Elektródapotenciálok

Mivel a redoxreakciókat töltésátvitel kíséri, ezek a cselekvéssel végrehajthatók elektromos áram, és fordítva - áramlásuk miatt elektromos áramot kapnak. A megfelelő eljárások és eszközök elektródákat és elektródpotenciálokat használnak.

Az elektródpotenciál fogalma. Ha egy fémlemezt vízbe vagy ennek a fémnek ionjait tartalmazó oldatba merítünk, akkor a fém-oldat határfelületen a fém oldódási-kiválási folyamatai következtében különbség vagy potenciálugrás következik be, ami a fém ionjainak természetétől függ. a fém, az oldat koncentrációja és a hőmérséklet is. Ezt az ugrást egy adott fém elektródpotenciáljának nevezzük. Ezt az egyensúlyt egy egyenlet fejezi ki, amely figyelembe veszi az ion hidratáltságát:

Me + mH 2 O Me n+ (H 2 O) m + ne.

oldatban fémen

Az ennek az egyensúlynak megfelelő potenciált egyensúlyi elektródpotenciálnak nevezzük.

j értéke nem határozható meg ebből abszolút érték. Ezért az összes elektród potenciálját egy szabványos hidrogén félcellához (elektródához) viszonyítva határozzuk meg (7.1. ábra), amelynek potenciálját vettük egyenlő nullával: j o 298 (2H + ® H 2) = 0. A standard hidrogénelektróda egy 1 N edényből áll. savoldat, amelybe platinaelektródát engedünk, hogy érintkezésbe kerüljön P = 101,3 kPa nyomású hidrogéngázzal.

Rizs. 7.1. Szabványos hidrogénelektróda

Az elektródán létrejön a 2H + p + 2ē H 2 (g) egyensúly. Null érték Ennek az elektródának a j o-ját az is meghatározza, hogy DG 0 f (H +) = DG 0 f (H 2) = 0. A platinát a tehetetlensége miatt használják, és azért is, mert az elektrontranszfer (a folyamat) katalizátora. Az egyensúly létrejötte felgyorsul, de maga az egyensúlyi állapot, azaz a DH, DU, DG, DS függvények állandó hőmérsékleten változatlanok maradnak).

A szabványos elektródákhoz standard körülmények között (azaz j körülbelül 298) meghatározott potenciálokat táblázatba foglaljuk. A fémekre a kémiai adatok szerint (N. N. Beketov), ​​majd méréssel j o 298-at állapítottak meg fém tevékenység sorozat, amelyet jelenleg fémek elektrokémiai feszültségsorának neveznek (12.1. táblázat).

12.1. táblázat

Egyes fémek standard elektródpotenciáljai j 0

(feszültségtartomány)

Elektróda	j 0 , V	Elektróda	j 0 , V	Elektróda	j 0 ,V
Li+/Li	-3,045	Mn 2+ /Mn	-1,18	2H+/H2	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
Mg2+/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

Az elektródapotenciál szabványos körülmények között mérve
(T = 298K; = 1mol/l) egy szabványos hidrogénelektródához képest, az ún. szabványos elektródpotenciál fém és ki van jelölve j 0. A standard elektródpotenciál mennyiségi jellemző kémiai tevékenység fém, azaz az a képessége, hogy vegyértékelektronjait átadja és ionok formájában oldódik.

Az elektródák osztályozása. Első és második típusú elektródák. Referencia elektródák. Gázelektródák. Amalgám elektródák. Redox elektródák, Luther szabálya. Kinhidron elektróda, pH mérés.

Elektróda potenciál. Hidrogén potenciál skála. Nernst képlete. Szabványos elektródapotenciál.

Az elektrokémiai rendszer egyik fő jellemzője a benne végbemenő reakció résztvevőinek térbeli elkülönítése. Általános reakció itt két részleges reakcióra bomlik, amelyek mindegyike külön elektródán megy végbe. Ennek megfelelően az elektrokémiai rendszer EMF-jének is kettőnek kell lennie elektródpotenciálok: E = j 1 + j 2 .

A potenciál ugrás az elektróda-oldat határán (valamint a potenciálkülönbség két pont között, amelyek benne találhatók különböző fázisok) kísérletileg nem mérhető. Egy ilyen potenciálugrás nagysága elméletileg kiszámítható, de csak akkor, ha pontosan ismerjük a két fázis közötti interfész szerkezetét. Az elektróda és az oldat közötti interfész szerkezetét még nem vizsgálták kellőképpen.

A mérés csak kísérleti úton lehetséges általános jelentése E láncok, azaz. csak az elektródpotenciálok összege. A j értékek bizonytalanságának kiküszöbölése érdekében be kell vezetni egy további feltételt - bármely elektróda potenciálját 0-val egyenlőnek kell tekinteni, és az összes többi elektróda potenciálértékét hozzá kell rendelni. Ebben az esetben az elektródpotenciálokat egy bizonyos hagyományos skálán adják meg, és értékük a skála alapjául választott elektróda természetétől függ.

Nernst azt javasolta, hogy a hidrogénelektród potenciálját feltételes nullának tekintsék, ha az oldatban a hidrogénionok koncentrációja 1, és a hidrogéngáz nyomása 1 atm. A potenciáloknak ezt a hagyományos skáláját ún hidrogén skála . Jelenleg főleg használt hagyományos hidrogén skála , amelyben egy standard hidrogénelektróda potenciálját minden T-re nullának választjuk. Abban különbözik az eredeti Nernst hidrogénskálától, hogy egységnyi aktivitást és illékonyságot használ egységnyi koncentráció és nyomás helyett. Ez a feltétel lehetővé teszi az elektródák potenciáljának meghatározását a hidrogénskálán bármely T-nél, azonban minden T-nél a hidrogénelektród potenciálja eltérő lehet, vagyis a hagyományos nulla nem lesz azonos különböző T-nél.

