КАТЕГОРИИ: Архитектура-(3434)Астрономия-(809)Биология-(7483)Биотехнологии-(1457)Военное дело-(14632)Высокие технологии-(1363)География-(913)Геология-(1438)Государство-(451)Демография-(1065)Дом-(47672)Журналистика и СМИ-(912)Изобретательство-(14524)Иностранные языки-(4268)Информатика-(17799)Искусство-(1338)История-(13644)Компьютеры-(11121)Косметика-(55)Кулинария-(373)Культура-(8427)Лингвистика-(374)Литература-(1642)Маркетинг-(23702)Математика-(16968)Машиностроение-(1700)Медицина-(12668)Менеджмент-(24684)Механика-(15423)Науковедение-(506)Образование-(11852)Охрана труда-(3308)Педагогика-(5571)Полиграфия-(1312)Политика-(7869)Право-(5454)Приборостроение-(1369)Программирование-(2801)Производство-(97182)Промышленность-(8706)Психология-(18388)Религия-(3217)Связь-(10668)Сельское хозяйство-(299)Социология-(6455)Спорт-(42831)Строительство-(4793)Торговля-(5050)Транспорт-(2929)Туризм-(1568)Физика-(3942)Философия-(17015)Финансы-(26596)Химия-(22929)Экология-(12095)Экономика-(9961)Электроника-(8441)Электротехника-(4623)Энергетика-(12629)Юриспруденция-(1492)Ядерная техника-(1748) |
Электродные потенциалы
Химические источники электрической энергии. Применение электролиза. Законы электролиза. Электролиз. Направление протекания ОВР. Химические источники электрической энергии. Электродные потенциалы. ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ
Если ОВР так, чтобы процессы окисления и восстановления были пространственно разделены, и создать возможность перехода электронов от восстановителя к окислителю по проводнику (внешней цепи), то во внешней цепи возникает направленное перемещение электронов – электрический ток. При этом энергия химической ОВР превращается в электрическую энергию. Устройства, в которых происходит такое превращение называются химическими источниками электрической энергии или гальваническими элементами. Всякий гальванический элемент состоит из двух электродов – металлов, погруженных в растворы электролитов; последние сообщаются друг с другом – обычно через пористую перегородку. Электрод, на котором в ходе реакции происходит процесс окисления, называется анодом; электрод, на котором осуществляется восстановление, называется катодом. При схематическом изображении гальванического элемента граница раздела между металлом и раствором обозначается вертикальной чертой, граница между растворами электролитов – двойной вертикальной чертой. Например, схема гальванического элемента, в основе работы которого лежит реакция Zn + 2AgNO3 = Zn(NO3)2 + 2Ag изображается следующим образом: Zn│Zn(NO3)2 ║ AgNO3 │Ag Эта схема может быть изображена в ионной форме: Zn│Zn2+ ║Ag+│Ag В данном случае металлические электроды непосредственно участвуют в происходящей реакции. На аноде цинк окисляется Zn = Zn2+ + 2ē и в форме ионов переходит в раствор, а на катоде серебро восстанавливается Ag+ + ē = Ag и в виде металла осаждается на электроде. Складывая уравнения электродных процессов (с учетом принимаемых и отдаваемых электронов), получаем суммарное уравнение реакции: Zn + 2Ag+ = Zn2+ + 2Ag В других случаях металл электрода не претерпевает изменений в ходе электродного процесса, а участвует лишь в передаче электронов от восстановленной формы вещества к его окисленной форме. Так, в гальваническом элементе Pt│Fe2+, Fe3+ ║MnO4-, Mn2+, H+ │Pt роль инертных элетродов играет платина. На платиновом аноде окисляется железо (II) Fe2+ = Fe3+ + ē а на платиновом катоде восстанавливается марганец (VII) MnO4- + 8H+ + 5ē = Mn2+ + 4H2O Умножив первое из этих уравнений на пять и сложив со вторым, получаем суммарное уравнение протекающей реакции: 5Fe2+ + MnO4- + 8H+ = 5Fe3+ + Mn2+ + 4H2O Максимальное напряжение гальванического элемента, отвечающее обратимому протеканию происходящей в нем реакции, называется электродвижущей силой Е (ЭДС) элемента. Эта реакция осуществляется в стандартных условиях, т.