Электродвижущая сила элемента

Электрическая работа равна произведению разности потенциалов на количество электричества. Максимальная разность потенциалов электродов, которая может быть получена при работе гальванического элемента, называется электродвижущей силой элемента. Она равна разности равновесных потенциалов катода и анода элемента.

Максимальная электрическая работа гальванического элемента при превращении одного моль вещества выражается следующей формулой:

 

А_мэ = nFE_Э, (55)

где п - количество вещества;

F - число Фарадея;

Е_Э - ЭДС гальванического элемента.

С другой стороны, максимальная полезная работа, которую может совершить система при протекании реакции в условии постоянства давления, равна убыли энергии Гиббса:

 

A_мр = –Δ G. (56)

Так как А_{м э} = А_{м р}, то

. (57)

Изменение энергии Гиббса реакции зависит от активностей или от парциальных давлений всех участков реакции.

 

bB + dD ↔ lL + mM.

 

Для реакции вида изменение энергии Гиббса, по уравнению Вант-Гоффа, запишется следующим образом:

 

, (58)

где AG°-стандартная энергия Гиббса.

Для газообразных реагентов активность заменяется парциальными давлениями.

Подставляя (58) в (57), получим

 

. (59)

При стандартных условиях, т. е. при равенстве активностей единице, получим

(60)

где Е_Э⁰ - стандартная ЭДС гальванического элемента.

Из уравнения (59) и (60) получим окончательно уравнение для ЭДС элемента:

. (61)

Стандартная ЭДС элемента — это ЭДС элемента, если относительные парциальные давления всех участков реакции равны единице.

 

ЛЕКЦИЯ 15

Потенциалы металлических электродов

 

Стандартный водородный потенциал.

Водородная шкала потенциалов

ЭДС гальванического элемента равна разности равновесных потенциалов электродов:

E_Э = φ _к –φ _А,

 

где j_к - потенциал катода; j_А - потенциал анода.

Если потенциал одного из электродов принять равным нулю, то относительный потенциал второго электрода будет равен ЭДС элемента.

В настоящее время за ноль принят потенциал водородного электрода. Электрод выполнен из платинированной платины, контактирующей с газообразным водородом, находящимся при давлении 101кПа и раствором, в котором активность катионов водорода Н⁺ равна единице.

Для определения потенциала электрода по водородной шкале собирают гальванический элемент, одним из электродов которого является измеряемый, а вторым – стандартный водородный электрод:

 

Н₂, Рt |H⁺ | | Zn²⁺ | Zn

 

ЭДС этого элемента будет равна потенциалу цинкового электрода:

Токообразующей реакцей в этом элементе будет следующая реакция:

 

Zn + 2H²⁺ ↔ Zn²⁺ + H_2.

 

Потенциал металлического электрода

 

При погружении металла в раствор собственных ионов устанавливается следующее равновесие:

При равновесии растворение металла равно скорости разряда его ионов.

Потенциал, который устанавливается на электроде при равновесии, называется равновесным потенциалом. Для его измерения необходим гальванический элемент следующего вида:

 

H₂, Рt | H⁺ | | Meⁿ⁺ | Me,

 

в котором токообразующая реакция будет реакцией следующего типа:

 

Meⁿ⁺ + n/2Н₂→ Me + nH⁺.

 

ЭДС этого элемента будет равна потенциалу электрода по водородной шкале:

.

 

Поскольку [Н⁺]= 1, р(H₂₎ = 1, то

 

. (62)

 

Уравнение (62) называется уравнением Нернста. Переходя от натурального логарифма к десятичному и подставляя во второе слагаемое температуру Т=298К и соответствующие значения R и F, получим расчетную форму уравнения Нернста:

 

.

 

Для разбавленных растворов активность заменяется на концентрацию.

Стандартный электродный потенциал металла указывает на меру восстановительной способности его атомов и меру окислительной способности ионов металла. Чем более отрицательное значение имеет потенциал металла, тем более сильной восстановительной способностью он характеризуется. Чем более положителен потенциал металлического электрода, тем более сильной окислительной способностью обладают его ионы.

БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК

 

1. Харин А.Н., Катаева Н.А., Харина Л.Т. Курс химии. М.: Высш. шк., 1983. 511с.

2. Глинка Н.Л. Общая химия. Л.: Химия, 1982. 720с.

3. Коровин Н.В., Масленникова Г.Н. и др. Курс общей химии. М.: Высш. шк., 1990. 445с.

4. Королев А.Н. Химия, Краткий конспект лекций. Таганрог. Изд-во ТРТУ, 2000. 90с.

5.

 

⇐ Предыдущая123456789

Поделиться: