В конце статьи, вы поймете, и в состоянии описать- Что такое стандартный электродный потенциал, как мы измеряем и что необходимость стандартного электродного потенциала.

Электрохимии является филиалом химии, которая занимается производством электроэнергии, когда происходит химическая реакция. Весь процесс осуществляется в контейнере или судно называется как клетка. Когда мы строим клетку, используя образец Daniel клетки. Мы объединяем два различных полуэлемент. Каждая половина ячейки состоит из металлического стержня, смоченного в электролите. Если потенциальный стержень создан. Это приведет к формирование батареи. Эти батареи обеспечивают электрический ток для запуска автомобилей, чтобы привести множество продуктов, такие как карманные калькулятор цифровых часов радио и магнитофон и т.д..

Что такое электродный потенциал

• оксидирование – Потеря электронов.
• снижение – получение электронов.

Электродный потенциал развивается только тогда, когда существует разность потенциалов между электродом и электролитом. Если мы поместить медный металлический стержень в CuSO 4 решение. Эти атомы меди имеют поведение (тенденция) потерять электроны образуют Cu 2+ ионы, которые идут в раствор в результате окисления.

с(s) → С 2+ + 2е –

Скоро, избыточные электроны будут накапливаться на электроде, и он будет приобретать отрицательный заряд. Электроны, присутствующие на электроде также будут иметь тенденцию привлекать положительные ионы (с 2+ ионы) присутствует в растворе. Это означает, что электрод не будет держать на потери электронов и равновесие будет в конечном счете, устанавливается.

Когда такое равновесие будет достигнуто, разделение положительных и отрицательных зарядов будет происходить, приводит к разности потенциалов между металлическим стержнем и его ионов, присутствующих в растворе называется электродным потенциалом.

Стандартный потенциал снижения

Следует помнить, что:

• Электрод может подвергаться окислению.
• Электрод может также проходить снижение за счет получения электронов.

Электрод может подвергаться окислению, теряя электроны, положительные ионы, присутствующие в растворе, может также принимать электроны от электрода и в результате отсутствия электронов на электроде, чем инициалы. таким образом, придавая положительный заряд на нем. В результате, электрод теперь будет притягивать электроны из раствора и его притягивающей электроны или принимая тенденцию называется восстановительным потенциалом. таким образом, Есть два типа электродных потенциалов т.е., Окислительный потенциал и потенциал сокращения.

Окисление потенциал. Это тенденция электрода потерять электроны и в результате, он окисляется.

потенциал сокращения. Это тенденция электрода, чтобы принимать электроны, и в результате, он получает снижается.

Что такое стандартный электродный потенциал – Определение

В целом, электрод называется в стандартных условиях, если:

• концентрация электролита раствор 1 молярный (1M)
• Давление газа / газов, вовлеченное одна атмосфера
• Температура постоянна (в общем 298 К).

Как рассчитать стандартные ячейки потенциал

Следует отметить, что мы не можем измерить потенциал клеток непосредственно связано со следующими причинами:

• Половина клеток ли окисление или восстановление Полуэлемент не может работать по своему владеет и может работать только при подключении к другой половине ячейки.
• Электрон высвобождения или принимая тенденцию электрода только относительная тенденцию, а не абсолютная тенденцию.

таким образом, мы не можем определить абсолютную стандартный электродный потенциал электрода. Для того, чтобы решить проблема, опорный электрод необходимо, и должны быть возложены на него. The обычно используется опорный электрод стандартного водородного электрода (ОНА) также называемый нормальный водород электрод (NHE) и его стандартный электродный потенциал (окисления, а также снижение) принимается равным нулю.

Определение E o Значение цинка

Гальванический элемент установлен, в котором цинк электрод помещают в 1М ZnSO 4 Раствор представляет собой одну половину ячейки в то время как стандартный водородный электрод, как другая половина ячейки. В этом случае, чтение с помощью вольтметра 0.76 В и направление потока электронов от цинка к водороду электрону (противоположный поток тока, как показан вольтметр). таким образом, цинк будет выступать в качестве анода и стандартный водородный электрод выступает в качестве катода.

Электронно прочь = Анод.

