Металлуудад 1 ба 2-р бүлгийн s-элементүүд, бүх d- ба f-элементүүд, түүнчлэн үндсэн дэд бүлгийн хэд хэдэн p-элементүүд орно: 3 (бороос бусад), 4 (Ge, Sn, Pb), 5 ( Sb, Bi) болон Ro. Хамгийн ердийн металл элементүүд нь хугацааны эхэнд байрладаг. Металд их хэмжээгээр задарсан бонд үүсдэг тухай бид өмнө нь ярьсан. Энэ нь скрининг эффектийн улмаас металлын атом дахь валентийн электронууд цөмд илүү сул татагдаж, тэдгээрийн анхны иончлох энерги харьцангуй бага байдагтай холбоотой юм. Бидний ердийн температурт (ойролцоогоор 300 К) үнэмлэхүй тэгээс нэлээд хол байгаа үед дулааны хөдөлгөөний энерги нь метал даяар электронуудын чөлөөтэй хөдөлгөөнд хангалттай байдаг.

Металлын холбоо нь орон зайгүй, бүхэл талстыг хамардаг тул металлууд нь өндөр хуванцар, цахилгаан, дулаан дамжуулалттай байдаг. Мөнгө, зэс хамгийн их цахилгаан, дулаан дамжуулалттай, мөнгөн ус хамгийн бага байдаг. Сүүлийнх нь хамгийн их хайлдаг металл юм (-38.9 С). Хамгийн галд тэсвэртэй металл бол вольфрам (3390 С). Хайлах болон буцалгах цэгүүдийн ийм том ялгаа нь металлын бондоос гадна тодорхой хэмжээний ковалент холбоо, ялангуяа олон тооны валентийн электронтой шилжилтийн элементүүдийн хувьд металууд байдагтай холбон тайлбарладаг.

Мөнгөн ус ба вольфрамын электрон тохиргоог авч үзье.

Hg - 5d 10 6s 2; W – 5d 4 6s 2 . Мөнгөн усны атомуудын хоорондох молекул хоорондын харилцан үйлчлэл нь маш бага, маш бага байдаг тул ерөнхийдөө өндөр нягтралтай үед атомуудын таталцлын улмаас энэ нь хамгийн их хайлдаг металл юм. Мөнгөн усны атом дахь бүх дэд түвшин дүүрсэн байдаг тул ковалент холбоо үүсэх нь ерөнхийдөө боломжгүй бөгөөд металлын холбоо нь бүх металлын дунд хамгийн их хайлдаг шүлтлэг металлаас хамаагүй сул, сул байдаг. Үүний эсрэгээр W атомд нэг дор дөрвөн валентийн холбоо үүсэх боломжтой. Нэмж дурдахад металлын холбоо нь бүх 5d элементүүдээс хамгийн хүчтэй нь бөгөөд атомууд нь электрон аналогиасаа илүү хүнд байдаг: Mo ба Cr. Эдгээр хүчин зүйлсийн хослол нь вольфрамын хамгийн их галд тэсвэртэй байдалд хүргэдэг.

Осмийн электрон тохиргоо (5d 6 6s 2) нь 5d дэд түвшинг дуусгахаас өмнө 4 электрон дутагдалтай байдаг тул хөрш зэргэлдээ атомуудаас электронуудыг татах чадвартай бөгөөд энэ нь металл-металлын холбоог богиносгодог. Тиймээс осми нь хамгийн өндөр нягттай (22.4 г/см3).

Металл нь цэвэр хэлбэрээрээ харьцангуй ховор байдаг. Үндсэндээ эдгээр нь химийн идэвхгүй металууд (алт, түүнчлэн цагаан алтны бүлгийн металлууд - цагаан алт, родий, иридиум, осми гэх мэт). Мөнгө, зэс, мөнгөн ус, цагаан тугалга нь уугуул төлөвт болон нэгдлүүдийн хэлбэрээр хоёуланд нь олддог. Үлдсэн металлууд нь хүдэр гэж нэрлэгддэг нэгдлүүд хэлбэрээр үүсдэг.

Металлыг нэгдлүүдээс нь исэлдүүлэн ангижруулах замаар гаргаж авдаг. C, CO, идэвхтэй металл, устөрөгч, метаныг бууруулагч бодис болгон ашигладаг. Хэрэв хүдэр нь металл сульфид (ZnS, FeS 2) бол эхлээд исэлд хувирдаг. Металлыг нэгдлээсээ бусад металлаар ангижруулахыг металлотерми гэж нэрлэдэг. Зарим металлыг давсны уусмалаас электролизийн аргаар гаргаж авдаг, жишээлбэл хөнгөн цагаан эсвэл натри. Тэдгээрийн нэгдлээс металл авах бүх аргууд нь исэлдэлтийн процесс дээр суурилдаг.

Редокс хагас урвал дахь электрон дамжуулах үйл явцыг дараах ерөнхий тэгшитгэлээр илэрхийлж болно.

Электрон шилжилтийн үйл явц нь Гиббсийн энергийн ∆G = –nFE-тэй тэнцэх өөрчлөлттэй тохирч, F (Фарадей тогтмол, нэг моль бодисыг багасгах эсвэл исэлдүүлэхэд шаардагдах цахилгааны хэмжээтэй тохирч байна) = 96500 С/ байна. моль, n - электроны тоо, E - электродын потенциал, B - исэлдүүлэгч ба ангижруулагчийн хоорондох хүчдэлийн зөрүү. Нөгөө талаас, ∆G = –RTlnK = –nFE; RTlnK = nFE. Тиймээс E = RTlnK/nF. K = / ба 2.3lnK = logK тул электродын потенциалын электродын процесст оролцогч бодисуудын концентраци ба температураас хамаарах хамаарлыг дараах тэгшитгэлээр илэрхийлнэ.

E = E 0 + log/ – Нернстийн тэгшитгэл.

Стандарт температурт (298 К) тэгшитгэл нь дараах хэлбэртэй байна.

E = E 0 + 0.059lg/

Исэлдүүлэгч бодисын концентрацийг үргэлж тоологчоор өгдөг бөгөөд багасгах хагас урвалын потенциалыг үргэлж өгдөг: Ox + ne = Улаан.

Исэлдүүлэгч бодис ба бууруулагчийн тэнцвэрт концентрацийн нэгдэлтэй тэнцүү үед E = E 0 нь стандарт электродын потенциал: энэ нь бүх бодисын нэгж концентраци дахь өгөгдсөн электродын процессын потенциал юм. Стандарт электродын потенциалын үнэмлэхүй утгыг тодорхойлох боломжгүй тул хагас урвалын потенциалыг лавлах цэг болгон авна: 2H + + 2e = H 2. Энэ электродын процессын потенциалыг устөрөгчийн катионын нэгж концентрацид 0 гэж үздэг. Устөрөгчийн электрод нь цагаан алтны хавтангаас бүрдэх бөгөөд [H + ] = 1 моль/л хүхрийн хүчлийн уусмалд дүрж, 298 К температурт 101325 Па даралтын дор H 2 урсгалаар угаана.

Электродын потенциал нь судалж буй электрод ба стандарт устөрөгчийн электродоос бүрдэх гальваник эсийн EMF юм. Металлуудыг электродын потенциалын хэмжээг нэмэгдүүлэх дарааллаар байрлуулснаар бид металлын хэд хэдэн стандарт электродын потенциалыг олж авдаг. Энэ нь металлын химийн шинж чанарыг тодорхойлдог. Цуврал дахь металл бүр нь давсныхаа уусмалаас дараагийн бүх металлыг нүүлгэн шилжүүлдэг. Устөрөгчийн зүүн талд байрлах металлууд нь түүнийг хүчиллэг уусмалаас нүүлгэн шилжүүлдэг.

Аливаа исэлдэлтийн урвалын потенциалыг хагас урвалын потенциалын утгууд дээр үндэслэн тооцоолж болно.

Энгийн жишээг авч үзье: Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2. Энэ процессын хувьд хоёр хагас урвал явагдана.

Zn 2+ + 2e = Zn 0 E 0 (Zn 2+ /Zn) = –0.76 B

2H + + 2e = H 2 0 E 0 (2H + /H 2) = 0.00 B

Хоёр дахь хагас урвалын боломж эхнийхээс өндөр тул хоёр дахь хагас урвал нь зүүнээс баруун тийш, өөрөөр хэлбэл устөрөгчийн молекул үүсэхэд чиглэнэ. Эхний хагас урвал нь баруунаас зүүн тийш, өөрөөр хэлбэл цайрын катион үүсэх хүртэл явагдана.

