Понятие об электродном потенциале металла

Обновлено: 07.01.2025

потенциал) или которую можно получить (отрицательный потенциал) при переносе единицы электричества из бесконечности в данную точку.

Электродным потенциалом называют скачок потенциала, возникающий под влиянием ряда факторов, о которых будет рассказано далее, на границе металл — раствор электролита. В металле существует подвижное равновесие, которое можно выразить уравнением

Me = Me n+ + ne - (1)

где Ме — атом металла, Ме n + — ион металла в электроде, n — заряд иона, n - число электронов, е - — электрон.

Переход ионов металла в раствор можно выразить следующим уравнением:

где Ме n + _*mН₂О — гидратированный ион металла в растворе.

Равновесия (1) и (2) могут быть представлены в суммированном виде так:

Уравнение (3) показывает, что переход ионов металла в раствор сопровождается потерей электронов атомами металлов, т. е. является

процессом окисления. Обратный процесс превращения гидратированных ионов металла в атомы является процессом восстановления. Состояние равновесия зависит как от энергии ионизации атома металла, так и от концентрации его ионов растворе. Если концентрация ионов металла в растворе меньше равновесной, то при погружении металла в раствор равновесие (3) смещается вправо, и ионы металла переходят в раствор; электроны же остаются в поверхностном слое металла, обуславливая его отрицательный заряд по отношению к раствору. По мере дальнейшего перехода ионов металла в раствор отрицательный заряд металла увеличивается. Растёт и скачок потенциала на границе металл - раствор электролита.

Увеличение концентрации ионов металла в растворе смещает равновесие (3) влево, пока состояние равновесия не установится при иных концентрациях ионов в растворе и носителей электричества в металле, с соответствующим потенциалом на границе раздела фаз металл-раствор.

Гидратированные ионы металла, испытывающие электростатическое притяжение отрицательно заряженного металла, сосредотачиваются у его поверхности. в результате образуется двойной электрический слой.

Рис.1. Двойной электрический слой а – активный металл, б - неактивный металл

Для неактивных металлов равновесная концентрация ионов металла в растворе невелика. Если погрузить такой металл в раствор с концентрацией ионов бóльшей, чем равновесная, то будет наблюдаться обратный процесс осаждения ионов из раствора на поверхность металла. В результате металл приобретёт положительный заряд, а раствор – отрицательный, за счёт избыточного количества анионов, оставшихся в растворе.

При достижении равновесия скоростей прямой и обратной реакции (3), на фазовой границе между металлом и раствором устанавливается т.н. равновесный потенциал.

Очевидно, равновесие (3) тем более смещено вправо, чем меньше потенциал ионизации металла. При этом металл будет иметь бóльший отрицательный заряд. Для неактивных металлов равновесие (3) смещено влево, и им сообщается тем бóльший положительный заряд, чем выше потенциал ионизации атома (меньше активность металла). Реальные процессы установления равновесия на границе металл - раствор часто осложняются образованием окисных плёнок и иных поверхностных соединений.

Понятие об электродном потенциале

Электроды– электрохимические системы, состоящие из металла или полупроводника, погруженного в раствор или расплав электролита. Фактически, это металлические или графитовые изделия (проводники первого рода), находящиеся в среде, проводящей электрический ток (проводники второго рода). Носителями свободных зарядов в проводниках первого рода являются электроны, а в проводниках второго рода – ионы обоих знаков.

Металлы, как правило, имеют кристаллическое строение. В узлах кристаллической решетки расположены положительные ионы (катионы), находящиеся в равновесии с электронным газом:

При погружении металла в раствор начинается сложное взаимодействие металла с компонентами раствора. Катионы металла выходят в электролит, а катионы электролита встраиваются в кристаллическую решетку металла. Со временем устанавливается равновесие между электродом и электролитом. В зависимости от того, куда смещено это равновесие, поверхность металла приобретает больший или меньший потенциал.

В результате перераспределения зарядов на границе «металл – раствор» возникает двойной электрический слой (рис. 9.1) и возникает скачок потенциала между металлом и раствором.

