Чем положительнее заряд тем потенциал электрода

ЭЛЕКТРОДНЫЕ ПОТЕНЦИАЛЫ

Если погрузить металлический электрод в раствор, содержащий ионы того же металла, атомы металлической решетки переходят в раствор и образуют гидратированные ионы металла. В то же время гидратированные ионы приобретают электроны на электроде и образуют атомы металла. В результате они становятся частью металлической решетки. В конце концов на электроде устанавливается равновесие

Процесс, идущий в прямом направлении (вправо), представляет собой восстановление, при котором гидратированные ионы металла в растворе отбирают электроны у электрода (рис. 10.16). Это приводит к дефициту электронов на рассматриваемом электроде и, следовательно, к возникновению на нем положительного заряда. Вместе с тем, в обратном процессе, т. е. в процессе окисления, атомы металлической решетки переходят в раствор, образуя гидратированные катионы. Это приводит к образованию избыточных электронов на данном электроде и возникновению на нем отрицательного заряда.

От того, какой из этих двух противоположно направленных процессов преобладает, а следовательно, от того, в какую сторону окажется смещено равновесие, зависит заряд рассматриваемого электрода. Положение равновесия зависит от целого ряда факторов, в том числе от химической природы металла, концентрации ионов в электролите и от температуры. Если равновесие сдвинуто вправо, восстановление преобладает над окислением и, следовательно, электрод приобретает положительный заряд. Если равновесие сдвинуто влево, окисление преобладает лад восстановлением и, следовательно, электрод приобретает отрицательный заряд.

В любом случае происходит разделение зарядов, а значит, возникает разность потенциалов между электродом и ионами в растворе. Электродный потенциал полуэлемента-это электродвижущая сила (э.д.с.) гальванического элемента, в схематической записи которого слева находится водородный электрод, а справа-рассматриваемый электрод (полуэлемент). Для электрода M1 +(водн.)/М такой гальванический элемент изображается схемой

Электродный потенциал обозначается символом Eм*+/м и соответствует реакции восстановления, протекающей на электроде

Повышение температуры полуэлемента приводит к увеличению способности металла растворяться в растворе и образовывать гидратированные ионы металла. Это способствует протеканию обратной реакции и сдвигу равновесия влево. В результате возрастает разность потенциалов между электродом и раствором.

Рис. 10.16. Возникновение электродных потенциалов, а-на электроде, на котором происходит самопроизвольное восстановление ионов металла из раствора, они забирают электроны у электрода, и поэтому электрод приобретает положительный заряд; б-на электроде, на котором происходит самопроизвольное окисление, попы металла переходят с электрода в раствор, оставляя на электроде избыток электронов, вследствие чего он приобретает отрицательный заряд.

Если же увеличится концентрация гидратированных ионов металла в растворе, равновесие сдвинется вправо. В таком случае разность потенциалов между электродом и раствором уменьшится.

Поскольку электродные потенциалы зависят от температуры, концентрации, а также от давления, то прежде, чем сравнивать их друг с другом, необходимо их стандартизовать, т.е. привести к стандартным условиям. Напомним, что стандартными условиями являются температура 298 К, давление 1 атм и концентрация 1 моль/дм3. Это позволяет определить стандартный электродный потенциал электрода (или полуэлемента) как электродвижущую силу гальванического элемента, в схематической записи которого левым электродом является стандартный водородный электрод, а правым-стандартный рассматриваемый электрод. Для электрода М+/М такой гальванический элемент схематически записывается следующим образом:

Стандартный электродный потенциал этого электрода обозначается символом ?м2+/м-Из приведенного выше определения следует, что стандартный электродный потенциал (стандартного) водородного электрода равен нулю

часть 1 (Cтроение атома, Химическая связь)
часть 2 (Газы, жидкости и твердые вещества, Стехиометрия, Энергетика)
часть 3 (Фазовые равновесия, Химическое равновесие, Ионы, Химическая кинетика)
часть 4 (Электрохимия)

Чем положительнее заряд тем потенциал электрода

Глава 5. ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ

5.1. Теоретическая часть

Электрохимические процессы, как и окислительно-восстановительные реакции (ОВР), связаны с изменением степени окисления веществ, участвующих в реакции. Основное отличие ОВР от электрохимических процессов заключается в том, что процессы восстановления и окисления пространственно разделены и перенос электронов может быть зафиксирован как некоторый ток (в гальваническом элементе, при коррозии) или, наоборот, электрохимический процесс может происходить за счет внешнего источника тока (электролиз).

