O serie electrochimică a metalelor tensiuni

Alessandro Volta a stabilit empiric număr de metale de tensiune: Zn, Pb, Sn, Fe, Cu, Ag, Au. Puterea celulei se dovedește a fi mai mult decât în ​​picioare lângă fiecare alți membri ai seriei. Dar motivul pentru care acest lucru a fost necunoscut la momentul respectiv. Cu toate acestea, chiar și în 1797 savantul german Johann Wilhelm Ritter (1776-1810), celebru pentru descoperirea razelor ultraviolete este prezis că, în metalele seria electrochimice ar trebui să fie în ordinea capacitatea lor de a se conecta cu oxigen. În cazul zincului și aur, această concluzie nu a fost niciodată pusă la îndoială; În ceea ce privește alte metale, trebuie remarcat faptul că puritatea lor nu a fost foarte mare. În 1853, un om de știință român, unul dintre fondatorii chimiei fizice Nikolay Nikolaevich Beketov (1827-1911) a făcut la Paris, un mesaj intitulat „Studiu privind fenomenele de deplasare a unor elemente ale celuilalt“ (șase ani mai târziu, această lucrare a fost publicată în Harkov, în limba rusă). In aceasta lucrare Beketov generalizată de cercetare privind capacitatea anumitor metale pentru a deplasa altele din soluții ale sărurilor lor. Cel mai cunoscut exemplu al acestei reacții - deplasarea fierului din ioni de soluție de cupru (fier, cupru, recuperare) - utilizate încă în fraudele evmezici arată în mod public „transformare“ cui de fier roșu în „aur“. Acesta a fost mult timp cunoscut și deplasarea dintr-o soluție de plumb zinc și cadmiu (recuperare plumb), deplasare (recuperare) fier zinc și t. D. A fost făcut „un număr de deplasare“, sau o serie de activități, în care fiecare deplasează metal (restabiliți) din soluții saline toate cele ulterioare, dar nici unul dintre cele anterioare. Hidrogenul este plasat, de asemenea, în această serie - el sa confruntat cu o cupru; cu toate acestea metalele în sine hidrogen, de obicei, dintr-o soluție nu deplasează. Toate metalele, lăsate să stea într-un rând de hidrogen, se poate deplasa din soluții acide; cupru, argint, mercur, platină, aur, dispuse în general nu deplasează hidrogen. În primul rând Beketov a decis că modelul de bază este: metale ușoare se pot deplasa de la soluții de săruri ale metalelor cu o densitate mai mare. Dar acest lucru nu este întotdeauna în concordanță cu datele experimentale. Nu a fost clar, și modul în care conectat „un număr de deplasare“, cu un număr de stres Volta. De-a lungul timpului, acumularea tot mai multe dovezi că unele „reguli crowding“ pot fi încălcate. După cum sa constatat Beketov, presiunea hidrogenului de 10 atm. dislocă argint din soluție AgNO3. chimist englez William Odling (1829-1921) a descris multe cazuri acest „activități de conversie“. De exemplu, staniu cupru dislocă din soluția concentrată acidulată SnCI2 și plumb - a unei soluții acide de PbCI2. Cupru, staniu și plumb sunt o serie de reguli de cadmiu, dar se poate deplasa de la fierberea soluție ușor acidulată de CdCl2.

Baza teoretică pentru un număr de activitate (și mai multe tulpini) a pus chimist german Walter Nernst (1864-1941). Caracteristici In schimb calitative - „înclinații“ a metalului și ionul său la diferitele reacții - au apărut o valoare cantitativă precisă care caracterizează fiecare capacitate de metal pentru a merge în soluție sub formă de ioni, precum și pentru recuperarea ionilor metalici din electrod. Această cantitate este potențialul de electrod standard al metalului și o serie corespunzătoare, construit in potentiale schimba procedura se numește potențialele de electrod standard.

