ВУЗ: Не указан
Категория: Не указан
Дисциплина: Не указана
Добавлен: 30.11.2023
Просмотров: 885
Скачиваний: 2
ВНИМАНИЕ! Если данный файл нарушает Ваши авторские права, то обязательно сообщите нам.
, 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 реакции превращается в электрическую. Устройства, в которых происходит такое превращение, называются химическими источниками электрической энергии, или гальваническими элементами.
Гальванический элемент состоит из двух электродов (металлов, погруженных в растворы электролитов), сообщающихся друг с другом через пористую перегородку.
Электрод, на котором в ходе реакции происходит окисление, называется анодом; электрод, на котором идет восстановление,- катодом.
Электродные процессы количественно характеризуются значениями электродных потенциалов.
Электродным потенциалом ( называется разность потенциалов так
называемого двойного электрического слоя, образующегося на поверхности раздела фаз при погружении пластинки металла в раствор соли этого металла.
Причиной возникновения двойного электрического слоя является переход части ионов кристаллической решетки металла (Men+) с поверхности пластинки в раствор под действием полярных молекул воды.
При этом электроны, в избытке остающиеся в металле, заряжают его поверхность отрицательно. Возникает электростатическое притяжение между
перешедшими в раствор катионами и поверхностью металла, и устанавливается подвижное равновесие.
Me Men++ne
“-” электроны “+” ионы Men+
Таким образом, возникает двойной электрический слой, имеющий определенную разницу потенциалов.
Значение электронного потенциала, отвечающее стандартным условиям (концентрация раствора электролита 1 моль/л, Т=298 К, Р=1 атм), называется
стандартным электродным потенциалом данного металла . Измеряют их в
сравнении со стандартным водородным электродом, потенциал которого условно принят равным нулю.
Металлы, расположенные в порядке возрастания алгебраической величины
, образуют ряд стандартных электродных потенциалов (справедлив только для водных растворов).
Чем меньше значение , т.е. чем левее стоит металл в ряду напряжений,
тем более сильно выражены восстановительные свойства его атомов и тем слабее - окислительные свойства его ионов. И наоборот.
Зависимость электродного потенциала металла от температуры и концентрации его ионов в растворе выражается уравнением Нернста
= 0 + (0,059/n) lgC,
где - стандартный электродный потенциал; n- число электронов,
принимающих участие в процессе
; С-концентрация (при точных вычислениях - активность) ионов металла в растворе, моль/л.
Электродвижущая сила Е гальванического элемента определяется как разность двух электродных потенциалов - катода и анода, т. е. из потенциала окислителя ок. вычитается потенциал восстановителя в;
Е = ок в ,
ок всегда больше и Е всегда больше нуля.
При этом изменение энергии Гиббса окислительно-восстановительной системы, связанное с электродвижущей силой уравнением G=-nFE, имеет отрицательное значение, что отвечает условию самопроизвольного протекания процесса (F – постоянная Фарадея, равна 96500 Кл/моль).
Если ОВР в гальваническом элементе осуществляется в стандартных условиях, то наблюдаемая при этом ЭДС называется стандартной электродвижущей силой Е0 данного элемента.
Пример 1. Вычислить стандартную ЭДС гальванического элемента с медным и кадмиевым электродами. Составить уравнения электродных реакций, суммарное уравнение реакции.
Решение. Используем значения из ряда напряжений металлов. Кадмий
имеет меньший потенциал (-0,4 В) и является анодом, на котором протекает окислительный процесс:
Cd-2 e = Cd2+
Медь, потенциал которой 0,34 В,- катод, т.е. электрод, на котором протекает восстановительный процесс:
Cu2+ + 2 e = Cu0
Суммарное уравнение процесса получаем, сложив уравнения катодного и анодного процессов:
Cu2+ + Cd0=Cu0+Cd2+
Значение стандартной ЭДС равно разности стандартных электродных потенциалов окислителя и восстановителя:
E0= 0ок- 0в=0,34 -(-0,4)=0,74 В
Пример 2. Вычислить электродный потенциал цинка в растворе ZnCl2, в котором концентрация ионов Zn2+ составляет 7*10-2 моль/л.
Решение. Поскольку концентрация ионов металла отлична от 1 моль/л, то для определения электродного потенциала используем уравнение Нернста
Гальванический элемент состоит из двух электродов (металлов, погруженных в растворы электролитов), сообщающихся друг с другом через пористую перегородку.
Электрод, на котором в ходе реакции происходит окисление, называется анодом; электрод, на котором идет восстановление,- катодом.
Электродные процессы количественно характеризуются значениями электродных потенциалов.
Электродным потенциалом ( называется разность потенциалов такназываемого двойного электрического слоя, образующегося на поверхности раздела фаз при погружении пластинки металла в раствор соли этого металла.