В любом случае для протекания электрохимической реакции необходима электрохимическая цепь, существенными компонентами которой являются электроды и электролит (водный или неводный).

Под электродами обычно понимают или собственно некий проводник или систему, состоящую из проводника, погруженного в раствор электролита. При контакте металлического проводника с раствором электролита на его поверхности возникает некий заряд, за счет переноса электронов, что приводит к возникновению разности электростатических потенциалов между электродом и находящимся с ним в контакте электролитом. Эта разность называется электродным потенциалом.

Абсолютную величину электродного потенциала отдельного электрода измерить невозможно, поэтому измеряют всегда разность потенциалов исследуемого электрода и некоторого стандартного электрода сравнения, т.е. составляют электрохимическую цепь. В качестве электродов сравнения для водных сред используют хлорсеребряный или обратимый водородный электрод сравнения. Последний представляет собой платинированную (электрохимическим способом осажденную на платиновую пластину) платину, погруженную в раствор кислоты (серной, соляной) с активностью ионов водорода равной 1, через который продувают водород при давлении 101кПа. В системе устанавливается равновесие

Потенциал этого равновесия в указанных условиях принят равным нулю при любых температурах.

Табличные значения стандартных электродных потенциалов (E o ) приведены относительно обратимого водородного электрода. Эти значения нормированы на один электрон и их относят к процессу восстановления:

В практических работах в качестве электрода сравнения чаще, чем водородный, используют хлорсеребряный электрод. Хлорсеребряный электрод представляет собой серебряную проволоку, электролитически покрытую AgCl, помещенную в насыщенный раствор KCl.

Стандартные электродные потенциалы металлов и водорода, расположенные в порядке их возрастания, составляют ряд стандартных электродных потенциалов металлов, или электрохимический ряд напряжений металлов. Ряд электродных потенциалов дает полезные знания:

1.Металлы, имеющие значения электродного потенциала меньше, чем у водорода, могут растворяться с выделением водорода в кислотах, анионы которых не являются окислителями.

2.Металлы, имеющие большее, чем у водорода, значение стандартного электродного потенциала могут встречаться в природе в самородном виде.

3.Металлы, имеющие меньшее значение электродного потенциала могут вытеснять металлы с большим значением электродного потенциала из растворов их солей.

4.Металлы, имеющие электродный потенциал меньше, чем потенциал реакции

2H₂O + 2e = H₂ + 2OH — E o = –0,83В

в стандартных условиях могут растворяться в воде с выделением водорода.

Под гальваническим элементом понимают единичные ячейки химических источников тока, предназначенных для однократного электрического разряда. Гальванический элемент представляет собой два электрода различной природы и электролит. Максимальная разность потенциалов этих электродов в отсутствие электрического тока называется электродвижущей силой (э.д.с.) гальванического элемента. Э.д.с. может быть рассчитана как разность равновесных потенциалов этих электродов.

Для гальванического элемента, составленного из железного и медного электродов э.д.с. будет равна:

Fe 2+ + 2e =Fe E o = –0,44

Cu 2+ +2e=Cu E o =+0,34

э.д.с. =+ 0,34 – ( –0,44) =0,77В,

Зависимость электродного потенциала от концентраций дает уравнение Нернста.

E= E o +lg

Электролиз – совокупность электрохимических окислительно-восстановительных реакций, проходящих при прохождении электрического тока через электролит, с погруженными в него электродами.

При электролизе растворов нужно учитывать возможность разряда на электродах нейтральных молекул растворителя – воды:

2H₂O + 2e = H₂ + 2OH – ( E о = –0,83В)

Возможность протекания электродной реакции разряда ионов металла или молекул воды определяется значением электродного потенциала. Если стандартный электродный потенциал реакции разряда металла

Ме n+ + ne = Me (5.1)

имеет положительное значение, то в стандартных условиях на катоде будет выделяться металл. Если Е о реакции (5.1) меньше, чем потенциал реакции разряда воды (–0,83В), то на катоде выделяется только водород. В остальных случаях параллельно протекают оба процесса.

