ИНдивидуальное домашнее задание № 7. Электрохимические процессы

Электрохимия – область химии, изучающая процессы, сопровождающиеся появлением электрического тока или протекающие под его воздействием.

Гальванический элемент – это устройство, в котором в результате самопроизвольно протекающей окислительно-восстановительной реакции возникает электрический ток. Гальванические элементы называют также химическими источниками электрической энергии, или химическими источниками тока.

Двойной электрический слой возникает на поверхности раздела фаз (электрод – электролит) при погружении металлической пластины в раствор соли металла. Причиной этого процесса является способность переходить в воду из кристаллической решетки катионов металла, находящихся на границе с водой, по реакции:

M e + nH₂O Me^x+ • nH₂O + x ē

Электродный потенциал Е – разность потенциалов, которая возникает на границе раздела металл (электрод) – раствор (электролит), (Е _Meⁿ⁺| _Me ,B).

Зависимость электродного потенциала от концентрации ионов металла и температуры (при нестандартных условиях) описывается уравнением Нернста:

2,3 R T [Ox]

E = E⁰ + —–––— lg ——– ,

n F [Red]

где [Ox] и [Red] – равновесные концентрации окисленной и восстановленной форм металла соответственно; R – универсальная газовая постоянная (8,314 Дж/моль • К); Т – абсолютная температура; F – число Фарадея (96500 Кл/моль); n – число электронов, участвующих в окислительно-восстановительном процессе.

Частный случай уравнения Нернста (стандартные условия) получается при Т = 298 К и, если подставить численные значения постоянных величин R и F, и учесть, что [Ox] =[Meⁿ⁺] , [Red] = [Ме] = const (так как концентрация атомов металла при постоянной температуре – величина постоянная, ее значение включается в величину E⁰):

0,059

E = E⁰ + ——–– lg [Meⁿ⁺]

n

Для водородного электрода уравнение Нернста принимает вид

Е 2Н⁺|Н₂ = – 0,059 pH

Стандартный электродный потенциал E⁰_Meⁿ⁺|_Me – потенциал электрода, измеренный при стандартных условиях.

Если расположить металлы в порядке возрастания значений их стандартных электродных потенциалов, то получится ряд стандартных электродных потенциалов (электрохимический ряд напряжений металлов).

*******************

Гальванический элемент

Анод – электрод, на котором протекает процесс окисления:

Me – nē = Meⁿ⁺

(анод в гальваническом элементе заряжен отрицательно).

Катод – электрод, на котором протекает процесс восстановления:

Me^m+ + m ē = Me

(катод в гальваническом элементе – положительный электрод).

Краткая электрохимическая схема гальванического элемента – записываются химическими символами электроды и растворы, одна черта означает границу раздела между электродом и раствором, две черты – граница между растворами, в скобках знаки электродов. Кроме того, анод записывается слева, катод – справа.

Например, краткая электрохимическая схема медно-цинкового гальванического элемента:

(–) Zn│ZnSO₄║CuSO₄│Cu (+) ,

Электродвижущая сила гальванического элемента ЭДС (ΔЕ) – разность электродных потенциалов катода Е_К и анода Е_А (окислителя и восстановителя):

ΔЕ = Е_К – Е_А.

При работе гальванического элемента в качестве окислителя (анода) выступает электрохимическая система с более высоким значением электродного потенциала, а в качестве восстановителя (катода) – с более низким.

Сопоставляя электродные потенциалы соответствующих систем, можно определить направление, в котором будет протекать окислительно-восстановительная реакция:

– если ΔЕ > 0, то данная реакция протекает в прямом направлении;

– если ΔЕ < 0, то реакция протекает в обратном направлении.

При одинаковых или очень близких значениях электродных потенциалов двух систем реакция между ними не имеет преимущественного направления, то есть обе системы находятся в состоянии подвижного равновесия.

Стандартная ЭДС Е⁰ гальванического элемента связана со стандартной энергией Гиббса ΔG⁰ протекающей реакции соотношением:

z F Е⁰ = – ΔG⁰,

где z – число электронов, принимающих участие в реакции;

F – постоянная Фарадея.

Кроме того, стандартная энергия Гиббса ΔG⁰ связана с константой равновесия реакции К уравнением:

ΔG⁰ = – 2,3RTlg K.

Из двух последних уравнений следует:

z F Е⁰ = 2,3RTlg K.

Пользуясь этим соотношением, можно по экспериментально определенному значению стандартной ЭДС вычислить константу равновесия соответствующей окислительно-восстановительной реакции.

При Т = 298 К, F = 96500 Кл/моль, R = 8,314 Дж/ (моль • К):

lg K = zЕ⁰ / 0,059