Возможность активного электрохимического взаимодействия металла с электролитом обусловлена наличием ионов металла в электролите и свободных электронов в самом металле.
При непосредственном контакте металла с электролитом на поверхности их раздела возникает некоторый скачок потенциала (разность потенциалов). Механизм возникновения скачка потенциала на металле по современным воззрениям представлен на рисунке 1
Каждому металлу при его взаимодействии с электролитом присуща определенная электролитическая упругость растворения, т. е. способность посылать в окружающий раствор свои положительно заряженные ионы.
Величина упругости растворения для различных металлов различна и зависит от химической природы самого металла, свойств электролита, температуры и других внешних условий.
Упругости растворения отвечает обратный процесс, т. е. переход ионов данного металла из раствора и осаждение их на поверхности металла.
Противодействие раствора электролитической упругости растворения носит название осмотического давления на металл.
Если пластинку какого-либо металла, например цинка, поместить в электролит, содержащий ионы Zn-в концентрации, при которой упругость растворения Р будет больше осмотического давления р, то в электролит перейдет некоторое количество ионов
Zn-Zn(в растворе) +2 электрона (в металле).
В результате этого процесса пластинка цинка приобретет отрицательный заряд (фиг. 1, а).
Отделившиеся от пластинки цинка положительно заряженные ионы группируются около ее поверхности под влиянием электростатического притяжения отрицательно заряженного металла.
В равновесном положении на границе металл - электролит образуется двойной электрический слой: поверхность металла заряжена отрицательно, окружающий его слой электролита положительно; между цинком и электролитом возникла некоторая разность потенциалов. Переходя к принятым обозначениям, получим:
где Е - заряд электрода.
При обратном соотношении упругости растворения и осмотического давления, т. е. при Р <С р (рисунок 1,6), возможном при некоторой иной концентрации электролита, ионы цинка начнут осаждаться на поверхности металла, сообщая ему положительный заряд. При этом прилегающий к поверхности металла слой электролита зарядится отрицательно за счет отрицательных зарядов анионов SO 4 , которые сгруппируются около металла.
В результате установившегося равновесия опять образуется двойной электрический слой, причем заряд металла по отношению к заряду раствора будет положительным:
В случае равенства упругости растворения металла и осмотического давления его ионов обмена зарядами между металлом и электролитом не произойдет - в результате не возникнет между ними и разности потенциалов, т. е. при Р = р Е = 0.
Возникающая разность потенциалов называется электродным потенциалом или пограничным скачком потенциала.
Величина равновесного электродного потенциала, т. е. потенциала металла, находящегося в растворе собственной соли, зависит от концентрации ионов в этом электролите.
При погружении металла в раствор, содержащий ионы другого металла, на границе металл - электролит также будет происходить скачок потенциала. Однако потенциал металла в этом случае сильно отличается от его равновесного электродного потенциала и называется неравновесным.
Электродвижущая сила (э. д. с.) любого гальванического элемента, состоящего из двух различных электродов, равна разности скачков потенциалов на границе раздела между электролитом и каждым из электродов в отдельности.
Значение потенциала одиночного электрода относительно раствора может быть определено измерением э. д. с. цепи, состоящей из данного электрода и другого так называемого стандартного электрода, потенциал которого известен. В качестве стандартного принимается потенциал нормального водородного электрода, условно равный нулю.
Потенциал металла, измеренный в нормальном (с концентрацией 1 г - эквивалент на 1 л) растворе собственной соли я отнесенный к нормальному водородному электроду, называется нормальным электродным потенциалом.
Электрод и электродный потенциал
Процессы взаимного превращения химической и электрической форм энергии называются электрохимическими. Их можно разделить на две основные группы: 1) процессы превращения химической энергии в электрическую (гальванический элемент); 2) процессы превращения электрической энергии в химическую (электролиз).
Изучением электрохимических процессов занимается электрохимия.
К электрохимическим процессам относятся явления, возникающие на границе двух фаз с участием заряженных частиц (ионов и электронов), например, при погружении металлической пластинки в воду.
Для всех металлов характерно свойство в большей или меньшей степени растворяться в воде. При этом протекает взаимодействие поверхностных ион-атомов металла, находящихся в узлах решетки, с полярными молекулами воды. В результате в раствор переходят гидратированные катионы металла (окисление), оставляя в металле электроны. Пластина металла становится заряженной отрицательно, а приэлектродный слой раствора – положительно. На границе металл – раствор возникает двойной электрический слой, характеризующийся разностью потенциалов.)
