Глава 11. Электрохимия. Гальванические элементы

После изучения этой главы вы должны знать:

- механизм возникновения двойного электрического слоя на границе раздела фаз;

- химические источники тока: гальванические элементы и аккумуляторы;

- устройство стандартного водородного электрода и измерение с его помощью потенциалов электродов;

- стандартные и нормальные (равновесные) потенциалы, ряд стандартных электродных потенциалов, уравнения Нернста, расчет ЭДС гальванических элементов.

При погружении металлической пластинки в раствор соли этого же металла на поверхности металла образуется двойной электрический слой:

а) если металл активный или средней активности (Zn, Fe, Sn и др.), то часть его атомов переходит в ионы, металлическая пластинка заряжается отрицательно, катионы Ме притягиваются к ней (рис. 14а);

б) если металл малоактивен (слабый восстановитель), то его катионы из раствора - сильные окислители - забирают электроны металлической пластинки и оседают на ее поверхности. Пластина, при этом, заряжается положительно и притягивает к себе анионы из раствора (рис. 14б).

Рис. 14. Образование двойного слоя и электродного потенциала на границе металл /раствор

Разница потенциалов, возникающая в двойном электрическом слое на границе металл /раствор, называется электродным потенциалом. Измерить потенциал отдельного электрода невозможно, поэтому для измерения потенциалов используют гальванические элементы.

Для измерения стандартных потенциалов металлическую пластинку, погруженную в раствор собственной соли с концентрацией ионов металла 1моль/л, соединяют со стандартным водородным электродом. Стандартный водородный электрод представляет собой платиновую пластинку, насыщенную газообразным водородом и погруженную в 1 М раствор HCl при t=25⁰ C , P=1 атм. Потенциал стандартного водородного электрода условно равен нулю. Разность потенциалов между металлом и стандартным водородным электродом называется стандартным электродным потенциалом (Е⁰). Металлы, расположенные в порядке возрастания Е⁰, составляют электрохимический ряд напряжений металлов (ряд стандартных электродных потенциалов).

Этот ряд характеризует окислительную способность катионов металлов и восстановительную способность атомов металлов. Электродный потенциал зависит от природы металла, концентрации его катионов в растворе, температуры.

При непосредственном контакте двух металлов в растворе электролита образуется гальванический элемент –прибор, в котором энергия химической реакции окисления-восстановления превращается в электрическую (рис 15). Гальванические элементы используются как химические источники электроэнергии.

Схематически гальванический элемент изображается так:

(анод) Zn / ZnSO₄ // CuSO₄ / Cu (катод)

Анод –более активный металл (с меньшим электродным потенциалом) будет отдавать свои электроны менее активному металлу:

Zn⁰ - 2e ® Zn²⁺

восстановитель

Катод – менее активный металл(с большим электродным потенциалом), на поверхности которого идет восстановление окисленных ионов из раствора:

Cu⁺² + 2e ® Cu⁰

окислитель

Суммарное уравнение: Zn + CuSO₄ = Cu + ZnSO₄

Гальванический ключ необходим для сохранения поляризации электродов (разности потенциалов). По нему производят отвод избыточного заряда, накапливаемого в процессе работы гальванического элемента.

Стандартную ЭДС гальванического элемента можно вычислить по разности стандартных электродных потенциалов окислителя и восстановителя:

ЭДС⁰ = Е⁰ ок-ля – Е⁰ вос-ля = Е⁰ cu²⁺/cu – E⁰ zn²⁺/zn = 0,34-(-0,76) = 1,1 В

Если реакция идет не в стандартных условиях, то электродные потенциалы металлов рассчитываются по формуле Нернста:

Е _Ме⁺ⁿ_{/ Ме} = Е⁰_Ме⁺ⁿ_{/ Ме} + 0,059/n lgC_Меⁿ⁺, при t =25 ⁰C

Е_Ме⁺ⁿ_{/ Ме} – электродный потенциал металла; Е⁰ _Ме⁺ⁿ_{/ Ме} – стандартный электродный потенциал металла; С _Меⁿ⁺ – концентрация ионов металла в моль/л; n- число переданных электронов.