Metalet përfshijnë elementet s të grupeve 1 dhe 2, të gjithë elementët d dhe f, si dhe një numër p-elementesh të nëngrupeve kryesore: 3 (përveç borit), 4 (Ge, Sn, Pb), 5 ( Sb, Bi) dhe Ro. Elementet metalike më tipike ndodhen në fillim të periudhave. Më parë folëm për faktin se lidhjet shumë të delokalizuara ndodhin në metale. Kjo për faktin se, për shkak të efektit të skanimit, elektronet e valencës në atomet metalike tërhiqen më dobët nga bërthama dhe energjitë e para të jonizimit për to janë relativisht të ulëta. Në temperaturën tonë të zakonshme (rreth 300 K), e cila është mjaft larg nga zero absolute, energjia e lëvizjes termike është e mjaftueshme për lëvizjen e lirë të elektroneve në të gjithë metalin.

Meqenëse lidhja në metale është shumë e delokalizuar dhe shtrihet në të gjithë kristalin, metalet kanë plasticitet të lartë, përçueshmëri elektrike dhe termike. Argjendi dhe bakri kanë përçueshmërinë më të lartë elektrike dhe termike, dhe mërkuri më pak. Ky i fundit është gjithashtu metali më i shkrirë (-38,9 C). Metali më zjarrdurues është tungsteni (3390 C). Një ndryshim kaq i madh në pikat e shkrirjes dhe të vlimit shpjegohet me praninë në metale, përveç lidhjeve metalike, të një proporcioni të caktuar të lidhjeve kovalente, veçanërisht për elementët e tranzicionit me një numër të madh elektronesh valente.

Le të shqyrtojmë konfigurimet elektronike të merkurit dhe tungstenit.

Hg – 5d 10 6s 2; W – 5d 4 6s 2 . Ndërveprimi ndërmolekular ndërmjet atomeve të merkurit është shumë i vogël, aq i vogël sa në përgjithësi, në densitet të lartë, për shkak të gravitetit të atomeve, është metali më i shkrirë. Meqenëse të gjitha nënnivelet në atomin e merkurit janë të mbushura, formimi i lidhjeve kovalente është përgjithësisht i pamundur, dhe lidhja metalike është mjaft e dobët, më e dobët se në metalet alkali, të cilat në përgjithësi janë më të shkrirët nga të gjithë metalet. Përkundrazi, formimi i katër lidhjeve valente në të njëjtën kohë është i mundur në atomin W. Për më tepër, lidhja metalike është më e forta nga të gjithë elementët 5d, dhe vetë atomet janë më të rëndë se homologët e tyre elektronikë: Mo dhe Cr. Kombinimi i këtyre faktorëve çon në refraktaritetin më të madh të tungstenit.

Konfigurimi elektronik i osmiumit (5d 6 6s 2) është i tillë që i mungojnë 4 elektrone përpara se të plotësojë nënnivelin 5d, kështu që ai është më i aftë të tërheqë elektrone nga atomet fqinje, gjë që shkakton një shkurtim të lidhjes metal-metal. Prandaj, osmiumi ka densitetin më të lartë (22.4 g/cm3).

Metalet janë relativisht të rralla në formën e tyre të pastër. Në thelb, këto janë metale kimikisht inerte (ari, si dhe metalet e grupit të platinit - platini, rodiumi, iridiumi, osmiumi, etj.). Argjendi, bakri, merkuri dhe kallaji mund të gjenden si në gjendjen e tyre, ashtu edhe në formën e komponimeve. Metalet e mbetura ndodhen në formën e komponimeve të quajtura xehe.

Metalet fitohen nga përbërjet e tyre duke i reduktuar nga oksidet. C, CO, metale aktive, hidrogjen dhe metan përdoren si agjentë reduktues. Nëse minerali është sulfid metalik (ZnS, FeS 2), atëherë ai fillimisht shndërrohet në oksid. Reduktimi i metaleve nga komponimet e tyre nga metale të tjera quhet metalotermi. Disa metale nxirren nga tretësirat e kripërave të tyre me elektrolizë, për shembull alumini ose natriumi. Të gjitha metodat për marrjen e metaleve nga komponimet e tyre bazohen në proceset redoks.

Procesi i transferimit të elektroneve në një gjysmëreaksion redoks mund të përfaqësohet nga ekuacioni i përgjithshëm vijues:

Procesi i tranzicionit të elektroneve korrespondon me një ndryshim në energjinë Gibbs të barabartë me ∆G = –nFE, ku F (konstanta e Faradeit, korrespondon me sasinë e energjisë elektrike të nevojshme për të reduktuar ose oksiduar një mol të një substance) = 96500 C/mol, n është numri i elektroneve, E është potenciali i elektrodës, B është diferenca e tensionit midis agjentit oksidues dhe agjentit reduktues. Nga ana tjetër, ∆G = –RTlnK = –nFE; RTlnK = nFE. Prandaj E = RTlnK/nF. Meqenëse K = /, dhe 2.3lnK = logK, varësia e potencialit të elektrodës nga përqendrimet e substancave - pjesëmarrëse në procesin e elektrodës - dhe nga temperatura shprehet me ekuacionin e mëposhtëm:

E = E 0 + log/ – Ekuacioni Nernst.

Në temperaturë standarde (298 K) ekuacioni merr formën:

E = E 0 + 0,059 lg/

Përqendrimi i agjentit oksidues jepet gjithmonë në numërues, dhe potenciali jepet gjithmonë për gjysmëreaksionin e reduktimit: Ox + ne = Red.

Në përqendrimet ekuilibër të agjentit oksidues dhe agjentit reduktues të barabartë me njësinë, E = E 0 është potenciali standard i elektrodës: ky është potenciali i një procesi elektrodë të caktuar në përqendrimet njësi të të gjitha substancave. Meqenëse vlera absolute e potencialeve standarde të elektrodës nuk mund të përcaktohet, si pikë referimi merret potenciali i gjysmë-reaksionit: 2H + + 2e = H 2 . Potenciali i këtij procesi elektrodë supozohet të jetë 0 në përqendrimet njësi të kationit të hidrogjenit. Elektroda e hidrogjenit përbëhet nga një pllakë platini, e cila zhytet në një tretësirë ​​të acidit sulfurik me [H + ] = 1 mol/l dhe lahet nga një rrymë H2 nën një presion prej 101325 Pa në 298 K.

Potenciali i elektrodës është EMF i një qelize galvanike, e cila përbëhet nga elektroda në studim dhe një elektrodë standarde hidrogjeni. Duke renditur metalet sipas rendit në rritje të madhësisë së potencialeve të tyre elektrodike, marrim një numër të potencialeve standarde të elektrodave të metaleve. Karakterizon vetitë kimike të metaleve. Çdo metal në seri zhvendos të gjitha metalet pasuese nga tretësira e kripërave të tyre. Metalet në rreshtin në të majtë të hidrogjenit e zhvendosin atë nga tretësirat e acidit.

Potenciali i çdo reaksioni redoks mund të llogaritet bazuar në vlerat e potencialeve të gjysmë-reaksionit.

Le të shqyrtojmë një shembull të thjeshtë: Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2. Për këtë proces, ndodhin dy gjysmë-reaksione:

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

Meqenëse potenciali i gjysmë-reaksionit të dytë është më i lartë se i pari, gjysmëreaksioni i dytë do të vazhdojë nga e majta në të djathtë, domethënë drejt formimit të molekulave të hidrogjenit. Gjysmë-reaksioni i parë do të vazhdojë nga e djathta në të majtë, domethënë drejt formimit të kationeve të zinkut.