Hogy., az elektróda elektródpotenciálja Ezt az elektródából (jobbra) és egy szabványos hidrogénelektródából (balra) álló cella emf-jének nevezzük, például:

(+) Pt ïH 2 ç H +, aq çç Zn 2+ ç Zn (-)

Ennek az elemnek az EMF-je (j Zn 2+ ç Zn) negatív (-0,763 V, ha az oldatban lévő cinkionok aktivitása 1 - ez a cink standard elektródpotenciálja). A réz elektródpotenciáljának megtalálásához össze kell állítania az elemet:

(-) Pt ïH 2 ç H +, aq çç Cu 2+ ç Cu (+)

Itt az áramkör EMF-je (j Cu 2+ ç Cu) pozitív (+0,337 V 1-es rézionaktivitás mellett - a réz standard elektródpotenciálja).

A félcellás áramkörbe az elektród + ionoldat kombinációt célszerű abban a sorrendben beírni, ahogyan a szabványos hidrogénelektródából és az adott elektródából álló elem rekordjában szerepel; Az így rögzített elektródánál az elektródpotenciált a megfelelő előjellel kell megadni. Nál nél írj vissza a potenciál jelét meg kell változtatni, például:

(1) Zn 2+ , aq ç Zn ; j = -0,763 B, (2) Zn ç Zn 2+, aq; j = +0,763 V

Csak az első típusú rögzítés vezet a j értékek azon jeleihez, amelyek megfelelnek az elektródpotenciáloknak. A (2) bejegyzésnek megfelelő értékeket nem szabad elektródpotenciálnak nevezni, de felhasználhatók egy áramkör EMF-jének kiszámításához (olyan elektródákhoz, amelyeknek a kapcsolási rajzon való elhelyezkedése ellentétes a hidrogénelektródával kombinált helyzetükkel). ), például:

(-) Zn ç Zn 2+, aq ç Cu 2+, aq ç Cu (+)

0,763 V + 0,337 V

E = j 1 + j 2 = 0,763 + 0,337 = 1,110 V

A számítást megnehezíti a ZnSO 4 -CuSO 4 oldatok határán fellépő diffúziós potenciál.

Diffúziós potenciál két egymástól minőségileg és mennyiségileg eltérő megoldás határán fordul elő. Előfordulásának oka- az elektrolit ionok egyenlőtlen mobilitása és koncentrációjuk gradiens jelenléte.

Két oldat határán van egy bizonyos átmeneti réteg, ahol az összetétel az I. oldatból a II. oldatba, a II. oldatból az I. oldatba változik; A diffúziós potenciál ebben az átmeneti rétegben lokalizálódik. A nagyobb mobilitású ionok hígabb oldatba diffundálnak nagyobb sebesség, és két oldat érintkezési felülete a hígabb oldat oldalán ezen ionok előjelével, a tömény oldalán pedig ellenkező előjellel töltődik fel. Diffúz elektromos kettős réteg keletkezik, ennek megfelelő potenciálugrással. A keletkező potenciálkülönbség felgyorsítja a lassan mozgó ion mozgását, és lelassítja a gyorsan mozgó ion mozgását, amíg steady state, amelynél a diffundáló ionok sebessége egyenlővé válik. A díjak további kölcsönös eltávolítása leáll; A határrétegben kialakult potenciálkülönbséget diffúziós potenciálnak nevezzük.

A diffúziós potenciál nem egyensúlyi. Számold ki pontosan általános eset lehetetlen.

Alacsony pontosságú méréseknél jelentősen csökkentheti a diffúziós potenciált két megoldás határán, ha bekapcsolja őket sóhíd - tömény elektrolit (KCl-al vagy NH 4 NO 3-mal telített) 0,5-höz közeli iontranszfer számokkal. A diffúziós potenciál éles csökkenése ebben az esetben annak a ténynek köszönhető, hogy a koncentrált oldat ionjai az érintkezési zónákban szinte az összes áramot vezetik; az egyik diffúziós potenciált a sóhíd bevezetése váltja fel két kisebb nagyságú, gyakran ellentétes előjelű potenciállal.

Ugyanebből a célból egy közömbös sót alkalmaznak a lánc összes oldatába.

Az elektródpotenciál függése az elektrolitban lévő anyag koncentrációjától (aktivitásától) termodinamikai módszerekkel állapítható meg. Elektrokémiai reakció megy végbe az M n + çM elektródán j egyensúlyi potenciállal:

M n +, aq + n e= M

Ez egy fémion dehidratációjának és a kristályrácsba való beépülésének reakciója.

Egy egyensúlyi folyamat esetén P és T állandó mellett az izobár potenciál csökkenése egyenlő a maximummal hasznos munkaА¢ - az elektromos áram munkája:

А¢ = -DG = nFj

Amikor 1 g fémion átmegy oldatról elektródára, az izobár potenciál változása megegyezik az anyag kémiai potenciáljainak különbségével két fázisban: oldatban (m¢) és elektródában (m¢¢):

DG = m + ¢¢ - m + ¢

Ha P, T = állandó egy változatlan összetételű elektródában (tiszta fém)

m + ¢¢ = m + o = állandó

Az oldatban m + ¢ = m + ¢ o + RT Egy +

m + ¢ о - az ion kémiai potenciálja az oldatban standard állapotban; ez az érték egy adott T-nél állandó.

