Лабораторная работа №6 Электрохимические процессы.

I. Гальванические элементы и коррозия металлов.

Процессы прямого превращения химической энергии в электрическую и обратно называются электрохимическими процессами.

Электрохимические процессы можно разделить на две основные группы:

1. процессы превращения химической энергии в электрическую (процессы в гальванических и топливных элементах);

2. процессы превращения электрической энергии в химическую (электролиз).

Электрохимическая система состоит из двух электродов и ионного проводника между ними. Электродами называются проводники, имеющие электронную проводимость (проводники первого рода) и находящиеся в контакте с ионным проводником. Для обеспечения работы системы электроды соединяются друг с другом металлическим проводником, называемым внешней цепью электрохимической системы. Ионным проводником (проводником второго рода) служат растворы или расплавы электролитов, а также твердые электролиты.

1.Понятие об электродном потенциале.

Металлы имеют кристаллическое строение. В узлах кристаллической решетки металлов расположены ион-атомы, находящиеся в равновесии со свободными электронами:

Ме⁺ _* е Ме ⁺ + е

ион-атом

При погружении металла в раствор соли этого металла начинается сложное взаимодействие металла с компонентами раствора.

Наиболее важным является взаимодействие поверхностных ион-атомов металла, находящихся в узлах решетки, с полярными молекулами воды, ориентированных у поверхности электрода

В результате взаимодействия происходит окисление металла, и его гидратированные ионы переходят в раствор, оставляя в металле электроны, заряд которых не скомпенсирован положительно заряженными ионами в металле. Раствор в непосредственной близости от металла заряжается положительно, а металл за счет избытка электронов - отрицательно.

На границе металл-раствор возникает двойной электрический слой (рис.1б)

Между металлом и раствором возникает разность потенциалов, которая называется электродным потенциалом.

По мере перехода ионов металла в раствор увеличивается как отрицательный заряд металла, так и положительный заряд раствора, при этом все чаще и чаще ионы металла притягиваются обратно на металлическую пластинку.

Накопление ионов металла в растворе начинает тормозить дальнейшее растворение металла. В результате устанавливается подвижное равновесие, которое можно представить в виде уравнения:

Ме + тН₂О = Ме(Н₂О)_т ⁿ⁺ + n_* е ,

в растворе на металле

где n - число электронов, принимающих участие в процессе.

Равновесие имеет динамический характер, процессы при равновесии идут с одинаковой скоростью в прямом и обратном направлении.

Потенциал, устанавливающийся в условиях равновесия, называется равновесным электродным потенциалом.

Способность посылать ионы в раствор у различных металлов выражена неодинаково. В равных условиях она зависит от энергии кристаллической решетки (о прочности кристаллической решетки можно судить по температуре плавления металла) и энергии гидратации ионов (энергии, выделяющейся при образовании гидратированного иона металла - Ме(Н₂О)_тⁿ⁺). Чем меньше энергия кристаллической решетки и чем больше энергия гидратации, тем выше способность металла посылать ионы в раствор.

Абсолютное значение электродного потенциала измерить нельзя, поэтому обычно определяют относительные значения электродных потенциалов (при стандартных условиях), которые называются стандартными электродными потенциалами (Е⁰).

Согласно конвенции, принятой Международным союзом по чистой и прикладной химии в 1953 году, условились приписывать потенциалу тот знак, который возникает на поверхности металла в двойном электрическом слое.