• Е o клетка = E o катод – Е o анод
• 0.76 знак равно 0 + Е o анод
• Е o анод знак равно -0.76V
• таким образом, стандартный восстановительный потенциал цинка (Zn 2+ /Zn) является -0-76 V.

Cell Notation

Zn (s) | Zn 2+ (водн) || 2ЧАС + (водн) | ЧАС 2 1 бар

В случае, прогиб в сторону водородного электрода, это означает, что поток электронов от водородного электрода в направлении металлического электрода. В таком случае, водородный электрод будет выступать в качестве анода и металлического электрода в качестве катода.

Стандартный электродный потенциал Таблица

Значения представляют собой стандартные потенциалы сокращения электрода. Их стандартный потенциал окисления будет иметь такое же значение, но с противоположным знаком. Эти значения являются последней конвенцией, принятой IUPAC, как стандартные восстановление и окисление потенциалы также называют как стандартный электродный потенциал.

Стандартный водородный электрод

В стандартном водородном электроде, платиновый провод, покрытый тонкодисперсной платины под названием платиновой черни герметизируется в стеклянной трубке. Это влечет за собой платиновую фольгу на одном конце. Провод погружают в водном растворе, содержащем 1 мольный Н + концентрация ионов (как обычно 1 М HCl используется). Чистый газообразный водород под давлением 1 бар постоянно пропускают через раствор: Температура Раствор выдерживают при 298 К. Стандартный водородный электрод может действовать как в качестве катода и анод. Когда он должен действовать как окисление анода должно иметь место, и действовать в качестве катодного восстановления происходит.

Стандартный водородный электрод также известен как обратимый электрод.

Обратитесь к следующему видео для стандартного водородного электрода

Нормальный водородный электрод

Более ранние разработки в области electrochemistry.There является использовать нормальный водородный электрод(NHE) имеющий потенциал нулевого электрода. Нормальный водородный электрод (NHE) построен таким образом, имея платиновый электрод в раствор 1 N сильной кислоты. С течением времени, он был изменен.

Короче резюме,

• Нормальный водородный электрод – Электрод потенциал платины с точки зрения 1 Раствор N кислоты.
• Стандартный водородный электрод- Электрод потенциал платины с точки зрения 1 М раствор кислоты.

Это все об основах – Что такое стандартный электродный потенциал, как мы измеряем и что необходимость стандартного электродного потенциала.

Если вы хотите чувствовать себя свободно делиться с другими.

Электродные потенциалы

Так как окислительно-восстановительные реакции сопровождаются переносом заряда, то их можно осуществлять действием электрического тока, и наоборот, - получать электрический ток за счет их протекания. В соответствующих процессах и устройствах используются электроды и электродные потенциалы.

Понятие об электродном потенциале. Если металлическую пластинку опустить в воду или раствор, содержащий ионы этого металла, то на границе раздела металл-раствор за счет процессов растворения-осаждения металла возникает разность или скачок потенциала, который зависит от природы металла, концентрации раствора, а также от температуры. Этот скачок называется электродным потенциалом данного металла. Указанное равновесие выражается уравнением, учитывающим гидратацию иона:

Ме + mH 2 O Me n+ (H 2 O) m + ne .

в растворе на металле

Потенциал, соответствующий данному равновесию, называется равновесным электродным потенциалом.

Значение j нельзя определить по абсолютной величине. Поэтому потенциалы всех электродов определяют по отношению к стандартному водородному полуэлементу (электроду) (рис. 7.1), потенциал которого принимают равным нулю: j о 298 (2Н + ® Н 2) = 0. Стандартный водородный электрод состоит из сосуда с 1н. раствором кислоты, в которую опущен платиновый электрод, контактирующий с газообразным водородом, находящимся под давлением Р = 101,3 кПа.

Рис. 7.1. Стандартный водородный электрод

На электроде устанавливается равновесие 2Н + р + 2ē Н 2 (г) .Нулевое значение j о для этого электрода определяется и тем, что DG 0 f (Н +) = DG 0 f (Н 2) = 0. Платина используется вследствие ее инертности, а также потому, что она является катализатором переноса электрона (процесс установления равновесия ускоряется, но само состояние равновесия, то есть функции DН, DU, DG, DS, остается неизменными при постоянной температуре).