DG = m + o - m + ¢ o - RT ln a +

j = - (m + o - m + ¢ o)/nF + ln a +

Az egyenlet jobb oldalán lévő első tag P és T állandónál egy állandó érték (fémelektródánál ez az érték gyakorlatilag független a nyomástól). Jelölhetjük a j o szimbólummal:

j = j o + ln a + (1)

Híg oldatban az aktivitások helyett koncentrációkat ( A + ® m + , c + , N+) a koncentráció mértékének megválasztásától és ennek megfelelően az aktivitás standard állapotától függően, például:

j = j o + ln m + (2)

A (2) egyenletet Nernst (1888) más módon vezette le. Ez az egyenlet, valamint több általános egyenlet(1) hívják Nernst elektród potenciál egyenletek .

j o az elektród potenciálja olyan oldathoz viszonyítva, amelyben a megfelelő ionok aktivitása 1. Az ún. szabványos elektródpotenciál és a hőmérséklettől függ.

G¢ ± » g¢ + számlálása és m + » m± , egy bináris egyértékű elektrolitra (n = 1) van:

j = j o + ln a± = j o + ln m ± + ln g¢±

F értékének behelyettesítése és innen indulva természetes logaritmusok tizedesjegyig, azt kapjuk, hogy n = 1 és T = 298 K:

j = j o + 0,0591 lg m± g¢ ±

SZABVÁNYOS ELEKTÓDA POTENCIÁLIS. A standard elektródpotenciál értéke nem függ az elektródreakció résztvevőinek aktivitásától, és egy adott elektród állandó jellemzője. A standard potenciálok (táblázatos értékek) 25 o C-ra vonatkoznak; a többi T-re vonatkozó értékeik innen találhatók hőmérsékleti együtthatók, szintén kitáblázva.

A standard potenciálokat számos kapcsolódó probléma megoldására használják Kémiai egyensúly megoldásokban.

Bármely elektróda, amely alacsonyabban helyezkedik el a standard elektródpotenciálok sorozatában (azaz pozitívabb), oxidáltabb állapotban van, mint a magasabban elhelyezkedő elektród (példa: Daniel-Jacobi cella). Ha két ilyen elektródából elektrokémiai rendszert készítenek, akkor az „alsó”-n redukciós reakció (Cu), a „felsőn” pedig oxidációs reakció (Zn) megy végbe. A folyamat ugyanabban az irányban megy végbe, ha mindkét elektróda hatóanyagai közvetlenül érintkeznek egymással, és a reakció kémiai úton megy végbe. A rendszerben az egyensúly abban a pillanatban jön létre, amikor a két elektródreakció potenciálja egyenlő lesz. Ezt az állapotot a reakcióban résztvevők aktivitásának bizonyos aránya mellett érjük el, amely megfelel annak egyensúlyi állandójának (példák: Ce 3+, Ce 4+ és Fe 2+, Fe 3+; Fe 2+, Fe 3+ és Sn rendszerek 2+, Sn 4+;

) (leggyakrabban fém és elektrolit oldat között). Az elektronabszorpció létrejöttét a töltött részecskék fázishatáron való átjutása, az ionok fajlagos adszorpciója, illetve poláris molekulák (ideértve az oldószermolekulákat is) jelenlétében orientációs adszorpciója okozza. Az elektródreakció mértéke nem egyensúlyi állapotban az érintkező fázisok természetétől és összetételétől, valamint a határfelületen zajló elektródreakciók kinetikai törvényeitől függ. Az elektróda/oldat határfelületén bekövetkező potenciálugrás egyensúlyi értékét kizárólag az elektród reakció jellemzői határozzák meg, és nem függ az elektróda természetétől és a rajta lévő felületaktív anyagok adszorpciójától. Ez az abszolút potenciálkülönbség a két helyen elhelyezkedő pontok között különböző fázisok , nem lehet kísérletileg mérni vagy elméletileg kiszámítani. Gyakorlati jelentősége , relatív elektromos energiával rendelkezik, amelyet általában egyszerűen elektromos energiának neveznek, ami a szóban forgó elektróda és a referenciaelektróda – leggyakrabban normál hidrogénelektród – elektromos energiája közötti különbség (lásd: Hidrogénelektród)

Ennek e.p-jét hagyományosan nullának tételezzük fel. Az elektródán lévő elektrokémiai egyensúlynál az elektronsűrűség értéke ( E ) kifejezhető a Gibbs-energia változásával (lásd Gibbs-energia) (Δ G ) reakciók:Δ ) kifejezhető a Gibbs-energia változásával (lásd Gibbs-energia) (Δ/E = - zF , Ahol z- elektronok száma részt vesz az elektrokémiai folyamatokban, F- A Faraday szám. E. p. ebben az esetben tevékenységtől függ ( ) a reakcióban részt vevő anyagok (potenciálisan meghatározó anyagok). Me/Me elektródákhoz + n = Az elektródán lévő elektrokémiai egyensúlynál az elektronsűrűség értéke ( 0 + (E RT/zF )ln a Nekem n+ , Ahol R- gázállandó, T - Az elektródán lévő elektrokémiai egyensúlynál az elektronsűrűség értéke ( hőfok, 0 - Normál potenciál. Az inert elektródával rendelkező redox rendszerek esetében, amelyekben az elektrokémiai reakció minden komponense oldatban van, az ER-t (redoxpotenciál) mindkét oxidált ( a A rendben), és visszaállítva (

c) az anyag formái:

ahol ν a sztöchiometrikus együttható.

Abban az esetben, ha egy elektródán egyidejűleg több elektródreakció is végbemenhet, az állóelektród-reakció fogalmát használjuk, amikor elektromos áramot vezetünk át, a mért elektródreakció a polarizáció mértékével tér el az egyensúlyi reakciótól (lásd. Elektrokémiai polarizáció).

