20. Электрохимические процессы. Стандартный электродный потенциал. Ряд напряжений металлов. Гальванические элементы.

Стандартный электродный потенциал — это потенциал металла, определенный относительно стандартного (нормального) водородного электрода, при условии, что концентрация ионов водорода Н⁺ и ионов испытуемого металла Meⁿ⁺ равны 1 моль-ион/л при стандартных условиях (298К, 101кП). Ряд стандартных электродных потенциалов служит для сравнительной характеристики свойств атомов и ионов металлов в растворе.

Е_м = Е_м° + lg [ Мⁿ⁺(H₂О)_m формула Нернста

при активности ионов металла, равной 1 моль/л и температуре 25°С, называют стандартным электродным потенциалом металла (Е°_Меⁿ⁺ / _Ме°).

Располагая металлы в порядке возрастания стандартных электродных потенциалов, получают электрохимический ряд напряжений металлов: Li, Rb, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H, Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pt, Au.

Чем меньше Е°, тем сильнее выражена восстановительная способность металлов и тем слабее проявляются окислительные свойства ионов этих металлов в водных растворах.

Чем больше Е°, тем слабее восстановительная способность металлов и тем сильнее выражены окислительные свойства их ионов.

Из ряда напряжений следуют выводы:

Каждый металл вытесняет из солей другие металлы, имеющие большие значения Е°, т.е. являются менее активными восстановителями.

Металлы, находящиеся в ряду левее водорода, способны вытеснять водород (Н₂) из растворов кислот.

Металлы, имеющие низкие значения Е°, (от Li до Na) являются сильными восстановителями, в любых водных растворах взаимодействуют прежде всего с водой.

Гальванический элемент – это химический источник электрической энергии, которая получается за счёт окислительно-восстановительного процесса. При этом реакция окисления происходит на одном электроде (аноде), а реакция восстановления – на другом (катоде). Роль анода играет металл с более низким значением электродного потенциала (Е_а<Е_к).

21. Электролиз расплавов и растворов солей.

Окислительно-восстановительные процессы, протекающие на электродах при пропускании постоянного тока через систему, включающию электролит, называются электролизом

Процессы окисления и восстановления в этом случае протекают раздельно, т.е. на различных электродах. Электрод, на котором происходит восстановление, называется катодом, а электрод, на котором происходит окисление, - анодом. Катод подключён к отрицательному полюсу, и поэтому к нему движутся катионы, анод – к положительному полюсу, к нему движутся анионы.

Рассмотрим электролиз расплава хлорида натрия.

В расплаве хлорид натрия диссоциирует на ионы Na⁺ и Cl⁻. При подключении напряжения к электродам через расплав протекает электрический ток. Это происходит вследствие того, что катионы подходят к катоду, получают электрон и превращаются в атомы:

Na⁺ + ē = Na,

а к аноду подходят хлорид-ионы, отдают по одному электрону и также превращаются в атомы:Cl⁻ + ē = Cl.

Суммарное уравнение электролиза

2 NaCl = 2 Na + Cl₂.

Электролиз водных растворов осложняется участием в электродных процессах ионов Н⁺ и ОН⁻. Кроме того, молекулы воды сами могут подвергаться электродному окислению или восстановлению. Например, в процессе электролиза NaCl в водном растворе в электролитической ванне накапливается NaOH, а у электродов выделяются H₂ и Cl₂. Суммарное уравнение электролиза 2 NaCl + 2 H₂O = H₂ + Cl₂ + NaOH.

Катод Электрохимический ряд напряжений металлов
Li, K, Ca, Na, Mg, Al	Mn, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb	H	Cu, Hg, Ag, Pt, Au
Меn⁺ не восстанавлива-ется (остаётся в растворе) 2 Н₂О+ 2ē = Н₂↑+2 ОН⁻	Меn⁺ + nē = Me° 2 H₂O + 2ē = H₂↑ + 2 OH⁻		Men⁺ + nē = Me°

Анод	Кислотный остаток Аm⁻
	бескислородный	кислородсодержащий
Нерастворимый (инертный) уголь, графит, платина, золото	J⁻, Br⁻, S²⁻, Cl⁻ Окисление Аm⁻ (кроме F⁻) Аm⁻ – m ē = A°	OH⁻, SO₄²⁻, NO₃⁻ и F⁻ В щелочной среде: 4 ОН⁻ – 4 ē = О₂↑ + 2 Н₂О в кислой среде и нейтральной 2 Н₂О – 4 ē = О₂↑ + 4 Н⁺
Растворимый	Окисление металла анода Ме° – nē = Men⁺ анод раствор