Kur shqyrtojmë prodhimin e metaleve, folëm për faktin se një numër i metaleve reduktohen nga oksidet e tyre nga metale të tjera, më aktive. Për shembull, magnezi mund të reduktojë bakrin nga oksidi i bakrit (II). Le të krahasojmë dy gjysmëreaksione:

Cu 2+ + 2e = Cu E 0 = +0,34 V

Mg 2+ + 2e = Mg E 0 = –2,36 V

Potenciali i gjysmë-reaksionit të parë është më i lartë se i dyti dhe është ai që do të vazhdojë nga e majta në të djathtë, dhe e dyta - nga e djathta në të majtë.

Kështu, për të përcaktuar drejtimin e reaksioneve redoks, është e nevojshme të shënohen dy gjysmëreaksione nga forma e oksiduar në formën e reduktuar dhe të krahasohen potencialet e tyre. Një reagim me një potencial më të lartë do të vazhdojë nga e majta në të djathtë, dhe një me një potencial më të ulët do të vazhdojë nga e djathta në të majtë.

Pothuajse të gjitha reaksionet e metaleve janë procese redoks dhe për të përcaktuar drejtimin e tyre është e nevojshme, para së gjithash, të merren parasysh potencialet e secilit prej gjysmëreaksioneve në procesin redoks. Por, përveç kësaj, ka përjashtime. Për shembull, plumbi është i patretshëm në acidin sulfurik, pavarësisht se potenciali i çiftit Pb 2+ /Pb është –0,15 V. Fakti është se sulfati i plumbit është i patretshëm dhe formimi i tij pengon oksidimin e mëtejshëm të plumbit.

Leksioni 15.

Elektroliza.

Tretësirat dhe shkrirjet e elektroliteve përmbajnë jone të ngarkuar në mënyrë të kundërt (kationet dhe anionet), të cilët janë në lëvizje të vazhdueshme. Nëse elektroda inerte (grafit) zhyten në këtë lloj lëngu, për shembull, në një shkrirje të klorurit të natriumit (shkrihet në 801 0 C) dhe kalon një rrymë elektrike konstante, atëherë jonet nën ndikimin e një fushe elektrike të jashtme do të lëvizni drejt elektrodave, kationet - drejt katodës, dhe anionet - drejt anodës. Kationet e natriumit, pasi kanë arritur në katodë, pranojnë elektrone prej saj dhe reduktohen në natrium metalik:

Jonet e klorurit oksidohen në anodë:

2Сl – ​​– 2e = Cl 2 0

Si rezultat, natriumi metalik lirohet në katodë, dhe klori molekular në anodë. Ekuacioni i përgjithshëm për elektrolizën e klorurit të natriumit të shkrirë është si më poshtë.

K: Na + + e = Na 0 2

A: 2Сl – ​​– 2e = Cl 2 0 1

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

2NaСl = 2Na + Cl 2

Ky reagim është redoks: një proces oksidimi ndodh në anodë dhe një proces reduktimi ndodh në katodë.

Procesi redoks që ndodh në elektroda kur një rrymë elektrike kalon nëpër një tretësirë ​​të shkrirë ose elektrolit quhet elektrolizë.

Thelbi i elektrolizës është zbatimi i reaksioneve kimike duke përdorur energji elektrike. Në këtë rast, katoda u jep elektrone kationeve, dhe anoda pranon elektrone nga anionet. Veprimi i rrymës elektrike direkte është shumë më i fortë se veprimi i agjentëve reduktues kimikë dhe agjentëve oksidues. Ishte përmes elektrolizës që për herë të parë u përftua gazi fluor.

Elektroliza u krye në një zgjidhje të fluorit të kaliumit në acid hidrofluorik. Në këtë rast, fluori lirohet në anodë, dhe hidrogjeni lëshohet në katodë. Elektroliza kryhet në një banjë elektrolitike.

Është e nevojshme të bëhet dallimi ndërmjet elektrolizës së elektroliteve të shkrirë dhe tretësirave të tyre. Në rastin e fundit, molekulat e ujit mund të marrin pjesë në procese. Për shembull, gjatë elektrolizës së një tretësire ujore të klorurit të natriumit në elektroda inerte (grafit), molekulat e ujit reduktohen në katodë në vend të kationeve të natriumit.

2H 2 O + 2e = H 2 + 2OH -

dhe jonet e klorurit oksidohen në anodë:

2Сl – ​​– 2e = Cl 2 0

Si rezultat, hidrogjeni lirohet në katodë, klori lirohet në anodë dhe molekulat e hidroksidit të natriumit grumbullohen në tretësirë. Ekuacioni i përgjithshëm për elektrolizën e një tretësire ujore të klorurit të natriumit është:

K: 2H 2 O + 2e = H 2 + 2OH -

A: 2Сl – ​​– 2e = Cl 2 0 ­

2H 2 O + 2Сl – ​​= H 2 + Cl 2 + 2OH –

Nga rruga, kjo është mënyra se si industria prodhon hidrokside të të gjitha metaleve alkale dhe të disa metaleve alkaline tokësore, si dhe aluminit.

Cili është ndryshimi midis elektrolizës së shkrirjeve dhe tretësirave ujore të elektroliteve? Proceset e reduktimit në katodën e tretësirave ujore të elektroliteve varen nga vlera e potencialeve standarde të elektrodave të metaleve, përkatësisht, ato më së shpeshti veprojnë si katione që reduktohen në katodë. Këtu ka tre opsione:

1. Kationet metalike që kanë një potencial elektrodë standarde janë më të larta se ai i hidrogjenit, domethënë më shumë se zero gjatë elektrolizës zvogëlohen plotësisht në katodë (bakri, argjendi, ari dhe të tjerët).

2. Kationet metalike që kanë një potencial elektrodë standard shumë të ulët (nga litiumi në alumin përfshirës) nuk reduktohen në katodë, por molekulat e ujit reduktohen.

3. Kationet metalike, potenciali standard i elektrodës së të cilëve është më i vogël se ai i hidrogjenit, por më i madh se ai i aluminit, reduktohen gjatë elektrolizës në katodë së bashku me molekulat e ujit.

Nëse disa katione metalike janë njëkohësisht të pranishme në një tretësirë ​​ujore, atëherë gjatë elektrolizës lëshimi i tyre në katodë vazhdon në rendin e zvogëlimit të vlerës algjebrike të potencialit standard të elektrodës së metalit përkatës. Për shembull, kur analizoni llojin e bronzit BrAZh ose BrAZhMts (bakër, alumin, hekur dhe mangan), mund të zgjidhni një vlerë të caktuar rryme, të ndani bakrin në një elektrodë inerte (për shembull, platin), të nxirrni elektrodën, ta peshoni dhe përcaktoni përmbajtjen e bakrit. Më pas ndani aluminin dhe përcaktoni përmbajtjen e tij. Kjo metodë është e mirë për ndarjen e metaleve me një potencial elektrodë standarde pozitive.

Të gjitha elektrodat ndahen në të patretshme (inerte) - karbon, grafit, platin, iridium. I tretshëm - bakër, argjend, zink, kadmium, nikel dhe të tjerët. Koncepti i një elektrode të tretshme është i rëndësishëm për anodën, pasi është ajo që është e aftë të shpërndahet gjatë elektrolizës. Në anodën e patretshme, gjatë procesit të elektrolizës, ndodh oksidimi i anioneve ose molekulave të ujit. Në këtë rast, anionet e acideve pa oksigjen oksidohen mjaft lehtë. Nëse anionet e acideve që përmbajnë oksigjen janë të pranishme në tretësirë, atëherë molekulat e ujit oksidohen në anodë, duke lëshuar oksigjen sipas reaksionit:

2H 2 O – 4e = O 2 + 4H +

Gjatë elektrolizës, vetë anoda e tretshme oksidohet, duke dhuruar elektrone në qarkun e jashtëm elektrik dhe duke kaluar në tretësirë:

A: Me Û Me n+ + ne –

Le të shohim shembuj të elektrolizës së shkrirjeve dhe zgjidhjeve të elektrolitit.