Потенциалы, определенные относительно стандартного электрода в стандартных условиях (то есть j о 298) табулированы. Для металлов по химическим данным (Н.Н. Бекетовым), а затем путем измерения j о 298 установлен ряд активности металлов, который в настоящее время имеет назавание электрохимический ряд напряжения металлов (табл.12.1).

Таблица 12.1

Стандартные электродные потенциалы j 0 некоторых металлов

(ряд напряжения)

Электрод	j 0 , В	Электрод	j 0 , В	Электрод	j 0 ,В
Li + /Li	-3,045	Mn 2+ /Mn	-1,18	2H + /H 2	0,000
Rb + /Rb	-2,925	Cr 2+ /Cr	-0,913	Sb 3+ /Sb	+0,20
K + /K	-2,924	Zn 2+ /Zn	-0,763	Bi 3+ /Bi	+0,215
Сs + /Cs	-2,923	Cr3 + /Cr	-0,74	Cu 2+ /Cu	+0,34
Ba 2+ /Ba	-2,90	Fe 2+ /Fe	-0,44	Сu + /Cu	+0,52
Ca 2+ /Ca	-2,87	Сd 2+ /Cd	-0,403	Hg 2 2+ /2Hg	+0,79
Na + /Na	-2,714	Сo 2+ /Co	-0,27	Ag + /Ag	+0,80
Mg 2+ /Mg	-2,37	Ni 2+ /Ni	-0,25	Hg 2+ /Hg	+0,85
Al 3+ /Al	-1,70	Sn 2+ /Sn	-0,136	Pt 2+ /Pt	+1,19
Ti 2+ /Ti	-1,603	Pb 2+ /Pb	-0,127	Au 3+ /Au	+1,50
Zr 4+ /Zr	-1,58	Fe 3+ /Fe	-0,037	Au + /Au	+1,70

Электродный потенциал, измеренный при стандартных условиях
(Т = 298К; = 1моль/л) относительно стандартного водородного электрода, называется стандартным электродным потенциалом металла и обозначается j 0 . Стандартный электродный потенциал является количественной характеристикой химической активности металла, т.е. его способности отдавать свои валентные электроны и переходить в раствор в виде ионов.

Электрохимические системы

Общая характеристика

Электрохимия - раздел химии, которая изучает процессы возникновения разности потенциалов и превращение химической энергии в электрическую (гальванические элементы), а также осуществление химических реакций за счет затраты электрической энергии (электролиз). Эти два процесса, имеющие общую природу нашли широкое применение в современной технике.

Гальванические элементы используются как автономные и малогабаритные источники энергии для машин, радиотехнических устройств и приборов управления. При помощи электролиза получают различные вещества, обрабатывают поверхности, создают изделия нужной формы.

Электрохимические процессы не всегда служат на пользу человеку, а иногда приносят большой вред, вызывая усиленную коррозию и разрушение металлических конструкций. Чтобы умело использовать электрохимические процессы и бороться с нежелательными явлениями, их надо изучить и уметь регулировать.

Причиной возникновения электрохимических явлений служит переход электронов или изменение степени окисления атомов веществ, участвующих в электрохимических процессах, то есть окислительно-восстановительные реакции, протекающие в гетерогенных системах. В окислительно-восстановительных реакциях электроны непосредственно переходят от восстановителя к окислителю. Если процессы окисления и восстановления пространственно разделить, а электроны направить по металлическому проводнику, то такая система будет представлять собой гальванический элемент. Причиной возникновения и протекания электрического тока в гальваническом элементе является разность потенциалов.

