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