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 = -0,059раН+
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.