Электродный потенциал. Измерение электродных потенциалов

Если взять пластину какого либо металла и опустить ее в воду, то ионы поверхностного слоя под действием полярных молекул воды отрываются и гидратированными переходят в жидкость. В результате такого перехода жидкость заряжается положительно, а металл отрицательно, поскольку на нем появляется избыток электронов. Накопление ионов металла в жидкости начинает тормозить растворение металла. Устанавливается подвижное равновесие

Ме 0 + mН 2 О = Ме n + × m H 2 O + ne -

Состояние равновесия зависит как от активности металла так и от концентрации его ионов в растворе. В случае активных металлов, стоящих в ряду напряжений до водорода, взаимодействие с полярными молекулами воды заканчивается отрывом от поверхности положительных ионов металла и переходом гидратировнных ионов в раствор (рис. б). Металл заряжается отрицательно. Процесс является окислением. По мере увеличения концентрации ионов у поверхности становится вероятным обратный процесс - восстановление ионов. Электростатическое притяжение между катионами в растворе и избыточными электронами на поверхности образует двойной электрический слой. Это приводит к возникновению на границе соприкосновения металла и жидкости определенной разности потенциалов, или скачка потенциала. Разность потенциалов, возникающую между металлом и окружающей его водной средой, называют электродным потенциалом. При погружении металла в раствор соли этого металла равновесие смещается. Повышение концентрации ионов данного металла в растворе облегчает процесс перехода ионов из раствора в металл. Металлы, ионы которых обладают значительной способностью к переходу в раствор, будут заряжаться и в таком растворе положительно, но в меньшей степени, чем в чистой воде.

Для неактивных металлов равновесная концентрация ионов металла в растворе очень мала. Если такой металл погрузить в раствор соли этого металла, то положительно заряженные ионы выделяются на металле с большей скоростью, чем происходит переход ионов из металла в раствор. Поверхность металла получит положительный заряд, а раствор отрицательный из-за избытка анионов соли. И в этом случае на границе металл - раствор возникает двойной электрический слой, следовательно, определенная разность потенциалов (рис. в). В рассмотренном случае электродный потенциал положительный.

Рис. Процесс перехода иона из металла в раствор:

а – равновесие; б – растворение; в – осаждение

Потенциал каждого электрода зависит от природы металла, концентрации его ионов в растворе и температуры. Если металл опустить в раствор его соли, содержащей один моль-ион металла на 1 дм 3 (активность которого равна 1), то электродный потенциал будет постоянной величиной при температуре 25 о С и давлении 1 атм. Такой потенциал называется стандартным электродным потенциалом (Е о).

Ионы металла, имеющие положительный заряд, проникая в раствор и перемещаясь в поле потенциала границы раздела металл-раствор, затрачивают энергию. Эта энергия компенсируется работой изотермического расширения от большей концентрации ионов на поверхности к меньшей в растворе. Положительные ионы накапливаются в приповерхностном слое до концентрации с о , а затем уходят в раствор, где концентрация свободных ионов с . Работа электрического поля ЕnF равна изотермической работе расширения RTln(с o /с). Приравняв оба выражения работы можно вывести величину потенциала

Еn F = RTln(с o /с), -Е = RTln(с/с о)/nF,

где Е – потенциал металла, В; R – универсальная газовая постоянная, Дж/моль К; Т – температура, K; n – заряд иона; F – число Фарадея; с – концентрация свободных ионов;

с о – концентрация ионов в поверхностном слое.

Непосредственно измерить величину потенциала не представляется возможным, так как невозможно экспериментально определить с о. Опытным путем определяют величины электродных потенциалов относительно величины другого электрода, потенциал которого условно принимают равным нулю. Таким стандартным электродом или электродом сравнения является нормальный водородный электрод (н.в.э.) . Устройство водородного электрода показано на рисунке. Он состоит из платиновой пластинки, покрытой электролитически осаждённой платиной. Электрод погружен в 1М раствор серной кислоты (активность ионов водорода равна 1 моль/дм 3) и омывается струей газообразного водорода под давлением 101 кПа и Т = 298 К. При насыщении платины водородом на поверхности металла устанавливается равновесие, суммарный процесс выражается уравнением

2Н + +2е ↔ Н 2 .

Если пластинку металла, погруженного в 1М раствор соли этого металла, соединить внешним проводником со стандартным водородным электродом, а растворы электролитическим ключом, то получим гальванический элемент (рис. 32). Электродвижущая сила этого гальванического элемента будет являться величиной стандартного электродного потенциала данного металла (Е о).