При погружении металла в раствор его соли также возникает двойной электрический слой. В этом случае возможны два механизма его образования. Если концентрация ионов в растворе мала или металл достаточно активный, металлическая пластинка заряжается отрицательно. В том случае, когда концентрация катионов металла в растворе велика или металл малоактивный, металлическая пластинка заряжается положительно. Потенциалу металла приписывается тот знак, который возникает на его поверхности в двойном электрическом слое.
Система, состоящая из металла, опущенного в раствор собственной соли, называется окислительно-восстановительной или электродом и характеризующаяся определенным электродным потенциалом.
Водородный электрод.
Водородный электрод состоит из платиновой пластинки, покрытой платиновой чернью (электролитически осажденной платины). Электрод погружен в раствор кислоты с концентрацией ионов водорода 1 моль/л и омывается струей газообразного водорода под давлением 1 атм. при температуре 25 о С.
При насыщении платины водородом на поверхности металл – раствор устанавливается равновесие Н 2 D 2Н+ , которое характеризуется определенным скачком потенциала, величина потенциала которого условно принимается за нуль (при всех значениях температур).
Условно водородный электрод обозначают схемой 2Н+ | Н 2 , Pt, где вертикальная черта обозначает поверхность раздела фаз.
Уравнение Нернста для этого электрода имеет вид
Учитывая, что lg = – pH, получаем
Таким образом, потенциал водородного электрода принимает более отрицательное значение с увеличением давления водорода и рН.
Стандартные электродные потенциалы
Если металл опустить в раствор его соли с концентрацией по катиону 1 моль/л, то электродный потенциал будет постоянной величиной при данной температуре и давлении. Такой потенциал называется стандартным электродным потенциалом и обозначают ϕ 0 или Е 0 .
Абсолютное значение его определить невозможно. На практике измеряют разность потенциалов между электродным потенциалом исследуемой системы и потенциалом водородного электрода (электрод сравнения) в стандартных условиях. Таковыми обычно являются активность ионов, равная 1 моль/л, Р= 101,325 кПа и Т= 298К.
Определив стандартные электродные потенциалы металлических электродов, металлы располагают в порядке их возрастания и получают электрохимический ряд напряжений металлов , или, точнее, ряд стандартных электродных потенциалов
Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H, Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au.
Ряд стандартных электродных потенциалов характеризует химические свойства металлов в водных растворах.
– чем меньше электродный потенциал металла (левее в ряду потенциалов) тем он химически активнее, тем легче окисляется и труднее восстанавливается из своих ионов;
– металлы, имеющие отрицательные электродные потенциалы (расположенные в ряду до водорода), вытесняют водород из разбавленных кислот, анионы которых не проявляют окислительные свойства, и при этом растворяются в них;
– каждый металл способен вытеснять (восстанавливать) из растворов солей те металлы, которые имеют более высокий электродный потенциал.
Величина электродного потенциала зависит от природы металла, концентрации его ионов в растворе, от температуры и рН среды. Данная зависимость выражается уравнением Нернста:
где R – универсальная газовая постоянная – 8,314Дж/моль∙град;
F – число Фарадея – 96500 Кл;
Т – температура, K;
n – число отданных или присоединённых электронов одной молекулы окислителя или восстановителя;
C ок, C вос – соответственно концентрация окисленной и восстановленной форм вещества;
E 0 ок/вос – стандартный потенциал окисленной и восстановленной формы вещества.
Преобразовав данное выражение: подставить значения R, F , Т (298 °К) и перевести натуральный логарифм в десятичный, получаем.
Зная величину E ок/вос, можно определить окислительно-восстановительную активность веществ:
– чем меньше окислительно-восстановительный потенциал, тем большей восстановительной активностью обладает вещество и легче теряет свои электроны;
– чем больше окислительно-восстановительный потенциал, тем выше окислительная активность вещества и легче принимает электроны.
Для стандартных электродных потенциалов действительно выражение
∆G о = – nE 0 F ,
где ∆Gо – изменение энергии Гиббса для электродной реакции Ме + m H 2 O = Ме n+ · m H 2 O + nē, протекающей в условиях, когда все реагирующие вещес тва находятся в стандартном состоянии при активности, равной единице; n – число электронов; F – число Фарадея.