V. V. Gorodetsky. Nagy Szovjet enciklopédia. 1969-1978 .

. - M.: Szovjet enciklopédia

Nézze meg, mi az „Elektródapotenciál” más szótárakban: ELEKTÓDA POTENCIÁLIS - különbség(feszültség) az elektróda és a vele érintkező elektrolit között. Az elektródák megjelenését az elektróda felületén kettős elektromos réteg képződése okozza. A gyakorlatban az értékeket így használjuk.... Nagy Politechnikai Enciklopédia

Az elektrokémiában az elektromos potenciál különbsége az elektróda fázishatárán az elektrolit. A gyakorlatban az értékeket használják az ún. relatív elektródpotenciál egyenlő az adott elektróda és az elektróda elektródpotenciáljának különbségével... ... Nagy enciklopédikus szótár

ELEKTROMOS POTENCIÁL, az elektróda reakcióképességének mértéke. Az M elemből származó, ionjainak (M+) oldatába helyezett elektróda FÉLELEM. Elméletileg az elektróda és az oldat közötti MM++e típusú reakciók során mindig... ... Tudományos és műszaki enciklopédikus szótár

Elektróda potenciál- az elektróda reakcióképességének mértéke. Az elektróda és az oldat között mindig potenciálkülönbség alakul ki. A standard elektródpotenciálokat a hidrogénelektródához viszonyítva határozzák meg bizonyos hőmérsékleteken,... ... Hivatalos terminológia

elektródpotenciál- - [Ya.N.Luginsky, M.S.Fezi Zhilinskaya, Yu.S.Kabirov. Angol-orosz elektrotechnikai és energetikai szótár, Moszkva, 1999] Villamosmérnöki témakörök, alapfogalmak EN elektródpotenciálelektrolitikus potenciálelektropolarizáció... ... Műszaki fordítói útmutató

elektródpotenciál- az elektródák és a vele érintkező elektrolit (leggyakrabban a fém és az elektrolitoldat) közötti elektromos potenciál különbsége. A relatív elektródpotenciálok gyakorlati jelentőséggel bírnak,...... Enciklopédiai Kohászati ​​Szótár

elektródpotenciál- 3,8 elektródpotenciál: Az elektróda reakcióképességének mértéke. Az elektróda és az oldat között mindig potenciálkülönbség alakul ki. A szabványos elektródpotenciálokat a hidrogénelektródához viszonyítva határozzák meg bizonyos... ... A normatív és műszaki dokumentáció kifejezéseinek szótár-referenciája- Elektrodo Potencialas Statusas T Sritis Standartizacija Ir Metrologija Apibrėžtis Dydis, Išreiškiamas Potencialų Skirtumu, Susidarančiu Tarp Joninės Terpės (Elektrolito Tirpalo R Lydalo) IR į Ją įDėTO ELEKTRODO. atitikmenys: engl. elektróda......

elektródpotenciál- elektrodo potencialas statusas T terület Standartizacija ir metrologija apibrėžtis Elektrodo potencialas kito kūno arba terpės, kurioje jis yra, atžvilgiu. atitikmenys: engl. elektródpotenciál vok. Elektrodenpotenciál, n rus. elektród potenciál... Penkiakalbis aiškinamasis metrologijos terminų žodynas

5. ELŐADÁS

Elektrokémia – fejezet fizikai kémia, amelyben a mozgó ionokat tartalmazó kondenzált testek térfogati és felületi tulajdonságait, valamint a határfelületen és a testek zömében ionokat érintő folyamatok mechanizmusait tanulmányozzák.

Elektro kémiai folyamatok– ezek olyan kémiai folyamatok, amelyek elektromos áram megjelenésével járnak, vagy kívülről érkező elektromos energia okozza. Redox reakciókon alapulnak. Az elektrokémiai reakciókban (a hagyományos redoxreakciókkal szemben) az oxidációs és redukciós folyamatok térben elkülönülnek. Ezen folyamatok mindegyike az elektródája felületén megy végbe, ezért ezeket elektródfolyamatoknak nevezik.

Elektróda – egy vezető része (általában lemez formájában), amelyen keresztül elektromos áramot vezetnek be egy folyadékba vagy gázba. A pozitív elektróda az anód, a negatív elektróda a katód.

Egy rendszer elektródákból és elektrolitból állhat, amelyben a redox folyamatok kémiai energiája elektromos energiává alakul. Az ilyen rendszert ún galvánelem ( valaki után elnevezve Luigi Galvani). Az az erő, ami mozgást okoz benne elektromos töltések, hívott elektromos erő(EMF). Az elektromotoros erőket általában két potenciál különbségeként ábrázolják, amelyek mindegyike az egyik elektródán fellépő félreakciónak felel meg:

E = j 1 – j 2 .

A j 1 és j 2 elektródáknál lévő potenciálokat nevezzük elektródpotenciálok.

Az elektródpotenciálok a fém és az elektrolit kölcsönhatása miatt keletkeznek. Ha egy fémelektródát sójának vizes oldatába merítünk, az elektróda felülete és az oldat között cserefolyamat megy végbe. Kristály cella fém pozitív töltésű ionokból (kationokból) és szabad vegyérték elektronok. Amikor egy fémet sójának vizes oldatába merítünk, a poláris vízmolekulák kölcsönhatásba lépnek kationokkal fém rács(hidratálás), elősegíti a fémkationok oldatba való átalakulását. A hidratációnak köszönhetően az ionok oldatba való átalakulása (ionizációs folyamat) energetikailag kedvezővé válik:

Én + H 2 O ® Férfi + H 2 O + nem,

Ahol Nekem- fém, ( Én n +× H 2 O) – hidratált fémkation;

n– fém vegyérték;

e– elektron.

Ez a folyamat megsérti a fém és az oldat kezdeti elektromos semlegességét: a fém negatívan, a körülötte lévő elektrolitréteg pedig pozitívan töltődik.

Egyidejűleg a megoldásban mindig lehetséges fordított folyamat- fém leválasztás:

Me n + × H 2 O + ne ® Én + H 2 O.

