Электродные потенциалы

В реакциях окисления-восстановления электроны хаотично переходят от восстановителя к окислителю. Если эти процессы пространственно разделить так, чтобы переход электронов совершался направленно по металлическому проводнику, то получим электрический ток. Окислительно-восстановительные реакции, протекающие с образованием электрического тока или под действием электрического тока, называются электрохимическими процессами.

Рассмотрение электрохимических процессов начнем с электродных потенциалов.

При погружении металла в раствор его соли происходит окисление металла и его гидратированные ионы переходят в раствор, заряжая последний положительно. Электроны, остающиеся в металле, заряжают его отрицательно.

Разность потенциалов, возникающая между поверхностью металла и раствором, называется электродным потенциалом, а система металл-раствор называется электродом. Так как процесс ионизации металла обратимый процесс, то через некоторое время возникает равновесие: сколько ионов переходит в раствор за единицу времени, столько же их на металле теряют заряд.

Ме + mH₂O Me (H₂O)_mⁿ⁺ + ne

В условиях равновесия образующийся между металлом и раствором потенциал наывается равновесным потенциалом и обозначается е.

Определить абсолютное значение потенциалов невозможно. Однако можно определить значение потенциала относительно другого электрода. В качестве такого электрода сравнения используется стандартный водородный электрод, потенциал которого принимается равным нулю. Данный электрод состоит из платиновой пластинки, погруженной в раствор серной кислоты, где концентрация С_Н⁺ равна 1моль/л. Через раствор пропускается водород (давление 1 атм.), который адсорбируется пластиной. Часть водорода становится атомами и ионизируется:

Н₂ = 2Н⁺

Н Н⁺ + е^-

Образуется водородный электрод, который обозначается

Pt (H₂)/2H⁺

При определении стандартного потенциала металла, его электрод соединяется с водородным электродом и измеряется значение разности потенциалов.

Электродный потенциал растворения металла, погружённого в раствор его соли, измеренный в стандартных условиях по отношению к потенциалу стандартного водородного электрода, называется стандартным потенциалом.

Стандартные условия: С = 1 моль/л, t = 23 – 25^oC, P = 1 атм.

Расположив металлы в ряд по мере увеличения их стандартных электродных потенциалов (e⁰), получим ряд, называемый рядом стандартных электродных потенциалов металлов. Положение металла в этом ряду характеризует его химическую активность в растворе.

В начале ряда помещены активные металлы с малым значением потенциала. Малоактивные металлы располагаются после водорода и имеют положительные значения потенциалов. Между активными металлами и мало активными располагаются металлы средней активности (условно от марганца e⁰_Mn²⁺_/Mn = - 1.18В до H.

Стандартные потенциалы металлических электродов приводятся в таблице (t=25^оС).

Таблица 1.

Из этой таблицы следует:

1) чем меньше е⁰, тем металл химически активнее, тем он легче окисляется и труднее восстанавливается из своих ионов.

2) металлы, имеющие е⁰< 0 В вытесняют водород из разбавленных кислот, анионы которых не проявляют окислительных свойств (H₂SO₄, HCL и др.).

3) металлы вытесняют (восстанавливают) все другие металлы, имеющие более высокое значение е⁰ из растворов их солей.

4) чем больше разность потенциалов у двух металлов, тем больше величина ЭДС.