Например, при электролизе раствора CuSO4

на катоде выделяется медь. На аноде выделяется кислород, а в растворе накапливается кислота.

Коррозией называется процесс самопроизвольного разрушения металлов под влиянием внешней среды. Коррозия – окислительно-восстановительная реакция, сопровождающаяся переходом металла в ионное состояние.

Разрушение металла при соприкосновении с электролитом с возникновением в системе электрического тока называется электрохимической коррозией.

В атмосферных условиях роль электролита играет водяная пленка на металлической поверхности, в которой растворены электропроводящие примеси. Электродами являются сам металл и содержащиеся в нем примеси. В таком гальваническом элементе примеси, имеющие большее значение электродного потенциала играют роль катода, а сам металл является анодом. На катоде обычно выделяется водород из молекул или ионов среды, а анод растворяется, т.е. подвергается коррозии. Например, при контакте железа с медью в растворе соляной кислоты образуется гальванический элемент:

Fe|Fe 2+ , HCl, Cu 2+ |Cu+

На аноде Fe –2e = Fe 2+ ,

На катоде (Cu) 2H + + 2e = H₂

Суммарная реакция Fe + 2H + = H₂ + Fe 2+ ,

Если реакция проходит в атмосферных условиях в воде, процесс усложняется другим процессом, связанным с растворенным в электролите кислородом, который на катоде может участвовать в реакции, именуемой кислородной деполяризацией катода

В этом случае ионы железа соединяются с перешедшими в раствор ионами OH — и окисляются кислородом воздуха,

Fe 2+ + 2OH – = Fe(OH)2

Последний частично отщепляет воду

Полученное вещество примерно отвечает составу бурой ржавчины.

По характеру защитного действия против электрохимической коррозии различают анодные и катодные покрытия. К анодным относят такие покрытия, в которых покрывающий металл обладает более отрицательным потенциалом, чем защищаемый (оцинкованное железо). К катодным относятся покрытия металлом с большим значением электродного потенциала (луженое, т.е. покрытое оловом железо). Пока слой, покрывающий основной металл, полностью изолирует его от воздействия окружающей среды, принципиального различия между этими видами покрытый нет. При нарушении целостности покрытия создаются совершенно различные условия. Катодное покрытие престает защищать и усиливает своим присутствием коррозию. Анодное покрытие будет само подвергаться разрушению, продолжая защищать основной металл.

Для защиты металлов от коррозии часто химическим или электрохимическим путем формируют на его поверхности защитную оксидную пленку. Для алюминия используют электрохимический способ: анодирование. Для железа, применяют, например, кипячение в растворе солей фосфорной кислоты или в азотной кислоте.

5.2.1. Цель работы

Изучение и сопоставление восстановительных свойств металлов

1 М HCl, 1M KOH (NaOH), 1 М растворы сульфатов (нитратов) алюминия, цинка, железа(II), олова (II), свинца (II), меди (II), серебра, пластинки цинка, алюминия, железа, свинца, меди, олова, магния, железная проволока

5.2.4.Порядок выполнения эксперимента

Опыт 1. Взаимодействие металлов с водой и кислотой

1) Налейте в 5 пробирок по 2 –3 мл 1 М HCl и поместите в них пластинки цинка, алюминия, железа, свинца, меди, предварительно очищенные наждачной бумагой. Отметьте наблюдаемое сразу после внесения металлов в пробирки и через некоторое время. Результаты занесите в табл.5.1.

2) Налейте в другие 5 пробирок по 2 –3 мл дистиллированной воды и поместите в них пластинки цинка, алюминия, железа, свинца, меди, предварительно очищенные наждачной бумагой. Отметьте наблюдаемое сразу после внесения металлов в пробирки и через некоторое время. Результаты занесите в табл.5.1.

3)Налейте в 5 пробирок по 1 мл дистиллированной воды и 1мл 1М КОН и поместите в них пластинки цинка, алюминия, железа, свинца, меди, предварительно очищенные наждачной бумагой. Отметьте наблюдаемое сразу после внесения металлов в пробирки и через некоторое время. Результаты занесите в табл.5.1.