Металлын үйлдвэрлэлийг авч үзэхдээ бид хэд хэдэн металлыг исэлдлээс нь бусад, илүү идэвхтэй металлаар багасгадаг тухай ярьсан. Жишээлбэл, магни нь зэс (II) исэлээс зэсийг багасгаж чаддаг. Хоёр хагас урвалыг харьцуулж үзье:

Cu 2+ + 2e = Cu E 0 = +0.34 В

Mg 2+ + 2e = Mg E 0 = –2.36 В

Эхний хагас урвалын боломж нь хоёр дахь урвалаас өндөр бөгөөд энэ нь зүүнээс баруун тийш, хоёр дахь нь баруунаас зүүн тийш шилжих явдал юм.

Иймд исэлдүүлсэн хэлбэрээс бууруулсан хэлбэр хүртэлх хоёр хагас урвалыг исэлдүүлэх урвалын чиглэлийг тодорхойлохын тулд тэдгээрийн потенциалыг харьцуулах шаардлагатай. Өндөр потенциалтай урвал зүүнээс баруун тийш, бага потенциалтай урвал баруунаас зүүн тийш явагдана.

Металлын бараг бүх урвал нь исэлдэлтийн процесс бөгөөд тэдгээрийн чиглэлийг тодорхойлохын тулд юуны өмнө исэлдэлтийн процесс дахь хагас урвал бүрийн потенциалыг харгалзан үзэх шаардлагатай. Гэхдээ үүнээс гадна үл хамаарах зүйлүүд байдаг. Жишээлбэл, хар тугалга нь хүхрийн хүчилд уусдаггүй, гэхдээ Pb 2+ /Pb хосын потенциал нь –0.15 В. Үнэн хэрэгтээ хар тугалганы сульфат нь уусдаггүй бөгөөд түүний үүсэх нь хар тугалгын цаашдын исэлдэлтээс сэргийлдэг.

Лекц 15.

Электролиз.

Электролитийн уусмал ба хайлмал нь байнгын хөдөлгөөнд байдаг эсрэг цэнэгтэй ионуудыг (катион ба анион) агуулдаг. Хэрэв идэвхгүй (графит) электродуудыг ийм төрлийн шингэнд, жишээлбэл, натрийн хлоридын хайлмалд (801 0 С-т хайлдаг) дүрж, тогтмол цахилгаан гүйдэл дамжуулдаг бол гадны цахилгаан орны нөлөөн дор ионууд үүснэ. электрод руу, катионууд - катод руу, анионууд - анод руу шилжинэ. Натрийн катионууд катод руу хүрч, түүнээс электрон хүлээн авч, металл натри болж буурдаг.

Хлоридын ионууд нь анод дээр исэлддэг.

2Сl – ​​– 2e = Cl 2 0

Үүний үр дүнд катод дээр металл натри, анод дээр молекул хлор ялгардаг. Хайлсан натрийн хлоридын электролизийн ерөнхий тэгшитгэл дараах байдалтай байна.

K: Na + + e = Na 0 2

Х: 2Сl – ​​– 2e = Cl 2 0 1

2Na + + 2Сl – ​​электролиз ® 2Na 0 + Cl 2 0

2NaСl = 2Na + Cl 2

Энэ урвал нь исэлдэлтийн процесс юм: анод дээр исэлдэлтийн процесс, катод дээр бууралтын процесс явагддаг.

Хайлмал эсвэл электролитийн уусмалаар цахилгаан гүйдэл дамжих үед электродуудад тохиолддог исэлдэлтийн процессыг электролиз гэж нэрлэдэг.

Электролизийн мөн чанар нь цахилгаан эрчим хүчийг ашиглан химийн урвалыг хэрэгжүүлэх явдал юм. Энэ тохиолдолд катод нь катионуудад электрон өгдөг ба анод нь анионуудаас электрон хүлээн авдаг. Тогтмол цахилгаан гүйдлийн үйлдэл нь химийн бууруулагч бодис ба исэлдүүлэгч бодисын үйлдлээс хамаагүй хүчтэй байдаг. Анх электролизийн аргаар фторын хий гаргаж авсан.

Электролизийг фторын хүчил дэх калийн фторын уусмалд хийсэн. Энэ тохиолдолд анод дээр фтор, катод дээр устөрөгч ялгардаг. Электролизийг электролитийн ваннд хийдэг.

Хайлсан электролит ба тэдгээрийн уусмалын электролизийг ялгах шаардлагатай. Сүүлчийн тохиолдолд усны молекулууд процесст оролцож болно. Жишээлбэл, натрийн хлоридын усан уусмалыг инерт (графит) электродууд дээр электролиз хийх үед натрийн катионуудын оронд усны молекулууд катод дээр багасдаг.

2H 2 O + 2e = H 2 + 2OH –

ба хлоридын ионууд нь анод дээр исэлддэг.

2Сl – ​​– 2e = Cl 2 0

Үүний үр дүнд катод дээр устөрөгч, анод дээр хлор ялгарч, уусмалд натрийн гидроксидын молекулууд хуримтлагддаг. Натрийн хлоридын усан уусмалын электролизийн ерөнхий тэгшитгэл нь:

K: 2H 2 O + 2e = H 2 + 2OH –

Х: 2Сl – ​​– 2e = Cl 2 0 ­

2H 2 O + 2Сl – ​​= H 2 + Cl 2 + 2OH –

Дашрамд хэлэхэд, үйлдвэр нь бүх шүлтийн болон зарим шүлтлэг шороон металлын гидроксид, түүнчлэн хөнгөн цагааныг ийм аргаар үйлдвэрлэдэг.

Хайлмал электролиз ба электролитийн усан уусмалын хооронд ямар ялгаа байдаг вэ? Электролитийн усан уусмалын катод дахь бууралтын процесс нь металлын стандарт электродын потенциалын утгаас хамаардаг, тухайлбал тэдгээр нь ихэвчлэн катод дээр буурдаг катионуудын үүрэг гүйцэтгэдэг. Энд гурван боломжит сонголт байна:

1. Стандарт электродын потенциалтай металлын катионууд нь устөрөгчөөс өндөр байдаг, өөрөөр хэлбэл электролизийн үед тэгээс илүү нь катод (зэс, мөнгө, алт болон бусад) бүрэн буурдаг.

2. Стандарт электродын потенциал маш бага (литийн хөнгөн цагаан хүртэл) металлын катионууд катод дээр багасдаггүй, харин усны молекулууд багасдаг.

3. Стандарт электродын потенциал нь устөрөгчөөс бага боловч хөнгөн цагааныхаас их металл катионууд усны молекулуудын хамт катод дахь электролизийн явцад буурдаг.

Хэрэв усан уусмалд хэд хэдэн металлын катионууд нэгэн зэрэг байгаа бол электролизийн явцад тэдгээрийн катод дахь ялгаралт нь холбогдох металлын стандарт электродын потенциалын алгебрийн утгыг бууруулах дарааллаар явагдана. Жишээлбэл, хүрэл төрлийн BrAZh эсвэл BrAZhMts (зэс, хөнгөн цагаан, төмөр, марганец) -ийг шинжлэхдээ та тодорхой гүйдлийн утгыг сонгож, зэсийг идэвхгүй электрод (жишээлбэл, цагаан алт) болгон салгаж, электродыг сугалж, жинлэж, жинлэж болно. зэсийн агуулгыг тодорхойлох. Дараа нь хөнгөн цагааныг салгаж, түүний агуулгыг тодорхойлно. Энэ арга нь эерэг стандарт электродын потенциалтай металлыг салгахад тохиромжтой.

Бүх электродууд нь уусдаггүй (идэвхгүй) - нүүрстөрөгч, бал чулуу, цагаан алт, иридиумд хуваагддаг. Уусдаг - зэс, мөнгө, цайр, кадми, никель болон бусад. Уусдаг электродын тухай ойлголт нь анодын хувьд чухал ач холбогдолтой, учир нь энэ нь электролизийн явцад уусах чадвартай байдаг. Уусдаггүй анод дээр электролизийн явцад анионууд эсвэл усны молекулуудын исэлдэлт үүсдэг. Энэ тохиолдолд хүчилтөрөгчгүй хүчлүүдийн анионууд амархан исэлддэг. Хэрэв уусмалд хүчилтөрөгч агуулсан хүчлүүдийн анионууд байгаа бол усны молекулууд анод дээр исэлдэж, урвалын дагуу хүчилтөрөгч ялгаруулна.

2H 2 O – 4e = O 2 + 4H +

Электролизийн явцад уусдаг анод өөрөө исэлдэж, электронуудыг гадаад цахилгаан хэлхээнд өгч, уусмал руу шилждэг.

Х: Би Û Me n+ + ne –

Хайлмал ба электролитийн уусмалын электролизийн жишээг авч үзье.