Në një qelizë elektrokimike (qelizë galvanike), elektronet që mbeten pas formimit të joneve hiqen përmes një teli metalik dhe rikombinohen me jonet e një lloji tjetër. Kjo do të thotë, ngarkesa në qarkun e jashtëm transferohet nga elektronet, dhe brenda qelizës, përmes elektrolitit në të cilin janë zhytur elektrodat metalike, nga jonet. Kjo krijon një qark elektrik të mbyllur.

Diferenca potenciale e matur në një qelizë elektrokimike është o shpjegohet me ndryshimin në aftësinë e çdo metali për të dhuruar elektrone. Çdo elektrodë ka potencialin e vet, çdo sistem elektrodë-elektrolit është një gjysmë qelizë dhe çdo dy gjysmë qelizë formojnë një qelizë elektrokimike. Potenciali i një elektrode quhet potencial gjysmë qelizë dhe përcakton aftësinë e elektrodës për të dhuruar elektrone. Është e qartë se potenciali i çdo gjysmë-elementi nuk varet nga prania e një gjysmë-elementi tjetër dhe potenciali i tij. Potenciali i gjysmëqelizës përcaktohet nga përqendrimi i joneve në elektrolit dhe temperatura.

Hidrogjeni u zgjodh si gjysmë-element "zero", d.m.th. besohet se nuk punohet për të kur shtohet ose hiqet një elektron për të formuar një jon. Vlera e potencialit "zero" është e nevojshme për të kuptuar aftësinë relative të secilës prej dy gjysmëqelizave të qelizës për të dhënë dhe pranuar elektrone.

Potencialet gjysmëqelizore të matura në lidhje me një elektrodë hidrogjeni quhen shkallë hidrogjeni. Nëse tendenca termodinamike për të dhuruar elektrone në njërën gjysmë të qelizës elektrokimike është më e lartë se në tjetrën, atëherë potenciali i gjysmëqelizës së parë është më i lartë se potenciali i të dytës. Nën ndikimin e ndryshimit të potencialit, do të ndodhë rrjedha e elektroneve. Kur kombinohen dy metale, është e mundur të përcaktohet diferenca potenciale që lind midis tyre dhe drejtimi i rrjedhës së elektroneve.

Një metal elektropozitiv ka një aftësi më të lartë për të pranuar elektrone, kështu që do të jetë katodik ose fisnik. Në anën tjetër janë metalet elektronegative, të cilat janë të afta të dhurojnë spontanisht elektrone. Këto metale janë reaktive dhe për këtë arsye anodike:

- → 0 → +

Al Mn Zn Fe Sn Pb H 2 Cu Ag Au

Për shembull Cu heq më lehtë elektronet Ag, por më keq se Fe . Në prani të një elektrode bakri, jonet e argjendit do të fillojnë të kombinohen me elektronet, duke rezultuar në formimin e joneve të bakrit dhe precipitimin e argjendit metalik:

2 Ag + + Cu → Cu 2+ + 2 Ag

Megjithatë, i njëjti bakër është më pak reaktiv se hekuri. Kur hekuri metalik bie në kontakt me nonatet e bakrit, ai do të precipitojë dhe hekuri do të shkojë në tretësirë:

Fe + Cu 2+ → Fe 2+ + Cu.

Mund të themi se bakri është një metal katodë në lidhje me hekurin dhe një metal anodik në lidhje me argjendin.

Potenciali standard i elektrodës konsiderohet të jetë potenciali i një gjysmë qelize prej metali të pastër plotësisht të pjekur si një elektrodë në kontakt me jonet në 25 0 C. Në këto matje, elektroda e hidrogjenit vepron si një elektrodë referencë. Në rastin e një metali dyvalent, ne mund të shkruajmë reagimin që ndodh në qelizën elektrokimike përkatëse:

M + 2H +→ M 2+ + H 2.

Nëse i renditim metalet në rend zbritës të potencialeve të tyre standarde të elektrodës, fitojmë të ashtuquajturën seri elektrokimike të tensioneve metalike (Tabela 1).

Tabela 1. Seritë elektrokimike të tensioneve metalike

Për shembull, në një qelizë galvanike bakër-zink, ka një rrjedhë elektronesh nga zinku në bakër. Elektroda e bakrit është poli pozitiv në këtë qark, dhe elektroda e zinkut është poli negativ. Zinku më reaktiv humbet elektronet:

Zn → Zn 2+ + 2е - ; E °=+0,763 V.

Bakri është më pak reaktiv dhe pranon elektrone nga zinku:

Cu 2+ + 2e - → Cu; E °=+0,337 V.

Tensioni në telin metalik që lidh elektrodat do të jetë:

0,763 V + 0,337 V = 1,1 V.

Tabela 2. Potencialet stacionare të disa metaleve dhe lidhjeve në ujin e detit në lidhje me një elektrodë normale hidrogjeni (GOST 9.005-72).

shënim . Vlerat numerike të treguara të potencialeve dhe renditja e metaleve në një seri mund të ndryshojnë në shkallë të ndryshme në varësi të pastërtisë së metaleve, përbërjes së ujit të detit, shkallës së ajrimit dhe gjendjes së sipërfaqes së metaleve.

Pjesa II. KIMIA INORGANIKE

Seksioni 12. VETITË E PËRGJITHSHME TË METALEVE

§ 12.5. Një sërë potencialesh standarde të elektrodës

Në shkollën e mesme studioni serinë e tensionit elektrokimik të metaleve. Emri i tij më i saktë është një seri e potencialeve standarde të elektrodave të metaleve. Për disa metale është dhënë në tabelë. 12.1. Si përbëhet një seri e tillë? Pse, për shembull, është natriumi në të pas kalciumit? Si ta përdorni këtë afër?

Përgjigja për pyetjen e parë mund të jepet në bazë të materialit të studiuar tashmë. Kur ndonjë metal zhytet në një tretësirë ​​elektrolite, një ndryshim potencial lind në ndërfaqen metal/tretësirë, i cili quhet potenciali i elektrodës ose potenciali i elektrodës. Potenciali i secilës elektrodë varet nga natyra e metalit, përqendrimi i joneve të tij në tretësirë ​​dhe temperatura.

Nuk është e mundur të matet drejtpërdrejt potenciali i një elektrode individuale. Prandaj, potencialet e elektrodës maten në lidhje me një elektrodë standarde hidrogjeni, potenciali i së cilës zakonisht merret zero në të gjitha temperaturat. Elektroda e hidrogjenit përbëhet nga platini

Oriz. 12.3. Elektroda standarde e hidrogjenit

pllakë platini e veshur me platin të zi (platin i depozituar elektrolitikisht), i cili zhytet në një tretësirë ​​të acidit sulfurik me një përqendrim të joneve të hidrogjenit 1 mol/l dhe lahet nga një rrymë hidrogjeni të gaztë nën një presion prej 101,325 kPa në 25°C. (Fig. 12.3).

Hidrogjeni molekular, duke kaluar nëpër tretësirë, shpërndahet dhe i afrohet sipërfaqes së platinit. Në sipërfaqen e platinit, molekulat e hidrogjenit ndahen në atome dhe absorbohen (fiksohen në sipërfaqe). Atomet e hidrogjenit të adsorbuar H reklamat jonizohen:

H reklama - e - -> H + ,

dhe jonet e hidrogjenit, duke shtuar elektrone, kalojnë në gjendjen e adsorbuar:

N + + e - -> N adc.

Ekuilibri më i plotë në elektrodën e hidrogjenit shprehet me diagramin:

2Н + + 2е - ⇆ 2 H a ds (Pt) = Н 2.

Pjesa e mesme e këtij ekuilibri natyrisht është lënë jashtë, megjithëse duhet pasur parasysh se çfarë roli të madh luan platini në vendosjen e një gjendjeje të tillë ekuilibri.