Таблица 5.1.

Опишите наблюдаемое

Объясните результаты наблюдений с помощью ряда электродных потенциалов.

Напишите уравнения реакций

Опыт 2. Сопоставление восстановительных свойств металлов в реакциях с растворами солей

1) Налейте в отдельные пробирки по 2 –3 мл растворов 1 М сульфатов (нитратов) алюминия, цинка, железа(II), олова (II), свинца (II), меди (II), серебра и поместите в каждую из них предварительно зачищенные наждачной бумагой пластинки алюминия.

2) В другую серию пробирок с 2 –3 мл растворов 1 М сульфатов (нитратов) алюминия, цинка, железа(II), олова (II), свинца (II), меди (II), серебра поместите предварительно зачищенные наждачной бумагой пластинки железа.
(Примечание:о чистить пластинку металла от оксидной пленки можно поместив ее на несколько минут в 1М HCl и затем быстро тщательно промыв дистиллированной водой поместить в испытуемый раствор.)

3) Аналогичную серию повторите с цинком и медью. Результаты наблюдений в опытах занесите в таблицу 5.1. Отметьте минусами те колонки, где не наблюдается реакция.

Напишите уравнения реакций.

Расположите металлы в последовательности уменьшения восстановительной способности. В полученном ряду металлов над каждым из них напишите табличные значения стандартных электродных потенциалов. Отметьте характер изменения значений потенциалов в вашем ряду. Обоснуйте сделанные вами наблюдения с помощью величин стандартных электродных потенциалов.

5.3.1. Цель работы

Определение зависимости электродного потенциала от рН и концентрации; определение эдс гальванического элемента

5.3.3. Приборы, оборудование.

Стакан на 100 мл, цилиндры на 10 и 25 мл, анализатор ЭКСПЕРТ 001 , платиновый электрод, хлорсеребряный электрод, рН-метр

5.3.4.Порядок выполнения работы

Опыт 3. Определение зависимости электродного (окислительно-восстановительного) потенциала пероксида водорода от рН.

Внимание! Избегайте попадания концентрированного пероксида водорода на кожу!

а) Отмерьте цилиндром 5мл 5% H₂O₂, добавьте 20 мл дистиллированной воды и перенесите в стакан на 50–100мл.
С помощью рН-метра измерьте рН и внесите результат в таблицу 5.2
В стакан поместите платиновый и хлорсеребряный электроды, подсоединенные к анализатору ЭКСПЕРТ 001-1. Электроды должны быть погружены в раствор.
Измерьте значение э.д.с. (показание прибора) и внесите результат в таблицу 5.2

Платина является катализатором разложения пероксида водорода, поэтому идет реакция H₂O₂ — 2e = O₂ + 2H + E o = +0,68 В

После измерения э.д.с. тщательно ополосните электроды в стакане с дистиллированной водой, не вынимая их из штатива, и затем промокните фильтровальной бумагой. Эту процедуру следует повторять после каждого измерения э.д.с..

б) Отмерьте цилиндром 5 мл 5% H₂O₂, прилейте 5 мл 1 М серной кислоты добавьте дистиллированной воды до общего объема 25 мл и перенесите в другой стакан. Измерьте рН. Измерьте значение э.д.с. и внесите результаты в таблицу 5.2

в) То же самое, но вместо 5 мл возьмите 20 мл H₂SO₄.

г).д.) то же, что в б) и в), но вместо кислоты возьмите KOH

Таблица 5.2

Теоретическая Электрохимия. К вопросу о моделировании двойного электрического слоя Текст научной статьи по специальности «Физика»

В статье рассматривается модель тройного электрического слоя, что позволяет проследить влияние различных факторов на величину емкости. Возможность применения конкретных моделей излагается с учетом опытных данных.I

i Надоели баннеры? Вы всегда можете отключить рекламу.

Текст научной работы на тему «Теоретическая Электрохимия. К вопросу о моделировании двойного электрического слоя»

ТЕХНОЛОГИЯ ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИХ ПРОИЗВОДСТВ

К ВОПРОСУ О МОДЕЛИРОВАНИИ ДВОЙНОГО ЭЛЕКТРИЧЕСКОГО СЛОЯ

Ключевые слова: электрический слой, емкость электрического слоя, электродный потенциал, распределение

Keywords: electric layer, the capacity of electric layer, the electrode potential, the charge distribution.

