Электродный потенциал водородного электрода.

2H⁺ + 2e = H₂

Ox Red

Если мы имеем дело с газами, то заменяем концентрацию парциальным давлением (P(H₂) = 1атм.).

E = E° + 0,059 lg[H⁺]; Е° = 0; Е = 0,059 lg[H⁺] или Е = -0,059рН

В нейтральной среде:

[H⁺] = 10^–7; Е = – 0,41В.

Стандартный электродный потенциал - это потенциал данного электродного процесса при Т = 298 К, р = 101325Па и концентрации всех участвующих веществ 1моль/л.

Понятие об электролизе.

Электролиз – электрохимический процесс, протекающий на электродах при наложении внешней разности потенциалов от сети, т. е. электролиз это не самопроизвольный процесс, он осуществляется за счёт подвода энергии извне (DG > 0).

Электрод, который подключён к отрицательному полюсу источника тока, называется катодом, электрод, который подключён к положительному полюсу – анодом.

Существуют различные виды электролиза, в том числе с растворимым и нерастворимым анодом.

1. Рассмотрим электролиз с нерастворимым анодом.

Нерастворимый анод выполняют из графита или платины. Рассмотрим электролиз раствора CuCl₂, если электроды графитовые.

CuCl₂ = Cu²⁺ + 2Cl^–

При подключении источника тока, ионы приобретают направленное движение и протекают два процесса:

анодный процесс: 2Cl^– – 2e = Cl₂

катодный процесс: Cu²⁺ + 2e = Cu⁰

_______________________________

Роль источника тока заключается в перекачивании электронов с анода на катод. Таким образом, происходит электролиз раствора меди с нерастворимым электродом.

2. Рассмотрим электролиз с растворимым анодом. В качестве растворимого анода используют хром, никель, железо, серебро, медь и др.

Пример: CuCl₂ = Cu²⁺ + 2Cl^-, оба электрода выполнены из меди. Рассмотрим процессы, происходящие при электролизе:

анодный процесс: а) 2Cl^– –2e = Cl₂, при этом: = + 1,358 В.

б) Cu – 2e = Cu²⁺, = + 0,34 В.

Электродный потенциал полуреакции б) ниже и, следовательно, будет преобладать этот процесс.

катодный процесс: Cu²⁺ + 2e = Cu⁰.

Электролиз с растворимым анодом часто используется для нанесения металлических покрытий на изделия из металла (хромирования, цинкования или никелирования металлов).

Рассмотрим никелирование металлического изделия. Для этого в качестве электролита используем NiSO₄.

анодный процесс: Ni – 2e = Ni²⁺

катодный процесс: Ni²⁺ + 2e = Ni⁰

Электролиз с растворимым анодом используют для очистки металлов, в частности, черновую медь очищают, используя её в качестве анода (рафинирование металлов).

анодный процесс: Cu – 2e = Cu²⁺

катодный процесс: Cu²⁺ + 2e = Cu⁰

При электролизе водных растворов анодный и катодный процессы могут быть осложнены окислением или восстановлением молекул воды или ее ионов.

Например:

анодный процесс: 2H₂O – 4e = 4H⁺ + O₂

4OH^– – 4e = 2H₂O + O₂

катодный процесс: 2H­­₂­O + 2e = H₂↑ + 2OH^–

2H_­⁺ + 2e = H­­­₂↑

Рассмотрим случай электролиза с участием воды:

MgCl­­­­₂

= – 2,37 В.

= – 0,41 В.

анодный процесс: 2Cl^– –2e = Cl₂

катодный процесс: Mg²⁺ + 2e = Mg⁰

2H₂O + 2e = H₂ + 2OH^–

Сравнив электродные потенциалы полуреакций, выясняем, что будет преобладать процесс восстановления воды. Следовательно, катионы активных металлов не восстанавливаются при электролизе водных растворов. Катион аммония (NH₄⁺) ведет себя как ионы щелочных металлов.

При электролизе водных растворов электролитов следует помнить, что в обычных условиях не происходит анодного окисления анионов кислородсодержащих кислот (NO₃^-, SO₄^2- и др.). В этом случае происходит окисление воды.

Зависимость количества вещества, образовавшегося при электролизе, от времени и силы тока описывается обобщенным законом Фарадея:

, где

m - масса образовавшегося при электролизе вещества (г)

Э – эквивалентная масса вещества (г/моль)

М – молярная масса вещества (г/моль)

n – количество отдаваемых или принимаемых электронов

I – сила тока (А)

t – продолжительность процесса (с)

F – константа Фарадея, характеризующая количество электричества, необходимое для выделения 1 эквивалентной массы вещества (F = 96500 Кл/моль)