9.2.1. Теоретические сведения

Все металлы являются восстановителями. Обладая низким потенциалом ионизации, они сравнительно легко отдают валентные электроны. Металлы легко вступают в реакцию с различными окислителями, среди которых могут быть простые вещества (кислород, азот, сера и др.) и сложные (вода, кислоты, соли менее активных металлов и др.). При этом в соединениях они всегда имеют положительную степень окисления.

Количественной мерой восстановительной активности металлов в водных растворах электролитов является величина стандартного электродного потенциала, возникающего на границе раздела металл – раствор его соли при концентрации (активности) ионов металла, равной единице.

Ряд стандартных электродных потенциалов (ряд напряжений) характеризует химическую активность металла в окислительно-восстановительных реакциях, протекающих в водной среде при стандартных условиях. Из него вытекают следующие положения:

• чем меньше алгебраическая величина электродного потенциала (то есть чем отрицательнее его значение) тем выше восстановительная способность этого металла и тем ниже окислительная активность его иона;

• каждый металл в ряду напряжений обладает способностью вытеснять все следующие за ним металлы из растворов их солей;

• все металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, вытесняют его из разбавленных кислот (кроме НNO₃), стоящие после него - не вытесняют.

Величина электродного потенциала зависит от природы металла, концентрации его ионов в растворе и определяется по уравнению Нернста:

Е (Mеⁿ⁺/Me⁰) = Е⁰ (Mеⁿ⁺/Me⁰) + (0,059· lg C_Meⁿ⁺ )/ n , (9.1)

где n – число электронов, участвующих в окислительно-восстановительном процессе; Е⁰ (Mеⁿ⁺/Me⁰) – стандартный электродный потенциал, т.е. потенциал, измеренный относительно стандартного водородного электрода при концентрации ионов металла C_Meⁿ⁺ = 1 моль/л, температуре 298К и давлении 101,3 кПа (табл. П. 3.1.).

Если процессы окисления и восстановления пространственно разделить, электроны будут переходить от восстановителя к окислителю не непосредственно, а по проводнику электрического тока, т.е. энергия химической реакции будет превращена в электрическую. Устройства, преобразующие химическую энергию в электрическую, называются гальваническими элементами.

В простейшем случае гальванический элемент состоит из двух металлических пластин, погруженных в растворы электролитов. Металлические пластины соединены проводником (внешняя цепь), а растворы электролитов - электролитическим мостиком (внутренняя цепь). Процесс окисления протекает на пластине более активного металла, его называют анодом; процесс восстановления – на пластине менее активного металла, его называют катодом. Электроны при этом переходят от анода к катоду по внешней цепи, ионы из прикатодного пространства в прианодное – по внутренней цепи.

Электродвижущая сила гальванического элемента (ЭДС) равна разности электродных потенциалов катода и анода:

ЭДС = Е_К – Е_А , (9.2)

где Е_К и Е_А – электродные потенциалы катода и анода соответственно.

Значение ЭДС всегда величина положительная.

Литература: [1- гл. 9, §§ 9.2 – 9.5, 9.8];

[2- гл. 9, § 98 – 100; гл. 16, § 190 – 192].