In this paper, a model of a triple electric layer, which allows us to trace the influence of various factors on the capacity. Ability to use specific models presented in the light of experimental data.

Строение и свойства ТЭС и ДЭС

В общепринятой модели двойного электрического слоя (ДЭС) нет конкретизации роли металлического слоя (ртутный электрод) [1]. В случае применения в качестве электрода других металлов, необходимо рассмотрение модели тройного электрического слоя (ТЭС), которая для описания емкости системы должна учитывать модель трех последовательных конденсаторов

При такой схеме для емкости сдифф (известного слоя Гуи-Чапмена) ранее получены формулы, выражающие роль основных факторов такого конденсатора. Наиболее общая из них имеет

» — $ ~ § УЗайГс ■ eh (ур. 1.2),

где £ — диэлектрическая постоянная раствора электролита, с — концентрация водного раствора в м/л, с-h — гиперболическая функция показателя электрических свойств [2].

Ее аналог в известной модели Томаса-Ферми [3] имеет вид:

где К — вектор системы, а Lb — длина экранирования зарядов по Дебаю. Последнее соотношение при q=0 принимает простой вид:

и было использовано в работе Воротынцева-Корнышева [4].

Для определения емкости так называемого плотного слоя Сгг (Гельмгольца-Грэма) обычно используются опытные и расчетные данные в соотношениях:

где q — заряд в мКул/см , а Дфо — потенциал по отношению к точке нулевого заряда электродной поверхности в В и у’ в В для диффузной части электрического слоя; в соотношениях

где £о = 1, а Ь — толщина плотного слоя в А. И в том и ином случаях определяется значение Сплот в МКФ/см2 [5].

Их аналог в модели ТФ имеет вид формулы Грэма для двух последовательных конденсаторов:

а длина экранирования, 1_гг (или Л — корреляционная длина зарядов в растворе электролитов) приобретает вид —^— = Л или (7-= [7] — фиксирует слабое влияние расстояния

приближения ионов, определяемое ролью толщины области с пониженной величиной £.

Влияние природы и состояния твердой фазы на емкости электрических слоев

В более широкой схеме суммарных компонентов ТЭС требуется учет ряда дополнительных факторов, характеризующих и определяющих значение — (I = 1, 2 и 3) трех

компонентов; 1) фактор означает, что применение модели электронного газа осуществляется с учетом того, что свободные электроны (электронный газ) не гидратируется, что электромагнитные волны оптического диапазона не проникают в глубину металла; 2) фактор: в суммарном конденсаторе наблюдается пространственная дисперсия свойств элементов структуры и свойств компонентов (металлическая фаза, свободная и связанная вода с ионами типа Ыа+; Э042″), которые отражаются в значениях их физико-химических параметров в отдельных ее частях; 3) фактор: необходимость приложения различных моделей описания конкретных частей системы, например, известных представлений об экранировании работающих зарядов поверхностного и объемного типа.

Результаты учетов опытных данных и приближенных оценок конкретных моделей ТЭС

Ртутный электрод: водный раствор Ыа2304 (0,5 м/л). Найдено СоПыт = 17 МКФ/см2 при q = — 5 мКул/см2 [6].

Таблица 1 — Результаты расчетов: £ — диэлетрическая проницаемость, d = 0.11 А (толщина граничного слоя), — Дфо — разность потенциалов граничного слоя, В (вольт)

-Дф 0,01 0,16 0,022

ск 50 25 230 МКФ/см2

30 + 25 4 230 250 250 15

Кадмиевый электрод (СЬ, СЬ0) в водном растворе Ыа2304 (0,5 м/л). Найдено Сопыт = 27 МКФ/см2 при q = — 7 мКул/см2 [7].