Ha az ionizáció és a lerakódás sebessége egyenlő, akkor a fém és az elektrolit közötti cserefolyamat egyensúlyi állapotba kerül:

Me + aq ® Me n+ × aq + ne.

A cserefolyamat a fém-elektrolit határfelületen elektromos kettős réteg kialakulásához vezet (5.1. ábra), vagyis az elektromos töltések elválasztásához.

5.1 ábra - Egy kettős elektromos réteg diagramja és potenciáleloszlása ​​a vastagságában. A fém negatív töltésű lesz ( A) és pozitív ( b) az elektródpotenciál előfordulásának folyamatában. én 1 és én 2 – az elektromos kettős réteg sűrű és diffúz részei

Negatív és pozitív töltések a fém és az elektrolit oldat határán potenciálugrás megjelenését idézik elő a határterületen, ami az elektródpotenciált jelenti. Elektróda potenciál - fizikai mennyiség, a redox folyamatot jellemző fém és elektrolit jellegétől függően. Az elektródpotenciál mérése egy másik elektródpotenciálhoz viszonyítva történik, amelynek értékét hagyományosan nullának tekintik. Az elektróda szerepét, amelynek potenciálját nullával egyenlőnek tekintjük, az ún szabványos hidrogénelektróda.

Az elektródapotenciál szabványos körülmények között mérve ( T= 293 K, R= 101,3 kPa (760 Hgmm), VAL VEL= 1 mol/l) hidrogénelektródához képest ún szabványos elektródpotenciálés jelöljük n 0 . Az E 0 értéke szerint minden fém sorba rendezhető ún fémfeszültségek közelében vagy fémek elektrokémiai feszültségsorai(5.1. táblázat) .

A feszültségek elektrokémiai sorozata jellemzi a fémek tulajdonságait vizes oldatok:

1) minél kisebb a fém elektródpotenciálja, annál könnyebben oxidálódik és annál nehezebb redukálni;

2) a negatív elektródpotenciállal rendelkező fémek, amelyek a hidrogéntől balra lévő feszültségsorban állnak, képesek kiszorítani azt a híg savas oldatokból;

3) mindegyik fém képes kiszorítani (redukálni) a sóoldatokból azokat a fémeket, amelyeknek nagyobb az elektródpotenciálja.

5.1. táblázat – Fémek feszültségtartománya

Fém	E o, V		Fém	E o, V
Li+/Li	– 3,045		Ga 3+ / Ga	– 0,560
Rb+/Rb	– 2,925		Fe 2+ / Fe	– 0,441
K+/K	– 2,924		Cd 2+ / Cd	– 0,404
Cs+/Cs	– 2,923		In 3+ / In	– 0,338
Ra 2+ / Ra	– 2,916		Co2+/Co	– 0,277
Ba 2+ / Ba	– 2,905		Ni 2+ / Ni	– 0,234
Sr 2+ / Sr	– 2,888		Sn 2+ / Sn	– 0,141
Ca2+/Ca	– 2,864		Pb 2+ / Pb	– 0,126
Na+/Na	– 2,771		H+/H2	±0.000
AC 3+ / AC	– 2,600		Sb III/Sb	+ 0,240
La 3+ / La	– 2,522		Re III/Re	+ 0,300
Y 3+ / Y	– 2,372		BiIII/Bi	+ 0,317
Mg2+/Mg	– 2,370		Cu 2+ / Cu	+ 0,338
Sc 3+ / Sc	– 2,077		Hg 2 2+ / Hg	+ 0,796
Legyen 2+ / Legyen	– 1,847		Ag+/Ag	+ 0,799
Al 3+ / Al	– 1,700		Rh 3+ / Rh	+ 0,800
Ti 3+ / Ti	– 1,208		Pd 2+ / Pd	+ 0,915
Mn 2+ / Mn	– 1,192		Pt II / Pt	+ 0,963
Cr 2+ / Cr	– 0,852		Au+/Au	+ 1,691
Zn 2+ / Zn	–0,763		–	–

A redox rendszer elektródpotenciálját nem szabványos körülmények között a segítségével lehet kiszámítani Nernst egyenlet(1906-ban javasolták német fizikusés egy vegyész Nobel díjas V. Nernstom) :

,

Ahol n– a redox elektróda egyensúlyi potenciálja, B;

E 0 ennek az elektródának a standard potenciálja, B;

R– univerzális gázállandó: 8,314 J/(mol×deg);

T– hőmérséklet, K;

n– az elektronok száma az elektród reakcióegyenletében;

F– Faraday-szám 96485 C/mol; [ ökör] És [ piros] – az elektródreakció résztvevőinek oxidált és redukált formáinak koncentrációja.

A Nernst-egyenlet másik formája:

,

Ahol n– a kation vegyértéke;

VAL VEL- elektrolit koncentráció ( VAL VEL= [ökör] / [piros]).

Hidrogénelektróda esetén a Nernst-egyenlet a következőképpen alakul:

Galvanikus cella két félelemből (redox rendszerből) áll, amelyeket fémvezető köt egymással. Az 5.2. ábra két fémelektródából (Zn és Cu) álló elemet mutat be, amelyek sóik (ZnSO 4 és CuSO 4) oldatába merítve vannak. Minden félelemen (in ebben az esetben Zn/ZnSO 4 és Cu/CuSO 4) félreakció lép fel (elektródafolyamat). A külső áramkörben az áram addig folyik, amíg az elektródákon cserefolyamatok zajlanak, ami a jellemző elektródpotenciálok kialakulását okozza az elektródákon.

Amikor az áramkör nyitott (ún. „üres üzemmód”), a cserefolyamatok eredményeként az elektródákon egyensúlyok jönnek létre, amelyek normál körülmények között megfelelnek a standard potenciálok:

Zn® Zn 2+ + 2e, E 0 Zn/Zn2+ = -0,76 B;

Cu ® Cu 2+ + 2e, E 0 Cu/Cu2+ = + 0,34 B.

