Стандартный водородный электрод

ЛЕКЦИЯ 16

Электрохимические системы. Понятие об электродных потенциалах. Строение двойного электрического слоя на границе электрод-раствор. Измерение электродных потенциалов. Гальванические элементы. Стандартный водородный электрод и водородная шкала потенциалов. Ряд стандартных электродных потенциалов. Зависимость величины потенциала от концентрации ионов в растворе. Электродвижущая сила гальванических элементов. Окислительно-восстановительные электроды.

Электродные потенциалы и электродвижущие силы.

Стандартный водородный электрод

Если процессы окисления и восстановления пространственно разделить, то любую окислительно-восстановительную реакцию можно использовать для получения электрической энергии. Такие устройства называют химическими источниками тока (ХИТ). Простейший ХИТ – гальваническая ячейка (рис. 16.1) – представляет собой два сосуда, в которых два электрода, помещенные в раствор соответствующих электролитов, соединены солевым мостиком (проводником второго рода*)[1], представляющим собой стеклянную трубку, заполненную раствором такого электролита, катионы и анионы которого характеризуются одинаковой подвижностью. При замыкании внешней цепи проводником первого рода начинается окислительно-восстановительная реакция, о чем свидетельствует возникновение электродвижущей силы (ЭДС).

Реакция CuSO₄ + Zn = Cu + ZnSO₄ в электрохимическом варианте является основой гальванического элемента Даниэля–Якоби, схема которого

(–)Zn¦Zn²⁺||Cu²⁺¦Cu(+)

отражает современную систему обозначений для гальванических элементов. Слева записывается анод Zn¦Zn²⁺, на котором возникает избыток электронов и происходит процесс окисления – отрицательный полюс (–). Справа – катод Cu²⁺¦Cu – электрод с недостатком электронов, положительный полюс (+). Одна вертикальная черта изображает фазовый раздел между металлом и раствором электролита. Двойная вертикальная линия отделяет анодное пространство от катодного.

Электроны по внешнему участку цепи, металлическому проводнику, переходят от отрицательного полюса к положительному. Внешнюю цепь на схеме, как правило, не изображают. В круглых скобках знаками плюс и минус обозначают полюсы электродов.

Рассмотрим системы металл–растворитель и металл–электролит. В этих гетерогенных системах в зависимости от природы металла и электролита возможен переход ионов металла в раствор или ионов металла из раствора на поверхность металла. Эти процессы определяются отношением энтальпии отрыва иона от кристаллической решетки металла (ΔH_реш) и энтальпии сольватации этого иона Mn⁺∙solv (ΔH_solv).

В результате на фазовой границе металл–электролит устанавливается равновесие:

Если концентрация ионов металла в растворе меньше равновесной, то при погружении металла в раствор равновесие смещается вправо, что приводит к отрицательному заряду на металле по отношению к раствору. Если малоактивный металл погружен в раствор соли с концентрацией больше равновесной, то происходит переход ионов из раствора на металл, заряженный положительно (рис. 16.2). В любом случае возникает двойной электрический слой, и появляется разность электрических потенциалов, или гальвани-потенциал. Система, состоящая из металла, погруженного в раствор электролита, называется электродом, то есть электроды в электрохимии – это системы из двух токопроводящих тел: проводников 1 и 2 рода.

 

Рисунок 16.1. Гальванический элемент Даниэля–Якоби

Абсолютное значение разности потенциалов на границе двух фаз разной природы «металл│электролит» измерить нельзя, однако можно измерить разность потенциалов двух различных электродов.

Значения электродных потенциалов определяются относительно некоторого электрода, потенциал которого условно принят за нулевой. Таким эталонным электродом выбран водородный в стандартных условиях. Его устройство таково: платиновый электрод, покрытый мелкодисперсной платиной (платиновой чернью), погруженный в раствор серной кислоты с активностью ионов водорода 1 моль∙л^–1, обдувается струей газообразного водорода под давлением 100 кПа; при этих условиях и при T = 298 K

 

Рисунок 16.2 Схема двойного электрического слоя (а) и (б); распределение заряда в объеме электролита (в).

Платиновая чернь адсорбирует водород, который электрохимически взаимодействует с H⁺ по уравнению

Для гальванического элемента

(–)Pt, H₂¦2H+||Mⁿ⁺¦M(+),

в котором протекает окислительно-восстановительная реакция

запишем уравнение изотермы:

Учитывая, что для стандартного водородного электрода активности ионов H⁺ и газа H₂ равны 1, а ΔG = –nFE, после преобразования получим уравнение Нернста для электродного процесса:

. (16.1)

В этом уравнении Е_М+_{/ М} – ЭДС реакции, n – число электронов, участвующих в электронной реакции, F – число Фарадея.