Схема измерения стандартного электродного потенциала

относительно водородного электрода

Взяв в качестве электрода цинк находящийся в 1 М растворе сульфата цинка и соединив его с водородным электродом, получим гальванический элемент, схему которого запишем следующим образом

(-) Zn/Zn 2+ // 2H + /H 2 , Pt (+).

В схеме одна черта означает границу раздела между электродом и раствором, две черты – границу между растворами. Анод записывается слева, катод справа. В таком элементе осуществляется реакция Zn о + 2H + = Zn 2+ + Н 2 , а электроны по внешней цепи переходят от цинкового к водородному электроду. Стандартный электродный потенциал цинкового электрода (-0,76 В).

Взяв в качестве электрода медную пластинку, при указанных условиях в сочетании со стандартным водородным электродом, получим гальванический элемент

(-) Pt, H 2 /2H + //Cu 2+ /Cu (+).

В этом случае протекает реакция: Cu 2+ + H 2 = Cu о + 2H + . Электроны по внешней цепи перемещаются от водородного электрода к медному электроду. Стандартный электродный потенциал медного электрода (+0,34 В).

Теоретические аспекты электрохимических процессов

Какие процессы называются электрохимическими?

Все электрохимические процессы можно разделить на две противоположные группы: процессы электролиза, при которых под действием внешнего источника электроэнергии происходят химические реакции, и процессы возникновения электродвижущей силы и электрического тока вследствие определенных химических реакций.

В первой группе процессов электрическая энергия превращается в химическую, во второй ‒ наоборот, химическая ‒ в электрическую.

Все электрохимические реакции происходят при протекании электрического тока в цепи. Этот круг обязательно состоит из последовательно соединенных металлических проводников и раствора (или расплава) электролита. В металлических проводниках ток переносят электроны, в растворе электролитов ‒ ионы. Непрерывность протекания тока в цепи обеспечивается только тогда, когда происходят процессы на электродах, т.е. на границе металл ‒ электролит. На одном электроде происходит процесс приема электронов ‒ восстановление, на втором электроде - процесс отдачи электронов, т.е. окисления.

Особенностью электрохимических процессов, в отличие от обычных химических, является пространственное разделение процессов окисления и восстановления. Из этих процессов, которые не могут происходить друг без друга, и состоит в целом химический процесс в электрохимической системе.

В чем заключается сущность механизма образования электродного потенциала?

Гальванический элемент (химический источник тока) – это устройство, в котором химическая энергия окислительно-восстановительной реакции превращается в электрическую. Гальванический элемент состоит из двух электродов (полуэлементов).

Система, в которой металл погружен в раствор собственной соли, называется электродом или полуэлементом . При погружении металлической пластинки в раствор собственной соли имеют место два основных процесса. Первый процесс – это ионизация металла пластинки, где в узлах кристаллической решетки находятся ионы – атомы:

Ионизация происходит под действием полярных молекул растворителя (воды). Образующиеся при этом электроны концентрируются на пластинке, заряжая ее отрицательно, а образующиеся катионы металла переходят с пластинки в раствор и концентрируются возле пластинки (рис. 1).

Рисунок1 – Схема металлического электрода

Второй процесс – это взаимодействие молекул растворителя с ионами металла, т.е. сольватация образующихся ионов:

При погружении пластинки металла в раствор вначале преобладает процесс ионизации металла, но со временем скорость прямой реакции уменьшается, а растет скорость обратной реакции, пока между этими процессами не установится динамическое равновесие

При этом на границе металл-раствор (твердая фаза - жидкость) устанавливается равновесный двойной электрический слой (ДЭС), состоящий из положительных ионов и электронов. Условное обозначение системы металл-раствор – Ме/Ме n + , где вертикальной чертой отмечена граница раздела твердая фаза-раствор.

Электродный потенциал. Стандартный электродный потенциал. Ряд стандартных электродных потенциалов

Между положительными ионами и электронами возникает скачок потенциала, который называется электродным потенциалом. Потенциал, возникающий в условиях равновесия электродной реакции, называется равновесным электродным потенциалом .