Цахилгаан химийн үүрэнд (галван эс) ион үүссэний дараа үлдсэн электронуудыг металл утсаар зайлуулж, өөр төрлийн ионуудтай дахин нэгтгэдэг. Өөрөөр хэлбэл, гадаад хэлхээний цэнэгийг электронуудаар дамжуулж, эсийн дотор металл электродуудыг дүрсэн электролитээр дамжуулан ионоор дамжуулдаг. Энэ нь хаалттай цахилгаан хэлхээг үүсгэдэг.

Цахилгаан химийн элементэд хэмжигдэх потенциалын зөрүү ньо металл тус бүрийн электрон өгөх чадварын ялгаагаар тайлбарлагддаг. Электрод бүр өөрийн боломжуудтай, электрод-электролитийн систем бүр хагас эс бөгөөд дурын хоёр хагас эс нь цахилгаан химийн эсийг үүсгэдэг. Нэг электродын потенциалыг хагас эсийн потенциал гэж нэрлэдэг бөгөөд энэ нь электродын электрон хандивлах чадварыг тодорхойлдог. Хагас элемент бүрийн боломж нь өөр хагас элемент байгаа эсэх, түүний боломжоос хамаардаггүй нь ойлгомжтой. Хагас эсийн потенциалыг электролит дахь ионы концентраци ба температураар тодорхойлно.

Устөрөгчийг "тэг" хагас элементээр сонгосон, өөрөөр хэлбэл. ион үүсгэхийн тулд электрон нэмэх эсвэл зайлуулах үед түүний төлөө ямар ч ажил хийгддэггүй гэж үздэг. "Тэг" потенциалын утга нь эсийн хоёр хагас эс тус бүрийн электрон өгөх, хүлээн авах харьцангуй чадварыг ойлгоход зайлшгүй шаардлагатай.

Устөрөгчийн электродтой харьцуулахад хагас эсийн потенциалыг устөрөгчийн хуваарь гэж нэрлэдэг. Хэрэв цахилгаан химийн эсийн нэг хагаст электрон хандивлах термодинамик хандлага нь нөгөөгөөсөө өндөр байвал эхний хагас эсийн потенциал хоёр дахь хэсгийн потенциалаас өндөр байна. Боломжит ялгааны нөлөөн дор электрон урсгал үүснэ. Хоёр металлыг нэгтгэх үед тэдгээрийн хооронд үүсэх потенциалын ялгаа болон электрон урсгалын чиглэлийг тодорхойлох боломжтой.

Цахилгаан эерэг металл нь электрон хүлээн авах өндөр чадвартай тул катод эсвэл эрхэмсэг байх болно. Нөгөө талд нь аяндаа электрон өгөх чадвартай электрон сөрөг металлууд байдаг. Эдгээр металлууд нь урвалд ордог тул анод шинж чанартай байдаг.

- → 0 → +

Al Mn Zn Fe Sn Pb H 2 Cu Ag Au

Жишээ нь Cu электроноо илүү амархан өгдөг Ag, гэхдээ Fe-ээс ч дор . Зэс электрод байгаа тохиолдолд мөнгөний ионууд электронуудтай нэгдэж, зэсийн ионууд үүсч, металл мөнгөний тунадас үүсдэг.

2 Ag + + Cu → Cu 2+ + 2 Ag

Гэсэн хэдий ч ижил зэс нь төмрөөс бага урвалд ордог. Металл төмөр нь зэсийн нонтайд хүрэхэд тунадас үүсч, төмөр нь уусмалд орно.

Fe + Cu 2+ → Fe 2+ + Cu.

Зэс нь төмөртэй харьцуулахад катодын метал, мөнгөтэй харьцуулахад анод металл гэж хэлж болно.

Стандарт электродын потенциалыг 25 0 С-ийн температурт ионуудтай харьцах электродын хувьд бүрэн цэвэршүүлсэн цэвэр металлын хагас эсийн потенциал гэж үздэг. Эдгээр хэмжилтүүдэд устөрөгчийн электрод нь лавлагаа электродын үүрэг гүйцэтгэдэг. Хоёр валент металлын хувьд бид харгалзах электрохимийн үүрэнд тохиолдох урвалыг бичиж болно.

M + 2H +→ M 2+ + H 2.

Хэрэв бид металлыг стандарт электродын потенциалынх нь буурах дарааллаар байрлуулбал металлын хүчдэлийн цахилгаан химийн цувааг олж авна (Хүснэгт 1).

Хүснэгт 1. Металлын хүчдэлийн цахилгаан химийн цуваа

Жишээлбэл, зэс-цайрын гальваник эсэд цайраас зэс рүү электронуудын урсгал байдаг. Зэс электрод нь энэ хэлхээний эерэг туйл, цайрын электрод нь сөрөг туйл юм. Илүү идэвхтэй цайр электроноо алддаг.

Zn → Zn 2+ + 2e - ; E °=+0.763 В.

Зэс нь бага реактив бөгөөд цайраас электрон хүлээн авдаг:

Cu 2+ + 2e - → Cu; E °=+0.337 В.

Электродуудыг холбосон металл утсан дээрх хүчдэл нь:

0.763 V + 0.337 V = 1.1 В.

Хүснэгт 2. Ердийн устөрөгчийн электродтой харьцуулахад далайн усан дахь зарим металл ба хайлшийн хөдөлгөөнгүй потенциал (ГОСТ 9.005-72).

Анхаарна уу . Цуврал дахь металлын потенциалын тоон утга ба дараалал нь металлын цэвэр байдал, далайн усны найрлага, агааржуулалтын түвшин, металлын гадаргуугийн төлөв байдлаас хамааран янз бүр байж болно.

II хэсэг. ОРГАНИК БУС ХИМИ

Бүлэг 12. МЕТАЛЛЫН ЕРӨНХИЙ ШИНЖ

§ 12.5. Стандарт электродын потенциалын хүрээ

Ахлах сургуульд та металлын цахилгаан химийн хүчдэлийн цувралыг судалдаг. Түүний илүү нарийвчлалтай нэр нь металлын электродын стандарт потенциалуудын цуврал юм. Зарим металлын хувьд үүнийг хүснэгтэд үзүүлэв. 12.1. Ийм цуврал хэрхэн бүрддэг вэ? Жишээлбэл, яагаад кальцийн дараа натри байдаг вэ? Үүнийг ойролцоох газар хэрхэн ашиглах вэ?

Эхний асуултын хариултыг аль хэдийн судалсан материалын үндсэн дээр өгч болно. Аливаа металлыг электролитийн уусмалд дүрэх үед металл/уусмалын интерфейс дээр потенциалын зөрүү үүсдэг бөгөөд үүнийг электродын потенциал эсвэл электродын потенциал гэж нэрлэдэг. Электрод бүрийн потенциал нь металлын шинж чанар, уусмал дахь ионуудын концентраци, температураас хамаарна.

Хувь хүний ​​электродын потенциалыг шууд хэмжих боломжгүй. Тиймээс электродын потенциалыг стандарт устөрөгчийн электродтой харьцуулан хэмждэг бөгөөд түүний потенциалыг бүх температурт тэг гэж үздэг. Устөрөгчийн электрод нь цагаан алтнаас бүрдэнэ

Цагаан будаа. 12.3. Стандарт устөрөгчийн электрод

1 моль/л устөрөгчийн ионы концентрацитай хүхрийн хүчлийн уусмалд дүрж, 25°С-ийн температурт 101.325 кПа даралтын дор хийн устөрөгчийн урсгалаар угаасан цагаан алтаар бүрсэн цагаан алтны хавтан (электролитийн аргаар хуримтлагдсан цагаан алт) (Зураг 12.3).

Молекулын устөрөгч нь уусмалаар дамжин уусч, цагаан алтны гадаргуу руу ойртдог. Цагаан алтны гадаргуу дээр устөрөгчийн молекулууд атомуудад хуваагдаж, шингэдэг (гадаргуу дээр бэхлэгдсэн). Шингээсэн устөрөгчийн атомууд H зар нь ионжсон байна:

H зар - e - -> H + ,

ба устөрөгчийн ионууд электрон нэмж, шингэсэн төлөвт шилждэг:

N + + e - -> N adc.

Устөрөгчийн электрод дахь илүү бүрэн тэнцвэрийг диаграмаар илэрхийлнэ.

2Н + + 2е - ⇆ 2 H a ds (Pt) = Н 2.

Ийм тэнцвэрийн төлөвийг бий болгоход цагаан алт ямар том үүрэг гүйцэтгэдэг гэдгийг санах нь зүйтэй боловч энэ тэнцвэрийн дунд хэсгийг мэдээж орхигдуулсан.

