Правила использования среды

Процессы	Среда в окислительно-восстановительных реакциях в расчете на "О2– " в соединении
	кислая (Н+)	щелочная (ОН-)	нейтральная (Н2О)
Связать "О2– " NO3–® NO2–	О2– + 2Н+ = Н2О	О2– + Н2О = 2ОН–	О2– + Н2О = 2ОН–
Ввести "О2–" SO32– ® SO42–	Н2О = О2– + 2Н+	2ОН – = О2– + Н2О	Н2О = О2– + 2Н+

 

ГАЛЬВАНИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТЫ

 

На границе металл-раствор возникает электрохимический потенциал, называемый электродным. В данном случае металлический электрод непосредственно участвует в реакции

Me – ne Meⁿ⁺.

Величина потенциала зависит от природы, концентрации веществ, участвующих в электродном процессе, от температуры и находится по уравнению Нернста:

j = j⁰ + ,

где j⁰ – стандартный потенциал, В;

R – универсальная газовая постоянная (8,31 Дж/(моль·К));

Т – абсолютная температура, К;

n – число электронов, участвующих в электродном процессе;

F – число Фарадея (96500 Кл/моль);

С_ок и С_восст – произведения концентраций (активностей) веществ, моль/л, принимающих участие в соответствующей полуреакции в окисленной и восстановленной формах.

После подстановки значений R, F и T = 298 К электродный потенциал металла в растворе его соли равен:

j = j⁰ + lg [Meⁿ⁺].

Из двух электродов, погруженных в раствор своей соли, можно составить систему, которая называется гальваническим элементом. В нем химическая энергия ОВР превращается в электрическую. Электрод, имеющий меньшее значение потенциала в конкретной паре электродов, называется анодом(–), на нем идет процесс окисления, т.е. отдачи электронов. Электрод, имеющий большее значение потенциала, называется катодом(+), на нем протекает процесс восстановления, т.е. приема электронов.

В схеме записи гальванического элемента слева принято записывать анод.

Электродвижущая сила (ЭДС) гальванического элемента – это равновесная разность потенциалов между катодом и анодом, которая всегда положительна по величине.

Пример. Рассмотрим работу и вычислим ЭДС железомедного гальванического элемента Fe / FeSO₄ // CuSO₄ 0,01М / Cu. Вычислим электродные потенциалы и установим роль каждого из электродов.

Поскольку концентрация раствора FeSO₄ не указана, то она принимается стандартной, т. е. 1 моль/л. Тогда

 

jFe²⁺/Fe = j⁰Fe²⁺/Fe = – 0,44 B (см. таблицу стандартных потенциалов на с. 99).

Для расчета электродного потенциала медного электрода воспользуемся уравнением Нернста:

jCu²⁺/Cu = j⁰ Cu²⁺/Cu + lg [Cu²⁺] = 0,34 + lg 0,01 = 0,34 –

– 0,059 = 0,281 B.

Сравнивая величины электродных потенциалов, выясняем, что медный электрод является катодом, а железный – анодом (j_к > j_а).

На аноде идет процесс окисления:

А (-): Fe⁰ – 2ē = Fe²⁺.

 

На катоде идет процесс восстановления:

К(+): Cu²⁺ + 2ē = Cu⁰.