Рис. 9.1. Двойной электрический слой на границе раздела «металл – раствор»

Потенциал электрода, опущенного в электролит, называется электродным потенциалом. Его значения зависят от многих факторов: материала электрода, состава электролита, температуры, давления и т. д. Величину электродного потенциала измеряют относительно некоторого выбранного электрода сравнения, потенциал которого принимают равным нулю. В качестве электрода сравнения обычно принимают стандартный водородный электрод.

Стандартным электродным потенциалом (j 0 )называется потенциал металла, погруженного в раствор собственной соли и измеренный относительно водородного электрода в стандартных условиях. Стандартные условия: концентрация ионов в растворе 1 моль/л, температура Т = 298 К, давление Р = 1,01325∙10 5 Па.

По результатам измерений получен ряд стандартных электродных потенциалов (табл. 9.1), который позволяет дать количественную характеристику электрохимической активности металлов. Чем меньше значение φ 0 , тем сильнее выражены восстановительные свойства металла, т. е. он легче отдает электроны, легче окисляется. Чем больше значение φ 0 , тем сильнее окислительные свойства катиона металла, находящегося в растворе.

Стандартные электродные потенциалы φ 0 некоторых металлов

Электрод	Электродный потенциал, В	Электрод	Электродный потенциал, В
Li + /Li	–3,05	Cd 2+ /Cd	–0,40
Rb + /Rb	–2,93	Co 2+ /Co	–0,28
K + /K	–2,92	Ni 2+ /Ni	–0,25
Ba 2+ /Ba	–2.90	Sn 2+ /Sn	–0,136
Ca 2+ /Ca	–2,87	Pb 2+ /Pb	–0,127
Na + /Na	–2,71	2H + /H	0,00
Mg 2+ /Mg	–2,37	Sb 3+ /Sb	+0,20
Al 3+ /Al	–1,70	Bi 3+ /Bi	+0,22
Ti 2+ /Ti	–1,60	Cu 2+ /Cu	+0,34
V 2+ /V	–1,18	Ag + /Ag	+0,85
Mn 2+ /Mn	–1,18	Hg 2+ /Hg	+0,85
Zn 2+ /Zn	–0,76	Pt 2+ /Pt	+1,19
Cr 3+ /Cr	–0,74	Au 3+ /Au	+1,5
Fe 2+ /Fe	–0,44

Для вычисления электродных потенциалов в условиях, отличных от стандартных, используют уравнение Нернста:

где T – температура, К;

F – число Фарадея, равное 96 500 Кл/моль;

R – универсальная газовая постоянная, равная 8,314 Дж/(моль . К);

n – число электронов, принимающих участие в элементарном акте окислительно-восстановительного процесса;

Двойной электрический слой. Электродные потенциалы.

1. Электрохимия. Понятие об электродных потенциалах на границе металл/раствор электролита.

2. Таблица стандартных электродных потенциалов. Формула Нернста.

3. Гальванические элементы.

4. Электролиз. Схемы процессов на электродах при электролизе расплавов и водных растворов.

5. Последовательность разрядки ионов на катоде и аноде. Электролиз с нерастворимым и растворимым анодами.

6. Законы электролиза. Применение электролиза в химической технологии.

Задачи изучения темы:

В процессе освоения темы студенты получают представление о электрохимических процессах, электродных потенциалах. Гальванические элементы. Электролиз, последовательность разрядки ионов на катоде и аноде. Применение электролиза.

Студент должен знать:

Формула Нернста для расчета электрохимических потенциалов. Принцип действия гальванического элемента. Расчет ЭДС гальванического элемента. Законы электролиза. Последовательность разрядки ионов на электродах. Электролиз с нерастворимым и растворимым анодами.

Основная и дополнительная литература

2. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. М: Высш.шк., 2005. 743 с.

3. Угай Я.А. Общая и неорганическая химия. М: Высш.шк, 2004. 527 с.

4. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии: Учебное пособие для вузов / под ред. В.А. Рабиновича и др. М.: Интеграл-Пресс, 1997. – 240 с.

5. Некрасов Б.Б. основы общей химии. СПб-М: Высш.шк, 2003 Т. 1, 2.

6. Коровин Н.В. Общая химия. М: Высш.шк., 2005. 557 с.

7. Практикум по общей и неорганической химии: Пособие для студентов вузов. / В.И. Фионов, Т.М. Курохтина, З.Н. Дымова и др.; Под ред. Н.Н. Павлова, В.И. Фролова. – 2-е изд., перераб. и доп. – М.: Дрофа, 2002. – С. 33-47.

