Общая химия - Николай Глинка

Рассмотрим теперь, какой вид принимает общее уравнение электродного потенциала в важнейших случаях.

1. Электродный процесс выражается уравнением

где М обозначает атомы какого-либо металла, Mz+ - его z-зарядные ионы.

- 275 -

К этому случаю относятся оба электрода медно-цинкового элемента и вообще любой металлический электрод в растворе соли этого же металла. Здесь окисленной формой металла являются его ионы, а восстановленной — атомы. Следовательно, [Ox]=[Mz+], так как концентрация атомов в металле при постоянной температуре — величина постоянная. Включая значение этой постоянной в величину ℰ° получим:

Например, для процесса Ag+ + e-=Ag

а для процесса Zn2+ + 2e-=Zn

2, Электродный процесс выражается уравнением:

В этом случае и окисленная (Mz2+) и восстановленная (Mz1+) формы металла находятся в растворе и их концентрации —величины переменные. Поэтому

Например, для процесса Fe3+ + e- = Fe2+:

В этом и в рассматриваемых ниже случаях электрод, на котором протекает электродный процесс, изготовляется из инертного материала. Чаще всего в качестве такого материала применяют платину.

Мы рассмотрели примеры, когда в электродных процессах принимали участие только ионы, состоящие из одного элемента. Однако часто окисляющееся или восстанавливающееся вещество состоит не из одного, а из двух или большего числа элементов. Чаще всего в составе окислителя содержится кислород; при этом в электродном процессе обычно принимают участие также вода и продукты ее диссоциации — ионы водорода (в кислой среде) или гидроксид-ионы (в щелочной среде). Рассмотрим, как будут выглядеть в таких случаях уравнения потенциалов электродных процессов.

3. Электродный процесс выражается уравнением:

- 276 -

Эта полуреакция (при протекании ее в сторону восстановления) играет очень большую роль при коррозии металлов (см. § 196). Кислород — самый распространенный окислитель, вызывающий коррозию металлов в водных средах.

В рассматриваемом электродном процессе в результате восстановления кислорода, протекающего с участием ионов водорода, образуется вода. Следовательно, [Red]=[H2O]2 , а [Ox]=[O2][H+]4. Концентрацию воды в разбавленных растворах можно считать постоянной. Концентрация кислорода в растворе пропорциональна его парциальному давлению над раствором ([O2]=dpO2). Выполнив необходимые преобразования и обозначив сумму постоянных величин через ℰ°, получим:

Для рассматриваемого процесса ℰ° =1.228 B; следовательно

При парциальном давлении кислорода, равном нормальному атмосферному давлению (которое условно принимается равным единице), lg pO2 =0 и последнее уравнение принимает вид

4. Для электродных процессов, записываемых более сложными уравнениями, в выражениях для потенциалов содержится большее число переменных концентраций. Рассмотрим, например, электродный процесс:

Эта полуреакция протекает (в сторону восстановления) при взаимодействии перманганата калия с большинством восстановителей в кислой среде.

Концентрации всех веществ, участвующих в рассматриваемом электродном процессе, кроме воды, — величины переменные. Для этого процесса ℰ° =1.507 B. Уравнение электродного потенциала имеет вид:

Примеры 3 и 4 показывают, что в случае электрохимических процессов, протекающих с участием воды, концентрация ионов водорода входит в числитель логарифмического члена уравнения потенциала. Поэтому электродные потенциалы таких процессов зависят от pH раствора и имеют тем большую величину, чем кислее раствор.

- 277 -

Таблица 18. Электродные потенциалы в водных растворах при 25°C и при парциальном давлении газов, равном нормальному атмосферному давлению

- 278 -

Продолжение табл. 18

Как уже сказано, зависимость электродного потенциала от природы веществ — участников электродного процесса учитывается величиной ℰ°. В связи с этим все электродные процессы принято располагать в ряд по величине их стандартных потенциалов. В табл. 18 уравнения важнейших электродных процессов и соответствующие электродные потенциалы приведены в порядке возрастания величин ℰ°.

