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 растворе, некоторая часть атомов металла оставляет свои электроны на электроде и в виде гидратированных ионов переходит в раствор:

Me0 + mH2О → Men+ • mН2О + п .

в растворе на электроде

Или без учета гидратации ионов:

Ме0 → Меn+ + п .

В результате этого процесса окисления металлическая пластинка заряжается отрицательно, а катионы металла притягиваются к ней и поэтому прилегающий к пластинке слой раствора заряжается положительно. Таким образом на границе металл—раствор возникает двойной электрический слой (ДЭС), как это показано на рис. 1.

а

Рис. 1. Образование двойного электрического слоя на границе

Металл – раствор его соли MemAcn:

a – в результате перехода ионов металла в раствор;

б – в результате перехода ионов металла из раствора

2. Если сам металл является слабым восстановителем, то его ионы, содержащиеся в растворе соли, являются сильными окислителями. Некоторая часть этих ионов под­ходит к поверхности металлической пластины и восста­навливается за счет имеющихся в ней свободных элект­ронов:

Men+ + п → Ме0.

В результате осаждения катионов пластина металла заряжается положительно и притягивает к себе отрица­тельно заряженные анионы. Поэтому прилегающий к пластине слой раствора заряжается отрицательно, как это показано на рис. 1 б. Таким образом, и в этом случае возникает ДЭС.

Разность потенциалов, возникающая в ДЭС на границе металл-раствор, называется электродным потенциалом.

Непосредственно измерить потенциал отдельного электрода (металла) невозможно. Поэтому электродные потенциалы измеряют относительно стандартного водо­родного электрода, потенциал которого принимают рав­ным нулю. Потенциал каждого электрода (металла) зависит от природы металла, концентрации его ионов в растворе, температуры.

Водородный электрод представляет из себя сосуд с серной кислотой (рис. 2), в который опущена платиновая пластинка, электролитически покрытая губчатой платиной, через которую пропускается водород.

Н2SO4

Рис. 2. Стандартный водородный электрод

Водород растворяется в платине и частично переходит в раствор в виде катионов водорода:

+ + 2 Н2.

Принято считать потенциал водородного электрода равным нулю при условии, что давление в сосуде 105 Па, температура 298 К, а концентрация Н+ в растворе серной кислоты – 1 г-ион/л. Такой электрод называется стандартным.

Разность потенциалов между металлом, погруженным в раствор своей соли с концентрацией ионов металла 1 моль/л, и стандартным водородным электродом при стандартных условиях называется стандартным электродным потенциалом металла (Е0).

Металлы, расположенные в порядке возрастания алгебраического значения их стандартного электродного потенциала, составляют электрохимический ряд напря­жений (ряд стандартных электродных потенциалов), представленный в таблице.

Электродные потенциалы щелочных и щелочно-земельных металлов рассчитываются теоретически, так как эти металлы в водных растворах взаимодействуют с водой.

Значение электродного потенциала количественно ха­рактеризует способность металла отдавать электроны, т. е. его восстановительные свойства (химическую актив­ность металла). В этом ряду восстановительная активность металлов в водных растворах сверху вниз уменьшается: металлы, стоящие в начале ряда, легко отдают электроны и превращаются в положительно заря­женные ионы; металлы, стоящие в конце ряда, с трудом отдают электроны. И наоборот, окислительная способ­ность катионов металлов сверху вниз увеличивается.

Металлический литий Li – самый сильный восстано­витель, а золото Аu – самый слабый. Ион золота Au3+– самый сильный окислитель, ион лития Li+– самый слабый.

На основании ряда напряжений можно сделать неко­торые важные заключения о химической активности ме­таллов.

1. Каждый металл вытесняет из солей другие металлы, имеющие большие значения стандартных электродных потенциалов, т. е. являющиеся менее сильными восстано­вителями.

2. Металлы, имеющие стандартный электродный по­тенциал меньше нуля (т. е. потенциала стандартного во­дородного электрода), способны вытеснять водород из кислот.