Методические разработки кафедры

8. Гаркушин И.К., Лисов Н.И., Немков А.В. Общая химия для технических вузов. Учебное пособие. Самарск. гос. техн. ун-т, Самара. – 2003. – С. 144-166.

9. Тюменцева С.И. Электрохимические процессы. Метод. указания к лабораторной работе.

ЭЛЕКТРОХИМИЯ

Электрохимия – это раздел физической химии, в котором изучаются законы взаимодействия и взаимосвязи химии и электрических явлений, физико-химические свойства ионных систем и процессов на границах раздела фаз с участием заряженных частиц (ē и ионов).

Электрохимия изучает окислительно-восстановительные процессы, которые идут под воздействием постоянного электрического тока, либо сами являются его источником. Т.е. основным предметом ЭХ являются процессы, протекающие на электродах при прохождении тока через растворы (электродные процессы).

ЭХ охватывает все формы взаимодействия между подвижными заряженными частицами в конденсированных фазах как в состоянии равновесия, так и при протекании ОВР на границе раздела и в объеме фаз.

Электрохимиявключает 2 основных раздела:

1) ТД электродных процессов, охватывающая равновесные состояния систем электрод – раствор;

2) кинетика электродных процессов, изучающая законы протекания этих процессов во времени.

Для проведения электрохимического процесса необходима электролитическая ячейка, электролит, электроды и либо источник, либо потребитель постоянного тока. Последнее условие делит все электрохимические процессы на протекающие при электролизе, и в гальванических элементах.

Закономерности ЭХ являются теоретической основой для разработки важных технологических процессов – электролиза и электросинтеза – получение химических продуктов на электродах при прохождении тока через растворы (получение Cl и щелочей, получение и очистка цветных и редких металлов, электросинтез органических соединений), гальванотехника (электропокрытие металлов и получение металлических матриц), создание ХИТ (ГЭ и аккумуляторы, в которых ОВР используется как источник электрического тока), высокотемпературных электролитов, электрокатализ и электрокристаллизация.

ОВР – основа протекания ЭХ процессов.

Двойной электрический слой. Электродные потенциалы.

Особенность электрохимических реакций – это ОВР, протекающие в пограничной области металл (проводник)/раствор, т.е. на поверхности электродов (анода и катода), с участием электронов.

При погружении в воду или раствор соли металлической пластинки, то под действием полярных молекул воды, металл посылает в раствор электроны,

Ме n + + nē ® Ме о

С течением времени устанавливается динамическое равновесие:

Или упрощенно Ме о Ме n + + nē

Выделяют два случая (для активных и малоактивных металлов):

1. активные металлы при погружении в растворы своих солей, даже незначительных концентраций, легко посылают ионы в раствор.

на примере цинковой пластинки

Zn о – 2ē ® Zn 2+ электрод/р-р электролита Электроны остаются на пластинке и заряжают ее «–», ионы цинка перешедшие в раствор заряжают жидкость «+». На границе раздела металлической пластинки (электрода) с раствором электролита, возникает двойной электрический слой толщиной 10 –7 см с определенной разностью потенциалов.

2. малоактивные металлы

на примере медной пластинки

Сu 2+ + 2ē → Cu о из растворов легче переходят на пластинку (при этом происходит их восстановление) заряжая ее положительно, из-за избытка анионов раствор вокруг пластинки заряжается отрицательно. Образуется двойной электрический слой.

Таким образом, разность потенциалов электрод/электролит называется электродным потенциалом (Е, j [В]). Он зависит от природы металла, концентрации его ионов и температуры.

Если концентрация ионов равна 1 моль/л при температуре 25 о С, то электродный потенциал обозначают j о и называют стандартным электродным потенциалом.

в числителе – окисленная форма, в знаменателе – восстановленная форма, знак соответствует возникающему на металле в двойном слое.

Абсолютное значение электродного потенциала определить невозможно, однако можно определить разность электродных потенциалов исследуемого металла и так называемого водородного электрода, электродный потенциал которого в стандартных условиях принят равным нулю.