Положение той или иной электрохимической системы в этом ряду характеризует ее окислительно-восстановительную способность. Под электрохимической системой здесь подразумевается совокупность всех веществ — участников данного электродного процесса.

Окислительно-восстановительная способность представляет собою понятие, характеризующее именно электрохимическую систему, но часто говорят и об окислительно-восстановительной способности того или иного вещества (или иона). При этом следует, однако, иметь в виду, что многие вещества могут окисляться или восстанавливаться до различных продуктов. Например, перманганат калия (ион MnO4-) может в зависимости от условий, прежде всего от pH раствора, восстанавливаться либо до иона Mn2+, либо до MnO2, либо до иона MnO4-

Соответствующие электродные процессы выражаются уравнениями:

- 279 -

Поскольку стандартные потенциалы этих трех электродных процессов различны (см. табл. 18), то различно и положение этих трех систем в ряду Таким образом, один и тот же окислитель (MnO4-) может занимать в ряду стандартных потенциалов несколько мест.

Элементы, проявляющие в своих соединениях только одну степень окисленности, имеют простые окислительно-восстановительные характеристики и занимают в ряду стандартных потенциалов мало мест. К их числу относятся в основном металлы главных подгрупп I—III групп периодической системы. Много же мест в ряду занимают те элементы, которые образуют соединения различных степеней окисленности — неметаллы и многие металлы побочных подгрупп периодической системы.

Ряд стандартных электродных потенциалов позволяет решать вопрос о направлении самопроизвольного протекания окислительно-восстановительных реакций. Как и в общем случае любой химической реакции, определяющим фактором служит здесь знак изменения энергии Гиббса реакции. Если из двух электрохимических систем составить гальванический элемент, то при его работе электроны будут самопроизвольно переходить от отрицательного полюса элемента к положительному, т. е. от электрохимической системы с более низким значением электродного потенциала к системе с более высоким его значением. Но это означает, что первая из этих систем будет выступать в качестве восстановителя, а вторая— в качестве окислителя. Следовательно, в гальваническом элементе окислительно-восстановительная реакция может самопроизвольно протекать в таком направлении, при котором электрохимическая система с более высоким значением электродного потенциала выступает в качестве окислителя, т. е. восстанавливается. При непосредственном взаимодействии веществ возможное направление реакции будет, конечно, таким же, как и при ее осуществлении в гальваническом элементе.

Если окислитель и восстановитель расположены далеко друг от друга в ряду ℰ°, то направление реакции практически полностью определяется их взаимным положением в этом ряду. Например, цинк (ℰ°=-0.763 B) будет вытеснять медь (ℰ°=+0.337 B) из водного раствора ее соли при любой практически осуществимой концентрации этого раствора. Если же величины ℰ° для окислителя и восстановителя близки друг к другу, то при решении вопроса о направлении самопроизвольного протекания реакции необходимо учитывать влияние на электродные потенциалы также и концентраций соответствующих веществ. Например, реакция

может самопроизвольно идти как слева направо, так и справа налево. Направление ее протекания определяется концентрациями ионов железа и ртути. В этой реакции участвуют две электрохимические системы:

- 280 -

Соответствующим электродным процессам отвечают потенциалы:

Подсчитаем величины ℰ°1 и ℰ°2 при [Hg22+] = [Fe2+] = 10-1 и [Fe3+] = 10-4 моль/1000 г. H2O:

Таким образом, при взятом соотношении концентраций ℰ°1 > ℰ°2 и реакция протекает слева направо.

Теперь подсчитаем ℰ°1 и ℰ°2 при обратном соотношении концентраций. Пусть [Hg22+] = [Fe2+] = 10-4, а [Fe3+] = 10-4 моль/1000 г. H2O