Таблица 2 — Результаты расчетов

-Дф 0,03 0,08 0,025

ск 70 50 230 МКФ/см2

_1 _1_ 1 _ 54 54 1 9 1

Краткий анализ частных и общих результатов позволяет отметить, что распределение потенциалов в областях пространственного заряда тесно связано с объемными свойствами моделей конденсаторов, их электрофизических и экспериментальных данных для дифференциальных и интегральных емкостей [8,9]. Поскольку в электрохимии принято, что положительному сдвигу потенциала (типа гальвани-потенциала) соответствует переходу заряда из электрода в раствор, то чем положительнее заряд границы фаз, тем отрицательнее электростатический потенциал в области пространственного заряда. Таким образом, для напряженности поля на поверхности металла (полупроводника) следует, что

£,п,ейй0-I = — — и Ег = где ф1 = фо — фв, Т.е. падение потенциала в области

пространственного заряда металлической фазы (фв — потенциал в глубине металла за областью пространственного электронного заряда). При этом величина Ц (Дебаевская длина экранирования заряда) определяется формулой

где По — концентрация электронов — свободных носителей в электрическом поле в металле. Таким образом, можно рассматривать область пространственного заряда как плоский конденсатор толщиной 1_1 (см), внутри которого поле Е1 постоянно, а отношение ф1 к размерам заряженной (дебаевской) области определяет напряженность электрического поля на контакте Бэ = Е1.

При ф1 =0 электродный потенциал носит название фпз (потенциал плоских зон), границы которых не искривлены электрическим полем (плоские электромагнитные волны).

При £1 = 2 и По (электронов) = 1014см3, расчетная формула 2’1.3&1с~ь*’3сс- _ л , __э

Г= — ^ 1 — -«»‘ см, что соответствует концентрации всего заряда в

*s1 a.-lA1 ж в1 1L’ 11U

поверхностном слое толщиной порядка 10″ см. Аналогичный расчет при значении По = 10 приводит к заряженной области 1_1 = 10-6 см более типичной для металлов.

Толщина диффузного слоя в электролите Ьэ уменьшается с ростом концентраций раствора. В сантинормальном водном растворе при содержании С0=1019 ионов в одном кубическом сантиметре при £=80 дебаевская длина определяется тем же порядком величины 1_э = 10-6 см. В растворах электролитов однако необходимо принимать во внимание проявление роли ионной силы (учет зарядов ионов и их концентрации), что позволяет оценить концентрационный порог теории Дебая в 0,01 моль/кг. При этом одновременно определяется и критическое значение Гр = 1_э = 3,0 нм для 1-1-валентного электролита (£=80) с учетом ]=т-ионной силы, р = 1-103 кг/м2 (плотность зарядов). В свою очередь квантово-механические расчеты определяют предельное (минимальное) расстояние между ионами, ограничивающие образование их двойников (гт|П

Приведенные выше модели и результаты расчетов выполнены в предположении, что заряд на границе металл (полупроводник) — электролит распределен непрерывно, а не состоит из отдельных точечных зарядов. Это приближение обычно считается достаточно хорошим. Однако в следующих приближениях необходимо учитывать дискретность зарядов в ионной части ДЭС и зарядов поверхностных состояний [11]. При этом, как показывает накопленный опыт электрохимических работ, целесообразно использовать выражение для гальвани-потенциала на контакте металл-электролит в виде соотношения [9]: = ¥*1 + = ,где Е| (1,2,э) — напряженности электрического

поля на границах контактирующих пространственных зарядов в системе плоских конденсаторов. Если падение потенциала в области заряда ф| = 0, то в этом случае границы энергетических зон определены и обусловлены в основном диффузным зарядом в металле. При увеличении гальвани-потенциала отношения скачков потенциала в слое Гельмгольца и в слое объемного заряда возрастает и может стать сравнимым с падением потенциала

объемного заряда. В сильно концентрированном электролите всегда можно пренебречь падением потенциала по сравнению с его величиной в металле или в слое Гельмгольца (d2).

Дополнительные материалы к работе «К вопросу о моделировании двойного

I. В работах Г.А. Добренькова и сотрудников при изучении адсорбции органических соединений методом импедансного моста и электрокапиллярных кривых на Hg, Bi (грань монокристалла 111) были отмечены эффекты пространственной дисперсии свойств ДЭС в водных растворах Na2SO4 в области катодных зарядов электрода.