Водородный электрод устроен следующим образом:

Платиновая пластинка помещается в 1 М раствор серной кислоты. Снизу в раствор подается водород, который насыщает платину. При этом на её поверхности устанавливается равновесие Н₂ – 2ē ⇄ 2Н + Ввиду химической пассивности платины в данных условиях возникший электродный потенциал относится к водороду и обозначается

Для определения значения потенциала металла собирают гальванический элемент из водородного электрода и испытуемого металла, погруженного в 1М раствор его соли. Разница электродных потенциалов испытуемого металла и водородного электрода принимается за электродный потенциал испытуемого металла.

Таблица стандартных электродных потенциалов.

Для всех металлов стандартные электродные потенциалы найдены и составляют ряд стандартных электродных потенциалов (ряд активности, ряд напряжений – устаревш. Справедлив только для водных растворов!). На его основании составлена таблица – «Стандартные электродные потенциалы металлов».

Впервые она была составлена в 1886 году выдающимся химиком Н.Н. Бекетовым.

Таблица стандартных электродных потенциалов характеризует химическую активность металлов. В таблице выделяют три группы металлов (деление условное, зависящие от концентрации ионов металла в растворе):

1. очень активные металлы – от лития до алюминия;

2. металлы средней активности от цинка до водорода;

3. неактивные металлы, металлы стоящие за водородом.

Таблица обладает следующими свойствами:

1. чем меньше электродный потенциал металла, тем больше его восстановительная способность и тем активнее металл (восстановительная активность растет, ¯окислительная активность ионов уменьшается);

2. металлы, имеющие отрицательный электродный потенциал и стоящие в ряду напряжений до водорода, вытесняют его из разбавленных растворов кислот, кроме азотной кислоты;

3. каждый металл способен вытеснять (восстанавливать) из растворов солей те металлы, которые в ряду напряжений стоят после него.

Например, железо вытесняет медь из раствора хлорида меди:

а медь вытесняет ртуть из раствора нитрата ртути:

Для условий, отличных от стандартных (по концентрации раствора), величина электродного потенциала рассчитывается по формуле Нернста:

где	j о – стандартный электродный потенциал (В); F – постоянная Фарадея (96500 Кл/экв); R – универсальная газовая постоянная (8,314 Дж/моль); T – фактическая температура (298 К); n – число электронов, принимающих участие в процессе; – концентрация (активность) ионов металла в растворе (моль/л)

Подставляя численные значения всех постоянных, получают более простой вид уравнения Нернста:

Пример. Цинковая пластинка погружена в 0,01 раствор её соли.

3. Гальванический элемент – является химическим источником тока.

Гальванический элемент это устройство, предназначенное для преобразования энергии окислительно-восстановительной реакции в электрическую энергию. Простейшим ГЭ является элемент Даниэля-Якоби, состоящий из цинкового и медного электродов, погруженных в растворы своих солей – сульфатов цинка и меди.

Растворы разделены полупроницаемой мембраной.

Элемент Даниэля-Якоби

На цинковом электроде окисляется цинк Zn – 2ē ® Zn 2+ (анодный процесс), электроны окисленных атомов по внешней цепи поступают на медный электрод, где ионы меди восстанавливаются из раствора Сu 2+ + 2ē → Cu (катодный процесс).

Одновременно часть ионов SO₄ 2- для выравнивания отрицательных потенциалов катодного и анодного пространств переходит через пористую перегородку в сосуд с раствором сульфата цинка.

Данные процессы будут идти до тех пор, пока не выровняются потенциалы электродов или не растворится весь цинк или не выделится вся медь. Суммарное уравнение процесса

Электроды называются в соответствии с происходящими на них процессами. Электрод, на котором происходит окисление, называется анодом;

электрод, на котором происходит восстановление, называется катодом. Электрическая схема рассмотренного гальванического элемента записывается следующим образом:

(–) А, Zn | Zn SO₄ || Cu SO₄ | Cu, К (+) А (–) Zn – 2ē ® Zn 2+ К (+) Сu 2+ + 2ē → Cu

Zn + Сu 2+ ® Zn 2+ + Cu Zn + CuSO₄ = ZnSO₄ +Cu

Одинарная вертикальная черта означает границу раздела между электродом и электролитом, а двойная черта означает границу между проводниками второго рода, т.е. электролитами. Проводниками 1 рода считают металлы, в которых заряд перемещается за счет движения электронов, а проводниками 2 рода – электролиты (в этом случае носителями заряда являются ионы).

