Електрохимично серия от метали напрежения
Alessandro Волта емпирично установена брой напрежение метали: Zn, Pb, Sn, Fe, Cu, Ag, Au. Силата на клетката се оказва повече от стоящи един до друг представител на серията. Но причината за това не е бил известен по това време. Въпреки това, дори и в 1797 германския учен Йохан Wilhelm Ritter (1776-1810), известен за откриването на ултравиолетови лъчи се прогнозира, че в електрохимичните серия метали трябва да бъде от порядъка на тяхната способност за свързване с кислород. В случай на цинк и злато, това заключение никога не е под съмнение; Що се отнася до други метали, следва да се отбележи, че тяхната чистота не е много висока. През 1853 г. един български учен, един от основателите на физикохимията Николай Николаевич Бекетов (1827-1911) е направил в Париж съобщение, озаглавено "Проучване на явленията на изместване на някои елементи на другия" (шест години по-късно, тази работа е публикувана в Харков на руски). В тази работа Бекетов генерализирана изследвания върху способността на някои метали, за да измести друг от разтвори на техните соли. Най-добрият известен пример за тази реакция - преместване на желязо от разтвор медни йони (желязо, мед възстановяване) - все още се използват в измами Средновековието публично показва "трансформация" червен железен пирон в "златен". Отдавна е известно и обем от разтвор на цинков олово и кадмий (олово възстановяване), преместване (възстановяване) цинк желязо и т. Д. Тя е направена "редица обем", или серия от активност, където всеки метален разместване (възстановяване) от солеви разтвори всички последващи такива, но никой от предишните. Водородът се поставя в тази серия - се изправи мед; обаче водород себе метали, обикновено от разтвор не измества. Всички метали, се оставят да престоят в един ред водород, може да се измести от киселинни разтвори; мед, сребро, живак, платина, злато, разположени обикновено не измества водород. Първо Бекетов реши, че основния модел е: по-леки метали могат да изместват от разтвори на соли на метали с по-висока плътност. Но това не винаги е в съответствие с експерименталните данни. Не е ясно и как свързания "редица отклонение", с редица стрес Волта. С течение на времето, натрупване на все повече и повече доказателства, че някои "струпване правила", могат да бъдат нарушени. Както беше установено Бекетов, водородно налягане 10 атм. измества сребро от разтвор AgNO3. Английски химик Уилям Odling (1829-1921) е описано много случаи на този "дейности за реализация",. Например, мед калай измества от концентрирания разтвор се подкислява SnCl2 и олово - на кисел разтвор на PbCl2. Мед, калай и олово редица правила за кадмий, но може да го измести от вряща леко подкиселена разтвор на CdCl2.
Теоретичната основа за редица активност (и няколко щама), предвидена немски химик Валтер Нернст (1864-1941). Вместо качествени характеристики - "склонност" на метала и йон с различни реакции - появиха точна количествена стойност характеризиращи всеки метал способността да отиде в разтвор като йони, както и за възстановяване на метални йони от електрода. Това количество е стандартен потенциал електрод на метала и съответно серия, построена в потенциали промени процедура се нарича стандартните потенциали на електрода.
Вие знаете, че ако по определен начин, за да свържете два електрода, ние се галваничен елемент. Напрежението на елемента е равна на разликата на потенциала на електрода на двата компонента на неговите електроди. Ако знаете, че потенциалът електрод на електрода, ние можем да се определи потенциала на другия електрод. Обърнете внимание на това "ако", което наистина трябва да знаете възможностите на един електрод на електродите. Но тъй като абсолютната стойност не е известна, взе един потенциален електрод на един от електродите е равна на нула, тогава можем да се определи стойността на другия на потенциала на електрода. Стойност нула беше даден водороден електрод. За да се определи стандарт потенциал електрод на метала, измерена електродвижещата сила на електрохимична клетка, от които един от електродите - анализирания метал, потопени в разтвор на сол (в концентрация от 1 мол / л) и втори електрод - позоваването (това се нарича водород). електрод водород е направена от много порьозна порести платина (повърхност електрод е груб), и понижава в киселината (Н + йон концентрация е равна на 1 мол / л). Платинен електрод непрекъснато се промива с водороден газ, който е частично разтворим във платина. Налягането на водорода трябва да бъде стандартен - 1013 • 10 5 Ра (1 атмосфера) и температура на точно 25 ° С Равновесието между депозиран на платина водородни атоми и водородни йони в разтвор. В метала - решение потенциална разлика, която electrochemists вземе нула. Разбира се, в действителност, този потенциал не е нула, но стойността е неизвестна за нас. Следователно, всяко определяне на потенциала на електрод с помощта на стандартен водороден електрод е относително; ние го определят по отношение на условно приемане на нулева стойност на стандартната потенциал водород. стандартен потенциал електрод - основната характеристика на електрода - се измерва и отразени в справочници. Електродни потенциали са най-активни метали, които реагират с вода, получени чрез индиректен.