Значение электродного потенциала, возникающего на границе металл-раствор, зависит от природы металла, активности ионов этого металла и от температуры.

Абсолютное значение электродного потенциала в настоящее время измерить или рассчитать невозможно. Но можно определить значение электродного потенциала относительно какого-либо электрода, выбранного в качестве стандарта. Согласно международному соглашению таким стандартом служит стандартный (нормальный) водородный электрод, потенциал которого условно принят за нуль: = 0.0 В.

Стандартный водородный электрод представляет собой платиновую пластинку, покрытую платиновой чернью и опущенную в раствор Н 2 SO 4 или HCI с = 1 моль/л, через который все время пропускается газообразный Н 2 под давлением 101.3 кПа при 298 К (рис. 2).

Рисунок 2 – Водородный электрод

Платина, отличающаяся высокой химической стойкостью, в электродном процессе не участвует. Ее роль сводится к адсорбции на своей поверхности водорода и переносу электронов. На поверхности платины протекает процесс:

H 2 ⇄ 2Н + + 2 .

Если пластинку любого металла соединить со стандартным водородным электродом, то получим значение стандартного электродного потенциала данного металла.

Располагая металлы в порядке увеличения стандартных электродных потенциалов, получают электрохимический ряд напряжений металлов. Металлы, стоящие в ряду напряжений после водорода, не способны вытеснять водород из кислот. Вытеснение металла из солей другим металлом осуществляется только в том случае, если вытесняющий металл расположен в ряду напряжений до вытесняемого. Чем дальше друг от друга удалены металлы в электрохимическом ряду напряжений (т.е. чем больше разница между стандартными потенциалами металлов), тем больше ЭДС гальванического элемента, в котором эти металлы использованы.

Стандартные потенциалы являются количественной мерой окислительно-восстановительной способности системы. Чем выше значение φ 0 , тем большей окислительной способностью обладает окисленная форма данной пары. Восстановительные свойства сильнее выражены у восстановленной формы в паре с меньшим значением φ 0 .

Все металлы в ряду напряжений делятся на: активные (литий – алюминий), средней активности (до водорода), неактивные.

Электродный потенциал

Возникновение электродного потенциала металла. Электроны в металле занимают энергетические уровни, образующие зоны. Эти зоны расположены ниже уровня энергии свободного электрона. В случае если мы хотим удалить электрон из металла - перенести его от нижнего края зоны проводимости до уровня свободного электрона, мы должны затратить работу. Эта работа принято называть внешней работой выхода электрона.

В случае если два разных металла приведены в тесное соприкосновение - контакт, то определœенное количество электронов переходит от того металла, у которого работа выхода меньше, к тому, у которого она больше, благодаря чему один металл зарядится отрицательно, а другой положительно. Это явление лежит в базе возникновения контактной разности потенциалов.

Погрузим теперь металл в любой раствор электролита или в воду. Кристаллическая решетка металлов образована катионами, между которыми движутся нелокализованные электроны. Характер взаимодействия полярных молекул воды (растворителя) с катионами решетки металла зависит от энергии его кристаллической решетки (энергии сублимации и ионизации атомов) и энергии гидратации его ионов. При этом может два возможных случая.

Первый случай. В случае если энергия гидратации (Е гидр) больше энергии кристаллической решетки (Е кр.р.), то более вероятен процесс отрыва от поверхности металла положительных ионов, которые взаимодействуют с полярными молекулами воды и в гидратированном состоянии переходят в раствор.
Размещено на реф.рф
Поверхность металла приобретает отрицательный заряд, а слой раствора, примыкающий к ней - положительный. Переход первых катионов металлов требует меньшей затраты энергии, чем удаление последующих, т.к. поверхность металла уже приобрела отрицательный заряд. По мере увеличения концентрации катионов в растворе у поверхности, вероятность выхода ионов из металла уменьшается, а вероятность входа их в металл (адсорбция) из раствора увеличивается. В случае если скорости этих процессов сравниваются, то устанавливается динамическое равновесие на границе металл-раствор.
Размещено на реф.рф
Между отрицательно заряженным металлом и положительно заряженным раствором возникает двойной электрический слой, строение которого напоминает строение конденсатора, между обкладками которого существует разность потенциалов, называемый в электрохимии равновесный потенциал. Согласно Конвенции Международного Союза химиков потенциалу условились приписывать тот знак, который возникает на поверхности металла в двойном электрическом слое. Схематически данный процесс можно изобразить так: окисление

M + mH 2 O = + ne

в растворе на металле

Такое поведение металла в растворе электролита характерно для активных металлов (Mg, Zn, Fe, Ni...)