На каждом электроде возникает собственный электродный потенциал. Разность этих потенциалов называется электродвижущей силой или ЭДС

Всегда является положительной величиной, т. к. определяется вычитанием более отрицательного потенциала, из более положительного.

Так, для элемента Даниэля-Якоби ЭДС = – = 0,34 + 0,76 = 1,1В

Элемент Вольта – элемент, в котором электроды находятся в общем растворе электролита.

(–) А, Zn | H₂SO₄| Cu, К (+) А (–) Zn – 2ē ® Zn 2+ К (+) 2Н + + 2ē ® Н₂

Zn + 2Н + ® Zn 2+ + Н₂ Zn + H₂SO₄ ® ZnSO₄+ Н₂

Наиболее активный цинк посылает свои ионы в раствор, а освободившиеся электроны по внешней цепи перемещаются к меди, где и восстанавливаются имеющиеся в растворе положительные ионы.

В таком элементе на катоде, происходит восстановление ионов электролита (водорода), а с самим катодом (медной пластинкой) ничего не происходит.

То обстоятельство, что образующийся продукт – газ, порождает побочное явление.

Поверхность электрода (медной пластинки) покрывается пузырьками водорода и катодный потенциал становится более отрицательным. Поэтому и ЭДС, т.е. разность потенциалов гальванического элемента уменьшается.

Падение ЭДС ГЭ в следствии изменения химической природы поверхности электрода называется поляризацией. Различают – газовую, концентрационную и химическую поляризации.

Для устранения газовой поляризации применяют деполяризаторы – сильные окислители (кислород, оксид серебра, оксид марганца IV), связывающие образующийся водород в негазообразные продукты. Концентрационную поляризацию можно уменьшить перемешиванием электролита, но целиком ее устранить нельзя.

ЭЛЕКТРОЛИЗ

Электролизом называется окислительно-восстановительный процесс, протекающий при прохождении постоянного электрического тока через раствор или расплав электролита.

Окисление и восстановление происходит на электродах пространственно разделенных друг от друга. При пропускании постоянного электрического тока через расплав или раствор электролита его ионы движутся к противоположно заряженным электродам на которых происходит их разрядка. Электрод, на котором при электролизе происходит восстановление положительно заряженных ионов – катионов, является катодом, а электрод, на котором осуществляется процесс окисления анионов – анодом. При электролизе катод (–) заряжен отрицательно, а анод (+) положительно.

Ионы на электродах разряжаются, при этом, и при электролизе, и при гальванических процессах на катоде происходит восстановление, а на аноде – окисление.

На характер и течение электродных процессов при электролизе большое влияние оказывает состав электролита, растворитель, материал анода и режим электролиза (напряжение, плотность тока, температура и др.).

Различают электролиз расплавленных электролитов и их растворов. В последнем случае в процессах участвуют молекулы и ионы воды.

Электролиз расплава

Электролиз расплава, рассмотрим на примере хлорида натрия:

NaCl _{расплав} ⇄ Na + + Cl –
К (–): Na + Na + + ē®Na	А (+): Cl – 2Cl – – 2ē ®Cl₂
NaCl _{расплав} Na + Cl₂

Электролиз сводится к восстановлению на катоде катиона натрия, а на аноде к окислению аниона хлора.

Если электролизу подвергается соль кислородосодержащей кислоты, например сульфат натрия, то на аноде происходит процесс выделения кислорода.

Na₂SO₄ _{расплав} 2Na + + SO₄ –2
К (–): Na + Na + + ē®Na	А (+):SO₄ –2 SO₄ –2 – 2ē ® SO₃ +1/2O₂
2Na₂SO₄ _{расплав} 4Na + 2SO₃ +O₂

Сущность электролиза состоит в том, что за счет электрической энергии осуществляется химическая реакция, которая не может протекать самопроизвольно.