Апарат за измерване на потенциала: 1 - водороден електрод; 2 - сифон; 3 - метален електрод, който се измерва потенциал; 4 - сифон.
Обикновено електродни потенциали се записват като намаление на потенциала метални йони. Най-отрицателен потенциал (-3.04 V) - реакцията на Li + + д → Li е един от най-положителните (1.68 V) - реакцията Au + + д → Au. Това означава, че ЕМП на галванична двойка литиево - злато (ако такава двойка може да работи във водната среда) ще бъде равна на 4,72 V; за общ двойка мед - цинк едн значително по-ниска при 1.10 V (потенциала на съответните метали са -0,76 и 0,34 V).
За неводен електролит може да се използва и алкалните метали; така разположени литиеви клетки - те дават EMF до 3.5 V. Разбира се, възможността за други неводни разтвори.
Стандартни електродни потенциали увеличават в серия: Li + освободен 531 кДж / мол, и йоните Na + - "само" 423 кДж / мол. На сумата от "триатлон" литий е на първо място: неговата разтворимост във вода е по-благоприятна енергично (32 кДж / мол) от натрий се разтваря.
За да таблиците на електрода потенциали за определяне на едн на галванични двойки в нестандартни условия, е необходимо да се направи известен изменението. Така, ако концентрацията на метални йони в разтвора се различава от 1 мол / л, се използва за изчисляване на капацитета на уравнението на Нернст за метал разтвор:
Е = E ° + ((R • T) / (п • F)) • LG [Me п +]
където Е - потенциал електрод; E ° - стандартна потенциал електрод; R - универсална газова константа; Т - абсолютна температура; п - поливалентните метални йони; брой на Фарадей (F = CI 96500) - F; [Me п +] - метален йон концентрация, мола / литър. Физическата смисъла на Е ° е разбираемо, когато [Me п +] = 1 мол / л. След LG [Me п +] = 0 и Е = E °. Така стандартната потенциал електрод (Е °) - е потенциалът, възникващи при границата на йон разтвор метал с неговата концентрация в последния 1 мол / л. E ° - това е основната характеристика на електрода. Нернст уравнение показва, че потенциалът електрод на всеки електрод може да варира в много широки граници. Това потвърждава срока на уравнение, което зависи от концентрацията на метални йони.
Поставете, например, сребърен електрод (Е ° = +0,8 V) в кисел разтвор, при което концентрацията на Ag + йони е 10 -15 мол / л. След това, потенциалът на електрода намалява до Е = 0,8 + 0,06 • LG (10 -15) = 0,8 + 0,06 • (-15) = 0,8 - 0,9 = -0,1 V, Т . д. променя знак, и среброто започва да измества водород от киселина! Поради това продължава, по-специално, реакционната 2ag + 4Hi → 2Н [AgI2] + Н2. силна концентрация на разтвор на сребърни йони HI значително намалява поради образуването на сложни аниони [AgI2] -.
Най-отрицателен потенциал стандартен електрод на литиев електрод Li \ Li +. Това означава, че литий лесно дава други катиони в разтвора, и отрицателен заряд. Капацитетът на ред електрод напрежение повишаване означава повишен оксидативен и намаляване на затихване свойства на метали. Оказва се, че най-мощният от всички редуктори, посочени в серията - това е литий, и най-слабото - златото.
Броят на E-отливка
Сега вече може да предвиди посоката на процеса на редокси включващи метали или техните йони. Металът на електрода, който има по-малък капацитет ще бъде намаляване по отношение на всички метални йони разположени в потенциала след таблицата.
Но освен потенциал електрод има "йонизационна енергия" - мярка за лекотата, с която металните атоми откажат от електрони; На него можете да съди окислително-редукционни свойства на химичните елементи. Освен това има стойност "работа функция електрон" - времето, необходимо за отстраняване на електрон от металната повърхност енергия. Кои от тези понятия трябва да се използва, това зависи от средата, в която има процес на редокс. Ако водни разтвори - ръководи маса електродни потенциали. Имайте предвид, че последователността на елементи в него може да бъде малко по-различно от това, което ние имаме в мястото на елементите на йонизация енергийните стойности (по-горе описан подобен случай). Лесно е да се обясни. При определяне на потенциала скок на метала - разтвор играе не само електронната структура на метала, но тенденцията на неговите йони хидратират, т.е., да реагира с водните молекули ... Това означава, че броят на електродни потенциали се отнася само до водни разтвори. За не-водни разтворители трябва да вземат предвид склонността на метални йони на разтворимостта потенциали определят от същата серия за други разтвори (например, ацетон, бензол и други подобни. Г.).