Причиной возникновения двойного электрического слоя является переход части ионов кристаллической решетки металла (Men+) с поверхности пластинки в раствор под действием полярных молекул воды.
При этом электроны, в избытке остающиеся в металле, заряжают его поверхность отрицательно. Возникает электростатическое притяжение между
перешедшими в раствор катионами и поверхностью металла, и устанавливается подвижное равновесие.
Me Men++ne
| Me | | |
| | ||
| | | |
| р-р соли Me | ||
“-” электроны “+” ионы Men+ Таким образом, возникает двойной электрический слой, имеющий определенную разницу потенциалов.
Значение электронного потенциала, отвечающее стандартным условиям (концентрация раствора электролита 1 моль/л, Т=298 К, Р=1 атм), называетсястандартным электродным потенциалом данного металла . Измеряют их в
сравнении со стандартным водородным электродом, потенциал которого условно принят равным нулю.
Металлы, расположенные в порядке возрастания алгебраической величины, образуют ряд стандартных электродных потенциалов (справедлив только для водных растворов).
| Электрод | γо , В | Электрод | γо , В |
| Li+/Li | -3,05 | Cd2+/Cd | -0,40 |
| Rb+/Rb | -2,93 | Co2+/Co | -0,28 |
| K+/K | -2,93 | Ni2+/Ni | -0,25 |
| Cs+/Cs | -2,92 | Sn2+/Sn | -0,14 |
| Ba2+/Ba | -2,90 | Pb2+/Pb | -0,13 |
| Ca2+/Ca | -2,87 | Fe3+/Fe | -0,04 |
| Na+/Na | -2,71 | 2H+/H2 | 0 |
| Mg2+/Mg | -2,37 | Sb3+/Sb | +0,20 |
| Al3+/Al | -1,70 | Bi3+/Bi | +0,21 |
| Ti2+/Ti | -1,60 | Cu2+/Cu | +0,34 |
| Mn2+/Mn | -1,18 | Hg22+/2Hg | +0,79 |
| Cr2+/Cr | -0,91 | Ag+/Ag | +0,80 |
| Zn2+/Zn | -0,76 | Hg2+/Hg | +0,85 |
| Cr3+/Cr | -0,74 | Pt2+/Pt | +1,19 |
| Fe2+/Fe | -0,44 | Au3+/Au | +1,50 |
Чем меньше значение , т.е. чем левее стоит металл в ряду напряжений,тем более сильно выражены восстановительные свойства его атомов и тем слабее - окислительные свойства его ионов. И наоборот.
Зависимость электродного потенциала металла от температуры и концентрации его ионов в растворе выражается уравнением Нернста = 0 + (0,059/n) lgC, где - стандартный электродный потенциал; n- число электронов,
принимающих участие в процессе
; С-концентрация (при точных вычислениях - активность) ионов металла в растворе, моль/л.
Электродвижущая сила Е гальванического элемента определяется как разность двух электродных потенциалов - катода и анода, т. е. из потенциала окислителя ок. вычитается потенциал восстановителя в; Е = ок в , ок всегда больше и Е всегда больше нуля.
При этом изменение энергии Гиббса окислительно-восстановительной системы, связанное с электродвижущей силой уравнением G=-nFE, имеет отрицательное значение, что отвечает условию самопроизвольного протекания процесса (F – постоянная Фарадея, равна 96500 Кл/моль).Если ОВР в гальваническом элементе осуществляется в стандартных условиях, то наблюдаемая при этом ЭДС называется стандартной электродвижущей силой Е0 данного элемента.
Примеры решения задач.
Пример 1. Вычислить стандартную ЭДС гальванического элемента с медным и кадмиевым электродами. Составить уравнения электродных реакций, суммарное уравнение реакции.Решение. Используем значения из ряда напряжений металлов. Кадмий
имеет меньший потенциал (-0,4 В) и является анодом, на котором протекает окислительный процесс:
Cd-2 e = Cd2+
Медь, потенциал которой 0,34 В,- катод, т.е. электрод, на котором протекает восстановительный процесс:
Cu2+ + 2 e = Cu0
Суммарное уравнение процесса получаем, сложив уравнения катодного и анодного процессов:
Cu2+ + Cd0=Cu0+Cd2+
Значение стандартной ЭДС равно разности стандартных электродных потенциалов окислителя и восстановителя:E0= 0ок- 0в=0,34 -(-0,4)=0,74 В
Пример 2. Вычислить электродный потенциал цинка в растворе ZnCl2, в котором концентрация ионов Zn2+ составляет 7*10-2 моль/л.
Решение. Поскольку концентрация ионов металла отлична от 1 моль/л, то для определения электродного потенциала используем уравнение Нернста