3. Металлы, имеющие очень низкие значения стан­дартного электродного потенциала, т. е. являющиеся силь­ными восстановителями (от лития до натрия), в любых водных растворах взаимодействуют прежде всего с водой.

Электрохимический ряд напряжений металлов

Металл Электродная реакция E0, В
Li Li = Li+ + -3,045
Rb Rb = Rb+ + -2,925
K K = K+ + -2,924
Ba Ba = Ba2+ + 2 -2,90
Sr Sr = Sr2+ + 2 -2,89
Ca Ca = Ca2+ + 2 -2,87
Na Na = Na+ + -2,714
Mg Mg = Mg2+ + 2 -2,37
Al Al = Al3+ + 3 -1,66
Zr Zr = Zr+ + -1,58
Mn Mn = Mn2+ + 2 -1,18
V V = V2+ + 2 -1,18
Cr Cr = Cr2+ + 2 -0,913
Zn Zn = Zn2+ + 2 -0,763
Cr Cr = Cr3+ + 3 -0,74
Fe Fe = Fe2+ + 2 -0,44
Cd Cd = Cd2+ + 2 -0,403
Co Co = Co2+ + 2 -0,277
Ni Ni = Ni2+ + 2 -0,25
Sn Sn = Sn2+ + 2 -0,136
Pb Pb = Pb2+ + 2 -0,126
Fe Fe = Fe3+ + 3 -0,037
H H2 = 2H+ + 2 0,000
Cu Cu = Cu2+ + 2 +0,34
Cu Cu = Cu+ + +0,52
Hg 2Hg = Hg + 2 +0,79
Ag Ag = Ag+ + +0,80
Hg Hg = Hg2+ + 2 +0,85
Pt Pt = Pt2+ + 2 +1,19
Au Au = Au3+ + 3 +1,50
Au Au = Au+ + +1,70

Положение металлов в электрохимическом ряду на­пряжений не вполне соответствует их положению в перио­дической системе. Это объясняется тем, что при измере­нии электродных потенциалов учитывается не только энергия отрыва электронов от отдельных изолированных атомов, но и энергия, которая тратится на разрушение кристаллической решетки и которая вы­деляется при гидратации ионов.

Зависимость электродного потенциала от концен­траций веществ, участвующих в электродных процес­сах, и от температуры выражается уравнением Нернста:

Е = Е0 +

Здесь Е0 – стандартный электродный потенциал; R – газо­вая постоянная; Т – абсолютная температура; F – постоянная Фарадея (96 500 Кл/моль); z – число электронов, участвующих в электродном процессе; [Ох] и [Red] –произведения концентра­ций (активностей) веществ, принимающих участие в соответ­ствующей полуреакиии в окисленной (Ох) и восстановленной (Red) формах.

Уравнение Нернста после под­становки в него значений R, F и Т приобретает для 250С (298 К) следующий вид:

Е = Е0 + ,

где n – число электронов, принимающих участие в процессе; С – концентрация ионов металла в растворе, моль/л.

Когда в электродном процессе уча­ствует вода, электродный потенциал зависит от кон­центрации ионов Н+ (или ОН-), т. е. от рН раствора.

Из уравнения Нернста:

Е = Е0 + ,

рН = ,

,

Е = – 0,059 рН.

В нейтральных растворах (рН = 7)Е = -0,059·7≈ -0,41 В.








Дата добавления: 2015-01-10; просмотров: 3040;


Поиск по сайту:

При помощи поиска вы сможете найти нужную вам информацию.

Поделитесь с друзьями:

Если вам перенёс пользу информационный материал, или помог в учебе – поделитесь этим сайтом с друзьями и знакомыми.
helpiks.org - Хелпикс.Орг - 2014-2024 год. Материал сайта представляется для ознакомительного и учебного использования. | Поддержка
Генерация страницы за: 0.011 сек.