По този начин, подредбата на потенциал електрод - това е един и същ брой на относителната активност на метали. Само между относителната активност не е стойността на потенциала на електрода. Свойствата на редица относителната активност на същото: всеки метал от серията е в състояние да измести метал зад него от тяхната връзка. Просто никога не забравяме, че твърдението е вярно, когато концентрацията на метални йони в разтвора е равен на единица. Но това ограничение не трябва да бъде пренебрегвана. Всеки, който е изследван редица относителна активност, знае, че металите, стоящи в тази линия от водород, трябва да го изместват от съединенията с водород, съдържащ. Всъщност, метали, чиито електроди имат по-отрицателен потенциал стандарт от потенциала на водород, взаимодействат с азотна и сярна киселина и солна киселина и оцетна дори. Но не в кисела вода, концентрацията на водородните йони е много ниска. Това означава, че потенциалът на водороден електрод (това вече няма да бъде стандартен водороден електрод) потопен във водата, ще бъде по-отрицателна от стандартната потенциал водород. Позовавайки се на формулата на Нернст. Тя може да се използва за оценка на този потенциал, като се има предвид, че концентрацията на водородните йони в чиста вода е 10 -7 мол / л. Това не може да се сравнява стандарта и реалните (реален) електродни потенциали при тези условия. На практика, водородът се измества наляво в реда на елементи и относителната активност се извършва преди цинк и желязо, но все пак след алкални и алкалоземни метали, така че те взаимодействат с вода, като по този начин освобождава водород.
Редица относителна активност, състоящ се само от метални електроди. Но е възможно да се разшири разбирането за потенциала на електрода. Ние наричаме всеки електрод метал се потапя в разтвор, съдържащ йони. Това по същество е редокс двойка. Често, ние го напиша като Li / Li +. Zn / Zn 2+. Cu / Си2 + и т.н. числителя показва редуцираната форма и знаменателят - .. окисляване. Електродът не е друг редокс двойка, например Fe2 + / Fe3 +. Cu + / Си 2+ или дори 2Cl - / Cl2. Точно както електрод водород, е възможно да се изгради друга - хлор, кислород, флуор (наречен газ електрод). Електродни потенциали се определят не само метали, но също и за множество редокс реакции, включващи катиони както и аниони. Това дава възможност на теория да се предскаже вероятността от възникване на различни окислително-редукционни реакции при различни условия. Просто инертен метал потопен в разтвор, съдържащ йони на Fe2 + и Fe3 +. за да се получи Fe2 + / Fe3 + електрод и. И той има стандартен потенциал електрод. Таблицата може да направи всички окислители и всички реставраторите. Сега можете да премахнете прилагателното "електрод", ще говорим за потенциал редокс, въпреки че, ако е необходимо, можем да изградим и съответния електрод. Както можете да видите, редуцирани и окислени форми понякога са не само съдържат свободни позиции и служба в 3 часа след пладне, но и вода или йони. Наличието на вода не може да бъде игнориран. Той е не само околната среда, но също така и активен участник в нейното настъпване окислително-редукционни процеси. От таблицата лесно да се разбере, че сулфитни йони SO3 2- - относително силни редуциращи агенти и се проявяват в алкална среда, йон-перманганат MnO4 AN - отречено този окислител може да съществува в няколко окислени форми се определя от броя на електрони, приети от молекула окислител, и това, от своя страна, се определя от киселинността на околната среда. В силно кисела среда отнема 5 електрони и се редуцира до двувалентен манган, и в неутрална или слабо кисела среда - до тетравалентна.
Броят на E-отливка
Standard редокспотенциал,
Помислете за един конкретен пример. Нека да е чифт 2I - / I2 и Cu + / Cu 2+. Таблицата стои срещу тези двойки, съответно 0.536 и 0.153 V. По принцип съществуват два процеса:
2I - + 2Cu 2+ → I2 + 2Cu +;
където йодид йон е редуктор и:
I2 + 2Cu + → 2I - + 2Cu 2+;
където йод - окислител.
Стойностите редокспотенциал показват, че йони Cu + са по-силен редуциращ агент от I -. Това означава, че йод, разтворен в купро разтвори, т.е.. Е. Само втория метод действително ще се случи. Не трябва да се забравя, обаче, че таблица са изброени стандартните редокс потенциал, които съответстват на случая, когато елементът е в разтвор с концентрация на йони на елемент на 1 мол / л, или когато неговите окислени и редуцирани форми имат същата концентрация. Реал потенциал електрод се определя от разширен уравнението на Нернст, което се нарича уравнение на Питърс:
Е = E ° + ((R • T) / (2,3 • N • F)) • LG ([Ox] / [Red])
където [Ox] - концентрацията на окислена форма; [Red] - концентрация на редуцираната форма; п - номер на обменят електрони.
Например, за редокспотенциал двойка Fe2 + / Fe3 + получи
E = 0,75 - 0059 • LG (Fe 3+ / Fe 2+)
Е = 1,51 + 0059/5 • LG ([MnO4 -] [Н +] 8 / [Mn2 +])
Сега можете да видите степента на потенциала на електрода, и следователно свойствата на окисляващ перманганат йон зависят от киселинността на средата. Ние трябва да използвате таблицата на редокспотенциал, но никога не бива да се забравя, а уравнението на Нернст и Питърс.
В случай на съдържанието на сайта, трябва да се превърне в активен линк към този сайт видим за посетителите и търсачките.