Теоретические аспекты электрохимических процессов
Какие процессы называются электрохимическими?
Все электрохимические процессы можно разделить на две противоположные группы: процессы электролиза, при которых под действием внешнего источника электроэнергии происходят химические реакции, и процессы возникновения электродвижущей силы и электрического тока вследствие определенных химических реакций.
В первой группе процессов электрическая энергия превращается в химическую, во второй ‒ наоборот, химическая ‒ в электрическую.
Все электрохимические реакции происходят при протекании электрического тока в цепи. Этот круг обязательно состоит из последовательно соединенных металлических проводников и раствора (или расплава) электролита. В металлических проводниках ток переносят электроны, в растворе электролитов ‒ ионы. Непрерывность протекания тока в цепи обеспечивается только тогда, когда происходят процессы на электродах, т.е. на границе металл ‒ электролит. На одном электроде происходит процесс приема электронов ‒ восстановление, на втором электроде - процесс отдачи электронов, т.е. окисления.
Особенностью электрохимических процессов, в отличие от обычных химических, является пространственное разделение процессов окисления и восстановления. Из этих процессов, которые не могут происходить друг без друга, и состоит в целом химический процесс в электрохимической системе.
В чем заключается сущность механизма образования электродного потенциала?
Гальванический элемент (химический источник тока) – это устройство, в котором химическая энергия окислительно-восстановительной реакции превращается в электрическую. Гальванический элемент состоит из двух электродов (полуэлементов).
Система, в которой металл погружен в раствор собственной соли, называется электродом или полуэлементом . При погружении металлической пластинки в раствор собственной соли имеют место два основных процесса. Первый процесс – это ионизация металла пластинки, где в узлах кристаллической решетки находятся ионы – атомы:
Ионизация происходит под действием полярных молекул растворителя (воды). Образующиеся при этом электроны концентрируются на пластинке, заряжая ее отрицательно, а образующиеся катионы металла переходят с пластинки в раствор и концентрируются возле пластинки (рис. 1).
Рисунок1 – Схема металлического электрода
Второй процесс – это взаимодействие молекул растворителя с ионами металла, т.е. сольватация образующихся ионов:
При погружении пластинки металла в раствор вначале преобладает процесс ионизации металла, но со временем скорость прямой реакции уменьшается, а растет скорость обратной реакции, пока между этими процессами не установится динамическое равновесие
При этом на границе металл-раствор (твердая фаза - жидкость) устанавливается равновесный двойной электрический слой (ДЭС), состоящий из положительных ионов и электронов. Условное обозначение системы металл-раствор – Ме/Ме n + , где вертикальной чертой отмечена граница раздела твердая фаза-раствор.
Электродный потенциал. Стандартный электродный потенциал. Ряд стандартных электродных потенциалов
Между положительными ионами и электронами возникает скачок потенциала, который называется электродным потенциалом. Потенциал, возникающий в условиях равновесия электродной реакции, называется равновесным электродным потенциалом .
Значение электродного потенциала, возникающего на границе металл-раствор, зависит от природы металла, активности ионов этого металла и от температуры.
Абсолютное значение электродного потенциала в настоящее время измерить или рассчитать невозможно. Но можно определить значение электродного потенциала относительно какого-либо электрода, выбранного в качестве стандарта. Согласно международному соглашению таким стандартом служит стандартный (нормальный) водородный электрод, потенциал которого условно принят за нуль: = 0.0 В.
Стандартный водородный электрод представляет собой платиновую пластинку, покрытую платиновой чернью и опущенную в раствор Н 2 SO 4 или HCI с = 1 моль/л, через который все время пропускается газообразный Н 2 под давлением 101.3 кПа при 298 К (рис. 2).
Рисунок 2 – Водородный электрод
Платина, отличающаяся высокой химической стойкостью, в электродном процессе не участвует. Ее роль сводится к адсорбции на своей поверхности водорода и переносу электронов. На поверхности платины протекает процесс:
H 2 ⇄ 2Н + + 2 .
Если пластинку любого металла соединить со стандартным водородным электродом, то получим значение стандартного электродного потенциала данного металла.