Лекция 16. Понятие «Электродный потенциал». Электрохимические процессы

Окислитель– акцептор электронов, то есть «принимает электроны» и восстанавливается. Восстановитель является донором электронов, то есть «отдает электроны» и окисляется. В окислительно-восстановительных реакциях восстановитель переходит в соответствующую окисленную форму, и наоборот, окислитель – в соответствующую восстановленную форму. Каждый из реагентов со своим продуктом образует сопряженную окислительно-восстановительную пару.

Лекция 15. Окислительно-восстановительные реакции

Ключевые слова: окислительно-восстановительные реакции (ОВР), степень окисления, окислитель, восстановитель, окисление, восстановление, метод электронного баланса, метод ионно-электронного баланса, направление протекания ОВР, электродвижущая сила (ЭДС).

Окислительно-восстановительными реакциями (ОВР) называют реакции, протекающие с изменением степеней окисления участвующих в них элементов. Степень окисления элемента – формальный заряд, который был бы на атоме, если бы все связи в соединении были ионными. Характерные степени окисления элемента определяются конфигурацией валентного электронного слоя.

Окисление – процесс, в котором степень окисления элемента повышается вследствие отдачи электронов. Восстановление – процесс, в котором степень окисления элемента понижается вследствие присоединения электронов. Процессы окисления и восстановления протекают одновременно.

Окислительно-восстановительные реакции подразделяют на межмолекулярные, внутримолекулярные, диспропорционирования (или самоокисления-самовосстановления), конпропорционирования.

В уравнениях окислительно-восстановительных реакций должен быть отражен «электронный» и «материальный» баланс. Электронный баланс:число электронов, «отданных» восстановителем, должно быть равно числу электронов, «принятых» окислителем. Материальный баланс:число атомов одного элемента в левой и правой части уравнения должно быть одинаковым.

Метод электронного баланса применяют для составления уравнений реакций ОВР любого типа. Он включает определение степеней окисления элементов, наименьшего общего кратного числа «отданных» восстановителем и «принятых» окислителем электронов, определение коэффициентов электронного баланса:

Сr +6 + 3e → Cr +3 1

Метод ионно-электронного баланса применяют для составления уравнений ОВР, протекающих в водных растворах с учетом диссоциации сильных хорошо растворимых электролитов на ионы. Он включает составление полуреакций окисления и восстановления. Причем материальный баланс подбирается с использованием частиц H₂O и H + - для реакций в кислой среде и частиц H₂O и OH – - для реакций в щелочной среде.

MnO₄ – + 8H + + 5e → Mn 2+ + 4H₂O 2 (процесс восстановления)

SO₃ 2– + H₂O – 2e → SO₄ 2– + 2H + 5 (процесс окисления)

Далее определяют заряд каждой из систем до и после превращения; рассчитывают число «отданных» восстановителем и «принятых» окислителем электронов и определяют коэффициенты электронного баланса; проводят сложение полуреакций окисления и восстановления, умноженных на соответствующие коэффициенты электронного баланса и «приведение подобных членов». В итоге получают краткое ионное уравнение:

2MnO₄ – + 6H + + 5SO₃ 2– →2Mn 2+ + 5SO₄ 2– + 3H₂O (краткое ионное уравнение)

Коэффициенты, полученные в кратком ионном уравнении, переносятся в молекулярное уравнение (с учетом состава соединений):

Определяют коэффициенты перед элементами, не участвовавшими в ОВР (например, К).

Свойства сопряженной окислительно-восстановительной пары характеризует окислительно-восстановительный потенциал(φ_{ок./вос.}, В).

∆G = -nF (φ_ок - φ_вос) < 0,где n - число электронов, F- постоянная Фарадея [Кул/моль], φ_ок и φ_вос – окислительно-восстановительные потенциалы (В) системы окислителя и восстановителя соответственно. Разность окислительно-восстановительных потенциалов окислителя и восстановителяназывают электродвижущей силой реакции (ЭДС)и измеряют в вольтах (В). Таким образом, ОВР между данным окислителем и данным восстановителем протекает самопроизвольно в прямом направлении, если ЭДС положительна: ЭДС = [φ_ок – φ_вос ] > 0илиφ_ок > φ_вос.

Контрольные вопросы:

1. Основные понятия: ОВР, степень окисления, окислитель, восстановитель; процесс окисления; процесс восстановления.

2. Типы окислительно-восстановительных реакций.

3. Составление уравнений ОВР методом электронного баланса.