е. если все вещества, участвующие в реакции, находятся в своих стандартных состояниях, то наблюдаемая при этом ЭДС называется стандартной электродвижущей силой Е° данного элемента. ЭДС гальванического элемента может быть представлена как разность двух электродных потенциалов φ, каждый из которых отвечает полуреакции, протекающей на одном из электродов. Так, для рассмотренного выше серебряно-цинкового элемента ЭДС выражается разностью Е = φAg - φZn где φAg и φZn – потенциалы, отвечающие электродным процессам, происходящим соответственно на серебряном и цинковом электродах. При вычислении ЭДС меньший (в алгебраическом смысле) электродный потенциал вычитается из большего. Зависимость электродного потенциала от концентраций веществ, участвующих в электродных процессах, и от температуры выражается уравнением Нернста: φ = φ° + 2,3RT lg [Ox] zF [Red] где φ° – стандартный электродный потенциал; R – газовая постоянная; T – абсолютная температура; z – число электронов, участвующих в электродном процессе; F – число Фарадея (96500Кл/моль); [Ox] и [Red] – произведения концентраций (активностей) веществ, принимающих участие в соответствующей полуреакции в окисленной Ox и восстановленной Red формах.
Например, для электродного процесса Fe3+ + ē = Fe2+ имеем: z =1, [Ox] = [Fe3+], [Red] = [Fe2+]. Для полуреакции MnO4- + 8H+ + 5ē = Mn2+ + 4H2O: z =5, [Ox] = = [MnO4-][8H+]8, [Red] = [Mn 2+]. При осуществлении процесса в стандартных условиях концентрация (активность) каждого вещества, участвующего в реакции, равна 1, так что логарифмический член уравнения Нернста обращается в нуль и, следовательно, φ = φ°. Таким образом, стандартным электродным потенциалом называется потенциал данного электрода при концентрациях (активностях) всех веществ, участвующих в электродном процессе, равных единице. Применительно к рассмотренным выше примерам электродных процессов уравнение Нернста имеет следующий вид (подставить количество электронов, а 2,3RT/F при стандартных условиях равно 0,059). В качестве электрода сравнения, стандартный потенциал которого считается равным нулю, принят стандартный водородный электрод, на котором осуществляется процесс. 2Н+ + 2ē ↔ Н2 при активности (концентрации) ионов водорода, равной единице (рН = 0), и парциальном давлении газообразного водорода, равном нормальному атмосферному давлению, условно принимаемому за единицу. Если, сохраняя парциальное давление Н2 постоянным, изменить концентрацию (активность) ионов Н+ в растворе, то потенциал водородного электрода изменится и не будет равен нулю; при 25°С его величина, как это вытекает из уравнения Нернста, определяется выражением φ = -0,059р а Н+ или без учета коэффициента активности: φ = -0,059рН В частности в нейтральных растворах (рН =7) φ = -0,059*7 = -0,41В. Значения стандартных электродных потенциалов φ°, измеренных по отношению к стандартному водородному электроду, табулированы. Чем меньше (в алгебраическом смысле) значение φ°, тем сильнее выражены восстановительные свойства соответствующей электрохимической системы; напротив, чем больше значение φ°, тем более сильными окислительными свойствами характеризуется система. Пусть ГЭ состоит из двух электродов 1 и 2, потенциалы которых равны φ1 и φ2, причем φ1 > φ2. Это означает, что электрод 1 будет положительным, а электрод 2 – отрицательным полюсом элемента, ЭДС которого равна разности φ1 - φ2. На электроде 1 будет протекать реакция восстановления (катод), на электроде 2 – полуреакция окисления (анод). ГЭ может быть составлен не только из различных электродов, но и из одинаковых электродов, погруженных в растворы одного и того же электролита, различающиеся только концентрацией (концентрационные гальванические элементы). ЭДС такого элемента равна также разности потенциалов составляющих его электродов.
Дата добавления: 2014-01-05; Просмотров: 951; Нарушение авторских прав?; Мы поможем в написании вашей работы! Нам важно ваше мнение! Был ли полезен опубликованный материал? Да | Нет |