Вопрос №32. Зависимость электродного потенциала от природы веществ, температуры и концентрации раствора. Формула Нернста.

Электродный потенциал – разность электрических потенциалов между электродом и находящимся с ним в контакте электролитом. Возникновение обусловлено переносом заряженных частиц через границу раздела фаз, специфической адсорбцией ионов, а при наличии полярных молекул – ориентационной адсорбцией их.

В результате изучения потенциалов различных электродных процессов установлено, что их величины зависят от следующих 3 факторов:

1. от природы веществ – участников электродного процесса;

2. от соотношения между концентрациями этих веществ (строго говоря, величина электродного потенциала зависит от соотношения не концентраций, а активностей веществ, но при невысоких концентрациях растворов погрешность, вносимая заменой активности на концентрацию невелика);

3. от температуры системы.

Уравнение, устанавливающее зависимость электродного потенциала от данных факторов, было выведено немецким химиком Нерстом в 1889 году. ϕ= ϕ^o + 2,3RT/nF * lg[Ox]/[Red].

ϕ^o – стандартный электродный потенциал, т.е. потенциал при концентрации (активности) всех веществ, участвующих в данном электродном процессе, равной единице. Учитывает влияние природы веществ.

T – абсолютная температура; R – универсальная газовая постоянная; n – число электронов, принимающих участие в процессе; F – постоянная Фарадея; [Ox] и [Red] – произведения концентраций веществ, участвующих в процессе в окисленной и восстановленной формах.

Вопрос №33. Взаимодействие металлов с кислотами и щелочами.

Взаимодействие металлов с соляной кислотой: окислителем является ион водорода. Поэтому все металлы, стоящие в ряду электрохимического напряжения до водорода реагируют с кислотой. Однако при взаимодействии свинца с соляной кислотой происходит пассивация, т.к. образуется нерастворимая соль, остающаяся на поверхности металла.

Взаимодействие с разбавленной серной кислотой: осуществляется так же, как и с соляной, окислитель – ион водорода. Свинец пассируется.

Взаимодействие с концентрированной серной кислотой: в роли окислителя формально выступает сера в степени окисления +6, входящая в состав сульфат-иона. Поэтому кислотой окисляются все металлы, стандартный электродный потенциал которых меньше, чем электродный потенциал окислителя. Пассивация охлажденной кислотой Al, Fe, Co, Ni, Cr пленкой оксидов. Чем активнее металл, тем глубже степень восстановления кислоты.

Me + H₂SO₄ = MeSO₄ + H₂O + SO₂ (E>-0,4), S, H₂S (E<-0,4)

Взаимодействие с разбавленной азотной кислотой: окислитель – азот в степени окисления +5. Восстанавливается кислота тем глубже, чем активнее металл и чем более разбавлена кислота. Малоактивные металлы: NO; средней активности: N₂, N₂O; активные металлы: NH₄NO₃.

Взаимодействие с концентрированной азотной кислотой: щелочные и щелочноземельные металлы – NO, остальные – NO₂. Al, Fe, Co, Ni, Cr – охлажденной пассивируются.

Взаимодействие с щелочами: взаимодействуют только металлы, оксиды которых амфотерны (Be, Zn, Al, Sn, Pb).

Al₂O₃ + NaOH + H₂O = Na[Al(OH)₄]

Al + H₂O = Al(OH)₃ + H₂

Al(OH)₃ + NaOH = Na[Al(OH)₄]