- •Раздел 6
- •Уравнение Нернста устанавливает зависимость электродного потенциала от концентрации ионов металла и температуры (при нестандартных условиях):
- •Для водородного электрода уравнение Нернста принимает вид
- •Стандартный электродный потенциал E0Men+׀Me – потенциал электрода, измеренный при стандартных условиях.
- •Характеристики свойств металлов, получаемые с помощью ряда напряжений:
- •2) металлы, имеющие отрицательные значения электродных потенциалов, т.е. стоящие в ряду напряжений левее (выше) водорода и не разлагающие воду, способны вытеснять (восстанавливать) водород из разбавленных кислот, например:
- •Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2,
- •Гальванический элемент (ГЭ)
- •Анод – электрод, на котором протекает процесс окисления:
- •Me – nē = Men+ (анод в гальваническом элементе заряжен отрицательно).
- •Стандартная ЭДС медно-цинкового гальванического элемента:
- •Принцип действия медно-цинкового гальванического элемента
- •На цинковом электроде (отрицательный электрод, анод) происходит окисление атомов цинка в ионы, которые переходят в раствор
- •Электроны перемещаются по металлическому проводнику к медному электроду (положительный электрод, катод), где происходит восстановление катионов меди из раствора в атомы меди и осаждение их на электроде:
- •Примеры решения задач
- •Решение
- •Решение
- •Решение
- •Решение
- •КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ
- •При работе гальванического элемента в качестве окислителя выступает электрохимическая система с более высоким значением электродного потенциала, а в качестве восстановителя – с более низким.
- •Таким образом, сопоставляя электродные потенциалы соответствующих систем, можно определить направление, в котором будет протекать окислительно-восстановительная реакция:
- •Примеры решения задач
- •Решение
- •Решение
- •КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ
- •Материал электродов:
- •1) нерастворимые (инертные) электроды – в процессе электролиза химически не изменяются, а служат лишь для передачи электронов во внешнюю цепь (инертные электроды изготавливаются обычно из графита, угля, платины);
- •Электролиз расплава электролита
- •(электроды инертные):
- •Электролиз раствора электролита
- •1. Процессы на катоде:
- •2. Процессы на инертном аноде:
- •3. Процессы на растворимом аноде:
- •Законы электролиза (законы Фарадея):
- •Примеры решения задач
- •Решение
- •Решение
- •КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ
- •По отношению к электрохимической коррозии все металлы делят на 4 группы:
- •Решение
- •КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ
РАЗДЕЛ 6
ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ
Электрохимия – область химии, изучающая процессы с возникновением электрического тока или протекающие под его воздействием. В электрохимических процессах происходит превращение химических видов энергии в электрическую (гальванический элемент) и, наоборот, электрической энергии в химическую (электролиз).
6.1. Гальванический элемент
Гальванический элемент – это устройство, в котором в результате окислительно-восстановительной реакции возникает электрический ток. Гальванические элементы называют также химическими источниками электрической энергии, или химическими источниками тока.
Двойной электрический слой возникает на поверхности раздела фаз (металл – раствор) при погружении металлической пластины в раствор соли металла. Причиной этого процесса является способность переходить в воду из кристаллической решетки катионов металла, находящихся на границе с водой. Процесс является обратимым и выражается уравнением
Me + nH2O Men+·nH2O + nē
Электродный потенциал Е– разность потенциалов, возникающая на границе раздела металл (электрод) – электролит. (Е Men+| Me, B).
Непосредственно измерить абсолютное значение электродного потенциала невозможно, но его можно определить сравнением с известным потенциалом другого электрода – электрода сравнения.
69
В качестве электрода сравнения применяют водородный электрод. Потенциал водородного электрода при концентрации в растворе ионов Н+, равной 1 моль/л, давлении газообразного водорода 101325 Па и при температуре 298о К (стандартные условия) принят равным нулю.
Ео 2Н+׀Н2 = 0
Уравнение Нернста устанавливает зависимость электродного потенциала от концентрации ионов металла и температуры (при нестандартных условиях):
2,3 R T |
[Ox] |
|
E = E0 + —–––— lg ——– , |
(6.1) |
|
n F |
[Red] |
|
где [Ox] и [Red] – равновесные (молярные) концентрации окисленной и восстановленной форм металла соответственно; R – универсальная газовая постоянная (8,314 Дж/моль К); Т – абсолютная температура; F – число Фарадея (≈96500 Кл/моль); n – число электронов, участвующих в окис- лительно-восстановительном процессе.
Частный случай уравнения Нернста (стандартные условия) получается при Т = 298 К и, если подставить численные значения постоянных величин R и F, и учесть, что [Ox] =[Men+], [Red] = [Ме] = const (так как концентрация атомов металла при постоянной температуре – величина постоянная, ее значение включается в величину E0):
0,059
E = E0 + ——–– lg [Men+] (6.2) n
Для водородного электрода уравнение Нернста принимает вид
Е2Н+׀Н2 = Ео 2Н+׀Н2+ 0,059 lg [H+],
ат.к. Ео 2Н+׀Н2=0 B и lg [H+] = – pH, то Е 2Н+׀Н2 = – 0,059 pH
При pH = 7 электродный потенциал водородного электрода равен
Е 2Н+׀Н2= – 0,41 В
Стандартный электродный потенциал E0Men+׀Me – потенциал электрода, измеренный при стандартных условиях.
70