Nëse tani një pllakë e ndonjë metali e zhytur në një tretësirë ​​të kripës së tij me një përqendrim të joneve metalike prej 1 mol/l lidhet me një elektrodë standarde hidrogjeni, siç tregohet në Fig. 12.4, atëherë formohet një element galvanik (qarku elektrokimik), forca elektromotore (e shkurtuar EMF) e të cilit matet lehtë. Ky EMF quhet potenciali standard i elektrodës së një elektrode të caktuar (zakonisht shënohet E°). Pra, potenciali i elektrodës është EMF i një qelize galvanike (qarku elektrokimik), i cili përbëhet nga

Oriz. 12.4. Qarku galvanik për matjen e potencialit standard të elektrodës së një metali:

1 - elektrodë e matur;

2 - potenciometër;

3 - elektrodë standarde hidrogjeni;

4 - zgjidhje e klorurit të kaliumit

elektroda në studim dhe elektroda standarde e hidrogjenit.

Një qark i tillë është paraqitur në Fig. 12.4. Potenciali i elektrodës quhet gjithashtu potencial redoks.

Kur caktoni potencialet e elektrodës E dhe potencialet standarde të elektrodës E°, është zakon të vendosni një indeks në shenjat, i cili korrespondon me sistemin të cilit i përket ky potencial. Kështu, potenciali standard i elektrodës së sistemit është 2H + + 2e -⇆ H 2 tregon E°2H+/H 2, sisteme Li + + e - ⇆ Li - E ° Li +/ Li, dhe sistemet M nO - 4 + 8H + + 5e - ⇆ Mn 2+ + 4H 2 O shkruani E°M n O - 4 + 8 H+/M n 2 ++ 4H 2 O .

Duke i vendosur metalet në rend rritës të vlerës algjebrike të potencialeve të tyre standarde të elektrodës, marrim serinë e paraqitur në tabelë. 12.1. Mund të përfshijë gjithashtu sisteme të tjera redoks (përfshirë ato jo metalike), përkatësisht, deri në vlerat E°, p.sh. E ° C l 2 / C l - = 1,36 V, E ° F 2 / 2 F - = 2,87 V, E ° S / S 2- = -0,51 V, etj. Seritë e paraqitura në tabelë. 12.1 mund të konsiderohet vetëm si një fragment nga një numër i potencialeve standarde të elektrodave të sistemeve redoks në tretësirat ujore në 25°C, të përbërë nga metalet më të rëndësishme 1. Historikisht, këtij seriali i parapriu "seriali Vitisky" i G. M. Beketov.

Simboli H g aplikuar në një elektrodë merkuri të zhytur në një zgjidhje të kripës së hidrargiumit (I), joni i së cilës zakonisht përshkruhet si një dimer:

Н g 2+ 2 + 2е - = 2Н g.

Shumica e potencialeve standarde të elektrodës mund të përcaktohen eksperimentalisht. Sidoqoftë, për metalet alkaline dhe alkaline tokësore, vlera E° llogaritet vetëm teorikisht, pasi këto metale ndërveprojnë me ujin.

Një numër i potencialeve standarde të elektrodës karakterizojnë vetitë kimike të metaleve. Përdoret për të zbuluar se në çfarë sekuence reduktohen jonet gjatë elektrolizës (§ 7.7), si dhe për të përshkruar vetitë e tjera të metaleve (§ 10.9 dhe 12.5).

1 Në SHBA pranohen shenja të kundërta të potencialeve të elektrodës: elektroda më pozitive (+3,04 V). Li+/Li dhe sistemi më negativ (-2,87 V). F 2/2 F - . Kjo renditje referimi mund të shihet edhe në literaturën arsimore amerikane të përkthyer në rusisht.

Sa më e ulët të jetë vlera algjebrike e potencialit, aq më e lartë është aftësia reduktuese e këtij metali dhe aq më e ulët është aftësia oksiduese e joneve të tij.

Siç vijon nga kjo seri, metali litium është agjenti më i fortë reduktues, dhe ari është më i dobëti. Në të kundërt, joni i arit Au është agjenti më i fortë oksidues, dhe joni i litiumit Li+ - më e dobëta (në tabelën 12.1 rritja e këtyre vetive tregohet me shigjeta).

Çdo metal në një seri potencialesh standarde të elektrodës ka vetinë e zhvendosjes së të gjitha metaleve pasuese nga tretësirat e kripërave të tyre. Megjithatë, kjo nuk do të thotë se represioni do të ndodhë domosdoshmërisht në të gjitha rastet. Kështu, alumini zhvendos bakrin nga një tretësirë ​​e klorurit të bakrit (II) CuC l 2 , por praktikisht nuk e zhvendos atë nga solucioni i sulfatit të bakrit (II). CuSO4 . Kjo shpjegohet me faktin se jonet e klorurit C l - shkatërrojnë filmin e sipërfaqes mbrojtëse në alumin shumë më shpejt në krahasim me jonet sulfate SO2-.

Shumë shpesh, bazuar në një numër potencialesh standarde të elektrodës, shkruhen ekuacione për reaksionet e zhvendosjes së metaleve nga tretësirat e kripërave të tyre nga metale alkali më aktive dhe metale livadhore dhe, natyrisht, ato gabohen. Në këtë rast, zhvendosja e metaleve nuk ndodh, sepse vetë metalet alkali dhe alkaline tokësore reagojnë me ujin.

Të gjitha metalet që kanë vlera negative të potencialeve standarde të elektrodës, domethënë, duke qëndruar në seri para hidrogjenit, e zhvendosin hidrogjenin nga acidet e holluara (si p.sh. HC l ose H2SO4 ) dhe në të njëjtën kohë treten në to. Megjithatë, plumbi është praktikisht i pazgjidhshëm në tretësirat e holluara të acidit sulfurik. Kjo ndodh sepse një shtresë mbrojtëse e kripës së sulfatit të plumbit me cilësi të ulët formohet menjëherë në sipërfaqen e plumbit. PbSO4 , e cila prish kontaktin e tretësirës me metalin. Metalet në rreshtin pas hidrogjenit nuk e zhvendosin atë nga acidet.

Nga shembujt e dhënë, mund të konkludojmë se duhet të përdoren një numër i potencialeve standarde të elektrodës, duke marrë parasysh karakteristikat e proceseve në shqyrtim. Gjëja më e rëndësishme është të kihet parasysh se një numër i potencialeve standarde të elektrodës mund të përdoren vetëm për tretësirat ujore dhe se karakterizon aktivitetin kimik të metaleve vetëm në reaksionet redoks që ndodhin në një mjedis ujor.

Në serinë e potencialeve standarde të elektrodës, natriumi ndodhet pas kalciumit Ca: ai ka një vlerë algjebrike më të lartë të potencialit standard të elektrodës.

EMF e çdo qelize galvanike mund të llogaritet nga diferenca në potencialet standarde të elektrodës E°. Duhet të kihet parasysh se EMF është gjithmonë një sasi pozitive. Prandaj, nga potenciali i elektrodës, i cili ka një vlerë më të madhe algjebrike, është e nevojshme të zbritet potenciali i elektrodës, vlera algjebrike e së cilës është më e vogël. Për shembull, emf i një qelize bakri-zink në kushte standarde do të jetë 0.34 - (-0.76) = 1.1 V.

Sistemet elektrokimike

karakteristikat e përgjithshme

Elektrokimia - një degë e kimisë që studion proceset e shfaqjes së diferencave potenciale dhe të shndërrimit të energjisë kimike në energji elektrike (celula galvanike), si dhe zbatimin e reaksioneve kimike për shkak të shpenzimit të energjisë elektrike (elektroliza). Këto dy procese, të cilat kanë një natyrë të përbashkët, përdoren gjerësisht në teknologjinë moderne.

Qelizat galvanike përdoren si burime energjie autonome dhe me përmasa të vogla për makinat, pajisjet radio dhe pajisjet e kontrollit. Me anë të elektrolizës fitohen substanca të ndryshme, trajtohen sipërfaqet dhe krijohen produkte të formës së dëshiruar.

