Раздел 5. Основы электрохимии. Окислительно-восстановительные реакции

[ 1 ] Главы 9,10

Основные понятия, определения и соотношения

Электрохимия - наука о взаимных превращениях химической и электрической энергии. Преобразование химической энергии (или энергии химических реакций) в электрическую осуществляется в гальванических элементах (химических источниках тока). Преобразование энергии электрического тока в химическую энергию (химические превращения) называется электролизом.

Электрохимическая система содержит два электрода, ионный проводник (проводник П рода - раствор или расплав) и внешнюю электрическую цепь.

В электрохимической системе всегда происходят окислительно-восстановительные реакции (ОВР) т.е. реакции, сопровождающиеся изменением степени окисленности элементов.

Окисление - процесс повышения степени окисленности (отдачи электронов).

Восстановление - процесс понижения степени окисленности элемента (прием электронов).

Окислитель (Оx) - частица (атом, молекула или ион), понижающая степень окисленности (принимает электроны или восстанавливается).

Восстановитель (Red) - частица, повышающая степень окисленности (отдает электроны или окисляется). В случае сложного иона или молекулы (например, MnO₄^- Н₂0, Н₂0₂ и т.д.) термин степень окисленности относится к одному из ионов, входящих в состав сложного.

Электродом называют проводник I рода (металл или полупроводник), погруженный в ионный проводник (электролит). На границе раздела за счет взаимодействия металла и электролита возникает так называемый двойной электрический слой и, следовательно, скачок потенциала. Это явление и обусловливает возникновение электродного потенциала, который в условиях устанавливающегося равновесия между металлом и электролитом называют равновесным электродным потенциалом.

Таким образом, любой электрод представляет собой окислительно-восстановительную (RedOx) систему - равновесие между окислителем (окисленной формой Ох) и восстановителем (восстановленной формой Red):

Ох + ne↔Red или сокращенно Ох| Red (5.1)

(знак | обозначает границу раздела между проводниками I и II рода).

В зависимости от того, что представляют собой окисленная и восстановленная формы, различают три типа электродов (таблица 6):

Таблица 6

Абсолютные значения потенциалов электродов измерить невозможно. Поэтому на практике используют относительные значения, которые измеряют как разность потенциалов между данным электродом и электродом сравнения в составе гальванического элемента. Причем потенциал электрода сравнения считается известным. Тогда э.д.с. (Е) такого элемента равна потенциалу электрода относительно потенциала электрода сравнения. В качестве последнего принято использовать стандартный водородный электрод, в котором осуществляется равновесие:

2Н⁺+2e↔Н₂, Pt (газообразный водород адсорбируется на платине - инертном проводнике).

В стандартных условиях (Рн₂=1ат, а_H+=1 (рН=0)) потенциал такого электрода условно принят за нуль В. Если второй электрод находится в стандартных условиях, то его потенциал называют стандартным электродным потенциалом γ°. Значения стандартных потенциалов некоторых электродов приведены в приложении (П.2).

Для γ обозначения гальванического элемента принята следующая форма записи:

Red₁|Ox₁ || Ox₂|Red₂ (5.2)

┌──γ_лев──┐┌──γ_прав──┐

Здесь знак || обозначает границу раздела между проводниками II рода (электролитами). Принято записывать справа электрод с большим значением γ° (γ_прав.>γ_лев.) Например, элемент Даниэля- Якоби будет записан:

Zn|Zn²⁺||Cu²⁺|Cu (5.3)

В разделе «Химическая термодинамика» было показано, что самопроизвольно протекают те реакции, которые сопровождаются убылью свободной энергии Гиббса (∆G<0). Изменение свободной энергии Гиббса равно максимальной работе (за вычетом работы расширения p-∆V), которую может совершить система в обратимом процессе. Работа, совершаемая гальваническим элементом, равна произведению э.д.с. на количество пропущенного электричества:

A_max=-∆G=-n∙F∙E, (5.4)

где η - число моль электронов, участвующих в электродных реакциях;

F - число Фарадея (F≈96500Кл∙моль^-1).

Таким образом, если ∆G<0, то Е>0, то есть, если э.д.с. обратимого гальванического элемента положительна, то реакция происходит самопроизвольно. Это условие является критерием самопроизвольного протекания окислительно-восстановительных реакций.

Условимся называть окислительно-восстановительную систему с большим потенциалом окислителем, с меньшим - восстановителем, а соответствующие им потенциалы γ_оки γ_восст.. Тогда э.д.с. самопроизвольно протекающей ОВР

Е=γ_ок.-γ_восст. (5.5)

Чем более положительное значение имеет Е, тем более отрицательно ∆G и, следовательно, тем более вероятно протекание данной реакции. Отсюда также следует, что «сила» окислителя тем больше, чем более положительным значением потенциала характеризуется соответствующая Red|Ox система. И наоборот, «сила» восстановителя тем больше, чем более отрицательное значение потенциала имеет соответствующая Red|Оx система.

Значения стандартных потенциалов определяется природой электродов. Используя уравнения

и (5.4),легко получить выражения для Е и потенциалов электродов в условиях, отличных от стандартных:

E=E⁰- Ln(a_c^ca^d_D…/a_A^aa^b_B…) (5.6)

и

γ=γ⁰- Ln(a_c^ca^d_D…/a_A^aa^b_B…) (5.7)

Эти соотношения носят название уравнений Нернста. Для потенциалов металлических и Red | Ox электродов уравнения Нернста приобретают вид:

γ_(Meⁿ⁺|_Me)=γ⁰ _(Meⁿ⁺|_Me)+ Ln(a _(Meⁿ⁺₎ ) (5.8)

γ_Ox|Red= γ⁰_Ox|Red + Ln(a_Ox/a_Red) (5.9)

где а _Meⁿ⁺, a_Ox,a_Red - активности ионов металла, окисленной и восстановленной форм в растворе соответственно. Например, для Red|Ox системы (5) из табл. 6 уравнение (5.9) имеет вид:

γ_MnO4^-,H⁺|Mn²⁺ = γ⁰_MnO4^-,H⁺|Mn²⁺ + Ln(a_MnO4^-/a_Mn²⁺) × a⁸_H⁺ (5.10)

Активность Н₂0 по определению равна 1. В случае разбавленных растворов активности могут быть заменены соответствующими молярными концентрациями.

Поиск по сайту: