation ===
{{Main|Nernst Equation}}
Рядок 724 ⟶ 733:
{{BranchesofChemistry}}
-->
 
== Електрохімія неводних розчинів ==
Дослідження у водних розчинах обмежені електрохімічною стійкістю води, як розчинника. Електроліз розплавів не завжди можливий, тому що прості та комплексні сольові системи, у цьому випадку евтектичні розплави, мають надто високу температуру плавлення. Неводні розчини в органічних розчинниках, в рідкому SO<sub>2</sub> тощо дозволяють здійснити деякі процеси, надто енергомісткі або зовсім неможливі у воді чи розплавах.
Рядок 734 ⟶ 744:
 
== Посилання ==
* [http://esu.com.ua/search_articles.php?id=17785 ЕЛЕКТРОХІ́МІЯ] //[[ЕСУ]]
* [http://www.electrochemistry.net Electrochemistry.net]
* [http://www.electrochem.org The Electrochemical Society]
Рядок 747 ⟶ 757:
{{Commonscat|Electrochemistry}}
* ВАК України. Паспорт спеціальності. N 17-09/1 від 29.01.98
* Глосарій термінів з хімії // Й.Опейда, О.Швайка. Ін-т фізико-органічної хімії та вуглехімії ім. Л.&nbsp;М.&nbsp;Литвиненка НАН України, Донецький національний університет &nbsp;— Донецьк: «Вебер», 2008. &nbsp;— 758 с. &nbsp;— ISBN 978-966-335-206-0
 
{{Розділи хімії}}