Proceset elektrokimike jo gjithmonë u sjellin dobi njerëzve, dhe ndonjëherë shkaktojnë dëm të madh, duke shkaktuar korrozion të shtuar dhe shkatërrim të strukturave metalike. Për të përdorur me mjeshtëri proceset elektrokimike dhe për të luftuar dukuritë e padëshiruara, ato duhet të studiohen dhe të jenë në gjendje të rregullojnë.

Shkaku i fenomeneve elektrokimike është transferimi i elektroneve ose një ndryshim në gjendjen e oksidimit të atomeve të substancave që marrin pjesë në proceset elektrokimike, domethënë reaksionet redoks që ndodhin në sisteme heterogjene. Në reaksionet redoks, elektronet transferohen drejtpërdrejt nga agjenti reduktues në agjentin oksidues. Nëse proceset e oksidimit dhe reduktimit janë të ndara në hapësirë, dhe elektronet drejtohen përgjatë një përcjellësi metalik, atëherë një sistem i tillë do të përfaqësojë një qelizë galvanike. Arsyeja për shfaqjen dhe rrjedhën e rrymës elektrike në një qelizë galvanike është ndryshimi i potencialit.

Potenciali i elektrodës. Matja e potencialeve të elektrodës

Nëse merrni një pjatë prej ndonjë metali dhe e ulni në ujë, atëherë jonet e shtresës sipërfaqësore, nën ndikimin e molekulave polare të ujit, dalin dhe hidratohen në lëng. Si rezultat i këtij tranzicioni, lëngu ngarkohet pozitivisht dhe metali negativisht, pasi mbi të shfaqet një tepricë e elektroneve. Akumulimi i joneve metalike në lëng fillon të pengojë shpërbërjen e metalit. Është vendosur një ekuilibër i lëvizshëm

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

Gjendja e ekuilibrit varet si nga aktiviteti i metalit ashtu edhe nga përqendrimi i joneve të tij në tretësirë. Në rastin e metaleve aktive në serinë e tensionit deri në hidrogjen, bashkëveprimi me molekulat polare të ujit përfundon me ndarjen e joneve metalike pozitive nga sipërfaqja dhe kalimin e joneve të hidratuar në tretësirë ​​(Fig. b). Metali ngarkohet negativisht. Procesi është oksidimi. Ndërsa përqendrimi i joneve pranë sipërfaqes rritet, procesi i kundërt bëhet i mundur - reduktimi i joneve. Tërheqja elektrostatike midis kationeve në tretësirë ​​dhe elektroneve të tepërta në sipërfaqe formon një shtresë elektrike të dyfishtë. Kjo çon në shfaqjen e një ndryshimi të caktuar potencial, ose kërcimit të mundshëm, në ndërfaqen midis metalit dhe lëngut. Diferenca potenciale që lind midis një metali dhe mjedisit ujor rrethues quhet potenciali i elektrodës. Kur një metal zhytet në një tretësirë ​​të një kripe të atij metali, ekuilibri ndryshon. Rritja e përqendrimit të joneve të një metali të caktuar në tretësirë ​​lehtëson procesin e kalimit të joneve nga tretësira në metal. Metalet, jonet e të cilëve kanë një aftësi të konsiderueshme për të kaluar në tretësirë, do të ngarkohen pozitivisht në një tretësirë ​​të tillë, por në një masë më të vogël sesa në ujin e pastër.

Për metalet joaktive, përqendrimi ekuilibër i joneve metalike në tretësirë ​​është shumë i vogël. Nëse një metal i tillë zhytet në një tretësirë ​​të një kripe të këtij metali, atëherë jonet e ngarkuar pozitivisht lëshohen në metal me një shpejtësi më të shpejtë sesa kalimi i joneve nga metali në tretësirë. Sipërfaqja metalike do të marrë një ngarkesë pozitive, dhe tretësira do të marrë një ngarkesë negative për shkak të anioneve të tepërta të kripës. Dhe në këtë rast, një shtresë elektrike e dyfishtë shfaqet në ndërfaqen metal-solucion, pra një ndryshim i caktuar potencial (Fig. c). Në rastin e konsideruar, potenciali i elektrodës është pozitiv.

Oriz. Procesi i kalimit të një joni nga një metal në një zgjidhje:

a – bilanc; b – shpërbërja; c – depozitimi

Potenciali i secilës elektrodë varet nga natyra e metalit, përqendrimi i joneve të tij në tretësirë ​​dhe temperatura. Nëse një metal zhytet në një tretësirë ​​të kripës së tij që përmban një mol jon metalik për 1 dm 3 (aktiviteti i të cilit është 1), atëherë potenciali i elektrodës do të jetë një vlerë konstante në një temperaturë prej 25 o C dhe një presion prej 1. atm. Ky potencial quhet Potenciali standard i elektrodës (E o).

Jonet metalike që kanë një ngarkesë pozitive, duke depërtuar në tretësirë ​​dhe duke lëvizur në fushën e mundshme të ndërfaqes metal-tretësirë, shpenzojnë energji. Kjo energji kompensohet nga puna e zgjerimit izotermik nga një përqendrim më i lartë i joneve në sipërfaqe në një më të ulët në tretësirë. Jonet pozitive grumbullohen në shtresën sipërfaqësore deri në një përqendrim Me O, dhe pastaj shkoni në tretësirë, ku përqendrimi i joneve të lira Me. Puna e fushës elektrike EnF është e barabartë me punën izotermike të zgjerimit RTln(с o /с). Duke barazuar të dy shprehjet e punës, ne mund të nxjerrim madhësinë e potencialit

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

ku E është potenciali metalik, V; R – konstante universale e gazit, J/mol K; T – temperatura, K; n – ngarkesa jonike; F – numri i Faradeit; c – përqendrimi i joneve të lira;

с о – përqendrimi i joneve në shtresën sipërfaqësore.

Nuk është e mundur të matet drejtpërdrejt vlera e mundshme, pasi është e pamundur të përcaktohet eksperimentalisht vlera e potencialit. Vlerat e potencialeve të elektrodës përcaktohen në mënyrë empirike në lidhje me vlerën e një elektrode tjetër, potenciali i së cilës supozohet konvencionalisht të jetë zero. Një elektrodë e tillë standarde ose referuese është elektroda normale e hidrogjenit (n.v.e.) . Struktura e elektrodës së hidrogjenit është paraqitur në figurë. Ai përbëhet nga një pllakë platini e veshur me platin të depozituar elektrolitikisht. Elektroda zhytet në një tretësirë ​​1M të acidit sulfurik (aktiviteti i joneve të hidrogjenit është 1 mol/dm3) dhe lahet nga një rrymë gazi hidrogjeni nën presionin 101 kPa dhe T = 298 K. Kur platini është i ngopur me hidrogjen. , vendoset ekuilibri në sipërfaqen e metalit, procesi i përgjithshëm shprehet me ekuacion

2Н + +2е ↔ Н 2 .

Nëse një pllakë metalike e zhytur në një tretësirë ​​1M të një kripe të këtij metali lidhet me një përcjellës të jashtëm me një elektrodë standarde hidrogjeni dhe tretësirat lidhen me një çelës elektrolitik, atëherë fitojmë një qelizë galvanike (Fig. 32). Forca elektromotore e kësaj qelize galvanike do të jetë sasia Potenciali standard i elektrodës së një metali të caktuar (E O ).

Skema për matjen e potencialit standard të elektrodës

në raport me elektrodën e hidrogjenit

Duke marrë zinkun në një tretësirë ​​1 M të sulfatit të zinkut si elektrodë dhe duke e lidhur atë me një elektrodë hidrogjeni, marrim një qelizë galvanike, qarku i së cilës do të shkruhet si më poshtë:

(-) Zn/Zn 2+ // 2H + /H2, Pt (+).

