- •Закономерности химических процессов. Электрохимические процессы
- •Введение
- •Тема 1. Определение тепловых эффектов химических реакций. Оценка возможности самопроизвольного протекания процессов
- •1.1. Вопросы для подготовки к лабораторной работе
- •1.2. Решения типовых заданий
- •1.3. Задания для самостоятельного решения
- •Тема 2. Скорость химических реакций.
- •2.1. Вопросы для подготовки к лабораторной работе
- •2.2. Решения типовых заданий
- •2.3. Задания для самостоятельного решения
- •Тема 3. Химическое равновесие
- •3.1. Вопросы для подготовки к лабораторной работе
- •3.2. Решения типовых заданий
- •3.3. Задания для самостоятельного решения
- •3.4. Вопросы и типовой вариант контрольной работы Вопросы
- •Типовой вариант контрольной работы
- •Тема 4. Окислительно-восстановительные реакции
- •4.1. Вопросы для подготовки к лабораторной работе
- •4.2. Решения типовых заданий
- •4.3. Задания для самостоятельного решения
- •Тема 5. Химическая активность металлов
- •5.1. Вопросы для подготовки к лабораторной работе
- •Стандартные электродные потенциалы в водных растворах при 298 к
- •5.2. Решения типовых заданий
- •5.3. Задачи для самостоятельного решения
- •Тема 6. Коррозия и защита металлов
- •6.1. Вопросы для подготовки к лабораторной работе
- •6.2. Решения типовых заданий
- •6.3. Задачи для самостоятельного решения
- •Тема 7. Электролиз водных растворов электролитов
- •7.1. Вопросы для подготовки к лабораторной работе
- •7.2. Решения типовых заданий
- •7.3. Задачи для самостоятельного решения
- •7.4. Вопросы и типовой вариант контрольной работы Вопросы
- •Библиографический список
- •Оглавление
- •Закономерности химических реакций. Электрохимические процессы
- •Закономерности химических процессов. Электрохимические процессы
Стандартные электродные потенциалы в водных растворах при 298 к
-
Е0, В
Электродная реакция
Е0, В
Li+ + e- → Li0
- 3,05
Sn+2 + 2e- → Sn0
- 0,14
К+ + е- → К0
- 2,93
Pb2+ + 2е- → Pb0
- 0,13
Са2+ + 2е- → Са0
- 2,87
2H+ + 2e- → H20
0,00*
Na+ + e- → Na0
- 2,71
Bi3+ + 3e → Bi0
+ 0,22
Mg2+ + 2e- → Mg0
-2,36
Cu2+ + 2е- → Cu0
+ 0,34
Al3+ + 3e- → Al0
- 1,66
Ag+ + e- → Ag0
+ 0,80
Mn2+ + e- → Mn0
-1,18
S0 + 2e- → S2-
- 0,45
Zn2+ + 2e- → Zn0
- 0,76
J2 + 2е- → 2 J-
+ 0,54
Cr+3 + 3e- → Cr0
- 0,74
Br02 + 2e- → 2 Br -
+ 1,06
Fe+2 + 2e- → Fe0
- 0,44
S2O82- + 2e- → 2 SO42-
+ 2,01
Cd+2 + 2e-→ Cd0
- 0,40
F02 + 2e- → 2 F-
+ 2,87
Co2+ + 2e- → Co0
- 0,28
Cl20 + 2e- → 2 Cl-
+ 1,36
Ni2+ + 2e- → Ni0
- 0,25
O20 + H2O + 4e- → 4 OH-
+1,23**
В нейтральном растворе (рН=7) *ЕН+/0,5∙Н02 = - 0,41 В,
**Е0,5∙О2, Н2О/2ОН- = + 0,82 В.
Величина электродного потенциала зависит от природы металла, температуры и концентрации ионов данного металла в растворе. Эта зависимость выражается уравнением Нернста:
(5.1)
Или, перейдя к десятичному логарифму и подставив численные значения газовой постоянной R и постоянной Фарадея F:
, (5.2)
где n – число электронов, участвующих в процессе окисления.
Основываясь на величине электродных потенциалов, можно сделать следующие выводы:
1. Чем отрицательнее значение ЕМеn+/Me0, тем более активным является металл, то есть тем большей восстановительной способностью он обладает и тем меньшую окислительную способность проявляет его катион.
2. Все металлы, имеющие отрицательный электродный потенциал, вытесняют газообразный водород из растворов кислот (кроме HNO3 и концентрированной H2SO4).
3. Любой более активный металл вытесняет катион менее активного металла из раствора его солей.
Гальванический элемент – устройство, в котором химическая энергия (энергия окислительно-восстановительной реакции) преобразуется в электрическую.
Простейший гальванический элемент состоит из двух электродов, погруженных в растворы собственных солей. Проводник второго рода (электролитический мостик или пористая перегородка) замыкает внутреннюю цепь, проводник первого рода соединяет электроды, по нему электроны от более активного металла перетекают к менее активному металлу.
Более активный металл в гальваническом элементе является анодом, на нем идёт процесс окисления: Me0 –→ Men+ + nе-. Менее активный металл является катодом, на нём идёт процесс восстановления: Men++ nе- → Me0.
Важнейшей характеристикой гальванического элемента является величина электродвижущей силы (ЭДС – это максимальная разность потенциалов электродов).
Величина ЭДС всегда имеет положительное значение и рассчитывается по формуле ЭДС = Екатода - Еанода.