7.4. Потенциалы электродов

ЭДС гальванического элемента равна разности равновесных потенциалов катода и анода:

Е_Э = Е_К − Е_А,

Если потенциал одного из электродов принять равным нулю, то относительный потенциал второго электрода будет равен ЭДС гальванического элемента элемента.

В настоящее время за ноль принят потенциал водородного электрода. Этот электрод выполнен из платинированной (губчатый) платины, контактирующей с газообразным водородом, находящимся при давлении 101 325 Па и раствором, в котором концентрация или активность ионов водорода Н⁺ равна единице.

Для определения потенциала электрода по водородной шкале собирают гальванический элемент, одним из электродов которого является измеряемый, а вторым − стандартный водородный электрод:

H₂, Pt │H⁺‌││Zn²⁺│Zn.

равен 0

ЭДС этого элемента будет равна потенциалу цинкового электрода.

Токообразующей реакцией в этом элементе будет реакция

При погружении металла в раствор собственных ионов устанавливается следующее равновесие:

М Мⁿ⁺ + ne⁻.

При этом скорость растворения металла равна скорости разряда его ионов.

Потенциал, который устанавливается на электроде при равновесии, называется равновесным потенциалом. Для его измере­ния необходим гальванический элемент следующего вида:

H₂, Pt | H⁺ || Mⁿ⁺ | M,

в котором токообразующей реакцией является реакция

Mⁿ⁺ + Н₂ = M + nH⁺.

ЭДС этого элемента будет равна потенциалу электрода по водородной шкале:

Поскольку [Н⁺] = 1 (моль/л), р (Н₂) = 1 атм, то

(62)

Уравнения (62) называются уравнениями Нернста. Переходя от натурального логарифма к десятичному (ln = 2,3 lg) и подставляя во вто­рое слагаемое значения: температуры Т = 298 К; R [8,314 Дж/(моль∙К)] и F=(96 500 Кл/моль), получим расчётные формы уравнения Нернста:

Стандартный электронный потенциал металла указывает на меру восстановительной способности его атомов и меру окислительной способности его ионов. Чем более отрицательное значение электродного потенциала металла, тем более сильна его восстановительная способность. Чем более положителен электродный потенциал металла, тем более сильной окислительной способностью обладают его ионы.

2. Растворимость кислот, оснований и солей в воде

(при комнатной температуре)

Ионы	Н+	NН4+	Nа+	К+	Мg2+	Са2+	Ва2+
OН–		–	Р	Р	Н	М	Р
Сl–	Р	Р	Р	Р	Р	Р	Р
Вr–	Р	Р	Р	Р	Р	Р	Р
I–	Р	Р	Р	Р	Р	Р	Р
S2–	Р	* *	Р	Р	–	М	Р
NО3–	Р	Р	Р	Р	Р	Р	Р
РО43–	Р	–	Р	Р	Н	Н	Н
SО42–	Р	Р	Р	Р	Р	М	Н
СrО42–	Р	Р	Р	Р	Р	Р	Н
МnО4–	Р	Р	Р	Р	Р	Р	Н
СН3СОО–	Р	Р	Р	Р	Р	Р	Р
СО32–	Р	Р	Р	Р	М	Н	Н
NО2–	Р	Р	Р	Р	Р	Р	Р

Р - хорошо растворимое вещество

(растворяется > 1 г в 100 г воды; с > 0,1 моль/л)

М - малорастворимое вещество

(растворяется от 0,1 до 1 г в 100 г воды; с 0,1 – 0,001 моль/л)

Н - практически нерастворимое вещество

(растворяется < 0,1 в 100 г воды; с < 0,001 моль/л)

Аl3+	Pb2+	Fe2+	Fe3+	Cu2+	Zn2+	Ag+	Ионы
Н	Н	Н	Н*	Н	Н	–	OН–
Р	М	Р	Р	Р	Р	Н	Сl–
Р	М	Р	Р	Р	Р	Н	Вr–
Р	М	Р	?	–	Р	Н	I–
–	Н	Н	–	Н	Н	Н	S2–
Р	Р	Р	Р	Р	Р	Р	NО3–
Н	Н	Н	Н	Н	Н	Н	РО43–
Р	Н	Р	Р	Р	Р	М	SО42–
?	Н	–	Н	М	М	Н	СrО42–
Р	Р	–	–	–	Р	М	МnО4–
–	Р	Р	–	Р	Р	М	СН3СОО–

– - вещество в воде разлагается (соль гидрализуется

? - нет достоверных данных о существовании вещества

* - в воде превращается в нерастворимое соединение FеО(ОН)

** - гидролизуется без образования осадка до NН₄НS и NН₃ · Н₂О