4. Составление уравнений ОВР методом ионно-электронного баланса.

5. Направление протекания ОВР.

Список рекомендуемой литературы:

1. Глинка Н.Л. Общая химия: учеб. пособие для вузов / Н.Л. Глинка. - М.: КНОРУС, 2009. - С. 271 - 280.

2. Коровин Н.В. Общая химия: учебник для технических направл. и спец. вузов - 7-е изд., испр. - М.: Высшая школа, 2006. - С. 251 – 259.

Ю.Н. Биглова, Л.З. Рольник, О.И. Михайленко

Ключевые слова:электродный потенциал, гальванический элемент, электрохимические цепи, стандартный водородный электрод, стандартный электродный потенциал металла, ряд стандартных электродных потенциалов.

Если металлическую пластинку (электрод) опустить в воду, то катионы металла на ее поверхности гидратируются молекулами воды и переходят в жидкость. При этом электроны, остающиеся в металле, заряжают его поверхность отрицательно. В итоге установится равновесие между катионами и поверхностью металла:

Ме 0 – n ē + m H₂O Ме n + m H₂O, (1)

где n — число отдаваемых электронов. На границе «металл – жидкость» возникает двойной электрический слой, характеризующийся определенным скачком потенциала – электродным потенциалом. Каждый металл обладает при равновесии определенным электродным потенциалом.

При погружении металлов в раствор их солей знак заряда металлической пластинки зависит от природы металла. Если металл является активным (например, Zn в растворе ZnSO₄), то равновесие обратимой реакции смещено в прямом направлении, т.е. в сторону окисления. Возникающий электродный потенциал имеет знак «минус». Для малоактивного металла (например, Cu в растворе CuSO₄) равновесие реакции смещено в обратном направлении, т.е. в сторону восстановления. Возникающий потенциал имеет знак «плюс». Если удалять из металла избыточные электроны, то равновесие (1) будет смещено вправо. Такие условия создаются в гальванических элементах. Гальванический элемент(ГЭ) - это прибор, в котором химическая энергия окислительно-восстановительной реакции превращается в электрическую. Возьмем два сосуда. В один из них, содержащий раствор ZnSO₄, опустим цинковый электрод, в другой, содержащий раствор CuSO₄, - медный электрод. Состояние равновесия для обоих электродов выражается уравнениями:

Способность отдавать ионы в раствор у Zn больше, чем у Cu, поэтому концентрация электронов на цинковом электроде больше. Если соединить электроды внешним проводником, а растворы солей электролитическим мостиком, то электроны с цинка будут переходить на медь. Этот переход нарушит равновесие (2) и (3). Происходящие процессы выражаются уравнениями:

Zn 0 – 2 ē → Zn 2+ - процесс окисления (протекает на аноде);

Cu 2+ + 2 ē → Cu 0 - процесс восстановления (протекает на катоде).

Анодом является металл с более низким значением электродного потенциала. Суммарно: Zn 0 + Cu 2+ → Zn 2+ + Cu 0 .

Электродвижущая сила (ЭДС) ГЭ равна разности электродных потенциалов между катодом и анодом.

Электрохимическая цепь для медно-цинкового элемента имеет вид:

Так как методов прямого измерения электродных потенциалов не существует, то возможно только измерение ЭДС ГЭ и вычисление неизвестного потенциала по известному. Поэтому определяют относительные электродные потенциалы в определенных условиях – стандартные электродные потенциалы (φ 0 ). За нулевой потенциал принят потенциал стандартного водородного электрода, представляющего собой платиновую пластину, опущенную в раствор с [H + ] = 1 моль/л при T = 298 K (25 o C) и стандартном давлении H₂ (P = 1,01·10 5 Па (1атм)). Процессы, происходящие на водородном и металлическом электродах описываются уравнениями:

Определяемая в вольтах разность потенциалов и есть относительный электродный потенциал металла.

Стандартным электродным потенциалом металла называют его электродный потенциал, возникающий при погружении металла в раствор собственного иона с концентрацией 1 [моль/л] и при T = 298 K (t = 25 o C), измеренный по сравнению со стандартным водородным электродом.