Știi că, dacă un anumit mod de a conecta doi electrozi, vom obține o celulă galvanică. Tensiunea elementului este egală cu diferența de potențial de electrod a celor două componente ale electrozilor săi. Dacă știți potențialul de electrod al electrodului, putem defini potențialul celuilalt electrod. Acordați atenție la acest „dacă“ avem cu adevărat nevoie să cunoaștem potențialul de un electrod de electrozi. Dar, din moment ce valoarea absolută nu a fost cunoscut, a avut un potențial de electrod unul dintre electrozi este egal cu zero, atunci putem determina valoarea celuilalt a potențialului de electrod. O valoare zero a fost dat electrod hidrogen. Pentru a determina potențialul de electrod standard al metalului, forța electromotoare măsurată a unei celule electrochimice, dintre care unul dintre electrozi - metalul analizat, cufundat într-o soluție de sare (la o concentrație de 1 mol / l) și un al doilea electrod - referința (aceasta se numește hidrogenul). Electrodul de hidrogen este fabricat dintr-o platină spongioasă foarte poros (suprafața electrodului este dur), și coborâtă în acid (H + concentrația ionilor este de asemenea egală cu 1 mol / l). electrod de platină este spălată continuu de către gazul de hidrogen, care este parțial solubil în platină. Presiunea hidrogenului ar trebui să fie, de asemenea, un standard - 1,013 • 10 5 Pa (1 atm) și temperatura de exact 25 ° C Equilibrium între depus pe atomii de hidrogen de platină și ioni de hidrogen în soluție. În metal - soluție o diferență de potențial care electrochemists ia zero. Desigur, în realitate, acest potențial nu este de zero, dar valoarea este necunoscut pentru noi. Prin urmare, orice determinare a potențialului de electrod utilizând un electrod standard de hidrogen este relativă; o definim în raport cu acceptarea condiționată a valorii zero a potențialului standard de hidrogen. Potențialul de electrod standard - caracteristica principală a electrodului - se măsoară și se reflectă în cărțile de referință. Potențialele de electrod sunt metalele cele mai active care reacționează cu apă, obținute prin indirectă.

Aparate pentru Potențialele de măsurare: 1 - electrodul de hidrogen; 2 - Sifon; 3 - electrod metalic, care se măsoară potențial; 4 - sifon.

De obicei, potențialele de electrod sunt înregistrate ca reducerea potențialelor ioni metalici. Potențialul cel mai negativ (-3.04 V) - reacția Li + + e → Li este una dintre cele mai pozitive (1,68 V) - reacția Au + + e → Au. Acest lucru înseamnă că EMF unui cuplu de litiu galvanic - aur (dacă un astfel de cuplu ar putea lucra în mediul acvatic) ar fi egal cu 4,72 V; pentru comună pereche de cupru - emf zinc semnificativ mai scăzut la 1,10 V (potențialul metalelor respective sunt -0.76 și 0.34 V).

Pentru electrolit neapos poate fi utilizat și metalele alcaline; astfel aranjate celule litiu - acestea dau CEM la 3,5 V. Desigur, potențialul de alte soluții neapoase.

Potențialele de electrod standard a crescut în seria: Li + eliberat 531 kJ / mol, iar ionii de Na + - "numai" 423 kJ / mol. La suma „triathlon“ litiu are loc mai întâi: dizolvarea sa în apă este mai favorabil energetic (32 kJ / mol) decât de sodiu dizolvat.

Pentru tabelele de potențiale de electrozi pentru a determina electromotoare cuplurilor galvanice în condiții non-standard, este necesar să se facă cunoscut amendamentul. Astfel, în cazul în care concentrația ionilor metalici din soluție diferă de la 1 mol / l, este folosită pentru calcularea capacității ecuației Nernst pentru o soluție de metal:

E = E ° + ((R • T) / (n • F)) • lg [Me n +]

unde E - potențial de electrod; E ° - potențial de electrod standard de; R - constanta universală a gazelor; T - temperatura absolută; ioni metalici valența - n; Numărul lui Faraday (F = CI 96500) - F; [Me n +] - concentrația de ion metalic, moli / litru. Sensul fizic al E ° este de înțeles, când [Me n +] = 1 mol / l. Apoi, lg [Me n +] = 0 și E = E °. Astfel, potențialul de electrod standard de (E °) - este potențialul care decurge la limita soluției de ion metalic cu concentrația sa la ultimul 1 mol / l. E ° - aceasta este principala caracteristică a electrodului. ecuația Nernst arată că potențialul de electrod al fiecărui electrod poate varia în limite foarte largi. Aceasta confirmă termenul ecuației care depinde de concentrația ionilor metalici.