1. Зафиксированы диэлектрические проницаемость водного раствора Na2SO4 s = 12-13 единиц (работа Л.Т. Гусевой, Электрохимия, т.11, в.11, М.,1975);

2. Значения в интервале s = 2,2 до 35 для водных растворов K2SO4+ H2SO4, содержащих ионы аминокислом фенилаланина и тирозина, а в случае адсорбции полиэтиленамина (ПЭГ — 300) значение s = 6,7 единиц (работы С.И. Гильманшиной, Электрохимия, т.27, №6, с.775, 1991 г.).

3. В публикации Электрохимия, т.26, в.10, стр.1265, 1990 г. В присутствии в растворах бензоат ионов на висмуте зафиксировано значение для раствора электролита s = 33,0 единиц в области зарядов близких к точке нулевых зарядов соответствующих металлов.

4. Ашкрофт — Мермин, т.1, стр.340, Теория экранировки Томаса — Ферми; т.2, стр.141, Диэлектрическая проницаемость металлов.

II. Копии приложений опытных результатов использованных работ.

Рис. 1 — По данным [7]

Рис. 2 — По данным [4], tg а = 1; Hg/водн.р-р, Na+H2PO4

Рис. 3 — По данным [11. C.58]

1. Фрумкин, А.Н. Кинетика электродных процессов / А.Н. Фрумкин, В.С. Багоцкий, З.А. Иофа, Б.Н. Кабанов. — М.: Изд-во МГУ, 1952. — 319 с.

2. Корыта, И. Электрохимия / И. Корыта, И. Дворжик, В. Богачкова — М.: Изд-во МИГ, 1977. — 472 с.

3. Ашкрофт, Н. Физика твердого тела. Т.1./ Н. Ашкрофт, Н. Мермин. — М., — 340 с.

4. Воротынцев, М.А. Электростатика сред с пространственной дисперсией / М.А. Воротынцев, А.А. Корнышев. — М.: Наука, 1995. — 240 с.

5. Дамаскин, Б.Б. Введение в электрохимическую кинетику / Б.Б. Дамаскин, О.А. Петрий. — М.: Высшая школа, 1983. — 400 с.

6. Емец, В.В. Автореф. д-ра хим. наук / В.В. Емец. — М., 2002. — 43 с.

7. Головин, В.А. Автореферат канд.хим.наук / В.А. Головин. -Казань, 1970. — 15 с.

8. Низмутдинов, Р.Р. Автореферат докт.хим.наук / Р.Р. Низмутдинов. — Казань, 1998. — 36 с.

9. Мямлин, В.А. Электрохимия полупроводников / В.А. Мямлин, Ю.В. Плекков. — М.: Наука, 1996. -338 с. 10.Эткинс, П. Физическая химия. Т.1 / П. Эткинс. — М.: Изд-во МИГ, 1980. — 580 с.

11.Делахей, П. Двойной слой и кинетика электродных процессов / П. Делахей. — М.: Изд-во МИГ, 1967. — 337 с.

Казанского государственного технологического университета, доктор химических наук скончался 18 сентября 2011 года.

Страницы не существует!

Ошибка 404 обозначает, что запрошенному вами URL не соответствует никакая страница сайта. Этому могут быть две причины: ссылка неверна или ранее существовавшая страница была удалена. Получив вместо страницы сообщение об ошибке, тщательно проверьте написание адреса — возможно, вы просто ошиблись при наборе. Если вы уверены, что адрес правильный, попробуйте начать поиск информации с верхнего уровня сайта (доменного имени).

По какой причине могла возникнуть ошибка:

— Вы написали http://www.web-stroy.com/штвучюреьд вместо http://www.web-stroy.com/index.html
— Вы написали inex.html, idnex.html вместо index.html

Если Вы попали сюда по ссылке с сайта, просим Вас пришлите нам эту ссылку по адресу info@web-stroy.com!

Чем положительнее заряд тем потенциал электрода

ЭЛЕКТРОДНЫЕ ПОТЕНЦИАЛЫ

Чем положительнее заряд тем потенциал электрода

Теоретическая Электрохимия. К вопросу о моделировании двойного электрического слоя Текст научной статьи по специальности «Физика»

Похожие темы научных работ по физике , автор научной работы — Добреньков Г. А.

Текст научной работы на тему «Теоретическая Электрохимия. К вопросу о моделировании двойного электрического слоя»

Страницы не существует!

Добавить комментарий Отменить ответ