Procesos electroquímicos. El potencial de electrodo es una serie de potenciales de electrodo estándar para metales. Ecuación de Nernst. Una gama de potenciales de electrodos estándar

26.09.2019

Los metales incluyen elementos s de los grupos 1 y 2, todos los elementos d y f, así como varios elementos p de los subgrupos principales: 3 (excepto boro), 4 (Ge, Sn, Pb), 5 ( Sb, Bi) y Ro. Los elementos metálicos más típicos se sitúan al inicio de los períodos. Anteriormente hablamos del hecho de que en los metales se producen enlaces altamente deslocalizados. Esto se debe al hecho de que, debido al efecto de apantallamiento, los electrones de valencia de los átomos metálicos son atraídos más débilmente hacia el núcleo y las primeras energías de ionización para ellos son relativamente bajas. A nuestra temperatura habitual (unos 300 K), que está bastante lejos de la cero absoluto, la energía del movimiento térmico es suficiente para el libre movimiento de electrones por todo el metal.

Dado que el enlace en los metales está altamente deslocalizado y se extiende por todo el cristal, los metales tienen una alta plasticidad y conductividad eléctrica y térmica. La plata y el cobre tienen la mayor conductividad eléctrica y térmica, y el mercurio la menor. Este último es también el metal más fusible (-38,9 C). El metal más refractario es el tungsteno (3390 C). Una diferencia tan grande en los puntos de fusión y ebullición se explica por la presencia en los metales, además del enlace metálico, de una determinada proporción. enlaces covalentes, especialmente para elementos de transición con una gran cantidad de electrones de valencia.

Consideremos las configuraciones electrónicas del mercurio y el tungsteno.

Hg – 5d 10 6s 2; G – 5d 4 6s 2 . La interacción intermolecular entre los átomos de mercurio es muy pequeña, tan pequeña que en general, a alta densidad, debido a la gravedad de los átomos, es el metal más fusible. Dado que todos los subniveles del átomo de mercurio están llenos, la formación de enlaces covalentes es generalmente imposible y el enlace metálico es bastante débil, más débil que en los metales alcalinos, que generalmente son los más fusibles entre todos los metales. Por el contrario, en el átomo de W es posible la formación de cuatro enlaces de valencia a la vez. Además, el enlace metálico es el más fuerte de todos los elementos 5d, y los átomos mismos son más pesados que sus homólogos electrónicos: Mo y Cr. La combinación de estos factores conduce a la mayor refractariedad del tungsteno.

La configuración electrónica del osmio (5d 6 6s 2) es tal que le faltan 4 electrones antes de completar el subnivel 5d, por lo que es más capaz de atraer electrones de los átomos vecinos, lo que provoca un acortamiento del enlace metal-metal. Por tanto, el osmio tiene la densidad más alta (22,4 g/cm3).

EN forma pura los metales son relativamente raros. Básicamente, se trata de metales químicamente inertes (oro, así como metales del grupo del platino: platino, rodio, iridio, osmio, etc.). La plata, el cobre, el mercurio y el estaño se pueden encontrar tanto en estado nativo como en forma de compuestos. Los metales restantes se presentan en forma de compuestos llamados minerales.

Los metales se obtienen a partir de sus compuestos reduciéndolos a partir de óxidos. Como agentes reductores se utilizan C, CO, metales activos, hidrógeno y metano. Si el mineral es sulfuro metálico (ZnS, FeS 2), primero se convierte en óxido. La reducción de metales de sus compuestos por otros metales se llama metalotermia. Algunos metales se extraen de soluciones de sus sales mediante electrólisis, por ejemplo el aluminio o el sodio. Todos los métodos para obtener metales a partir de sus compuestos se basan en procesos redox.

El proceso de transferencia de electrones en una semirreacción redox se puede representar mediante la siguiente ecuación general:

El proceso de transición electrónica corresponde a un cambio en la energía de Gibbs igual a ∆G = –nFE, donde F (constante de Faraday, corresponde a la cantidad de electricidad necesaria para la reducción u oxidación de un mol de una sustancia) = 96500 C/ mol, n es el número de electrones, E es el potencial del electrodo, B es la diferencia de voltaje entre el agente oxidante y el agente reductor. Por otro lado, ∆G = –RTlnK = –nFE; RTlnK = nFE. Por tanto, E = RTlnK/nF. Dado que K = / y 2,3lnK = logK, la dependencia del potencial del electrodo de las concentraciones de sustancias (participantes en el proceso del electrodo) y de la temperatura se expresa mediante la siguiente ecuación:

E = E 0 + log/ – Ecuación de Nernst.

A temperatura estándar (298 K), la ecuación toma la forma:

mi = mi 0 + 0,059 lg/

La concentración del agente oxidante siempre se da en el numerador y el potencial siempre se da para la semirreacción de reducción: Ox + ne = Rojo.