Располагая металлы в порядке увеличения стандартных электродных потенциалов, получают электрохимический ряд напряжений металлов. Металлы, стоящие в ряду напряжений после водорода, не способны вытеснять водород из кислот. Вытеснение металла из солей другим металлом осуществляется только в том случае, если вытесняющий металл расположен в ряду напряжений до вытесняемого. Чем дальше друг от друга удалены металлы в электрохимическом ряду напряжений (т.е. чем больше разница между стандартными потенциалами металлов), тем больше ЭДС гальванического элемента, в котором эти металлы использованы.
Стандартные потенциалы являются количественной мерой окислительно-восстановительной способности системы. Чем выше значение φ 0 , тем большей окислительной способностью обладает окисленная форма данной пары. Восстановительные свойства сильнее выражены у восстановленной формы в паре с меньшим значением φ 0 .
Все металлы в ряду напряжений делятся на: активные (литий – алюминий), средней активности (до водорода), неактивные.
Электрохимические системы
Общая характеристика
Электрохимия - раздел химии, которая изучает процессы возникновения разности потенциалов и превращение химической энергии в электрическую (гальванические элементы), а также осуществление химических реакций за счет затраты электрической энергии (электролиз). Эти два процесса, имеющие общую природу нашли широкое применение в современной технике.
Гальванические элементы используются как автономные и малогабаритные источники энергии для машин, радиотехнических устройств и приборов управления. При помощи электролиза получают различные вещества, обрабатывают поверхности, создают изделия нужной формы.
Электрохимические процессы не всегда служат на пользу человеку, а иногда приносят большой вред, вызывая усиленную коррозию и разрушение металлических конструкций. Чтобы умело использовать электрохимические процессы и бороться с нежелательными явлениями, их надо изучить и уметь регулировать.
Причиной возникновения электрохимических явлений служит переход электронов или изменение степени окисления атомов веществ, участвующих в электрохимических процессах, то есть окислительно-восстановительные реакции, протекающие в гетерогенных системах. В окислительно-восстановительных реакциях электроны непосредственно переходят от восстановителя к окислителю. Если процессы окисления и восстановления пространственно разделить, а электроны направить по металлическому проводнику, то такая система будет представлять собой гальванический элемент. Причиной возникновения и протекания электрического тока в гальваническом элементе является разность потенциалов.
Электродный потенциал. Измерение электродных потенциалов
Если взять пластину какого либо металла и опустить ее в воду, то ионы поверхностного слоя под действием полярных молекул воды отрываются и гидратированными переходят в жидкость. В результате такого перехода жидкость заряжается положительно, а металл отрицательно, поскольку на нем появляется избыток электронов. Накопление ионов металла в жидкости начинает тормозить растворение металла. Устанавливается подвижное равновесие
Ме 0 + mН 2 О = Ме n + × m H 2 O + ne -
Состояние равновесия зависит как от активности металла так и от концентрации его ионов в растворе. В случае активных металлов, стоящих в ряду напряжений до водорода, взаимодействие с полярными молекулами воды заканчивается отрывом от поверхности положительных ионов металла и переходом гидратировнных ионов в раствор (рис. б). Металл заряжается отрицательно. Процесс является окислением. По мере увеличения концентрации ионов у поверхности становится вероятным обратный процесс - восстановление ионов. Электростатическое притяжение между катионами в растворе и избыточными электронами на поверхности образует двойной электрический слой. Это приводит к возникновению на границе соприкосновения металла и жидкости определенной разности потенциалов, или скачка потенциала. Разность потенциалов, возникающую между металлом и окружающей его водной средой, называют электродным потенциалом. При погружении металла в раствор соли этого металла равновесие смещается. Повышение концентрации ионов данного металла в растворе облегчает процесс перехода ионов из раствора в металл. Металлы, ионы которых обладают значительной способностью к переходу в раствор, будут заряжаться и в таком растворе положительно, но в меньшей степени, чем в чистой воде.
Для неактивных металлов равновесная концентрация ионов металла в растворе очень мала. Если такой металл погрузить в раствор соли этого металла, то положительно заряженные ионы выделяются на металле с большей скоростью, чем происходит переход ионов из металла в раствор. Поверхность металла получит положительный заряд, а раствор отрицательный из-за избытка анионов соли. И в этом случае на границе металл - раствор возникает двойной электрический слой, следовательно, определенная разность потенциалов (рис. в). В рассмотренном случае электродный потенциал положительный.