Второй случай. В случае если энергия гидратации будет меньше энергии кристаллической решетки металла (это характерно для неактивных металлов: Cu, Hg, Bi), то преобладает процесс адсорбции катионов из раствора на поверхности электрода, заряжая его положительно; раствор же заряжается отрицательно за счёт избытка аниов соли. На границе двух фаз металл-электролит также возникает двойной электрический слой с определœенным электродным потенциалом. На примере медной пластины в растворе сульфата меди процесс схематично можно изобразить следующим образом:

Cu 2+ + SO 4 2- = Cu 2+ + SO 4 2-

на металле в растворе

В случае если индифферентный - нерастворимый, к примеру платиновый электрод погружен в электролит, содержащий окислитель и восстановитель (редокс-) систему, то в такой системе протекает два электродных процесса, или две окислительно-восстановительные полуреакции, сопровождающиеся переходом электронов между участвующими в реакции молекулами или (и) ионами. В общем виде данный процесс должна быть изображен:

Ох + ne ↔Red,

где Ox и Red - окисленная и восстановленная формы частицы или частиц, n- число электронов, участвующих в реакции.

Для раствора содержащего одновременно ионы Fe +3 и Fe +2 , вышеприведенная реакция запишется следующим образом:

Fe +3 + е ↔ Fe +2 .

В данном случае материал электрода служит переносчиком электронов. Электрод отдает окислителю или принимает электроны от восстановителя в растворе. Окислительно-восстановительный потенциал, возникающий в таких системах, зависит от природы редокс-реакции и от концентрации обоих электроактивных соединœений, а также от других веществ, к примеру концентрации ионов водорода, и не зависит от материала электрода.

Измерение потенциала металла. Электрод сравнения. Непосредственно измерить абсолютную величину потенциала электрода в настоящее время не представляется возможным. Ее измеряют относительно величины другого электрода - электрода сравнения, потенциал которого принято считать постоянным при стандартных условиях.

В электрохимии принято в качестве электрода сравнения используют водородный электрод, потенциал которого условно принят за нуль. Он состоит из платиновой пластины, покрытой платиновой чернью и погруженной в раствор H 2 SO 4 , где = 1 моль/л, давление газообразного водорода 101,325 кПа, температура 25 о С.

На границе раздела фаз устанавливается равновесие:

1/2 Н 2 + Н 2 О = Н 3 О + + е

Схему водородного электрода обозначают так:

H + ‌‌│ H 2 , Pt

В случае если составить электрическую цепь из водородного электрода и пластины металла, опущенную в раствор своей соли, где концентрация ионов металла равна 1 моль/л при стандартных условиях, то возникшая разность потенциалов электродвижущая сила (э.д.с.) будет являться величиной стандартного электродного потенциала металла (Е 0).

К примеру: цинковая пластина опущена в 1-молярный раствор своей соли и соединœена со стандартным водородным электродом:

схема: Zn │ Zn 2+ │ H 2 S 4 │ H 2 , Pt (+)

В элементе осуществляется реакция:

Zn + 2H + = Zn 2+ + H 2

Электроны по внешней цепи движутся от цинкового к водородному электроду. Стандартный электродный потенциал цинкового электрода равен -0,763 В.

Взяв в качестве электрода медь при тех же условиях в сочетании со стандартным водородным электродом, получим электрическую цепь из двух полуэлементов,которую можно изобразить в виде схемы:

(-) Pt, H 2 │ H 2 SO 4 ││ Cu 2+ │ Cu (+)

Его э.д.с., а следовательно, и стандартный электродный потенциал (Е 0) меди равны +0,34 В. В этом случае протекает реакция

Cu 2+ + H 2 = 2H + + Cu ,

а электроны во внешней цепи движутся от водородного электрода к медному.

