Раздел 12. Электродные потенциалы. Химические источники электрической энергии.

Потенциалы, возникающие на металлах, погруженных в растворы собственных солей, называются электродными потенциалами. Измерить их можно с помощью другого электрода – электрода сравнения, в качестве которого часто применяется водородный электрод. Потенциал водородного электрода (Н₂/2Н⁺) в стандартных условиях (Т = 298⁰К; = 1,01 * 10⁵ Па (760 мм.рт.ст.), концентрация ионов водорода в растворе 1 моль/1000г Н₂О) принят равным нулю.

Стандартный электродный потенциал – это потенциал данного электродного процесса при концентрациях всех участвующих в нем веществ равных единице.

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

Числовые значения стандартных потенциалов приведены в таблице 3:

Таблиц 3

Значения стандартных электродных потенциалов φº, В

Электрод	φº, В	Электрод	φº, В
Li⁺/Li	-3.02	Ni²⁺/Ni	-0.25
Rb⁺/Rb	-2.99	Sn²⁺/Sn	-0.14
K⁺/K	-2.92	Pb⁺²/Pb	-0.13
Ba²⁺/Ba	-2.90	2H⁺/H₂	0.00
Sr²⁺/Sr	-2.89	Bi³⁺/Bi	+0.20
Ca²⁺/Ca	-2.87	Sb³⁺/Sb	+0.23
Na⁺/Na	-2.71	Cu²⁺/Cu	+0.34
La³⁺/La	-2.37	Cu⁺/Cu	+0.52
Mg²⁺/Mg	-2.34	Hg₂²⁺/2Hg	+0.79
Al³⁺/Al	-1.67	Ag⁺/Ag	+0.80
Mn²⁺/Mn	-1.05	Pd²⁺/Pd	+0.83
1	2	1	2
Zn²⁺/Zn	-0.76	Hg²⁺/Hg	+0.86
Cr³⁺/Cr	-0.71	Pt²⁺/Pt	+1.20
Fe²⁺/Fe	-0.44	Au³⁺/Au	+1.42
Cd²⁺/Cd	-0.40	Au⁺/Au	+1.691
Co²⁺/Co	-0.28

Величина электродного потенциала металла зависит от свойств металла, концентрации его ионов в растворе, температуры и выражается уравнением Нернста:

lnC_мс ,

где: - потенциал металла в вольтах при данной концентрации его в растворе;- стандартный электродный потенциал металла;R = 8,314 Дж/К·моль – универсальная газовая постоянная; Т- температура в градусах абсолютной шкалы; n – заряд (валентность) иона металла; F = 96500 Кл – число Фарадея; С_ме – концентрация ионов металла в растворе, в моль/л.

При подстановке в уравнение значений R и F, приняв температуру равной 25 ⁰С, получаем:

Два металла, погруженные в растворы их солей, соединенные между собой, образуют гальванический элемент. Действие любого гальванического элемента основано на протекании в нем окислительно-восстановительной реакции.

Электрод, на котором протекает окисление, называется анодом. Электрод, на котором протекает восстановление, называется катодом. Роль анода в гальваническом выполняет пластинка более активного металла в растворе своей соли.

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:

Ni + 2AgNO₃ = Ni(NO₃)₂ + 2Ag

Изображается следующим образом:

(-) Ni Ni(NO₃)₂ AgNO₃ Ag (+).

Эта же схема может быть изображена в ионной форме:

(-) Ni Ni²⁺ Ag⁺ Ag (+)

На аноде никель окисляется: Ni⁰ – 2e Ni²⁺ и в форме ионов переходит в раствор. На катоде восстанавливается серебро: Ag⁺ + 1eAg⁰ и в виде металла осаждается на электроде. Складывая уравнения электродных процессов (с учетом числа принимаемых и отдаваемых электронов), получаем суммарное уравнение реакции:

Ni + 2Ag⁺ = Ni²⁺ + 2Ag⁰.

Гальванический элемент может быть составлен не только из различных, но и из одинаковых электродов, погруженных в растворы одного и того же электролита, различающихся только концентрацией (концентрационные гальванические элементы).

Рассчитать э.д.с. гальванического элемента при 25⁰С, пользуясь значениями стандартных электродных потенциалов, приведенных в таблице 3. (Задачи 601-625).