Në diagram, një rresht tregon ndërfaqen midis elektrodës dhe zgjidhjes, dy rreshta tregojnë ndërfaqen midis zgjidhjeve. Anoda është shkruar në të majtë, katoda në të djathtë. Në një element të tillë ndodh reaksioni Zn o + 2H + = Zn 2+ + H 2 dhe elektronet kalojnë nëpër qarkun e jashtëm nga zinku në elektrodën e hidrogjenit. Potenciali standard i elektrodës për elektrodën e zinkut (-0,76 V).

Duke marrë një pllakë bakri si elektrodë, në kushtet e specifikuara në kombinim me një elektrodë standarde hidrogjeni, marrim një qelizë galvanike.

(-) Pt, H2 /2H + //Cu 2+ /Cu (+).

Në këtë rast ndodh reaksioni: Cu 2+ + H 2 = Cu o + 2H +. Elektronet lëvizin nëpër qarkun e jashtëm nga elektroda e hidrogjenit në elektrodën e bakrit. Potenciali standard i elektrodës së elektrodës së bakrit (+0,34 V).

Një numër i potencialeve standarde të elektrodës (tensioneve). Ekuacioni Nernst

Me renditjen e metaleve sipas renditjes në rritje të potencialeve të tyre standarde të elektrodës, fitohet një seri tensionesh të Nikolai Nikolaevich Beketov (1827-1911), ose një seri potencialesh standarde të elektrodës. Vlerat numerike të potencialeve standarde të elektrodës për një numër metalesh teknikisht të rëndësishëm janë dhënë në tabelë.

Gama e stresit të metalit

Një numër stresesh karakterizojnë disa veti të metaleve:

1. Sa më i ulët të jetë potenciali i elektrodës së një metali, aq më aktiv kimikisht është, aq më e lehtë është të oksidohet dhe aq më e vështirë është të rikuperohet nga jonet e tij. Metalet aktive në natyrë ekzistojnë vetëm në formën e komponimeve Na, K, ..., gjenden në natyrë si në formë përbërjesh ashtu edhe në gjendje të lirë të Cu, Ag, Hg; Au, Pt - vetëm në gjendje të lirë;

2. Metalet që kanë një potencial elektrodë më negativ se magnezi, zhvendosin hidrogjenin nga uji;

3. Metalet që janë në serinë e tensionit përpara hidrogjenit, zhvendosin hidrogjenin nga tretësirat e acideve të holluara (anionet e të cilave nuk shfaqin veti oksiduese);

4. Çdo metal i serisë që nuk zbërthehet uji zhvendos metalet që kanë më shumë vlera pozitive të potencialeve të elektrodës nga tretësirat e kripërave të tyre;

5. Sa më shumë që metalet ndryshojnë në vlerat e potencialeve të elektrodës, aq më e madhe është vlera e emf. do të ketë një qelizë galvanike të ndërtuar prej tyre.

Varësia e potencialit të elektrodës (E) nga natyra e metalit, aktiviteti i joneve të tij në tretësirë ​​dhe temperaturë shprehet me ekuacionin Nernst.

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

ku E o Me është potenciali standard i elektrodës së metalit, dhe Men + është aktiviteti i joneve metalike në tretësirë. Në një temperaturë standarde prej 25 o C, për tretësirat e holluara, duke zëvendësuar aktivitetin (a) me përqendrimin (c), logaritmin natyror me një dhjetor dhe duke zëvendësuar vlerat e R, T dhe F, marrim

E Me = E o Me + (0.059/n)logс.

Për shembull, për një elektrodë zinku të vendosur në një tretësirë ​​të kripës së saj, përqendrimi i joneve të hidratuar Zn 2+ × mH 2 O Le ta shkurtojmë atë si Zn 2+, atëherë

E Zn = E o Zn + (0,059/n) log[ Zn 2+ ].

Nëse = 1 mol/dm 3, atëherë E Zn = E o Zn.

Qelizat galvanike, forca e tyre elektromotore

Dy metale të zhytura në tretësirat e kripërave të tyre, të lidhura nga një përcjellës, formojnë një qelizë galvanike. Qeliza e parë galvanike u shpik nga Alexander Volt në 1800. Qeliza përbëhej nga pllaka bakri dhe zinku të ndara nga një leckë e njomur në një tretësirë ​​të acidit sulfurik. Kur një numër i madh pllakash lidhen në seri, elementi Volta ka një forcë të konsiderueshme elektromotore (emf).

Shfaqja e një rryme elektrike në një qelizë galvanike shkaktohet nga ndryshimi në potencialet e elektrodës së metaleve të marra dhe shoqërohet me transformime kimike që ndodhin në elektroda. Le të shqyrtojmë funksionimin e një qelize galvanike duke përdorur shembullin e një qelize bakri-zink (J. Daniel - B. S. Jacobi).

Diagrami i një qelize galvanike bakër-zink Daniel-Jacobi

Në një elektrodë zinku të zhytur në një tretësirë ​​të sulfatit të zinkut (c = 1 mol/dm 3), ndodh oksidimi i zinkut (shpërbërja e zinkut) Zn o - 2e = Zn 2+. Elektronet hyjnë në qarkun e jashtëm. Zn është një burim elektronesh. Burimi i elektroneve konsiderohet të jetë elektroda negative - anoda. Në një elektrodë bakri të zhytur në një tretësirë ​​të sulfatit të bakrit (c = 1 mol/dm 3), jonet metalike reduktohen. Atomet e bakrit depozitohen në elektrodën Cu 2+ + 2e = Cu o. Elektroda e bakrit është pozitive. Është katodë. Në të njëjtën kohë, disa jone SO 4 2- kalojnë përmes urës së kripës në një enë me një zgjidhje ZnSO 4 . Duke mbledhur ekuacionet e proceseve që ndodhin në anodë dhe katodë, marrim ekuacionin total

ose në formë molekulare

Ky është një reaksion i zakonshëm redoks që ndodh në ndërfaqen metal-tretësirë. Energjia elektrike e një qelize galvanike merret përmes një reaksioni kimik. Qeliza galvanike e konsideruar mund të shkruhet në formën e një qarku të shkurtër elektrokimik

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

Një kusht i domosdoshëm për funksionimin e një qelize galvanike është ndryshimi i potencialit, quhet forca elektromotore e një qelize galvanike (EMF) . E.m.f. çdo element galvanik i punës ka një vlerë pozitive. Për të llogaritur emf. qeliza galvanike, është e nevojshme të zbritet vlera e potencialit më pak pozitiv nga vlera e potencialit më pozitiv. Pra, e.m.f. qeliza galvanike bakër-zink në kushte standarde (t = 25 o C, c = 1 mol/dm 3, P = 1 atm) është e barabartë me diferencën midis potencialeve standarde të elektrodës së bakrit (katodës) dhe zinkut (anodës), që është

e.m.f. = E o C u 2+ / Cu - E o Zn 2+ / Zn = +0,34 V – (-0,76 V) = +1,10 V.

Kur çiftohet me zink, joni Cu 2+ zvogëlohet.

Dallimi në potencialet e elektrodave të nevojshme për funksionim mund të krijohet duke përdorur të njëjtën zgjidhje të përqendrimeve të ndryshme dhe të njëjtat elektroda. Një qelizë e tillë galvanike quhet përqendrimi , dhe funksionon duke barazuar përqendrimet e tretësirës. Një shembull do të ishte një qelizë e përbërë nga dy elektroda hidrogjeni

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

ku c` = `; c`` = ``.

Nëse p = 101 kPa, s`< с``, то его э.д.с. при 25 о С определяется уравнением

E = 0,059lg(s``/s`).

Në с` = 1 mol-jon/dm 3 emf. elementi përcaktohet nga përqendrimi i joneve të hidrogjenit në tretësirën e dytë, domethënë E = 0,059lgс`` = -0,059 pH.