Хэрэв одоо 1 моль/л металлын ионы концентрацитай давсны уусмалд дүрсэн аливаа металлын хавтанг Зураг дээр үзүүлсэн шиг стандарт устөрөгчийн электродтой холбосон бол. 12.4, дараа нь гальваник элемент (цахилгаан химийн хэлхээ) үүсдэг бөгөөд цахилгаан хөдөлгөгч хүчийг (товчилсон EMF) хэмжихэд хялбар байдаг. Энэ EMF-ийг өгөгдсөн электродын стандарт электродын потенциал гэж нэрлэдэг (ихэвчлэн E ° гэж тэмдэглэдэг). Тиймээс электродын потенциал нь гальваник эсийн (цахилгаан химийн хэлхээ) EMF юм.

Цагаан будаа. 12.4. Металлын стандарт электродын потенциалыг хэмжих гальван хэлхээ:

1 - хэмжсэн электрод;

2 - потенциометр;

3 - стандарт устөрөгчийн электрод;

4 - калийн хлоридын уусмал

судалж буй электрод ба стандарт устөрөгчийн электрод.

Ийм хэлхээг Зураг дээр үзүүлэв. 12.4. Электродын потенциалыг бас редокс потенциал гэж нэрлэдэг.

Электродын потенциал E ба стандарт электродын потенциал E°-ийг тодорхойлохдоо энэ потенциал хамаарах системд тохирох тэмдгүүд дээр индекс тавих нь заншилтай байдаг. Тиймээс системийн стандарт электродын потенциал нь 2H + + 2e -⇆ H 2 нь E°2H+/H 2, системүүдийг илэрхийлнэ Li + + e - ⇆ Li - E ° Li +/ Li ба системүүд M nO - 4 + 8H + + 5e - ⇆ Mn 2+ + 4H 2 O гэж бичнэ E°M n O - 4 + 8 H+/M n 2 ++ 4H 2 O .

Металлуудыг стандарт электродын потенциалын алгебрийн утгыг нэмэгдүүлэх дарааллаар байрлуулснаар бид Хүснэгтэнд үзүүлсэн цувралыг олж авна. 12.1. Энэ нь бусад исэлдэлтийн системийг (металл бусыг оруулаад) E° хүртэлх утгыг багтааж болно. E ° C l 2 / C л - = 1.36 В, E ° F 2 / 2 F - = 2.87 В, E ° S / S 2- = -0.51 В, гэх мэт Хүснэгтэнд үзүүлсэн цуврал. 12.1-ийг зөвхөн хамгийн чухал металлуудаас бүрдэх 25°С-ийн усан уусмал дахь исэлдэлтийн системийн хэд хэдэн стандарт электродын потенциалын хэсэг гэж үзэж болно. Түүхийн хувьд энэ цувралын өмнө Г.М.Бекетовын "Витискийн цуврал" гарч байжээ.

Тэмдэг H g ионыг ихэвчлэн димер хэлбэрээр дүрсэлсэн гидарги (I) давсны уусмалд дүрсэн мөнгөн усны электрод дээр хэрэглэнэ.

Н g 2+ 2 + 2е - = 2Н g.

Ихэнх стандарт электродын потенциалыг туршилтаар тодорхойлж болно. Гэсэн хэдий ч шүлтлэг ба шүлтлэг шороон металлын хувьд E°-ийн утгыг зөвхөн онолын хувьд тооцдог, учир нь эдгээр металлууд устай харилцан үйлчилдэг.

Хэд хэдэн стандарт электродын потенциалууд нь металлын химийн шинж чанарыг тодорхойлдог. Энэ нь электролизийн үед ионууд ямар дарааллаар буурдаг болохыг олж мэдэх (§ 7.7), түүнчлэн металлын бусад шинж чанарыг тодорхойлоход хэрэглэгддэг (§ 10.9 ба 12.5).

1 АНУ-д электродын потенциалын эсрэг шинж тэмдгүүдийг хүлээн зөвшөөрдөг: хамгийн эерэг (+3.04 В) электрод.Ли+/Ли ба хамгийн сөрөг (-2.87 В) систем F 2 /2 F - . Энэхүү лавлагааны дарааллыг орос хэл рүү орчуулсан Америкийн боловсролын ном зохиолоос бас харж болно.

Потенциалын алгебрийн утга бага байх тусам энэ металлын бууруулах чадвар өндөр, ионуудын исэлдүүлэх чадвар бага байна.

Энэ цувралаас харахад литийн метал нь хамгийн хүчтэй бууруулагч, алт нь хамгийн сул дорой юм. Үүний эсрэгээр алтны ион Au нь хамгийн хүчтэй исэлдүүлэгч бодис бөгөөд литийн ион юмЛи+ - хамгийн сул (Хүснэгт 12.1-д эдгээр шинж чанаруудын өсөлтийг сумаар харуулсан).

Стандарт электродын потенциалын цуваа дахь металл бүр нь давсны уусмалаас дараагийн бүх металлыг нүүлгэн шилжүүлэх шинж чанартай байдаг. Гэсэн хэдий ч энэ нь бүх тохиолдолд хэлмэгдүүлэлт заавал байх болно гэсэн үг биш юм. Тиймээс хөнгөн цагаан нь зэсийг cuprum (II) хлоридын CuC уусмалаас зайлуулдагл 2 , гэхдээ үүнийг купрам (II) сульфатын уусмалаас бараг салгадаггүй CuSO4 . Үүнийг хлоридын ион С гэж тайлбарладагби- хөнгөн цагаан дээрх хамгаалалтын гадаргуугийн хальсыг сульфатын ионтой харьцуулахад хамаагүй хурдан устгадаг SO2-.

Ихэнх тохиолдолд электродын хэд хэдэн стандарт потенциалууд дээр үндэслэн давсны уусмалаас металыг илүү идэвхтэй шүлтлэг ба нугын металлаар нүүлгэн шилжүүлэх урвалын тэгшитгэлийг бичдэг бөгөөд мэдээжийн хэрэг алдаатай байдаг. Энэ тохиолдолд шүлтлэг ба шүлтлэг шороон металууд өөрсдөө устай урвалд ордог тул металлын шилжилт хөдөлгөөн үүсдэггүй.

Стандарт электродын потенциалын сөрөг утгатай бүх металууд, өөрөөр хэлбэл устөрөгчийн өмнө цуваа нь устөрөгчийг шингэрүүлсэн хүчлээс (HC гэх мэт) зайлуулдаг. l эсвэл H 2 SO 4 ) ба нэгэн зэрэг тэдгээрт уусдаг. Гэсэн хэдий ч хар тугалга нь хүхрийн хүчлийн шингэрүүлсэн уусмалд бараг уусдаггүй. Энэ нь хар тугалганы гадаргуу дээр бага агуулгатай давсны сульфатын хамгаалалтын давхарга нэн даруй үүсдэгтэй холбоотой юм. PbSO4 , энэ нь уусмалын металлтай холбоо тогтооход саад учруулдаг. Устөрөгчийн дараа эгнээнд байгаа металууд нь түүнийг хүчлээс салгадаггүй.

Өгөгдсөн жишээнүүдээс бид авч үзэж буй процессуудын шинж чанарыг харгалзан хэд хэдэн стандарт электродын потенциалыг ашиглах ёстой гэж дүгнэж болно. Хамгийн чухал зүйл бол хэд хэдэн стандарт электродын потенциалыг зөвхөн усан уусмалд ашиглах боломжтой бөгөөд энэ нь зөвхөн усан орчинд тохиолддог исэлдэлтийн урвалын үед металлын химийн идэвхийг тодорхойлдог гэдгийг санах нь зүйтэй.

Стандарт электродын потенциалын цувралд натри нь кальцийн Ca-ийн дараа байрладаг: энэ нь стандарт электродын потенциалаас өндөр алгебрийн утгатай байдаг.

Аливаа гальваник эсийн EMF-ийг стандарт электродын потенциалын E°-ийн зөрүүгээр тооцоолж болно. EMF нь үргэлж эерэг хэмжигдэхүүн байдаг гэдгийг санах нь зүйтэй. Тиймээс, илүү их алгебрийн утгатай электродын потенциалаас алгебрийн утга нь бага байдаг электродын потенциалыг хасах шаардлагатай. Жишээлбэл, стандарт нөхцөлд зэс-цайрын эсийн EMF нь 0.34 - (-0.76) = 1.1 В байх болно.

Цахилгаан химийн системүүд

ерөнхий шинж чанар

Цахилгаан хими - Боломжит ялгаа үүсэх, химийн энергийг цахилгаан энерги (гальван эс) болгон хувиргах үйл явц, түүнчлэн цахилгаан эрчим хүчний зарцуулалтын (электролиз) химийн урвалын хэрэгжилтийг судалдаг химийн салбар. Нийтлэг шинж чанартай эдгээр хоёр процесс нь орчин үеийн технологид өргөн хэрэглэгддэг.