Pune, de exemplu, un electrod de argint (E ° = +0,8 V) în soluție acidă, în care concentrația de ioni de Ag + este de 10 -15 mol / l. Apoi, potențialul de electrod scade la E = 0,8 + 0,06 • lg (10 -15) = 0,8 + 0,06 • (-15) = 0,8 - 0,9 = -0,1 V, T . e. își schimbă semnul, iar argintul începe să se deplaseze de hidrogen din acidul! Prin urmare, continuă, în special, reacția 2AG + 4HI → 2H [AgI2] + H2. Puternica concentrația soluției de ioni de argint HI redus foarte mult datorită formării de anioni complecși [AgI2] -.

Cel mai negativ potențial de electrod standard al electrodului de litiu Li \ Li +. Acest lucru înseamnă că, litiu dă cu ușurință alte cationi în soluție, și o sarcină negativă. Capacitatea electrodului rand cresterea tensiunii inseamna oxidativ crescut si reducerea proprietăților de atenuare ale metalelor. Se pare că cel mai puternic dintre toți agenții de reducere menționat în serie - este litiu, iar cea mai slabă - aurul.

Numărul de E-cast

Acum putem anticipa deja direcția procesului redox care implică metale sau ioni lor. Metalul electrodului, care are o capacitate mai mică va fi reducerea în raport cu toți ionii metalici dispuse în potențialul după tabel.

Dar, în afară de potențialul de electrod acolo „energie de ionizare“ - o măsură a ușurinței cu care atomii de metal dau electronii lor; Pe el puteți judeca proprietățile redox ale elementelor chimice. Mai mult decât atât, există o valoare „Funcția de lucru electron“ - energia necesară pentru a elimina un electron de pe suprafața metalică. Care dintre aceste concepte ar trebui să fie utilizate, depinde de mediul în care există un proces redox. Dacă soluțiile apoase - ghidate potențiale de electrod de masă. Rețineți că secvența de elemente în ea poate fi un pic diferită de cea pe care o avem la locația elementelor valorilor de energie de ionizare (descris un caz similar de mai sus). Este ușor de explicat. La determinarea potențialului salt la metal - soluție joacă nu numai structura electronică a metalului, dar tendința ionilor sale hidrata, adică, să reacționeze cu molecule de apă ... Acest lucru înseamnă că numărul de potențiale de electrod se referă numai la soluții apoase. Pentru solvenți neapoși trebuie să ia în considerare înclinația ionilor metalici la Solvarea potențialele definesc aceeași serie pentru celelalte soluții (de exemplu, acetonă, benzen și alții asemenea. D.).

Astfel, ordonarea potențialului de electrod - este același număr al activității relative a metalelor. Numai printre activitatea relativă nu este valoarea potențialului de electrod. Proprietățile unui număr activității relative de aceeași: fiecare metal al seriei este capabil să înlocuiască metalul din spatele ei de la conexiunea lor. Doar nu uitați niciodată că afirmația este adevărată, atunci când concentrația ionilor metalici în soluție este egală cu unu. Dar această limitare nu trebuie neglijat. Oricine a studiat un număr de activitate relativă, știe că metalele care stau în această linie în sus de hidrogen, trebuie să-l deplaseze din compușii conținând hidrogen. Intr-adevar, metalele, ale căror electrozi au un potențial standard de mai negativ decât potențialul hidrogenului, reacționează cu acid azotic și sulfuric și acidul clorhidric și acidul acetic chiar. Dar nu în apă acidă, concentrația de ioni de hidrogen este foarte scăzută. Aceasta înseamnă că potențialul unui electrod de hidrogen (acest lucru nu va mai fi un electrod standard de hidrogen) imersat în apă, va fi mai negativă decât potențialul standard de hidrogen. Referindu-se la formula Nernst. Acesta poate fi folosit pentru a evalua acest potențial, ținând seama de faptul că, concentrația ionilor de hidrogen în apă pură este de 10 -7 mol / l. Nu se compara cu standardul actual și potențialul (real) de electrozi în aceste condiții. În practică, hidrogenul a fost deplasat spre stânga, în șirul de elemente și activitatea relativă are loc înainte de zinc și fier, dar încă după metalele alcaline și alcalino-pământoase, astfel încât acestea interactioneaza cu apa, eliberând astfel hidrogen.