En concentraciones de equilibrio del agente oxidante y del agente reductor iguales a la unidad, E = E 0 es el potencial del electrodo estándar: este es el potencial de un proceso de electrodo dado en concentraciones unitarias de todas las sustancias. Dado que el valor absoluto del estándar potenciales de electrodo no se puede determinar, entonces se toma como punto de partida el potencial de semirreacción: 2Н + + 2е = Н 2 . Se supone que el potencial de este proceso de electrodo es 0 en concentraciones unitarias del catión de hidrógeno. El electrodo de hidrógeno consta de una placa de platino que se sumerge en una solución de ácido sulfúrico con [H + ] = 1 mol/l y se lava con una corriente de H 2 bajo una presión de 101325 Pa a 298 K.

El potencial del electrodo es la EMF de una celda galvánica, que consta del electrodo en estudio y un electrodo de hidrógeno estándar. Al disponer los metales en orden creciente de magnitud de sus potenciales de electrodo, obtenemos una serie de potenciales de electrodo estándar de metales. Caracteriza las propiedades químicas de los metales. Cada metal de la serie desplaza a todos los metales siguientes de la solución de sus sales. Los metales de la fila a la izquierda del hidrógeno lo desplazan de las soluciones ácidas.

El potencial de cualquier reacción redox se puede calcular a partir de los valores de los potenciales de media reacción.

Consideremos un ejemplo sencillo: Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2. Para este proceso se producen dos semirreacciones:

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

Dado que el potencial de la segunda semirreacción es mayor que el de la primera, la segunda semirreacción procederá de izquierda a derecha, es decir, hacia la formación de moléculas de hidrógeno. La primera media reacción procederá de derecha a izquierda, es decir, hacia la formación de cationes de zinc.

Al considerar la producción de metales, hablamos del hecho de que varios metales son reducidos de sus óxidos por otros metales más activos. Por ejemplo, el magnesio puede reducir el cobre del óxido de cobre (II). Comparemos dos medias reacciones:

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

Mg 2+ + 2e = Mg mi 0 = –2,36 V

El potencial de la primera semirreacción es mayor que el de la segunda y es la que se desarrollará de izquierda a derecha, y la segunda, de derecha a izquierda.

Por tanto, para determinar la dirección de las reacciones redox, es necesario anotar dos semireacciones desde la forma oxidada a la forma reducida y comparar sus potenciales. Una reacción con un potencial mayor procederá de izquierda a derecha, y una con un potencial menor procederá de derecha a izquierda.

Casi todas las reacciones de los metales son procesos redox y para determinar su dirección es necesario, en primer lugar, tener en cuenta los potenciales de cada una de las semireacciones en el proceso redox. Pero además hay excepciones. Por ejemplo, el plomo es insoluble en ácido sulfúrico, a pesar de que el potencial del par Pb 2+ /Pb es –0,15 V. El hecho es que el sulfato de plomo es insoluble y su formación evita una mayor oxidación del plomo.

Conferencia 15.

Electrólisis.

En soluciones y electrolitos fundidos hay iones con carga opuesta (cationes y aniones), que se encuentran en movimiento constante. Si se sumergen electrodos inertes (grafito) en este tipo de líquido, por ejemplo, en una masa fundida de cloruro de sodio (se funde a 801 0 C) y se pasa una corriente eléctrica constante, entonces los iones bajo la influencia de un campo eléctrico externo se avanzan hacia los electrodos, los cationes, hacia el cátodo, y los aniones, hacia el ánodo. Los cationes de sodio, al llegar al cátodo, aceptan electrones y se reducen a sodio metálico:

Los iones cloruro se oxidan en el ánodo:

2Сl – – 2e = Cl 2 0

Como resultado, se libera sodio metálico en el cátodo y cloro molecular en el ánodo. La ecuación general para la electrólisis del cloruro de sodio fundido es la siguiente.

K: Na + + e = Na 0 2

A: 2Сl – – 2e = Cl 2 0 1

2Na + + 2Сl – electrólisis ® 2Na 0 + Cl 2 0

2NaСl = 2Na + Cl 2

Esta reacción es redox: ocurre un proceso de oxidación en el ánodo y un proceso de reducción en el cátodo.

El proceso redox que ocurre en los electrodos durante el paso. corriente eléctrica a través de una solución fundida o electrolítica se llama electrólisis.

La esencia de la electrólisis es la implementación de reacciones químicas utilizando energía eléctrica. En este caso, el cátodo cede electrones a los cationes y el ánodo acepta electrones de los aniones. La acción de la corriente eléctrica directa es mucho más fuerte que la acción de los agentes reductores y oxidantes químicos. Fue mediante electrólisis como se obtuvo por primera vez el gas flúor.

La electrólisis se llevó a cabo en una solución de fluoruro de potasio en ácido fluorhídrico. EN en este caso Se libera flúor en el ánodo y hidrógeno en el cátodo. La electrólisis se realiza en un baño electrolítico.