Галваник эсийг машин, радио төхөөрөмж, хяналтын төхөөрөмжүүдийн бие даасан, жижиг хэмжээтэй эрчим хүчний эх үүсвэр болгон ашигладаг. Электролизийн тусламжтайгаар янз бүрийн бодисыг гаргаж авч, гадаргууг боловсруулж, хүссэн хэлбэрийн бүтээгдэхүүнийг бий болгодог.

Цахилгаан химийн процессууд нь хүмүүст үргэлж ашиг тусаа өгдөггүй, заримдаа их хэмжээний хор хөнөөл учруулж, зэврэлт, металл бүтцийг устгахад хүргэдэг. Цахилгаан химийн процессыг чадварлаг ашиглах, хүсээгүй үзэгдлүүдтэй тэмцэхийн тулд тэдгээрийг судалж, зохицуулах чадвартай байх ёстой.

Цахилгаан химийн үзэгдлүүд үүсэх шалтгаан нь электрон дамжуулалт эсвэл цахилгаан химийн процесст оролцдог бодисын атомын исэлдэлтийн төлөвийн өөрчлөлт, өөрөөр хэлбэл гетероген системд тохиолддог исэлдэлтийн урвал юм. Редокс урвалын үед электронууд нь ангижруулагчаас исэлдүүлэгч бодис руу шууд шилждэг. Хэрэв исэлдэлт ба бууралтын процессыг орон зайд тусгаарлаж, электронууд нь металл дамжуулагчийн дагуу чиглэгддэг бол ийм систем нь гальваник элементийг төлөөлнө. Гальваник эсэд цахилгаан гүйдэл үүсэх, урсах шалтгаан нь боломжит зөрүү юм.

Электродын потенциал. Электродын потенциалыг хэмжих

Хэрэв та ямар нэгэн металлын хавтанг аваад ус руу буулгавал туйлын усны молекулуудын нөлөөн дор гадаргуугийн давхаргын ионууд гарч, шингэн рүү шингэн орно. Энэ шилжилтийн үр дүнд шингэн нь эерэг, металл нь сөрөг цэнэгтэй байдаг, учир нь үүн дээр илүүдэл электронууд гарч ирдэг. Шингэн дэх металлын ионуудын хуримтлал нь металлын уусалтыг саатуулж эхэлдэг. Хөдөлгөөнт тэнцвэрт байдал бий болсон

Me 0 + mH 2 O = Me n + × m H 2 O + ne -

Тэнцвэрийн төлөв нь металлын идэвхжил, уусмал дахь ионуудын концентрациас хамаарна. Устөрөгч хүртэлх хүчдэлийн цуваа дахь идэвхтэй металлын хувьд туйлын усны молекулуудтай харилцан үйлчлэл нь гадаргуугаас эерэг металлын ионуудыг салгаж, гидратжуулсан ионууд уусмал руу шилжих замаар төгсдөг (Зураг b). Металл сөрөг цэнэгтэй болдог. Үйл явц нь исэлдэлт юм. Гадаргуугийн ойролцоох ионы концентраци нэмэгдэх тусам урвуу үйл явц боломжтой болно - ионуудын бууралт. Уусмал дахь катионууд ба гадаргуу дээрх илүүдэл электронуудын хоорондох электростатик таталт нь цахилгаан давхар давхаргыг үүсгэдэг. Энэ нь метал ба шингэний хоорондох интерфэйс дээр тодорхой боломжит зөрүү буюу боломжит үсрэлт үүсэхэд хүргэдэг. Металл ба түүний эргэн тойрон дахь усан орчны хооронд үүсэх боломжит зөрүүг нэрлэдэг электродын потенциал. Металлыг давсны уусмалд дүрэх үед тэнцвэрт байдал өөрчлөгддөг. Уусмал дахь өгөгдсөн металлын ионы концентрацийг нэмэгдүүлэх нь ионуудын уусмалаас метал руу шилжих үйл явцыг хөнгөвчилдөг. Ионууд нь уусмал руу шилжих чухал чадвартай металлууд ийм уусмалд эерэг цэнэгтэй байх боловч цэвэр устай харьцуулахад бага хэмжээгээр цэнэглэгддэг.

Идэвхгүй металлын хувьд уусмал дахь металлын ионуудын тэнцвэрт концентраци маш бага байдаг. Хэрэв ийм металлыг энэ металлын давсны уусмалд дүрвэл эерэг цэнэгтэй ионууд нь металаас уусмал руу шилжих шилжилтээс илүү хурдан хугацаанд эерэг цэнэгтэй ионууд ялгардаг. Металлын гадаргуу нь эерэг цэнэгийг хүлээн авах бөгөөд уусмал нь илүүдэл давсны анионуудаас болж сөрөг цэнэгийг хүлээн авах болно. Мөн энэ тохиолдолд металлын уусмалын интерфейс дээр цахилгаан давхар давхарга гарч ирдэг тул тодорхой боломжит зөрүү гарч ирдэг (Зураг в). Энэ тохиолдолд электродын потенциал эерэг байна.

Цагаан будаа. Ионы металаас уусмал руу шилжих үйл явц:

a - тэнцвэр; б - татан буулгах; в - хуримтлал

Электрод бүрийн потенциал нь металлын шинж чанар, уусмал дахь ионуудын концентраци, температураас хамаарна. Хэрэв металыг 1 дм 3 тутамд нэг моль металлын ион агуулсан давсны уусмалд дүрвэл (түүний идэвхжил нь 1) электродын потенциал нь 25 ° C температурт, 1 даралттай тогтмол утгатай байх болно. атм. Энэ потенциал гэж нэрлэдэг стандарт электродын потенциал (E o).

Эерэг цэнэгтэй металлын ионууд уусмал руу нэвтэрч, металл уусмалын интерфэйсийн боломжит талбарт хөдөлж энерги зарцуулдаг. Энэ энерги нь гадаргуу дээрх ионуудын өндөр концентрацаас уусмал дахь бага концентраци хүртэл изотермийн тэлэлтийн ажилаар нөхөгддөг. Эерэг ионууд нь гадаргуугийн давхаргад хуримтлагдаж, концентрацитай байдаг -тай О, дараа нь уусмал руу орох, тэнд чөлөөт ионы концентраци -тай. EnF цахилгаан орны ажил нь RTln(с o /с) тэлэлтийн изотермийн ажилтай тэнцүү байна. Ажлын хоёр илэрхийлэлийг тэнцүүлэх замаар бид потенциалын хэмжээг гаргаж чадна

En F = RTln(s o /s), -E = RTln(s/s o)/nF,

Энд E нь металлын потенциал, V; R – бүх нийтийн хийн тогтмол, Ж/моль К; T - температур, K; n - ионы цэнэг; F - Фарадей тоо; с – чөлөөт ионуудын концентраци;

с о – гадаргуугийн давхарга дахь ионы концентраци.

Потенциалын утгыг туршилтаар тодорхойлох боломжгүй тул боломжит утгыг шууд хэмжих боломжгүй. Электродын потенциалын утгыг өөр электродын утгатай харьцуулан эмпирик байдлаар тодорхойлдог бөгөөд түүний потенциалыг уламжлалт байдлаар тэг гэж үздэг. Ийм стандарт буюу лавлагаа электрод нь ердийн устөрөгчийн электрод (n.v.e.) . Устөрөгчийн электродын бүтцийг зурагт үзүүлэв. Энэ нь электролитийн аргаар хуримтлагдсан цагаан алтаар бүрсэн цагаан алтны хавтангаас бүрдэнэ. Электродыг хүхрийн хүчлийн 1М уусмалд (устөрөгчийн ионы идэвхжил 1 моль/дм3) дүрж, 101 кПа ба T = 298 К даралттай устөрөгчийн хийн урсгалаар угаана. Платиныг устөрөгчөөр ханасан үед. , тэнцвэрт байдал нь металл гадаргуу дээр тогтсон, ерөнхий үйл явцыг тэгшитгэлээр илэрхийлнэ

2Н + +2е ↔ Н 2 .

Хэрэв энэ металлын давсны 1М уусмалд дүрсэн металл хавтанг стандарт устөрөгчийн электродтой гадаад дамжуулагчаар холбож, уусмалуудыг электролитийн түлхүүрээр холбосон бол гальваник элементийг олж авна (Зураг 32). Энэхүү гальваник эсийн цахилгаан хөдөлгөгч хүч нь хэмжигдэхүүн байх болно Өгөгдсөн металлын стандарт электродын потенциал (E О ).

Стандарт электродын потенциалыг хэмжих схем

устөрөгчийн электродтой харьцуулахад

Цайрыг 1 М цайрын сульфатын уусмалд электрод болгон авч, устөрөгчийн электродоор холбосноор бид гальван элементийг олж авах бөгөөд түүний хэлхээг дараах байдлаар бичнэ.

(-) Zn/Zn 2+ // 2H + /H 2, Pt (+).