Рис. Процесс перехода иона из металла в раствор:
а – равновесие; б – растворение; в – осаждение
Потенциал каждого электрода зависит от природы металла, концентрации его ионов в растворе и температуры. Если металл опустить в раствор его соли, содержащей один моль-ион металла на 1 дм 3 (активность которого равна 1), то электродный потенциал будет постоянной величиной при температуре 25 о С и давлении 1 атм. Такой потенциал называется стандартным электродным потенциалом (Е о).
Ионы металла, имеющие положительный заряд, проникая в раствор и перемещаясь в поле потенциала границы раздела металл-раствор, затрачивают энергию. Эта энергия компенсируется работой изотермического расширения от большей концентрации ионов на поверхности к меньшей в растворе. Положительные ионы накапливаются в приповерхностном слое до концентрации с о , а затем уходят в раствор, где концентрация свободных ионов с . Работа электрического поля ЕnF равна изотермической работе расширения RTln(с o /с). Приравняв оба выражения работы можно вывести величину потенциала
Еn F = RTln(с o /с), -Е = RTln(с/с о)/nF,
где Е – потенциал металла, В; R – универсальная газовая постоянная, Дж/моль К; Т – температура, K; n – заряд иона; F – число Фарадея; с – концентрация свободных ионов;
с о – концентрация ионов в поверхностном слое.
Непосредственно измерить величину потенциала не представляется возможным, так как невозможно экспериментально определить с о. Опытным путем определяют величины электродных потенциалов относительно величины другого электрода, потенциал которого условно принимают равным нулю. Таким стандартным электродом или электродом сравнения является нормальный водородный электрод (н.в.э.) . Устройство водородного электрода показано на рисунке. Он состоит из платиновой пластинки, покрытой электролитически осаждённой платиной. Электрод погружен в 1М раствор серной кислоты (активность ионов водорода равна 1 моль/дм 3) и омывается струей газообразного водорода под давлением 101 кПа и Т = 298 К. При насыщении платины водородом на поверхности металла устанавливается равновесие, суммарный процесс выражается уравнением
2Н + +2е ↔ Н 2 .
Если пластинку металла, погруженного в 1М раствор соли этого металла, соединить внешним проводником со стандартным водородным электродом, а растворы электролитическим ключом, то получим гальванический элемент (рис. 32). Электродвижущая сила этого гальванического элемента будет являться величиной стандартного электродного потенциала данного металла (Е о).
Схема измерения стандартного электродного потенциала
относительно водородного электрода
Взяв в качестве электрода цинк находящийся в 1 М растворе сульфата цинка и соединив его с водородным электродом, получим гальванический элемент, схему которого запишем следующим образом
(-) Zn/Zn 2+ // 2H + /H 2 , Pt (+).
В схеме одна черта означает границу раздела между электродом и раствором, две черты – границу между растворами. Анод записывается слева, катод справа. В таком элементе осуществляется реакция Zn о + 2H + = Zn 2+ + Н 2 , а электроны по внешней цепи переходят от цинкового к водородному электроду. Стандартный электродный потенциал цинкового электрода (-0,76 В).
Взяв в качестве электрода медную пластинку, при указанных условиях в сочетании со стандартным водородным электродом, получим гальванический элемент
(-) Pt, H 2 /2H + //Cu 2+ /Cu (+).
В этом случае протекает реакция: Cu 2+ + H 2 = Cu о + 2H + . Электроны по внешней цепи перемещаются от водородного электрода к медному электроду. Стандартный электродный потенциал медного электрода (+0,34 В).
Термин электрод применяется в электрохимии в нескольких смыслах. Во-первых, электрод это область, в которой происходит заданный электрохимический процесс; в зависимости от направления тока или от природы реакции это может быть катод (процесс восстановления) или анод (процесс окисления). В некоторых случаях один и тот же электрод может иметь катодные и анодные области. Во-вторых, электрод в чисто электрохимическом смысле это целиком взятый полуэлемент, т. е. сочетание областей вблизи поверхности металлического (точнее, имеющего электронную проводимость) электрода и контактирующей с ним области электролита, где данная реакция происходит. В некоторых случаях в результате процесса образуется новая фаза, и тогда термин «электрод» относится к некоторой последовательности фаз вместе с их межфазными границами. Примером электрода является электрод сравнения, в котором имеет место равновесие между Ag и AgCl; такой электрод, находящийся в растворе хлорида калия, схематически обозначается как последовательность фаз Ag|AgCl|KCl. Наконец, электродом часто называют собственно тот предмет, на поверхности которого происходит электрохимический процесс.
Электродный потенциал, наряду с плотностью тока, является физическим параметром, который контролирует электродный процесс. Потенциал электрода ф представляет собой скачок потенциала между раствором и объемом металла; эта величина носит название галъвани- потенциала, точнее, разности гальвани-потенциалов. Эту разность потенциалов невозможно измерить экспериментально, так как при измерении потенциала раствора придется ввести дополнительную границу металл/электролит со своим собственным гальвани-потен- циалом. Иными словами, раствор не удается использовать как точку отсчета. По этой причине на практике принято измерять электродный потенциал относительно другого электрода, имеющего хорошо воспроизводимый и устойчивый потенциал. Существуют различные электроды сравнения такого рода; на стандартном водородном электроде (СВЭ) потенциал устанавливается в результате равновесия между ионами Н + и газообразным водородом (при стандартных условиях). Соответствующий потенциал по определению принято считать равным нулю при всех температурах. Электродный потенциал, измеренный относительно водородного нуля, принято обозначать буквой Е.
СВЭ слишком неудобен в пользовании, чтобы быть практичным; поэтому в лабораторной практике применяют другие электроды сравнения (каломельный или хлоридсеребряный), имеющие другие потенциалы; их значения при разных температурах приведены в табл. 1.2.
Потенциалы электродов сравнения
Таблица 1.2
Концепции, связанные с понятием электродного потенциала (проблема абсолютного скачка потенциала, строгое определение потенциалов Гальвани и Вольта, и т. д.) исключительно важны для электрохимии, но выходят за рамки данной книги; соответствующая информация имеется, например, в .
Плотность тока и электродный потенциал при заданной электрохимической реакции в стационарном состоянии связаны друг с другом взаимно однозначным соответствием; однако реальные условия на электроде, где идет рост новой фазы, редко бывают стационарными. Поэтому потенциостатический процесс (при Е = const) сопровождается изменением во времени плотности тока; аналогично, гальвано- статический процесс (г = const) обычно сопровождается изменениями потенциала Е. Возможные причины таких изменений включают следующее: а) состояние поверхности (шероховатость, морфология) меняется во времени; б) состав раствора, прилегающего к электроду (концентрации компонентов, pH), также может изменяться в ходе процесса. На начальных этапах электролиза такие изменения могут быть значительными.
Наряду со стационарными процессами довольно часто применяются динамически изменяемые условия, особенно в исследовательской работе. Чаще всего применяются потенциодинамические условия, т. е. развертка потенциала. Обычно задается линейный закон развертки с определенной скоростью, т. е. Е = Е 0 + ах, где а может изменяться от 10 -4 до 10 6 вольт в секунду; типичное значение а составляет 10 мВ/с. При очень низких скоростях развертки изучаемый электрохимический процесс является квазистационарным и его часто трудно отличить от стационарного. Напротив, при очень высоких скоростях развертки концентрация веществ вблизи электрода не успевает следовать за измерениями потенциала и измеряемые величины остаются независимыми от времени. В общем случае, при различных исследованиях электродных процессов применяются различные скорости изменения потенциала.
Современные исследования в данной области выполняются с использованием приборов, специально созданных для электрохимических исследований, причем особое место среди них принадлежит электронным потенциостатам (гальваностатам), создающим большие возможности для таких работ. Подробное описание этих приборов имеется, например, в . Типичная зависимость плотности тока от потенциала при электроосаждении показана на рис. 1.1. Эта кривая соответствует выделению меди из подкисленного раствора сульфата. Ход кривой обсуждается в следующем разделе.
Рис. 1.1. Зависимости плотности тока от потенциала для процесса выделения металла в отсутствие перемешивания (1) и при перемешивании электролита (2). При высоких перенапряжениях выявляется область предельного тока i /im , который возрастает при перемешивании. Показаны равновесный потенциал Е (в точке пересечения кривой с осью абсцисс), катодное г| с и анодное г) а перенапряжения