Amikor zárva van elektromos áramkör a kisebb potenciálú elektródáról (azaz cink) az elektronok a nagyobb potenciálú elektródára (réz) áramlanak. A következő változások történnek az elektródákon. Az elektronok eltávozása a cinkelektródáról kiegyensúlyozatlansághoz vezet, és az elektródpotenciáljának meg kellene változnia. Mindaddig azonban, amíg a Zn/Zn 2+ elektrokémiai rendszer létezik, minden benne rejlő tulajdonság, beleértve a megfelelő elektródpotenciált is, megmarad. A rézelektródára került elektronok ellenére a cinkelektróda potenciálja megmarad a Zn ® Zn 2+ + 2e (oxidáció), azaz a cink pusztulása és a Zn 2+ átmenete miatt. ionokat oldatba. Így a külső áramkörbe kerülő elektronok elvesztését a cink oxidációja miatt új elektronok megjelenése kompenzálja. Az elektródát, amelyen az oxidációs folyamat végbemegy, nevezzük anód.

A külső áramkörön keresztül a rézbe átvitt elektronok szintén megzavarják a kezdeti egyensúlyi állapotot. A Cu/Cu 2 elektróda azonban továbbra is létezik + , ez is támogatja a megfelelő potenciált. Ez csak akkor lehetséges, ha a rézbe juttatott elektronokat egy elektronfogyasztó folyamat során használjuk fel. Ilyen folyamat a rézionok redukciója: Cu 2+ + 2е ® Cu . Az elektródát, amelyen a redukciós reakció végbemegy, ún katód.

Az anódos (oxidációs) és katódos (redukciós) reakciókat összegezve megkapjuk a redox folyamat egyenletét:

Zn + Cu 2+ ® Cu + Zn 2+ .

Ennek a folyamatnak a spontán bekövetkezése határozza meg a galvánelem működését. Bármely redox reakcióban az oxidációs és redukciós folyamatok egyszerre mennek végbe, és egymással összefüggenek. A galvánelemben ezek a folyamatok térben elkülönülnek, de kölcsönösen függenek egymástól: az anód oxidációs folyamatából származó elektronok részt vesznek a katódon a redukciós folyamatban.

Így bármilyen kémiai forrásban elektromos energia Az elektromos áram az oxidatív spontán áramlásának eredménye redukciós reakciók az elektródákon. A galvánelem EMF-jének kiszámításához vonjuk ki a cinkelektróda potenciálját a rézelektróda potenciáljából, pl.

D E 0 = E 0 K – E 0 A = E 0 Cu/Cu2+ – E 0 Zn / Zn 2+ = 0,34 – (– 0,76) = 1,1 V .

Tehát minden spontán redox folyamat pozitív EMF-nek felel meg.

A vizes oldatokban a redox láncok spontán módon keletkezhetnek, ha az anyagokat egyszerűen összekeverik az oldatokban. Egy elektrokémiai feszültségsor segítségével meghatározható, hogy a rendszerben mely anyagok oxidálódnak és melyek redukálódnak. A standard redoxpotenciálok lehetővé teszik bizonyos anyagok együttélésének lehetőségét egy adott környezetben. Például a víz oldott oxigén jelenlétében hidrogén-szulfidot, szulfitokat és más alacsonyabb redoxpotenciálú anyagokat tartalmazhat.

Oxidációs állapot Tipikus oxidáló és redukáló szerek

Az oxidációs szám a molekulában lévő atom névleges töltése, kiszámítva

azon a feltételezésen alapul, hogy a molekula ionokból áll

és általában elektromosan semleges. Az elektronokat felvevő anyagot oxidálószernek, az elektronokat átadó anyagot redukálószernek nevezzük. Azok az anyagok, amelyek számos reakcióban oxidálószerek, tipikus (erős) oxidálószerek. Ide tartoznak az F 2, Cl 2, O 2, KClO 3, H 2 SO 4, HNO 3, KMnO 4, MnO 2, K 2 Cr 2 O 7, PbO 2 stb. Tipikus (erős) redukálószerek a H 2, C ( grafit), Zn, Al, Ca, KI, HCl (tömény), H 2 S, CO stb.

Oxidációs-redukciós reakciók. Módszer elektronikus mérleg. Oxidáló- és redukálószerek egyenértékének moláris tömege

A redukálószer által leadott elektronok száma megegyezik az oxidálószer által befogadott elektronok számával, ezért a redoxreakciók sztöchiometrikus együtthatói elektronegyensúlyi módszerrel vagy elektron-ion egyensúly módszerrel határozhatók meg.

A redox egyenletek összeállításának eljárása

reakciók (elektronikus mérleg módszer):

1. Írjon képleteket kiindulási anyagokés reakciótermékek.

2. Azonosítsa azokat az elemeket, amelyek megváltoztatják oxidációs állapotukat!

3. Készítsen két félreakciót egy oxidálószerre és egy redukálószerre, és

határozza meg az elfogadott és adott elektronok számát.

4. Keresse meg a legkisebb közös többszöröst az elfogadott és a szám között

elektronokat adományozott és meghatározza további szorzók Nak nek

mindkét félreakció.

5. Szorozza meg a további tényezőket a megfelelő tényezőkkel

félreakciókat, és adjuk hozzá a bal és jobb oldalukat. Megszerzett együtthatók

átvitel a molekuláris egyenletbe.

6. Ha oxidálószert vagy redukálószert fogyasztunk annak beszerzéséhez

egyéb reakciótermékek, amelyekben oxidációs állapotuk nincs

változás, az együtthatók pontosítása szükséges.