Диаграммд нэг мөр нь электрод ба уусмалын хоорондох интерфейсийг, хоёр шугам нь уусмалын хоорондох интерфейсийг заана. Зүүн талд нь анод, баруун талд нь катод бичигдсэн байдаг. Ийм элементэд Zn o + 2H + = Zn 2+ + H 2 урвал явагдах ба электронууд гаднах хэлхээгээр цайраас устөрөгчийн электрод руу дамждаг. Цайрын электродын стандарт электродын потенциал (-0.76 В).

Зэс хавтанг электрод болгон авч, тогтоосон нөхцөлд стандарт устөрөгчийн электродтой хослуулан бид гальван эсийг олж авдаг.

(-) Pt, H 2 /2H + //Cu 2+ /Cu (+).

Энэ тохиолдолд урвал явагдана: Cu 2+ + H 2 = Cu o + 2H +. Электронууд устөрөгчийн электродоос зэс электрод руу гадаад хэлхээгээр дамждаг. Зэс электродын стандарт электродын потенциал (+0.34 В).

Хэд хэдэн стандарт электродын потенциал (хүчдэл). Нерстийн тэгшитгэл

Металлуудыг стандарт электродын потенциалынх нь өсөх дарааллаар байрлуулснаар Николай Николаевич Бекетов (1827-1911) хүчдэлийн цуваа буюу стандарт электродын потенциалын цуваа гарна. Техникийн чухал ач холбогдолтой хэд хэдэн металлын стандарт электродын потенциалын тоон утгыг хүснэгтэд үзүүлэв.

Металлын стрессийн хүрээ

Хэд хэдэн стресс нь металлын зарим шинж чанарыг тодорхойлдог.

1. Металлын электродын потенциал бага байх тусам химийн идэвхжил ихсэх тусам исэлдэхэд хялбар, ионыг нь нөхөхөд хүндрэлтэй байдаг. Байгальд идэвхтэй металлууд нь зөвхөн Na, K, ... нэгдлүүдийн хэлбэрээр байдаг бөгөөд байгальд нэгдлүүд болон Cu, Ag, Hg чөлөөт төлөвт хоёуланд нь байдаг; Au, Pt - зөвхөн чөлөөт төлөвт;

2. Магниас илүү сөрөг электродын потенциалтай металууд устөрөгчийг уснаас зайлуулдаг;

3. Устөрөгчийн өмнөх хүчдэлийн цуваа дахь металууд нь шингэрүүлсэн хүчлүүдийн уусмалаас устөрөгчийг нүүлгэн шилжүүлэх (анионууд нь исэлдүүлэх шинж чанартай байдаггүй);

4. Ус задалдаггүй цуваа металл бүр нь электродын потенциалын эерэг утгатай металуудыг давсны уусмалаас нь зайлуулдаг;

5. Металлууд электродын потенциалын утгаараа ялгаатай байх тусам emf утга их болно. тэдгээрээс хийгдсэн гальван эстэй болно.

Электродын потенциалын (E) металлын шинж чанар, уусмал дахь ионуудын идэвхжил, температураас хамаарах хамаарлыг Нернстийн тэгшитгэлээр илэрхийлнэ.

E Me = E o Me + RTln(a Me n +)/nF,

Энд E o Me нь металлын стандарт электродын потенциал, Men + нь уусмал дахь металлын ионуудын идэвхжил юм. Стандарт 25 хэмийн температурт шингэрүүлсэн уусмалын хувьд (a) идэвхийг (c) концентрацитай, натурал логарифмийг аравтын нэгээр сольж, R, T, F утгуудыг орлуулж авна.

E Me = E o Me + (0.059/n)logс.

Жишээлбэл, түүний давсны уусмалд байрлуулсан цайрын электродын хувьд гидратжуулсан ионы концентраци Zn 2+ × mH 2 O байна. Үүнийг Zn 2+ гэж товчилъё

E Zn = E o Zn + (0.059/n) log[ Zn 2+ ].

Хэрэв = 1 моль/дм 3 бол E Zn = E o Zn болно.

Галваник эсүүд, тэдгээрийн цахилгаан хөдөлгөгч хүч

Давсны уусмалд дүрсэн хоёр металлыг дамжуулагчаар холбосноор гальван элемент үүсгэдэг. Анхны гальваник эсийг 1800 онд Александр Вольт зохион бүтээжээ. Уг эс нь хүхрийн хүчлийн уусмалд дэвтээсэн даавуугаар тусгаарлагдсан зэс, цайрын хавтангаас бүрддэг. Олон тооны ялтсуудыг цувралаар холбосон тохиолдолд Вольта элемент нь цахилгаан хөдөлгөгч хүч (EMF) ихтэй байдаг.

Гальваник элементэд цахилгаан гүйдэл үүсэх нь авсан металлын электродын потенциалын зөрүүгээс үүдэлтэй бөгөөд электродуудад тохиолддог химийн өөрчлөлтүүд дагалддаг. Зэс-цайрын эсийн жишээн дээр гальваник эсийн үйл ажиллагааг авч үзье (Ж. Даниел - Б.С. Жакоби).

Зэс-цайрын Даниел-Якоби гальваник эсийн диаграмм

Цайрын сульфатын уусмалд (c = 1 моль/дм 3) дүрсэн цайрын электрод дээр цайрын исэлдэлт (цайрын уусалт) Zn o - 2e = Zn 2+ явагдана. Электронууд гадаад хэлхээнд ордог. Zn нь электронуудын эх үүсвэр юм. Электронуудын эх үүсвэрийг сөрөг электрод - анод гэж үздэг. Зэсийн сульфатын уусмалд (c = 1 моль/дм 3) дүрсэн зэс электрод дээр металлын ионууд буурдаг. Cu 2+ + 2e = Cu o электрод дээр зэсийн атомууд хуримтлагдана. Зэс электрод эерэг байна. Энэ нь катод юм. Үүний зэрэгцээ зарим SO 4 2- ионууд давсны гүүрээр дамжин ZnSO 4 уусмалтай саванд ордог. . Анод ба катодын үйл явцын тэгшитгэлийг нэмснээр бид нийт тэгшитгэлийг олж авна.

эсвэл молекул хэлбэрээр

Энэ нь металлын уусмалын интерфейс дээр тохиолддог нийтлэг редокс урвал юм. Гальваник эсийн цахилгаан энергийг химийн урвалаар олж авдаг. Үзэж буй гальваник эсийг богино цахилгаан химийн хэлхээний хэлбэрээр бичиж болно

(-) Zn/Zn 2+ //Cu 2+ /Cu (+).

Гальваник эсийн үйл ажиллагаанд зайлшгүй шаардлагатай нөхцөл бол боломжит ялгаа юм гальваник эсийн цахилгаан хөдөлгөгч хүч (EMF) . E.m.f. ямар ч ажлын гальваник элемент эерэг утгатай байна. EMF-ийг тооцоолохын тулд. гальваник элементийн хувьд эерэг потенциалын утгаас бага эерэг потенциалын утгыг хасах шаардлагатай. Тиймээс e.m.f. Стандарт нөхцөлд (t = 25 o C, c = 1 моль/дм 3, P = 1 атм) зэс-цайрын гальваник элемент нь зэс (катод) ба цайрын (анод) стандарт электродын потенциалын зөрүүтэй тэнцүү байна. байна

э.м.ф. = E o C u 2+ / Cu - E o Zn 2+ / Zn = +0,34 В – (-0,76 В) = +1,10 В.

Цайртай хослуулбал Cu 2+ ион багасдаг.

Ашиглахад шаардагдах электродын потенциалын зөрүүг өөр өөр концентрацитай ижил уусмал, ижил электрод ашиглан үүсгэж болно. Ийм гальваник эсийг нэрлэдэг төвлөрөл , мөн энэ нь уусмалын концентрацийг тэнцүүлэх замаар ажилладаг. Жишээ нь хоёр устөрөгчийн электродоос бүрдэх эс байж болно

Pt, H 2 / H 2 SO 4 (s`) // H 2 SO 4 (s``) / H 2, Pt,

хаана c` = `; c`` = ``.

Хэрэв p = 101 кПа бол s`< с``, то его э.д.с. при 25 о С определяется уравнением

E = 0.059lg(s``/s`).

Үед с` = 1 моль-ион/дм 3 эмф. элементийг хоёр дахь уусмал дахь устөрөгчийн ионы концентрацаар тодорхойлно, өөрөөр хэлбэл E = 0.059lgс`` = -0.059 рН.

Устөрөгчийн ионуудын концентрацийг тодорхойлох, улмаар орчны рН-ийг emf-ийг хэмжих замаар тодорхойлно. харгалзах гальваник элементийг потенциометр гэж нэрлэдэг.