Располагая металлы в ряд по мере возрастания их стандартных электродныхпотенциалов (φ o _Ме_n_+/_Me), получаем так называемыйряд стандартных электродных потенциалов. Положение металла в ряду стандартных электродных потенциалов характеризует его восстановительную способность, а также окислительные свойства его ионов в водных растворах. Чем меньше значение φ o _Ме_n_+/_Me, тем больше восстановительная способность металла и тем меньше окислительная способность его ионов.

Выводы по ряду стандартных электродных потенциалов:

1. Каждый металл способен вытеснить из растворов солей те металлы, которые стоят после него в ряду стандартных электродных потенциалов, т.е. имеют большую алгебраическую величину стандартного потенциала.

2. Водород может быть вытеснен из разбавленного раствора H₂SO₄ и HCl теми металлами, которые имеют стандартные потенциалы со знаком «минус».

1. Основные понятия: электродный потенциал, стандартный водородный электрод, стандартный электродный потенциал металла.

2. Гальванический элемент, анод и катод, процессы на электродах.

3. Ряд стандартных электродных потенциалов металлов, выводы из него.

1. Глинка Н.Л. Общая химия: учеб. пособие для вузов / Н.Л. Глинка. - М.: КНОРУС, 2009. - С. 280 - 302.

2. Коровин Н.В. Общая химия: учебник для технических направл. и спец. вузов - 7-е изд., испр. - М.: Высшая школа, 2006. - С. 260 - 274.

Электрохимические процессы, их классификация. Понятие об электродном потенциале. Стандартный электродный потенциал. Уравнение Нернста.

Электрохимические процессы - процессы взаимного превращения химической и электрической форм энергии. Делятся на: процессы превращения химической энергии в электрическую (гальванический элемент) и процессы превращения электрической энергии в химическую (электролиз). Электродный потенциал –то разность(скачок) потенциалов Ме и раствора его соли , стандартный электродный потенциал- это разность потенциалов между Ме опущенным в раствор его соли с концентрацией 1 моль/л и стандартным водородным электродом при р=101,3 кПа и Т=298К.

Газовые электроды. Уравнение Нернста для расчета потенциалов газовых электродов.

Электрод – это устройства которые состоят из проводника 1-го рода и ионного проводника, находящихся в контакте друг с другом. Бывают: металлические и газовые. К газовым относятся водородный и кислородный электроды.

Ур-ие Нернста для расчета потенциала водородного электрода:

Для кислородного электрода:

Гальванический элемент. Общие положения о гальвоническом элементе.ЭДС гальванического элемента.

ГЭ – называются ус-ва, в которых энергия хим. реакций преобразуется в электрическую. Состоит из двух полуэлементов, одним из которых является анод, а другой катод.

Система состоящая из металла погруженного в раствор собственной соли называется металлическим электродом. Величина потенциала выражается уравнением Нернста:

φ= где

n-заряд ионов, F-число Фарадея = 96500Кл/моль, а – активность металла. После подстановки всех известных значении и переходи от натур логарифма к десятичному получаем:

, для работающего ГЭ ЭДС всегда >0

Напишите электронную конфигурацию атома хлора. Приведите его возможные валентные состояния.

Электролиз с нерастворимым и растворимым анодами(в расплаве в растворе). Практическое применение.

Процесс на аноде зависит от материала из которого сделан анод.

1. Если анод растворимый, то идет окисление металла анода: Ме-ne

2. Если анод нерастворимы(инертный), то:

а). при электролизе растворов солей бескислородных кислот происходит окисление анионов(кроме фторидов);

б). если в растворе присутствует анион оксокислот, а так же фториданион, то на аноде происходит окисление молекул воды с выделением кислорода;

Электролиз. Законы Фарадея.

ЭЛЕКТРОЛИЗ – процесс превращения электрической энергии в химическую или же это окислительно-восстановительные процессы протекающиеся на электродах при прохождении постоянного тока через расплав или раствор электролитов.

Законы электролиза (М. Фарадей)

1. Весовое количество выделяемого при электролизе вещества пропорционально количеству протекшего через раствор электричества и практически не зависит от других факторов.

2. Равные количества электричества выделяют при электролизе из различных химических соединений эквивалентные количества веществ.

3. Для выделения из раствора электролита одного грамм-эквивалента любого вещества нужно пропустить через раствор 96500 кулонов электричества.

Читайте также: