Тема: Равновесный,неравновесный и оптимизационный подходы в макроэкономике.. Учебная работа № 396234

Учебная работа № 396234. Тема: Равновесный,неравновесный и оптимизационный подходы в макроэкономике.

Выдержка из подобной работы

…….

Равновесные и поляризационные диаграммы потенциал-pH

…..ния
пассивирующей пленки, появлении питтингов и перехода металла в ионы.

Однако, у диаграмм Пурбе
есть недостаток, заключающийся в том, что в реальности состояние
электрохимического равновесия не достигается.

Для того, чтобы описать
коррозионно-электрохимическое поведение металлов в реальных условиях,
используется поляризационная диаграмма потенциал – рН.

Поляризационная диаграмма
основана на реальных поляризационных кривых и является «коррозионным паспортом»
данного сплава.

Целью данной работы
является изучение равновесных и поляризационных диаграмм потенциал – pH, принципах их построения и анализа,
а также расчет и построение диаграммы электрохимической устойчивости для
системы Cu – H2O.

1. ЛИТЕРАТУРНЫЙ ОБЗОР

1.1 Термодинамика
электрохимических систем и электродных процессов. Условная водородная шкала.
Правило знаков ЭДС и электродных потенциалов. Электрохимический потенциал.
Электрохимические равновесия

Пусть в электрохимической
системе обратимо и изотермически протекает процесс:

 (1.1.1)

Работа по перемещению
электрического заряда равна:

 (1.1.2)

Для обратимой реакции:

 (1.1.3)

Полезная работа
обратимого процесса максимальна и равна убыли изобарного потенциала системы, т.
е:

 (1.1.4) при p,T=const

Изменение изобарного
потенциала вызвано совокупностью электрохимических реакций на электродах, т. Е.
суммарной химической реакцией или другими физико-химическими процессами
(растворение, выравнивание концентраций, фазовое превращение и др.).

С учетом того, что U=E и ,
и формул (1.1.2), (1.1.3) и (1.1.4), получаем:

 (1.1.5)

Производная ΔG по температуре:

 (1.1.6)

Таким образом, измерив
ЭДС системы и ее температурный коэффициент, можно легко найти величины ΔG и ΔS для суммарного процесса, протекающего в электрохимической
системе. Этот процесс является самопроизвольным, следовательно, ΔG < 0. Важную термодинамическую характеристику этого процесса – изменение энтальпии – вычисляют по уравнению Гиббса – Гельмгольца.  (1.1.7)  (1.8) ЭДС электрохимической системы находят по уравнению:  (1.9) Чтобы связать ЭДС с константой равновесии, используют изотерму Вант – Гоффа. Если предположить, что реакция (1.1.1) протекает в жидком растворе, то:  (1.1.10) С учетом (1.1.5) и (1.1.10) получается:  (1.1.11) При получаем , где  - это стандартная величина ЭДС системы. С учетом этого получают общее выражение ЭДС электрохимической цепи или уравнение Нернста:  (1.1.12) Приведенные выше уравнения дают возможность вычислить величины ΔG и К по экспериментальным значениям Е и, наоборот, рассчитать Е, зная термодинамические характеристики химической реакции. Таким образом, измерение ЭДС электрохимических элементов и цепей является очень простым и точным методом вычисления термодинамических характеристик химических реакций и некоторых важных физико-химических процессов в растворах. Нельзя забывать, что этот метод подходит только для тех случаев, когда процесс в электрохимической системе обратим. В связи с тем, что в настоящее время нет прямых экспериментальных и расчетных методов определения отдельных скачков потенциала на границе раздела фаз в гальваническом элементе, значение потенциала отдельных электродов приводят относительно потенци...