Përcaktimi i përqendrimit të joneve të hidrogjenit dhe, rrjedhimisht, pH i mjedisit duke matur emf. elementi galvanik përkatës quhet potenciometri.

Bateritë

Bateritë quhen qeliza galvanike me veprim të ripërdorshëm dhe të kthyeshëm. Ato janë të afta të shndërrojnë energjinë kimike të akumuluar në energji elektrike gjatë shkarkimit dhe energjinë elektrike në energji kimike, duke krijuar një rezervë gjatë karikimit. Meqenëse e.m.f. bateritë janë të vogla gjatë funksionimit, ato zakonisht lidhen në bateri.

Bateri me acid plumbi . Një bateri me acid plumbi përbëhet nga dy pllaka plumbi të shpuar, njëra prej të cilave (negative) pas karikimit përmban një mbushës - plumb aktiv sfungjer, dhe tjetri (pozitiv) - dioksid plumbi. Të dy pllakat zhyten në një tretësirë ​​të acidit sulfurik 25 - 30% (Fig. 35). Qarku i baterisë

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

Para karikimit, një pastë që përmban, përveç lidhësit organik, oksid plumbi PbO, lyhet në poret e elektrodave të plumbit. Si rezultat i ndërveprimit të oksidit të plumbit me acidin sulfurik, sulfati i plumbit formohet në poret e pllakave të elektrodës.

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

Bateritë ngarkohen duke kaluar rrymë elektrike

Procesi i shkarkimit

Në total, proceset që ndodhin gjatë karikimit dhe shkarkimit të një baterie mund të përfaqësohen si më poshtë:

Kur ngarkoni një bateri, densiteti i elektrolitit (acidi sulfurik) rritet, dhe kur shkarkohet zvogëlohet. Dendësia e elektrolitit përcakton shkallën e shkarkimit të baterisë. E.m.f. Bateria e plumbit 2.1 V.

Përparësitë Bateria e acidit të plumbit - kapacitet i madh elektrik, funksionim i qëndrueshëm, një numër i madh ciklesh (shkarkimi-karikimi). Të metat- masë e madhe dhe, për rrjedhojë, kapacitet specifik i ulët, çlirim i hidrogjenit gjatë karikimit, jo shtrëngim në prani të një tretësire të përqendruar të acidit sulfurik. Bateritë alkaline janë më të mira në këtë drejtim.

Bateri alkaline. Këto përfshijnë bateri kadmium-nikel dhe hekur-nikel T. Edison.

Qarqet e baterisë Edison dhe baterisë së plumbit

Ata janë të ngjashëm me njëri-tjetrin. Dallimi qëndron në materialin e pllakave të elektrodës negative. Në rastin e parë janë kadmium, në të dytin janë hekur. Elektroliti është një tretësirë ​​KOH ω = 20% . Bateritë e nikel-kadmiumit kanë rëndësinë më të madhe praktike. Diagrami i baterisë kadmium-nikel

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

Funksionimi i një baterie kadmium-nikel bazohet në një reaksion redoks që përfshin Ni 3+

E.m.f. e një baterie nikel-kadmiumi të ngarkuar është 1.4 V.

Tabela tregon karakteristikat e baterisë Edison dhe baterisë së plumbit.

Të gjitha proceset elektrokimike mund të ndahen në dy grupe të kundërta: proceset e elektrolizës, në të cilat reaksionet kimike ndodhin nën ndikimin e një burimi të jashtëm të energjisë elektrike, dhe proceset e shfaqjes së forcës elektromotore dhe rrymës elektrike si rezultat i reaksioneve të caktuara kimike.

Në grupin e parë të proceseve, energjia elektrike shndërrohet në energji kimike, në të dytën, përkundrazi, energjia kimike shndërrohet në energji elektrike.

Shembuj të të dy llojeve të proceseve përfshijnë proceset që ndodhin në bateri. Kështu, kur një bateri plumbi e një gjeneratori të energjisë elektrike funksionon, ndodh reagimi i mëposhtëm:

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

Si rezultat i këtij reaksioni, lirohet energji, e cila kthehet në energji elektrike. Kur bateria shkarkohet, ajo ngarkohet duke kaluar rrymë elektrike përmes saj në drejtim të kundërt.

Reaksioni kimik ndodh gjithashtu në drejtim të kundërt:

2РbSO 4 + 2Н 2 O → Рb + РbO 2 + 4Н + + 2SO 4 2- .

Në këtë rast, energjia elektrike shndërrohet në energji kimike. Bateria tani ka rezerva energjie dhe mund të shkarkohet përsëri.

Të gjitha reaksionet elektrokimike ndodhin kur një rrymë elektrike rrjedh në një qark. Ky rreth përbëhet domosdoshmërisht nga përçues metalikë të lidhur në seri dhe një zgjidhje elektrolite (ose shkrirë). Në përçuesit metalikë, siç e dimë, rryma bartet nga elektronet, në një zgjidhje të elektroliteve - nga jonet. Vazhdimësia e rrjedhës së rrymës në qark sigurohet vetëm kur ndodhin procese në elektroda, d.m.th. në kufirin metal - elektrolit, në njërën elektrodë ndodh procesi i marrjes së elektroneve - reduktimi, në elektrodën e dytë - procesi i lëshimit të elektroneve, d.m.th. oksidimi.

Një tipar i proceseve elektrokimike, në ndryshim nga ato kimike konvencionale, është ndarja hapësinore e proceseve të oksidimit dhe reduktimit. Këto procese, të cilat nuk mund të ndodhin pa njëri-tjetrin, përbëjnë procesin e përgjithshëm kimik në një sistem elektrokimik.

Nëse zhytni një pllakë metalike (elektrodë) në një tretësirë ​​elektrolite, lind një ndryshim potencial midis pllakës dhe tretësirës, ​​i cili quhet potenciali i elektrodës.

Le të shqyrtojmë arsyet e shfaqjes së tij. Nyjet e rrjetës kristalore metalike përmbajnë vetëm jone të ngarkuar pozitivisht. Për shkak të ndërveprimit të tyre me molekulat e tretësit polare, ato shkëputen nga kristali dhe kalojnë në tretësirë. Si rezultat i këtij tranzicioni, një tepricë e elektroneve mbetet në pllakën metalike, duke bërë që ajo të marrë një ngarkesë negative. Jonet e ngarkuar pozitivisht që hyjnë në tretësirë ​​për shkak të tërheqjes elektrostatike mbeten drejtpërdrejt në sipërfaqen e elektrodës metalike. Formohet një shtresë elektrike e dyfishtë. Ndërmjet elektrodës dhe tretësirës ndodh një kërcim potencial, i cili quhet potenciali i elektrodës.

Së bashku me kalimin e joneve nga metali në tretësirë, ndodh edhe procesi i kundërt. Shpejtësia e kalimit të joneve nga metali në tretësirën V 1 mund të jetë më e madhe se shpejtësia e kalimit të kundërt të joneve nga tretësira në metal V 2 (V 2 ˃ V 1).

Ky ndryshim në shpejtësi do të rezultojë në një ulje të numrit të joneve pozitive në metal dhe një rritje të tyre në tretësirë. Elektroda metalike fiton një ngarkesë negative, dhe tretësira fiton një ngarkesë pozitive.

Sa më i madh të jetë diferenca V 1 ‒V 2, aq më negative do të jetë ngarkesa e elektrodës metalike. Nga ana tjetër, vlera e V 2 varet nga përmbajtja e joneve metalike në tretësirë; përqendrimet më të larta të tyre korrespondojnë me një shpejtësi më të madhe V 2 . Rrjedhimisht, me rritjen e përqendrimit të joneve në tretësirë, ngarkesa negative e elektrodës metalike zvogëlohet.

Nëse, përkundrazi, shkalla e kalimit të joneve metalike në tretësirë ​​është më e vogël se shpejtësia e procesit të kundërt (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.