Un număr de activitate relativă, compusă numai din electrozi metalici. Dar este posibil să se extindă înțelegerea potențialului de electrod. Noi numim orice metal electrod este imersat într-o soluție care conține ionii săi. Este, în esență, o pereche redox. De multe ori, am scrie ca Li / Li +. Zn / Zn 2+. Cu / Cu 2+, etc. Numărătorull indică forma redusă, iar numitorul - .. oxidare. Electrodul nu este nici un alt cuplu redox, de exemplu, Fe 2+ / Fe 3+. Cu + / Cu 2+ sau chiar 2CI - / Cl2. La fel ca și electrodul de hidrogen, este posibil să se construiască altele - de clor, oxigen, fluor (numit electrod de gaz). Potențialele de electrod sunt determinate nu numai metale, ci și pentru o multitudine de reacții redox care implică atât cationi și anioni. Acest lucru face posibilă în teorie pentru a anticipa posibilitatea de apariție a diverselor reacții redox în diferite condiții. Pur și simplu metalic inert imersat într-o soluție care conține ioni de Fe 2+ și Fe 3+. pentru a obține electrod Fe 2+ / Fe 3+ și. Și el are un potențial de electrod standard de. Tabelul poate face toate și toate oxidanți restauratori. Acum puteți elimina adjectivul „electrod“, va vorbi despre potențialul redox, cu toate că, dacă este necesar, putem construi și electrodul corespunzător. După cum puteți vedea, formele reduse și oxidate sunt, uneori, nu conțin numai obiecte în vrac și Nones, dar, de asemenea, apa sau ioni. Prezența apei nu poate fi ignorat. Este nu numai mediul, ci și un participant activ în ea au loc procese redox. Din tabelul de mai ușor de înțeles că ionilor sulfit SO3 2- - relativ puternic agenți de reducere și se manifestă într-un mediu alcalin, MnO4 ion-permanganat - mărturisită acest oxidant poate exista în mai multe forme oxidate sunt determinate de numărul de electroni acceptat de către o moleculă comburant și aceasta, la rândul său, este determinată de aciditatea mediului. Intr-un mediu puternic acid durează 5 electroni și se reduce la mangan bivalent, și într-un mediu neutru sau slab acid - la tetravalent.

Numărul de E-cast

potențial redox standard,

Să considerăm un exemplu specific. Să fie o pereche de 2I - / I2 și Cu + / Cu 2+. Tabelul se împotrivește acestor perechi, respectiv 0,536 și 0,153 V. În principiu, există două procese:

2I - + 2Cu 2+ → I2 + 2Cu +;
în care ionul iodură este un agent de reducere și:
I2 + 2Cu + → 2I - + 2Cu 2+;
în cazul în care iod - comburant.

Potențialele valori redox arată că ionii de Cu + sunt agentul reducător mai puternic decât I -. Acest lucru înseamnă că, iod dizolvat în soluțiile cuproase, adică. E. Numai al doilea proces se va produce de fapt. Nu trebuie uitat însă că tabelul listează potențialele redox standard, care corespund cazului în care elementul este în soluție cu concentrația ionilor elementului de 1 mol / l, sau când formele sale oxidate și reduse au aceeași concentrație. potențial de electrod real se determină din ecuația Nernst extins, care se numește ecuația lui Peters:

E = E ° + ((R • T) / (2,3 • n • F)) • lg ([Ox] / [Red])

în care [Ox] - concentrația de formă oxidată; [Red] - concentrația formei reduse; n - numărul de electroni schimbate.

De exemplu, pentru redox potențial pereche Fe 2+ / Fe 3+ obține

E = 0,75 - 0,059 • lg (3+ Fe / Fe 2+)

E = 1,51 + 0,059 / 5 • lg ([MnO4 -] [H +] 8 / [Mn 2+])

Acum puteți vedea măsura în care potențialul de electrod și prin urmare proprietățile oxidante ale ionului permanganat depind de aciditatea mediului. Ar trebui să utilizați tabelul de potențiale redox, dar nu trebuie uitat, iar ecuația lui Nernst și Peters.

În cazul conținutului de pe site, trebuie să devină o legătură activă la acest site vizibil pentru vizitatori și păianjeni motor de căutare.