Тема 8. Электрохимические системы. Электродные потенциалы. Электродвижущие силы. Химические источники тока

Электрохимические процессы – гетерогенные окислительно-восстановительные процессы, сопровождающиеся возникновением электрического тока или протекающие под воздействием тока на границе раздела: электрод – раствор или расплав электролита. Электрохимические реакции протекают в химических источниках электрической энергии: гальванических элементах, аккумуляторах, топливных элементах, при электрической коррозии металлов и сплавов, в процессах электролиза и др.

При погружении металла в раствор, содержащий ионы этого металла, на границе раздела металл – раствор устанавливается подвижное равновесие:

.

Этому равновесию соответствует определенный скачок потенциала на границе раздела фаз, называемый равновесным электродным потенциалом. Электродный потенциал можно вычислить по уравнению Нернста:

,

где – стандартный потенциал электрода (в вольтах); n – количество электронов в электродной реакции (заряд иона металла); – концентрация ионов металла в растворе (в моль/л).

В растворах слабых электролитов концентрация ионов металла может быть найдена по уравнению:

,

где С_М – молярная концентрация электролита;  – степень диссоциации; в – число ионов металла, образующихся при диссоциации одной молекулы вещества электролита.

Для расчетов применительно к растворам сильных электролитов необходимом использовать активную концентрацию ионов металла (моль/л):

,

где  – коэффициент активности ионов в растворе.

Коэффициент активности учитывает электростатическое взаимодействие между ионами в растворе электролита. Принято считать, что диссоциация молекул на ионы в растворах сильных электролитов происходит полностью, поэтому степень диссоциации  = 1.

Стандартные потенциалы металлических электродов определяют по водородной шкале, т.е. по отношению к стандартному водородному электроду, потенциал которого условно принят равным нулю. Если давление газообразного водорода соответствует стандартным условиям, а концентрация ионов водорода в растворе отличается от стандартных условий, т.е. больше или меньше 1 моль/л, то потенциал водородного электрода может быть вычислен по формуле, полученной из уравнения Нернста.

Для растворов слабых электролитов:

,

Для сильных электролитов:

.

Потенциал водородного электрода можно выразить и через водородный показатель – pH раствора. Так как pH = –lg[H⁺], то

Из двух любых электродов, имеющих различные потенциалы, можно составить гальваническую цепь или собрать гальванический элемент. Конструктивно гальванический элемент можно представить как систему, состоящую из двух электродов, погруженных в растворы электролитов. Электрод, имеющий более отрицательный потенциал, считается анодом, а более положительный – катодом. Разность потенциалов катода и анода при силе тока во внешней цепи близкой к нулю составляет электродвижущую силу (ЭДС) элемента

ЭДС = _К + _А.

Вычислив по уравнению Нернста потенциалы катода и анода, можно рассчитать теоретическое значение ЭДС элемента. При работе гальванического элемента на аноде протекают реакции окисления, на катоде – восстановления. Другой тип химических источников тока – аккумуляторы можно упрощенно рассматривать как гальванические элементы многоразового действия. В процессе длительной работы аккумулятора при его разряде напряжение на полюсах снижается и аккумулятор приводят снова в исходное состояние путем зарядки от внешнего источника тока. При этом на электродах в процессе зарядки протекают реакции, обратные тем, которые происходят при разрядке аккумулятора.

Пример 1.

Вычислить потенциалы медного и никелевого электродов, погруженных в сульфата меди и сульфата никеля с концентрациям: CuSO₄ (коэффициент активности ионов  = 0,16) и С_м = 0,1 моль/л; NiSO₄ (коэффициент активности ионов  = 0,15) и С_м = 0,1 моль/л. Составить схему гальванического элемента, вычислить ЭДС элемента, написать электронные уравнения реакций, протекающих на электродах, суммарную окислительно-восстановительную реакцию работы гальванического элемента.

Решение.

Равновесный потенциал электрода рассчитывается по уравнению Нернста.

Потенциал медного электрода:

; .

Потенциал никелевого электрода:

Схема (условное обозначение) гальванического элемента:

Ni NiSO₄ CuSO₄Cu

Так как потенциал никелевого электрода более отрицателен, чем медного, то никелевый электрод в данном элементе является анодом, а медный – катодом.

Реакции на электроде:

на аноде Ni – 2 = Ni²⁺ – окисление

на катоде Cu²⁺ + 2 = Cu – восстановление.

Суммарная окислительно-восстановительная реакция в работающем элементе:

Ni + Cu²⁺ = Ni²⁺ + Cu – в ионном виде

Ni + CuSO₄ = NiSO₄ + Cu – в молекулярном виде.

Пример 2.

Вычислить потенциал водородного электрода в растворе уксусной кислоты с концентрацией 0,1 моль/л. Степень диссоциации для заданной концентрации кислоты  = 0,013.

Решение.

Условное обозначение водородного электрода Pt, H₂H⁺, где платина выполняет роль проводника электронов и металла, на поверхности которого осуществляется потенциал-образующая электрохимическая реакция:

H₂2H + 2.

Потенциал водородного электрода при стандартном давлении газообразного водорода и постоянной температуре зависит от концентрации ионов водорода в растворе:

CH₃COOHCH₃COO^– + H⁺,

[H⁺] = C_мb = 0,1 ∙ 0,013 ∙ 1 = 0,0013 моль/л,

.

Т а б л и ц а 5

Стандартные электродные потенциалы некоторых металлов

Электрод	, В	Электрод	, В
Li+/Li	– 3,045	Ni2+/Ni	– 0,250
K+/K	– 2,924	Sn2+/Sn	– 0,136
Ca2+/Ca	– 2,866	Pb2+/Pb	– 0,126
Na+/Na	– 2,714	Fe2+/Fe	– 0,037
Mg2+/Mg	– 2,363	2H+/H2	0,000
Be2+/Be	– 1,847	Cu2+/Cu	+ 0,337
Al3+/Al	– 1,663	Cu+/Cu	+ 0,520
Ti2+/Ti	– 1,630	Hg2+/Hg	+ 0,788
Mn2+/Mn	– 1,170	Ag+/Ag	+ 0,799
Zn2+/Zn	– 0,763	Hg2+/Hg	+ 0,850
Cr3+/Cr	– 0,744	Pt2+/Pt	+ 1,188
Fe2+/Fe	– 0,440	Au3+/Au	+ 1,498
Cd2+/Cd	– 0,403	Au+/Au	+ 1,692
Co2+/Co	– 0,277

Пример 3.

Магниевую пластинку погрузили в раствор соли этого металла. Измеренный потенциал магния оказался равным –2,40 В. Вычислить активную концентрацию ионов магния в растворе в моль на литр.

Решение.

Подобные задачи решаются также с использованием уравнения Нернста.

,

,

,

.