Уравнение (16.1) выражает зависимость электродного потенциала от концентрации (активности) ионов и температуры и называется уравнением Нернста для отдельного электрода.

Отметив, что а _Мn+ – активность окисленной формы реагента (оф), a_M – активность его восстановленной формы (вф), уравнение Нернста можно записать в следующем виде:

Перейдя от натуральных логарифмов к десятичным и подставив численные значения F, R и T = 298 K, получим удобную для расчетов форму уравнения Нернста:

Активность твердого вещества (a_тв) принимается равной единице, поэтому в случае рассматриваемого нами металлического электрода (a_M) уравнение Нернста упрощается:

 

Потенциал электрода, как видно из этого уравнения, зависит от активности ионов а _Мn+, которые являются потенциалопределяющими. Разность потенциалов стандартного водородного электрода и какого-нибудь другого электрода, измеренная при стандартных условиях, называется стандартным электродным потенциалом и обозначается E°.

Следует подчеркнуть, что:

1. Уравнение Нернста отдельного электрода условились писать для процесса восстановления независимо от того, в какую сторону сдвинуто равновесие, то есть под знаком логарифма в уравнении Нернста в числителе стоит окисленная форма реагента, в знаменателе – восстановленная.

2. В дробном индексе при E и E° над чертой ставится окисленная форма полуэлемента, под чертой – восстановленная.

3. Активности твердых веществ в уравнение Нернста не входят.

Значения некоторых стандартных окислительно-восстановительных потенциалов гальванических элементов, расположенных в порядке их возрастания, представлены в табл. 16.1.

Положительный окислительно-восстановительный потенциал электрода Cu²⁺│Cu (E° = +0,34 B) показывает, что в стандартных условиях водород окисляется ионами меди, медный электрод по отношению к водороду является катодом, электроны по внешней цепи переходят от водорода к меди:

Отрицательный потенциал Zn²⁺│Zn (E° = –0,76 B) означает, что в стандартных условиях цинковый электрод может быть только анодом, его окислительные функции по отношению к водородному электроду 2H⁺│H₂ отрицательные. Цинк здесь восстанавливает катионы водорода, электроны во внешней цепи перетекают от цинка к водороду:

Суммируя эти реакции, получим

,

то есть электрод с более положительным значением стандартного электродного потенциала является окислителем по отношению к электроду с менее положительным значением E°.

Таблица 16.1

Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы window.top.document.title = "7.2.1. Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы";

Окисленная форма +e– Восстановленная форма E°, В Li+ 1e– Li –3,02 Na+ 1e– Na –2,71 Mn2+ 2e– Mn –1,05 Zn2+ 2e– Zn –0,76 Cr3+ 3e– Cr –0,74 Fe2+ 2e– Fe –0,44 Cd2+ 2e– Cd –0,40 Ni2+ 2e– Ni –0,23 Sn2+ 2e– Sn –0,14 Pb2+ 2e– Pb –0,13 2H+ 2e– H2 0,00 NO3–+ H2O 2e– NO2–+ 2OH– +0,01 Ti4+ 1e– Ti3+ +0,04 Sn4+ 2e– Sn2+ +0,15 SO42–+ 2H+ 2e– SO32–+ 2H2O +0,17 Cu2+ 2e– Cu +0,34 MnO4– 1e– MnO42– +0,56 MnO4–+ 2H2O 3e– MnO2 + 4OH– +0,60 Fe3+ 1e– Fe2+ +0,77 Ag 1e– Ag+ +0,80 Br2 2e– 2Br– +1,07 O2 + 4H+ 4e– 2H2O +1,23 Cl2 2e– 2Cl– +1,36 Cr2O72– + 14H+ 6e– 2Cr3+ + 7H2O +1,37 PbO2 + 4H+ 2e– Pb2+ + 2H2O +1,46 MnO4– + 8H+ 5e– Mn2+ + 4H2O +1,51 H2O2 + 2H+ 2e– 2H2O +1,77 F2 2e– 2F– +2,87

 

Классификация электродов window.top.document.title = "7.3. Классификация электродов";

Многочисленные ХИТ могут быть составлены из двух электродов (полуэлементов, электродных пар). По типу потенциалопределяющей реакции (окислительно-восстановительного электродного процесса) электроды делят на электроды первого рода, второго рода (электроды с электрохимической реакцией) и ионоселективные (без электрохимической реакции).