Вопрос № 22. Электрохимический рад напряжения (активности) Ме. Положение Ме в ряду и хим активность Ме

В качестве стандартного электрода сравнения используют так называемый стандартный водородный электрод. Электрод изготавливают из губчатой платины с сильно развитой поверхностью (платиновая чернь) и погружают в раствор кислоты с активностью ионов водорода, равной 1 моль/л. Ч-з раствор пропускают газообразный водород под давлением 1,013*10⁵ Па, к-ый адсорбируется платиной. Электродные потенциалы, измеренные по отношению к водородному электроду в стандартных условиях, называются стандартными электродными потенциалами. В зависимости от величины и знака стандартного электродного потенциала все металлы можно расположить в ряд стандартных электродных потенциалов, который фактически представляет собой ряд активности, эмпирически установленный Н.Н.Бекетовым по взаимному вытеснению металлов.

Cs Li Rb К Ba Sr Ca Na La Mg Be Al Mn Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb H Cu Ag Pd Hg Pt Au

На основании ряда стандартных электродных потенциалов можно сделать два практически важных заключения: 1) металлы, обладающие более отрицательным электродным потенциалом, способны вытеснять менее активные металлы (с более положительным потенциалом) из водных растворов их солей. Например, взаимодействие Zn + Сu²⁺ → Сu + Zn²⁺ протекает только слева направо. Обратная реакция практически невозможна; 2) металлы, выступающие в качестве отрицательного электрода по отношению к водородному, вытесняют водород из кислот, металлы с более положительным электродным потенциалом не обладают этим свойством.

Литий – самый сильный восстановитель и самый слабый окислитель.

Вопрос № 23. Окислительно-восстановительные потенциалы и направления протекания ОВР. Соотношение м-у величинами разности окислительно-восстановительных потенциалов и изменением энергии Гиббса.

Любая электродная р-ция представляет собой окислительно-восстановительную р-цию.

Ox + e = Red катодный процесс

Red¢ = Ox¢ + e ¢ анодный процесс

Где Ox – окисленная форма в-ва, Red – восстановленная форма в-ва

Общее ур–е редокс-р-ции Ox + Red¢ = Ox¢ + Red e

-DG° = nFE° Процесс протекает самопроизвольно тогда, когда ЭДС соответс эл-та положительна

Sn⁴⁺ + 2 e = Sn²⁺ E°(Sn⁴⁺/ Sn²⁺) = +0.15 B

Fe³⁺ + e = Fe²⁺ E°(Fe³⁺/ Fe²⁺) = +0.77 B

Для определения направления ок-вос р-ции необходимо рассчитать ЭДС как разность потенциалов редокси-электродов, участвующих в данном процесс. Р-ция будет протекать в направлении, в к-ом ЭДС положительна. Е° = E°(Fe³⁺/ Fe²⁺) - E°(Sn⁴⁺/ Sn²⁺) = 0,77 -0,15 = 0,62 В восстановление

Sn²⁺ = Sn⁴⁺ + 2 e процесс окисления – полуэлемент - анод

Fe³⁺ + e = Fe²⁺ процесс восстановления – полуэлемент - катод

Sn²⁺ + 2Fe³⁺ = Sn⁴⁺ + 2Fe²⁺ → 2 e

Ур-е Нернста для расчета потенциала редокси-электрода: Е = Е° + [RT/(nF)]*ln([Ox]/[Reg])

При [Ox] = [Reg] = 1 моль/л Е = Е°. Если Е = Е° [Ox] > [Reg], редокс-потенциал становится более положительным по сравнению Е°. Если [Ox] < [Reg], то потенциал смещается в отрицательную сторону.