Главная | Обратная связь Электрохимический ряд напряжений метaллов ⇐ ПредыдущаяСтр 9 из 14Следующая ⇒ Восстановительная активность металлов Li K Ba Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Cd Со Ni Sn Pb H Cu Hg Ag Au Pt Окислительная активность катионов металлов

Формула Нернста:

или

,

где - равновесный электродный потенциал, В; – стандартный электродный потенциал (потенциал для данного электрода при Т = 298 К и [Ме ⁿ⁺] = 1 моль/л), В; R – универсальная газовая постоянная; F – постоянная Фарадея; символ в квадратных скобках означает молярную концентрацию вещества; n – число электронов.

Гальванический элемент

Гальванический элемент состоит из двух электродов, электролиты которых сообщаются.

АНОД: меньшая (более отрицательная или менее положительная) величина Е⁰ ® реакция окисления;

КАТОД: большая (менее отрицательная или более положительная) величина Е⁰ ® реакция восстановления.

Например, для медно-серебряного гальванического элемента, состоящего из меди в растворе CuSO₄ и серебра в растворе AgNO₃:

E⁰Cu²⁺/Cu = +0,34B АНОД,

E⁰Ag+/Ag = +0,80 В КАТОД.

Анодный процесс: окисление металла анода

Me₁ – nе^– = Ме₁ⁿ⁺, Сu⁰ – 2е^– = Сu²⁺.

Катодный процесс: восстановление катиона металла из соли

Ме₂^m+ + mе^– = Ме₂, Ag+ + е^– = Ag⁰.

Суммарное уравнение реакции при работе элемента в общем виде

mMe₁ + nМе₂^m+ = m Ме₁ⁿ⁺ + nМе₂,

Сu + 2Ag⁺ = Сu²⁺ + 2Ag

или в молекулярной форме:

Сu + 2AgNO₃ = Cu(NO₃)₂ + 2Ag.

Электрохимическая схема гальванического элемента, состоящего из двух ионно-металлических электродов:

В схеме «|» обозначает границу между металлом и электролитом, а «||» – электролитический контакт. В схеме гальванического элемента слева записывают анод, справа – катод.

Для рассматриваемого примера: (–)Cu | CuSO₄ || AgNO₃ | Ag (+).

Напряжение на гальваническом элементе, соответствующее бесконечно малому току во внешней цепи, называется электродвижущей силой (ЭДС) гальванического элемента. Ее расчет:

Для рассматриваемого примера:

Электролиз

Электролиз – совокупность окислительно-восстановительных процессов, протекающих на электродах при пропускании постоянного электрического тока через расплав или раствор электролита. При электролизе электрическая энергия преобразуется в химическую.

Две полуреакции – реакция окисления и реакция восстановления происходят на разных электродах:

АНОД – окисление,