Në të dyja rastet, diferenca potenciale, e cila lind si rezultat i shpërndarjes së pabarabartë të ngarkesave, përshpejton procesin e ngadaltë dhe ngadalëson më shpejt. Si rezultat, do të vijë një moment kur ritmet e të dy proceseve bëhen të barabarta. Do të ketë një ekuilibër që do të jetë dinamik. Kalimi i joneve nga metali në tretësirë ​​dhe mbrapa do të ndodhë gjatë gjithë kohës dhe në një gjendje ekuilibri. Shpejtësia e këtyre proceseve në ekuilibër do të jenë të njëjta (V 1p = V 2p). Sasia e potencialit të elektrodës që mbahet në ekuilibër quhet potenciali i elektrodës së ekuilibrit.

Potenciali që lind ndërmjet metalit dhe tretësirës nëse metali zhytet në një tretësirë ​​në të cilën përqendrimi i joneve të këtij metali është i barabartë me një gram jon quhet potencial elektrod normal ose standard.

Nëse vendosim potencialet normale të reaksioneve të elektrodës për metale të ndryshme në mënyrë që vlerat algjebrike të tyre të rriten vazhdimisht, atëherë do të marrim një seri tensionesh të njohura nga një kurs i përgjithshëm i kimisë. Në këtë rresht vendosen të gjithë elementët në varësi të vetive elektrokimike të tyre, të cilat lidhen drejtpërdrejt me vetitë kimike. Kështu, të gjitha metalet e vendosura në bakër (d.m.th., me më shumë potenciale negative) oksidohen relativisht lehtë, dhe të gjitha metalet që ndodhen pas bakrit oksidohen me mjaft vështirësi.

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

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

Çdo anëtar i serisë, duke qenë më aktiv, mund të zhvendosë nga lidhjet çdo anëtar të serisë që qëndron në të djathtë të tij në serinë e streseve.

Le të shqyrtojmë mekanizmin e veprimit të një qelize galvanike, diagrami i së cilës është paraqitur në Fig. Elementi përbëhet nga një pllakë zinku e zhytur në një tretësirë ​​të sulfatit të zinkut dhe një pllakë bakri e zhytur në një zgjidhje të sulfatit të bakrit.

Oriz. Diagrami i një qelize galvanike bakër-zink

Të dyja janë enë me tretësira, të quajtura gjysmëqeliza, të lidhura me njëra-tjetrën nga një ndërprerës elektrolitik për të formuar një qelizë galvanike. Ky çelës (një tub qelqi i mbushur me elektrolit) lejon që jonet të lëvizin nga një enë (gjysmë qelizë) në tjetrën. Së bashku, zgjidhjet e sulfatit të zinkut dhe sulfatit të bakrit nuk përzihen.

Nëse qarku elektrik është i hapur, atëherë nuk ndodhin ndryshime në pllakat metalike ose në tretësirë, por kur rrethi mbyllet, rryma do të rrjedhë në rreth. Elektronet nga një vend ku densiteti i ngarkesës negative është më i lartë (d.m.th. nga pllaka e zinkut) lëvizin në vende me një densitet më të ulët të ngarkesës negative ose në një vend me një ngarkesë pozitive (d.m.th. në pllakën e bakrit). Për shkak të lëvizjes së elektroneve, ekuilibri në ndërfaqen metal-tretësirë ​​do të prishet. Teprica e ngarkesave negative në pllakën e zinkut do të ulet, forcat tërheqëse do të ulen përkatësisht dhe disa nga jonet e zinkut nga shtresa e dyfishtë elektrike do të lëvizin në vëllimin total të tretësirës. Kjo do të çojë në një ulje të shkallës së kalimit të joneve Zn 2+ nga tretësira në metal. Diferenca V 1 ‒V 2 (e cila është zero në gjendjen e ekuilibrit) do të rritet dhe një sasi e re e joneve të zinkut do të lëvizë nga metali në tretësirë. Kjo do të bëjë që në pllakën e zinkut të shfaqet një tepricë e elektroneve, të cilat do të lëvizin menjëherë në pllakën e bakrit dhe përsëri gjithçka do të përsëritet vazhdimisht. Si rezultat, zinku shpërndahet dhe një rrymë elektrike rrjedh vazhdimisht në rreth.

Është e qartë se lëvizja e vazhdueshme e elektroneve nga pllaka e zinkut në pllakën e bakrit është e mundur vetëm kur ato asimilohen në pllakën e bakrit. Shfaqja e elektroneve të tepërta në pllakën e bakrit do të çojë në rirregullimin e shtresës së dyfishtë. Jonet negative SO 4 2- do të zmbrapsen, dhe jonet pozitive të bakrit që janë në tretësirë ​​do të hyjnë në shtresën e dyfishtë elektrike për shkak të tërheqjes elektrostatike të shkaktuar nga shfaqja e elektroneve. Shpejtësia e kalimit të joneve në metal V 2 do të rritet. Jonet Cu 2+ depërtojnë në rrjetën kristalore të pllakës së bakrit, duke shtuar elektrone. Është ky proces i asimilimit të elektroneve në pllakën e bakrit që do të sigurojë vazhdimësinë e procesit në tërësi.

Madhësia e EMF E është e barabartë me ndryshimin midis potencialeve të elektrodës E 1 dhe E 2 në elektroda: E = E 1 - E 2.

Proceset që ndodhin në elektroda mund të paraqiten me një diagram: në fytyrë ka një pllakë zinku - elektrolit Zn - 2e - = Zn 2+, në fytyrë ka një elektrolit pllakë bakri Cu 2+ + 2e - = Cu. .

Siç mund ta shohim, proceset e oksidimit të zinkut dhe reduktimit të bakrit janë të ndara në hapësirë, ato ndodhin në elektroda të ndryshme. Në përgjithësi, reaksioni kimik që ndodh në një qelizë bakër-zink mund të shkruhet në formë jonike si më poshtë:

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

E njëjta pamje do të vërehet në rastin kur të dy pllakat janë të ngarkuara negativisht në lidhje me tretësirën. Le të zhysim dy pllaka bakri në solucione të holluara të sulfatit të bakrit. Përqendrimi i joneve të bakrit në këto tretësira është C 1 dhe C 2 (C 2 > C 1). Le të supozojmë se të dy pllakat janë të ngarkuara negativisht në lidhje me tretësirat. Por pllaka A në një enë me përqendrim tretësirë ​​C 1 do të ngarkohet më negativisht për faktin se përqendrimi i joneve të bakrit në këtë enë është më i vogël se në enën e dytë, dhe rrjedhimisht shkalla e depërtimit të joneve Cu 2+ në grilë kristal do të jetë më pak. Nëse mbyllim rrethin, atëherë elektronet do të lëvizin nga pllaka A, ku dendësia e tyre është më e madhe, në pllakën B. Në skajin e pllakës A me elektrolitin ndodh procesi Cu° ‒ 2e - = Cu 2+, në buza e pllakës B me elektrolitin Cu 2+ + 2e - + Cu°.

Të dy pllakat, siç është përmendur tashmë, janë të ngarkuara negativisht në lidhje me zgjidhjen. Por pllaka A është e ngarkuar negativisht në lidhje me pllakën B dhe për këtë arsye vepron si një elektrodë negative në një qelizë galvanike, dhe pllaka B vepron si një elektrodë pozitive.

Madhësia e EMF, e barabartë me ndryshimin në potencialet e elektrodës, do të jetë më e madhe, aq më i madh është ndryshimi në përqendrimet e joneve në tretësirë.

Ekuacioni Nernst- një ekuacion që lidh potencialin redoks të sistemit me aktivitetet e substancave të përfshira në ekuacionin elektrokimik dhe potencialet standarde të elektrodave të çifteve redoks.

,

Potenciali i elektrodës, - potenciali standard i elektrodës, i matur në volt;