Предмет электрохимии. Электроды и электродные потенциалы

ПРЕДМЕТ ЭЛЕКТРОХИМИИ

ЭЛЕКТРОДЫ И ЭЛЕКТРОДНЫЕ ПОТЕНЦИАЛЫ

Электрохимия – изучает процессы, протекающие на границе раздела 2 фаз (например, металл – раствор) с участием заряженных частиц (ионов и электронов).

Применение электрохимических процессов:

  Нанесение защитных покрытий

  Получение и очистка металлов

  Химические источники тока.

Электроды

Электрод – это система, состоящая из токопроводящего вещества и раствора или расплава электролита, в который погружается это вещество.

Токопроводящее вещество –

  твердый металл (кусочек, пластина, проволока, порошок),

  жидкий металл (Hg, расплавы металлов),

  различные соединения (WC, оксиды),

  неметаллические материалы (графит, стеклоуглерод),

  полупроводники.

Простейший пример электрода – металл, погруженный в водный раствор соли этого металла (пластинка Ni, погруженная в раствор NiCl₂). В водном растворе соль диссоциирует, например:

NiCl₂ ↔ Ni²⁺ + 2Cl^-

В результате взаимодействия металла с водой и растворенным веществом устанавливается динамическое равновесие меду ионами металла в растворе и металлом:

Ni²⁺ + 2e^- ↔ Ni

Инертные материалы (Pt, C) не могут посылать свои ионы в раствор и используются для создания окислительно-восстановительных = редокс-электродов.

Например, Pt пластина, погруженная в раствор, содержащий FeCl₂ и FeCl₃,  в котором присутствуют ионы Fe²⁺ и Fe³⁺.

Ионы Fe²⁺ из раствора подходят к инертному металлу и отдают ему электроны:

Fe²⁺ - e^- → Fe³⁺

Ионы Fe³⁺, подходя к металлу, принимают от него электроны:

Fe³⁺ + e^- → Fe²⁺

На электроде устанавливается равновесие:

Fe³⁺ + e^- ↔ Fe²⁺

Инертный материал электрода (Pt) в равновесной системе служит проводником электронов.

Разновидность редокс-электрода – водородный электрод – Pt (пластина, сетка), опущенная в раствор кислоты, через который пропускается Н₂. Проходя через жидкость, Н₂ частично растворяется и подходит к поверхности Pt и адсорбируется на ней, распадаясь на атомы. Адсорбированные атомы водорода Н_адс ионизируются, а ионы водорода из раствора, находящиеся вблизи электрода, принимают электроны и переходят в адсорбированное состояние:

Н_адс – е^- → Н⁺    Н⁺ + е^- → Н_адс

Равновесие в водородном электроде выражается уравнением:

2Н⁺ + 2е^- ↔ 2Н_адс(Pt) ↔ H₂

2H⁺ + 2e^- ↔ H₂

Все электроды – это окислительно-восстановительные системы, содержащие восстановленную форму (восстановитель) и окисленную форму (окислитель):

Краткая запись для этих электродных систем:

Ni²⁺| Ni;   Fe³⁺, Fe²⁺;   2H⁺| H₂

(вертикальной чертой обозначается граница раздела фаз «жидкость – твердое вещество»; вещества, находящиеся в одной фазе, записываются через запятую)

Стандартные электроды – работают при стандартных условиях: t = 298 К (25^оС), р = 101 235 Па, концентрация ионов в растворе 1 моль/л.

Электродный потенциал

Каждый электрод имеет определенное значение электрического потенциала, абсолютное значение которого определить нельзя, а можно лишь сравнивать потенциалы разных электродов друг с другом.

Для этого составляют цепь из 2 электродов, один из которых – стандартный водородный. Металлические части соединяют проводником, а растворы электролитов, в которые они погружены, соединяют солевым мостиком = электролитическим ключом – стеклянной трубкой, заполненной электролитом (обычно раствором KCl), обеспечивающей ионную проводимость между растворами. Получается замкнутая электрическая цепь, или гальванический элемент; его изображают схемой:

Pt, H₂ | H⁺ || M^z+| M

(две вертикальные черты обозначают соединение 2 электролитов с помощью солевого мостика).

Электродвижущая сила (ЭДС) – разность электрических потенциалов 2 электродов в такой цепи. Ее значение можно измерить экспериментально и рассчитать теоретически; оно позволяет сравнивать потенциалы электродов. Обычно в качестве электрода сравнения (относительно которого измеряют потенциалы всех систем) используют стандартный водородный электрод, его потенциал принимают равным 0.