37. Электрохимические процессы. Эдс гальванического элемента

Электрохимические процессы – процессы взаимного превращения электрической формы энергии в химическую.

Электрохимические процессы:

1) Гальванический элемент – взаимное превращение энергии из химической в электрическую.

2) Электролиз – взаимное превращение энергии из электрической в химическую.

Гальванический элемент – это химический источник электрической энергии, которая вырабатывается за счет протекания окислительно-восстановительного процесса. При этом реакция окисления происходит на отрицательном электроде (аноде), а реакция восстановления – на положительном электроде (катоде).

Гальванический элемент представляет собой два электрода различной природы и электролит. Максимальная разность потенциалов этих электродов в отсутствие электрического тока называется электродвижущей силой (э.д.с.) гальванического элемента. 

38. Стандартные электродные потенциалы. Уравнение Нернста

Стандартный электродный потенциал – это равновесный потенциал металлической системы при активности ионов металла, равной 1 моль/л. (Е0)

Электродный потенциал зависит от следующих основных факторов:

 От природы металла. Чем большей химической активностью обладает данный металл, т. е. чем легче он растворяется, тем в большей степени равновесие смещено вправо – тем отрицательнее потенциал.

 От концентрации ионов металла в растворе. Переход ионов металла в раствор происходит тем интенсивнее, чем меньше концентрация катионов в растворе. Наоборот, с увеличением концентрации раствора равновесие смещается влево, и потенциал становится более положительным.

 От температуры. С повышением температуры потенциал становится более положительным, т. е. равновесие смещается влево. Чтобы понять причины этого эффекта, необходимо учесть, что переход ионов в раствор связан с гидратацией, а гидратация – процесс экзотермический (действие принципа Ле Шателье).

Зависимость величины потенциала от указанных факторов выражается уравнением Нернста:

Е Me n+ / Me = Е°Me n+ / Me + ln a Me n+

Для разбавленных растворов a Me n+ = [Ме n+ ], тогда:

Е Me n+ / Me = Е°Me n+ / Me + ln [Ме n+ ]

где a Me n+ – активность ионов металла в растворе, моль/л;

[Ме n+ ] – концентрация ионов металла, моль/л;

E Me / Me n+ – электродный потенциал металла в растворе, содержащем катионы Ме n+ , В;

E° Me / Me n+ – стандартный электродный потенциал, В;

R – универсальная газовая постоянная, равная 8,314 Дж/моль∙К;

Т – температура по шкале Кельвина;

F – постоянная Фарадея, равная 96500 Кл/моль;

n – число электронов, участвующих в электродном процессе для одного атома металла (или заряд иона металла).

Если короче, то E = E0 + ln

39. Электрохимический ряд напряженности металлов

Если измерить стандартные электродные потенциалы различных металлов по отношению к потенциалу стандартного водородного электрода и расположить их в порядке увеличения, получим электрохимический ряд стандартных электродных потенциалов (ряд напряжений) металлов. В этом ряду слева направо происходит уменьшение химической активности металлов. Положение металлов в ряду напряжений позволяет предсказать возможность самопроизвольного протекания реакции. Самопроизвольно могут протекать те реакции, в которых восстановитель имеет более электроотрицательный потенциал, чем окислитель. Чем меньше стандартный электродный потенциал металла, тем более сильным восстановителем он является, и тем слабее выражены окислительные свойства его ионов. И наоборот.

Таким образом, в ряду напряжений:

 все металлы, имеющие отрицательный стандартный электродный потенциал (т.е. стоящие в ряду напряжений до водорода), могут вытеснять (восстанавливать) водород из растворов кислот;

 металлы, имеющие низкий стандартный электродный потенциал (от начала ряда по магний включительно), вытесняют водород из воды;

 каждый металл может вытеснять (восстанавливать) из растворов солей те металлы, которые имеют больший стандартный электродный потенциал (стоят в ряду напряжений после него).