Батерей

Батерей дахин ашиглах боломжтой, буцах үйлдэлтэй гальван эсүүд гэж нэрлэдэг. Эдгээр нь цэнэгийн үед хуримтлагдсан химийн энергийг цахилгаан энерги болгон хувиргаж, цахилгаан энергийг химийн энерги болгон хувиргаж, цэнэглэх явцад нөөцийг бий болгодог. e.m.f-ээс хойш. батерей нь бага хэмжээтэй байдаг; ашиглалтын явцад тэдгээрийг ихэвчлэн батерейнд холбодог.

Хар тугалганы хүчлийн батерей . Хар тугалганы хүчлийн батерей нь хоёр цоолсон хар тугалганы хавтангаас бүрдэх бөгөөд тэдгээрийн нэг нь (сөрөг) цэнэглэсний дараа дүүргэгч - хөвөн идэвхтэй хар тугалга, нөгөө нь (эерэг) - хар тугалганы давхар ислийг агуулдаг. Хоёр хавтанг хоёуланг нь 25 - 30% хүхрийн хүчлийн уусмалд дүрнэ (Зураг 35). Зайны хэлхээ

(-) Pb/ p -p H 2 SO 4 / PbO 2 / Pb(+) .

Цэнэглэхийн өмнө хар тугалганы электродын нүхэнд органик холбогчоос гадна хар тугалганы исэл PbO агуулсан зуурмагийг түрхэнэ. Хар тугалганы исэл хүхрийн хүчилтэй харилцан үйлчлэлийн үр дүнд электродын хавтангийн нүхэнд хар тугалганы сульфат үүсдэг.

PbO + H 2 SO 4 = PbSO 4 + H 2 O .

Батерейг цахилгаан гүйдэл дамжуулах замаар цэнэглэдэг

Цэнэглэх үйл явц

Нийтдээ батерейг цэнэглэх, цэнэглэх үед тохиолддог процессуудыг дараах байдлаар илэрхийлж болно.

Батерейг цэнэглэх үед электролитийн нягтрал (хүхрийн хүчил) нэмэгдэж, цэнэглэх үед буурдаг. Электролитийн нягт нь батерейны цэнэгийн түвшинг тодорхойлдог. E.m.f. хар тугалга батерей 2.1 В.

Давуу талхар тугалга-хүчлийн зай - цахилгааны өндөр хүчин чадал, тогтвортой ажиллагаа, олон тооны цикл (цэнэглэх). Алдаа дутагдал- том масс, тиймээс бага хувийн багтаамж, цэнэглэх явцад устөрөгч ялгарах, хүхрийн хүчлийн төвлөрсөн уусмал байгаа тохиолдолд битүүмжлэлгүй байх. Энэ талаар шүлтлэг батерейнууд илүү сайн байдаг.

Шүлтлэг батерейнууд. Үүнд Т.Эдисоны кадми-никель, төмөр-никель батерейнууд багтана.

Эдисоны батерей ба хар тугалганы батерейны хэлхээ

Тэд бие биетэйгээ төстэй. Ялгаа нь сөрөг электродын хавтангийн материалд оршдог. Эхний тохиолдолд тэдгээр нь кадми, хоёр дахь нь төмөр юм. Электролит нь KOH уусмал юм ω = 20% . Никель-кадми батерей нь хамгийн чухал практик ач холбогдолтой юм. Кадми-никель батерейны диаграмм

(-) Cd / KOH уусмал / Ni 2 O 3 / Ni (+).

Кадми-никель батерейны ажиллагаа нь Ni 3+-тэй холбоотой исэлдэлтийн урвал дээр суурилдаг

E.m.f. цэнэглэгдсэн никель-кадми батерейны хүч нь 1.4 В.

Хүснэгтэд Эдисоны батерей болон хар тугалганы батерейны шинж чанарыг харуулав.

Бүгд цахилгаан химийн процессуудЦахилгаан эрчим хүчний гадаад эх үүсвэрийн нөлөөн дор химийн урвал явагддаг электролизийн үйл явц, тодорхой химийн урвалын үр дүнд цахилгаан хөдөлгөгч хүч ба цахилгаан гүйдэл үүсэх үйл явц гэсэн хоёр эсрэг бүлэгт хувааж болно.

Эхний бүлгийн процессуудад цахилгаан энергийг химийн энерги болгон хувиргадаг бол хоёрдугаарт, эсрэгээр химийн энерги нь цахилгаан энерги болж хувирдаг.

Хоёр төрлийн процессын жишээнд батерейнд тохиолддог процессууд орно. Тиймээс цахилгаан эрчим хүчний үүсгүүрийн хар тугалгатай батерей ажиллахад дараах урвал явагдана.

Pb + PbO 2 + 4H + + 2SO 4 2- → PbSO 4 + 2H 2 O.

Энэ урвалын үр дүнд энерги ялгардаг бөгөөд энэ нь цахилгаан болж хувирдаг. Зайг цэнэггүй болгох үед эсрэг чиглэлд цахилгаан гүйдэл дамжуулж цэнэглэгддэг.

Химийн урвал мөн эсрэг чиглэлд явагдана:

2PbSO 4 + 2H 2 O → Pb + PbO 2 + 4H + + 2SO 4 2-.

Энэ тохиолдолд цахилгаан энерги нь химийн энерги болж хувирдаг. Батерей нь одоо эрчим хүчний нөөцтэй бөгөөд дахин цэнэглэгдэх боломжтой.

Цахилгаан гүйдэл хэлхээнд урсах үед бүх цахилгаан химийн урвал явагддаг. Энэ тойрог нь заавал цуваа холбосон металл дамжуулагч ба электролитийн уусмал (эсвэл хайлмал) зэргээс бүрдэнэ. Металл дамжуулагчийн хувьд бидний мэдэж байгаагаар гүйдлийг электронууд, электролитийн уусмалд - ионоор дамжуулдаг. Хэлхээн дэх гүйдлийн урсгалын тасралтгүй байдал нь зөвхөн электродууд дээр процесс явагдах үед л хангагдана. металл - электролитийн хил дээр нэг электрод дээр электрон хүлээн авах үйл явц явагддаг - бууралт, хоёр дахь электрод дээр - электроныг суллах үйл явц, өөрөөр хэлбэл. исэлдэлт.

Электрохимийн процессын онцлог нь ердийн химийн процессуудаас ялгаатай нь исэлдэлт ба бууралтын процессыг орон зайд тусгаарлах явдал юм. Эдгээр үйл явц нь бие биенгүйгээр явагдах боломжгүй бөгөөд цахилгаан химийн систем дэх химийн ерөнхий процессыг бүрдүүлдэг.

Хэрэв та металл хавтанг (электрод) электролитийн уусмалд дүрвэл хавтан ба уусмалын хооронд потенциалын зөрүү үүсдэг бөгөөд үүнийг электродын потенциал гэж нэрлэдэг.

Үүний шалтгааныг авч үзье. Металл болор торны зангилаа нь зөвхөн эерэг цэнэгтэй ионуудыг агуулдаг. Туйл уусгагчийн молекулуудтай харилцан үйлчлэлийн улмаас тэд болороос салж, уусмал руу ордог. Энэхүү шилжилтийн үр дүнд илүүдэл электронууд металл хавтанд үлдэж, сөрөг цэнэгийг олж авахад хүргэдэг. Электростатик таталцлын улмаас уусмал руу орох эерэг цэнэгтэй ионууд металл электродын гадаргуу дээр шууд үлддэг. Цахилгаан давхар давхарга үүсдэг. Электрод ба уусмалын хооронд боломжит үсрэлт үүсдэг бөгөөд үүнийг электродын потенциал гэж нэрлэдэг.

Металлаас ионууд уусмал руу шилжихтэй зэрэгцэн урвуу процесс явагдана. Металлаас ионуудын V 1 уусмал руу шилжих хурд нь уусмалаас металл руу ионуудын урвуу шилжилтийн хурдаас их байж болно V 2 (V 2 ˃ V 1).

Хурдны энэ зөрүү нь металл дахь эерэг ионуудын тоо буурч, уусмал дахь тэдгээрийн хэмжээ нэмэгдэхэд хүргэдэг. Металл электрод нь сөрөг цэнэгийг олж авдаг бөгөөд уусмал нь эерэг цэнэгийг олж авдаг.

V 1 ‒V 2 ялгаа их байх тусам металл электродын цэнэг сөрөг байх болно. Хариуд нь V 2-ийн утга нь уусмал дахь металлын ионуудын агууламжаас хамаарна; тэдгээрийн өндөр концентраци нь илүү өндөр хурдтай тохирч байна V 2 . Үүний үр дүнд уусмал дахь ионы концентраци нэмэгдэх тусам металл электродын сөрөг цэнэг буурдаг.