Потенциал каждого электрода зависит от природы металла, концентрации его ионов в растворе и температуры. Эта зависимость выражается уравнением Нернста:

E = E 0 + RT/nF ln C

или при температуре 298 К

E = E 0 +0,059/n lg C мет.

где R - универсальная газовая постоянная равная 8,31 Дж/моль К, Т - температура в Кельвинах, n - число электронов участвующих в реакции, F - постоянная Фарадея равная 96500 Кл, E 0 – стандартное значение электродного потенциала, который равен электродному потенциалу при концентрации электроактивной частицы равной 1 моль/л.

Потенциал окислительно-восстановительной системы:

Ох + ne +z H + ↔ Red

определяется аналогичным образом, а зависимость от концентрации обоих электроактивных соединœений и концентрации ионов водорода выражается уравнением:

E=E 0 +0,059/n lg (С Ох С H + z)/С Red .

Ряд стандартных электродных потенциалов металлов (ряд напряжений). Располагая металлы в порядке возрастания алгебраической величины их стандартных электродных потенциалов (Е 0) получают ряд стандартных электродных потенциалов металлов в водных растворах или ряд напряжений металлов. Ряд напряжений характеризует:

1.Чем меньше алгебраическая величина потенциала, тем выше восстановительная способность металла и тем ниже окислительная способность его ионов.

2.Каждый предыдущий металл, т. е. расположенный в ряду напряжения левее или имеющий меньший стандартный потенциал, вытесняет последующие металлы из водных растворов их солей. К примеру:

Mg + NiSO 4 =MgSO 4 + Ni ;

3.Все активные металлы, ᴛ.ᴇ. расположенные в ряду до водорода, вытесняют водород из кислот, где он выполняет функцию окислителя (HCl разб. и конц.; H 2 SO 4 разб.).

2HCl + Zn = ZnCl 2 + H 2

4.Большой энергией гидратации иона Li(-515 кДж/г-ат) обусловливается высокоотрицательное значение его потенциала (Е 0 = -3,045 B) в сравнении с Na, K и даже Cs (E 0 = - 2,923 B). Это относится и к кальцию, который активнее в растворе, чем натрий.

Электродный потенциал - понятие и виды. Классификация и особенности категории "Электродный потенциал" 2017, 2018.

- Факторы, влияющие на величину электродного потенциала. Уравнение Нернста. Стандартный электродный потенциал.

Измерение электродных потенциалов. Водородный электрод. Абсолютные значения электродных потенциалов, которые характеризуют двойной электрический слой, измерить не удается, так как проводник, опущенный для измерения в раствор, сам создает свой двойной... .

- Стандартный водородный электрод. Электродный потенциал.

Можно с высокой точностью измерить ЭДС цепи, составленной из двух электродов. Однако нельзя ни измерить, ни вычислить абсолютную разность потенциалов на границе металл–раствор. Для практических целей достаточно иметь условные величины, характеризующие потенциалы... .

- Лекция 16. Понятие «Электродный потенциал». Электрохимические процессы

Окислитель– акцептор электронов, то есть «принимает электроны» и восстанавливается. Восстановитель является донором электронов, то есть «отдает электроны» и окисляется. В окислительно-восстановительных реакциях восстановитель переходит в соответствующую окисленную...

Ключевые слова:электродный потенциал, гальванический элемент, электрохимические цепи, стандартный водородный электрод, стандартный электродный потенциал металла, ряд стандартных электродных потенциалов Если металлическую пластинку (электрод) опустить в воду,... .

- Двойной электрический слой. Электродный потенциал

При погружении металлической пластины в раствор соли данного металла (электрод или полуэлемент) может происходить один из двух процессов: 1. Если металл является активным восстановителем (т. е. легко теряет электроны), то под действием диполей воды, содержащихся в... .

- Электродный потенциал. Уравнение Нернста

ЭДС гальванического элемента E удобно представлять в виде разности некоторых величин, характеризующих каждый из электродов – электродных потенциалов; однако для точного определения этих величин необходима точка отсчета – точно известный электродный потенциал... .