7. Egyenlítse ki a hidrogén- és oxigénatomok számát!

Az oxidálószer-ekvivalensek moláris tömege megegyezik a moláris tömeggel

oxidálószer osztva az egy molekula által elfogadott elektronok számával

oxidálószer. A redukálószer egyenértékének moláris tömege

egyenlő a redukálószer moláris tömegének osztva az elektronok számával,

a redukálószer egy molekulája adományozza.

Redox reakciók előfordulási iránya és egyensúlyi állandója

A Nernst-egyenlet segítségével végzett számítások, amelyek lehetővé teszik az ORR egyensúlyi állandó meghatározását, és a tömeghatás törvénye azt mutatják, hogy a reakciók nyilvánvalóan kémiailag irreverzibilisek, ha Δφ o > 0,4.
Ebben az esetben a reakció mindig, pl. bármilyen kezdeti körülmény között (persze most nem standard feltételekről beszélünk), ben kerül sor előre irány befejezni.
Teljesen hasonló módon, ha Δφ o< – 0,4 В, реакция всегда протекает до конца, но в ellentétes irány.
Változtassa meg az ilyen reakciók irányát és teljességét, pl. lehetetlen irányítani őket minden vágy, ellentétben a kémiai reverzibilis reakciók, amelyekre< Δφ о < 0,4 В или –0,4 В < Δφ о < 0. В первом случае в стандартных условиях реакция всегда протекает в прямом направлении. Это означает, что в отсутствие продуктов реакции в kezdő pillanat Idővel a reakció még inkább (vagyis mindig) előrefelé halad, de nem teljesen.
A teljesebb reakciót elősegíti egy vagy több reagens feleslege és termékeinek a reakcióból való ilyen vagy olyan módon történő eltávolítása. Gyakran el lehet érni az ilyen reakciók meglehetősen teljes befejeződését azok ellenére kémiai reverzibilitás. Másrészt általában olyan feltételeket is lehet teremteni, amelyek mellett az ilyen reakció az ellenkező irányba megy végbe. Ehhez létre kell hozni magas koncentrációk„reagensek” (eddig reakciótermékeknek tekintettük őket), a reakciót a „termékei” (vagyis a reagensek, a reakció közvetlen során) hiányában indítják el, és a reakció során igyekeznek a koncentrációjukat a lehető legalacsonyabb szinten tartani. .

elektródpotenciál. Mérése, standard elektródapotenciál

Az elektródpotenciál az elektróda és a vele érintkező elektrolit (leggyakrabban a fém és az elektrolitoldat) közötti elektromos potenciál különbsége.

Az elektródpotenciál megjelenése a töltött részecskék fázishatáron való átjutásának, az ionok specifikus adszorpciójának, és poláris molekulák (beleértve az oldószermolekulákat is) jelenlétében - orientációs adszorpciójának köszönhető. Az elektródpotenciál nagysága nem egyensúlyi állapotban az érintkező fázisok természetétől és összetételétől, valamint a fázis határfelületén zajló elektródreakciók kinetikai mintáitól függ.

Az elektróda/oldat határfelületén bekövetkező potenciálugrás egyensúlyi értékét kizárólag az elektród reakció jellemzői határozzák meg, és nem függ az elektróda természetétől és a rajta lévő felületaktív anyagok adszorpciójától. Ez az abszolút potenciálkülönbség két különböző fázis pontjai között sem kísérletileg, sem elméletileg nem számítható ki.

Gyakorlati jelentőséggel bírnak a relatív elektródpotenciálok, amelyeket általában egyszerűen elektródpotenciáloknak neveznek, amelyek a szóban forgó elektróda és a referenciaelektróda - leggyakrabban egy normál hidrogénelektród - elektródpotenciáljának különbsége, amelynek elektródpotenciálját hagyományosan nullának tekintik.

Az elektrokémiában a standard elektródpotenciál, amelyet Eo, E0 vagy EO-nak jelölünk, egy reverzibilis elektróda egyedi potenciáljának mértéke (egyensúlyi állapotban) standard állapotban, amely oldatokban 1 mol/1 effektív koncentrációjú oldatokban fordul elő. kg és 1 atmoszféra vagy 100 kPa (kilopascal) nyomású gázokban.

Minél magasabbak a standard redukciós potenciálok, annál könnyebben állíthatók vissza, más szóval annál inkább erős oxidálószerekők. És fordítva: a nagy negatív potenciál azt jelenti ez a forma erős redukálószer.

5. Standard potenciális fémelektródák sorozata. Az elektróda potenciál értékének függése...

Ha az elektródákat (például az 1. típusú fémelektródákat) a potenciál növekedésének sorrendjében rendezzük el, akkor egy táblázatot kapunk, amelyet standard elektródpotenciálok sorozatának nevezünk. Ezt a sorozatot gyakran stresszsorozatnak nevezik, de ez a kifejezés elavult, ezért nem szabad használni. Számos szabványos elektródapotenciál segítségével jellemezhető néhány Kémiai tulajdonságok fémek Például arra használják, hogy meghatározzák azt a sorrendet, amelyben a fémionok redukálódnak az elektrolízis során, valamint a fémek egyéb tulajdonságainak leírására.
Minél alacsonyabb a potenciál algebrai értéke, annál nagyobb ennek a fémnek a redukáló képessége és annál kisebb az ionjainak oxidáló képessége.

Az elektródpotenciál koncentrációtól való függése adja a Nernst-egyenletet:

E= E o+ lg

6.galvan. elem. , GE feszültség, modern GE

A galvanikus cellák (GE) olyan eszközök, amelyekben

a redoxreakciók energiája átalakul

elektromos energiává. A galváncella áll

két csatlakoztatott elektróda (redox rendszer).

egymás között fémvezetővel.