Хэрэв эсрэгээр металлын ионуудын уусмал руу шилжих хурд нь урвуу үйл явцын хурдаас бага байвал (V 1).< V 2), то на металлическом электроде будет избыток положительных ионов, а в растворе ‒ их нехватка. В таком случае электрод вступит положительный заряд, а раствор ‒ негативного.

Аль ч тохиолдолд цэнэгийн жигд бус хуваарилалтын үр дүнд үүсэх боломжит зөрүү нь удаан процессыг хурдасгаж, илүү хурдан удаашруулдаг. Үүний үр дүнд хоёр процессын хувь тэнцүүлэх мөч ирнэ. Динамик байх тэнцвэрт байдал бий болно. Металлаас уусмал руу ионуудын шилжилт ба буцах нь бүх цаг үед, тэнцвэрт байдалд байх болно. Тэнцвэрт байгаа эдгээр үйл явцын хурд ижил байх болно (V 1p = V 2p). Тэнцвэрт байгаа электродын потенциалын хэмжээг тэнцвэрт электродын потенциал гэнэ.

Энэ металлын ионы концентраци нь нэг грамм ионтой тэнцэх уусмалд метал дүрвэл метал ба уусмалын хооронд үүсэх потенциалыг хэвийн буюу стандарт электродын потенциал гэнэ.

Хэрэв бид янз бүрийн металлын электродын урвалын хэвийн потенциалыг тэдгээрийн алгебрийн утгыг тогтмол нэмэгдүүлэхээр байрлуулбал ерөнхий химийн хичээлээс мэдэгдэж буй хэд хэдэн хүчдэлийг олж авах болно. Энэ эгнээнд бүх элементүүдийг химийн шинж чанараас шууд хамааралтай цахилгаан химийн шинж чанараас нь хамааруулан байрлуулна. Тиймээс зэсэнд байрлах бүх металууд (өөрөөр хэлбэл илүү сөрөг потенциалтай) харьцангуй амархан исэлддэг бөгөөд зэсийн дараа байрлах бүх металууд нь нэлээд хүндрэлтэй исэлддэг.

K, Na, Ca, Mg, A1, Mn, Zn, Fe,

Ni, Sn, Pb, H2, Cu, Hg, Ag, Au.

Цувралын гишүүн бүр илүү идэвхтэй байх тул хүчдэлийн цувааны баруун талд байрлах цувралын аль ч гишүүнийг холболтоос салгаж болно.

Гальваник эсийн үйл ажиллагааны механизмыг авч үзье, диаграмыг Зураг дээр үзүүлэв. Элемент нь цайрын сульфатын уусмалд дүрсэн цайрын хавтан ба зэсийн сульфатын уусмалд дүрсэн зэс хавтангаас бүрдэнэ.

Цагаан будаа. Зэс-цайрын гальваник эсийн диаграмм

Аль аль нь гальваник элемент үүсгэхийн тулд электролитийн шилжүүлэгчээр бие биетэйгээ холбогдсон хагас эс гэж нэрлэгддэг уусмал бүхий савнууд юм. Энэ түлхүүр (электролитоор дүүргэсэн шилэн хоолой) нь ионуудыг нэг савнаас (хагас эс) нөгөө рүү шилжүүлэх боломжийг олгодог. Хамтдаа цайрын сульфат ба зэсийн сульфатын уусмал холилдохгүй.

Хэрэв цахилгаан хэлхээ нээлттэй байвал металл хавтан эсвэл уусмалд өөрчлөлт орохгүй, харин тойрог хаагдах үед тойрог дотор гүйдэл гүйх болно. Сөрөг цэнэгийн нягтрал ихтэй газраас электронууд (жишээлбэл, цайрын хавтангаас) сөрөг цэнэгийн нягтрал багатай газар эсвэл эерэг цэнэгтэй газар (жишээлбэл, зэс хавтан) руу шилждэг. Электронуудын хөдөлгөөний улмаас металлын уусмалын интерфейсийн тэнцвэрт байдал алдагдана. Цайрын хавтан дахь сөрөг цэнэгийн илүүдэл буурч, татах хүч нь буурч, цахилгаан давхар давхаргаас цайрын ионуудын зарим хэсэг нь уусмалын нийт эзэлхүүн рүү шилжинэ. Энэ нь уусмалаас металл руу Zn 2+ ионуудын шилжилтийн хурд буурахад хүргэнэ. V 1 ‒V 2 ялгаа (тэнцвэрийн төлөвт тэг байна) нэмэгдэж, цайрын ионуудын шинэ хэмжээ металлаас уусмал руу шилжинэ. Энэ нь цайрын хавтанд илүүдэл электронууд гарч ирэх бөгөөд тэр даруй зэс хавтан руу шилжих бөгөөд дахин бүх зүйл тасралтгүй давтагдах болно. Үүний үр дүнд цайр уусч, цахилгаан гүйдэл нь тойрог дотор тасралтгүй урсдаг.

Цайрын хавтангаас зэс хавтан руу электронуудын тасралтгүй хөдөлгөөн нь зөвхөн зэс хавтан дээр шингэсэн үед л боломжтой болох нь тодорхой байна. Зэс хавтан дахь илүүдэл электронууд нь давхар давхаргыг дахин зохион байгуулахад хүргэнэ. Сөрөг SO 4 2- ионууд няцаах ба уусмал дахь эерэг зэсийн ионууд электронууд үүсэхээс үүдэлтэй электростатик таталцлын улмаас цахилгаан давхар давхаргад орно. V 2 металл руу ионуудын шилжилтийн хурд нэмэгдэнэ. Cu 2+ ионууд нь зэс хавтангийн болор тор руу нэвтэрч электронуудыг нэмдэг. Энэ нь зэс хавтан дээрх электрон шингээх процесс нь бүхэлдээ үйл явцын тасралтгүй байдлыг хангах болно.

Emf E-ийн хэмжээ нь электрод дээрх электродын потенциалын E 1 ба E 2 хоорондын зөрүүтэй тэнцүү байна: E = E 1 - E 2.

Электродууд дээр тохиолддог процессуудыг диаграмаар дүрсэлж болно: нүүрэн дээр цайрын хавтан байдаг - электролит Zn - 2e - = Zn 2+, нүүрэн дээр зэс хавтан электролит Cu 2+ + 2e - = Cu байна. .

Бидний харж байгаагаар цайрын исэлдэлт ба зэсийн бууралтын процессууд нь өөр өөр электродууд дээр явагддаг. Ерөнхийдөө зэс-цайрын эсэд тохиолддог химийн урвалыг ион хэлбэрээр дараах байдлаар бичиж болно.

Zn + Cu 2+ = Zn 2+ + Cu.

Уусмалтай харьцуулахад хоёр ялтсууд сөрөг цэнэгтэй байх тохиолдолд ижил дүр зураг ажиглагдах болно. Хоёр зэс хавтанг зэсийн сульфатын шингэрүүлсэн уусмалд дүрье. Эдгээр уусмал дахь зэсийн ионы концентраци нь C 1 ба C 2 (C 2 > C 1) байна. Хоёр хавтан хоёулаа уусмалуудтай харьцуулахад сөрөг цэнэгтэй гэж үзье. Гэхдээ уусмалын концентраци C 1 бүхий саванд байгаа А хавтан нь энэ саванд зэсийн ионы агууламж хоёр дахь савныхаас бага, үүний дагуу Cu 2+ ионууд руу нэвчих хурдтай тул илүү сөрөг цэнэгтэй байх болно. болор тор нь бага байх болно. Хэрэв бид тойргийг хаавал электронууд нягт нь их байдаг А хавтангаас В хавтан руу шилжинэ. А хавтангийн электролитийн ирмэг дээр Cu° ‒ 2e - = Cu 2+ процесс явагдана. B хавтангийн ирмэг Cu 2+ + 2e - + Cu° электролиттэй.

Өмнө дурьдсанчлан хоёр хавтан хоёулаа уусмалтай харьцуулахад сөрөг цэнэгтэй байдаг. Гэхдээ А хавтан нь В хавтантай харьцуулахад сөрөг цэнэгтэй тул гальваник элементэд сөрөг электродын үүрэг гүйцэтгэдэг ба В хавтан нь эерэг электродын үүрэг гүйцэтгэдэг.

Электродын потенциалын зөрүүтэй тэнцүү EMF-ийн хэмжээ их байх тусам уусмал дахь ионы концентрацийн зөрүү их байх болно.

Нерстийн тэгшитгэл- системийн исэлдэлтийн потенциалыг цахилгаан химийн тэгшитгэлд багтсан бодисын идэвхжил ба исэлдэлтийн хосуудын стандарт электродын потенциалтай холбосон тэгшитгэл.

,

Электродын потенциал, - стандарт электродын потенциал, вольтоор хэмжигддэг;