Двойной электрический слой. Электродный потенциал

ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ

Среда

Щелочная

K⁺+(MnO₄)^-+2Na⁺+(SO₃)^2- + K⁺ + OH^-→ 2K⁺ +(MnO₄)^2- +2Na⁺ + +(SO₃)^2-+H₂O

(MnO₄)^-+(SO₃)^2-+OH^- → (MnO₄)^2- +(SO₃)^2-+H₂O

2 (MnO₄)^- + 1e = (MnO₄)^2- процесс восстановления

2 -1 -2

1 (SО₃)^2- + 2OH^- – 2e = (SO₄)^2- + H₂O процесс окисления

-4 -2

2(MnO₄)^- + (SO₃)^2- + 2OH^- = 2(MnO₄)^2- + (SO₃)^2- + H₂O

В молекулярном виде:

2KMnO₄ + Na₂SO₃ + 2KOH = 2K₂MnO₄ + Na₂SO₄ + H₂O

ГЛАВА VI

Процессы, связанные с возникновением электрического тока или протекающие под действием электрического тока, называются электрохимическими процессами.

При погружении металла в раствор собственной соли на границе раздела «металл–электролит» всегда происходит распределение электрических зарядов в виде двойного электрического слоя. При этом поверхностные катионы металла под действием полярных молекул воды вырываются с его поверхности, переходят в раствор, создавая у поверхности пластинки положительный слой катионов. Избыточные электроны оставшиеся в металле сообщают пластинке отрицательный заряд. Катионы металла из раствора притягиваются к отрицательно-заряженной пластине. Устанавливается равновесие, которое описывается уравнением:

Me + mH₂O (Me ∙ H₂O)_mⁿ⁺+ne^-

^{восстановление}

м- е- т - а- л- л-

+ + + + + +

+ + + + +

+ ++ +

Таким образом, на границе металл-раствор возникает разность потенциалов – двойной электрический слой, который называется электродным потенциалом (е).

Потенциал, установившейся в условиях равновесия является равновесным электродным потенциалом.

Величина электродного потенциала зависит:

· от природы металла;

· концентрации катионов;

· температуры.

Количественно эта зависимость выражается уравнением Нернста:

e = e^◦ + ∙ ℓn [Meⁿ⁺],

где е – равновесный электродный потенциал, В;

e◦ – стандартный электродный потенциал, В;

R – универсальная газовая постоянная (8,31 Дж/моль⁰К);

T – температура, ⁰К;

n – число электронов, принимающих участие в процессе (равное заряду иона);

F – постоянная Фарадея, 96500 Кл/моль.

При температуре 25 ^◦ С (298 ⁰К), подставляя значение RT/F, и преобразовав ln[Meⁿ⁺] в lg[Meⁿ⁺], получим уравнение Нернста:

e = e^◦ + 0,059 ∙ lg[Meⁿ⁺]/n

Потенциал данного электрода при стандартных условиях (P=1 атм, T=298^◦K, [Meⁿ⁺] = 1,0 моль/л) – это стандартный электродный потенциал.

Абсолютное значение электродного потенциала определить невозможно, поэтому определяют его относительное значение по отношению к водородному электроду, потенциал которого при стандартных условиях принят за ноль. Водородный электрод состоит из платиновой пластинки, погруженной в раствор H₂SO₄, где концентрация [H⁺] равна 1 моль/л. Через раствор пропускают водород (p=1 атм), который адсорбируется платиной. Потенциал водородного электрода обозначают:

е◦ _Н2/2Н⁺ = 0 (В)

Реакция, идущая на платиновой пластинке:

2Н⁺ + 2е^-Н₂

Для определения стандартного электродного потенциала металла составляют гальванический элемент из исследуемого металла, погруженного в раствор собственной соли (например, Mg/Mg²⁺) и стандартного водородного электрода (2Н⁺/H₂). Электрохимическую схему данного элемента записывают следующим образом:

Мg/MgSO₄//H₂SO₄/(Н₂)Pt

Измеряют электродвижущую силу элемента (ЭДС=+2,36) и находят потенциал металла

+2,36 = 0 - е◦_Mg/Mg²⁺_, отсюда,

е◦_Mg/Mg²⁺ = -2,36 (В).

Значит, стандартный электродный потенциал магниевого электрода равен -2,36 В.

Если расположить металлы в порядке возрастания их потенциалов, получим ряд стандартных электродных потенциалов (см. приложение, табл.4), который дает количественную электрохимическую характеристику металла (т.е. активность металлов в растворах).

Чем меньше величина электродного потенциала, тем большей восстановительной способностью обладает атом металла (легче отдает валентные электроны).

Ме – ne = Меⁿ⁺

Чем больше величина электродного потенциала, тем больше способность ионов металлов восстанавливаться до атома.

Меⁿ⁺ + ne = Ме

Дата добавления: 2014-10-15