A GE feszültséget (e°) standard körülmények között kiszámítjuk

képlet szerint

e = F katód – F anód

ahol f ° katód és f ° a nonode a standard elektródpotenciálok értékei

katód és anód

7. Elemek (lúgos és savas)…

Elemek – ismétlődő hatású elektromos energiaforrások. A reverzibilis galvanikus El-tam akkumulátorokhoz tartoznak - akkumulátorokból állnak (EMF 2,1 W-max). Az akkumulátorok lúgosak és savasak, mint elektromos energiaforrások, galv-e-ta üzemmódban működnek. töltés. Az ACC minősége a H2SO4 koncentrációjával értékelhető. Töltéskor H2 felszabadul, a H2 O2-vel egyesül, és robbanásveszélyes keverék keletkezik.

Korrózió..

A korrózió a spontán pusztulás folyamata

fémek agresszív környezet hatására. Kémiai korrózió fémek pusztulását jelenti

közvetlen kölcsönhatásuk miatt száraz agresszív

gázok 02, CO2, SO2, H2S, NH3, H20 (gázkorrózió) ill.

például folyékony, nem elektrolitokban lévő agresszív komponensekkel

kőolajtermékekben (korrózió nem elektrolitokban).

Amikor fém érintkezik vízzel, elektrolit oldatokkal, nedves

gázok, elektrokémiai korrózió figyelhető meg - a legtöbb

a fémkorrózió gyakori típusa.

Korróziójelzők

Mennyiségileg a korróziós sebességet a következők jellemzik

korróziójelzők:

Súlyjelző

Hangerő jelző

Mélységjelző

Modern védelem korrózió elleni fémek alapja következő módszereket:

1. a szerkezeti anyagok vegyszerállóságának növelése,

2. a fémfelület szigetelése az agresszív környezettől,

3. a termelési környezet agresszivitásának csökkentése,

4. a korrózió csökkentése külső áram alkalmazásával (elektrokémiai védelem).

10. Elektrolízis...

Az elektrolízis redox folyamatok összessége

állandó elektromos áthaladása során fellépő folyamatok

olvadékokon vagy elektrolitoldatokon keresztül áramló áram.

Az elektrolízis során elektromos energia alakul át

vegyszerhez. Az elektrolízis cella (elektrolizátor) áll

két elektródát olvadék- vagy elektrolitoldatba merítve.

Az elektród, amelyen a redukciós reakció végbemegy (katód), csatlakoztatva van

külső egyenáramforrás negatív pólusára

jelenlegi Az elektród, amelyen az oxidációs reakció lezajlik (anód)

állandó áramforrás pozitív pólusára van kötve.

Mennyiségi jellemzők az elektrolízist kettővel fejezzük ki

Faraday törvényei:

1. Elektrolízis során különböző kémiai vegyületek egyenlő

az elektródákon felszabaduló elektromosság mennyisége anyagok tömegei,

arányos moláris tömegek megfelelőik.

2. Az elektródákon felszabaduló vagy lebomló anyag tömege

az elektrolízis során egyenesen arányos a mennyiséggel

az elektroliton áthaladó elektromosság.

Az elektróda polarizációja az elektróda potenciáljának egyensúlyi értékétől való eltérése.

Túlfeszültség - bármilyen feszültségnövekedés elektromos mező, a létesítmény vagy az elektromos vezeték bármely részén, elérve a létesítmény szigetelési állapotára veszélyes értéket.

11. elektródafolyamatok sorrendje...

Az elektrolízis olyan folyamatok összessége, amelyek akkor fordulnak elő, amikor egyenáram halad át egy két elektródából és egy olvadékból vagy elektrolitoldatból álló rendszeren. Az elektródát, amelyen az elektrolízis során redukció megy végbe, katódnak, az elektródát pedig, amelyen az oxidációs folyamat végbemegy. anódnak nevezik. Ha az elektrolízist végzõ rendszer különféle oxidálószereket tartalmaz, akkor ezek közül a legaktívabbak a katódon redukálódnak. folyamatok a katódon és az anódon, kisebb energiafogyasztású folyamat megy végbe A folyamat NaClаNa++Cl- K(-)Na++e=Na A(+)2Cl-2e =Cl2 sémák formájában történik.

12. Faraday törvényei...

Az elektrolízis folyamatok mennyiségi jellemzőit Faraday törvényei határozzák meg A kémiai vegyületek bomlása során az elektródákon azonos mennyiségű elektromosság szabadul fel tömegek be-be ekvivalenseik moláris tömegével arányos nek (anód) = nek (katód) q = It I-áramerősség A t idő sec Faraday törvény El-ds-re felszabaduló vagy El-ze során lebomló anyagok tömegei, mennyiség arányai az elektródán áthaladó elektromosság mtheor=MekIt/F V=VMekIt/F (Vo2=5,6,VСl2=VH2=11,2l/mol) a keletkezett vagy átalakult anyag m-tömege; Mec az egyenértékű tömege g/mol; I - áramerősség A t - idő másodperc; F-Faraday állandó (96500 C/mol), oxidok, karbidok, szulfidok, halogenidek A Me egyéniségétől függően ezek a reakciók másképpen mennek végbe, mint a Me hatása. több különbség az elektronegatív Me és Oxidban ΔE = EOme-EOoxid, annál aktívabb a reakció Csak a Me hidroxidok, amelyek vízben oldódnak és negatív értékűek Elektromos potán-la 2Na+2H2O=2NaOH+H2 2Fe+ 3H2O =Fe2O3 +3H2 Lúgokkal, amelyek hidroxidjai lúgokban oldódnak. Zn(OH)2+2NaOH=Na2.

©2015-2019 oldal
Minden jog a szerzőket illeti. Ez az oldal nem igényel szerzői jogot, de ingyenesen használható.
Oldalkészítés dátuma: 2016-04-27

Előző cikk: Mekkora a fénysebesség Következő cikk: Harmonikus rezgések Az oszcillációs frekvencia fizikai képlete