Es necesario distinguir entre la electrólisis de electrolitos fundidos y sus soluciones. EN el último caso Las moléculas de agua pueden participar en los procesos. Por ejemplo, durante la electrólisis de una solución acuosa de cloruro de sodio sobre electrodos inertes (grafito), en el cátodo se reducen moléculas de agua en lugar de cationes de sodio.

2H 2 O + 2e = H 2 + 2OH –

y los iones cloruro se oxidan en el ánodo:

2Сl – – 2e = Cl 2 0

Como resultado, se libera hidrógeno en el cátodo, cloro en el ánodo y las moléculas de hidróxido de sodio se acumulan en la solución. ecuación general La electrólisis de una solución acuosa de cloruro de sodio tiene la forma:

K: 2H 2 O + 2e = H 2 + 2OH –

A: 2Сl – – 2e = Cl 2 0

2H 2 O + 2Сl – = H 2 + Cl 2 + 2OH –

Por cierto, así es como la industria produce hidróxidos de todos los metales alcalinos y algunos metales alcalinotérreos, así como aluminio.

¿Cuál es la diferencia entre la electrólisis de masas fundidas y soluciones acuosas de electrolitos? Los procesos de reducción en el cátodo de soluciones acuosas de electrolitos dependen del valor de los potenciales de los electrodos estándar de los metales, es decir, con mayor frecuencia actúan como cationes que se reducen en el cátodo. Hay tres opciones posibles aquí:

1. Los cationes metálicos que tienen un potencial de electrodo estándar más alto que el del hidrógeno, es decir, más de cero durante la electrólisis se reducen completamente en el cátodo (cobre, plata, oro y otros).

2. Los cationes metálicos tienen muy pequeño valor El potencial del electrodo estándar (desde el litio hasta el aluminio inclusive) no se reduce en el cátodo, pero las moléculas de agua sí se reducen.

3. Los cationes metálicos, cuyo potencial de electrodo estándar es menor que el del hidrógeno, pero mayor que el del aluminio, se reducen durante la electrólisis en el cátodo junto con las moléculas de agua.

Si varios cationes metálicos están presentes simultáneamente en una solución acuosa, durante la electrólisis su liberación en el cátodo se produce en el orden decreciente del valor algebraico del potencial del electrodo estándar del metal correspondiente. Por ejemplo, al analizar bronce tipo BrAZh o BrAZhMts (cobre, aluminio, hierro y manganeso), se puede seleccionar un determinado valor de corriente, separar el cobre en un electrodo inerte (por ejemplo, platino), sacar el electrodo, pesarlo y determinar el contenido de cobre. Luego separe el aluminio y determine su contenido. Este método es bueno para separar metales con un potencial de electrodo estándar positivo.

Todos los electrodos se dividen en insolubles (inertes): carbono, grafito, platino e iridio. Soluble: cobre, plata, zinc, cadmio, níquel y otros. El concepto de electrodo soluble es importante para el ánodo, ya que es el que es capaz de disolverse durante la electrólisis. En el ánodo insoluble, durante la electrólisis, se produce la oxidación de aniones o moléculas de agua. En este caso, los aniones de los ácidos libres de oxígeno se oxidan con bastante facilidad. Si hay aniones de ácidos que contienen oxígeno en la solución, entonces las moléculas de agua se oxidan en el ánodo, liberando oxígeno según la reacción:

2H 2 O – 4e = O 2 + 4H +

Durante la electrólisis, el propio ánodo soluble se oxida, donando electrones al circuito eléctrico externo y pasando a solución:

R: Yo Û Yo n+ + ne –

Veamos ejemplos de electrólisis de masas fundidas y soluciones de electrolitos.

Electroquímica - una rama de la química que estudia los procesos de aparición de diferencias de potencial y la conversión de energía química en energía eléctrica (celdas galvánicas), así como la implementación de reacciones químicas debido al gasto de energía eléctrica (electrólisis). Estos dos procesos, que tienen una naturaleza común, se utilizan ampliamente en la tecnología moderna.

Las células galvánicas se utilizan como fuentes de energía autónomas y de pequeño tamaño para máquinas, dispositivos de ingeniería de radio y dispositivos de control. Mediante electrólisis se obtienen diversas sustancias, se tratan superficies y se crean productos con la forma deseada.

Los procesos electroquímicos no siempre benefician a los humanos y, en ocasiones, causan grandes daños, provocando una mayor corrosión y destrucción de las estructuras metálicas. Para poder utilizar con habilidad los procesos electroquímicos y combatir fenómenos indeseables, es necesario estudiarlos y poder regularlos.

El motivo de la aparición de fenómenos electroquímicos es la transferencia de electrones o un cambio en el estado de oxidación de los átomos de sustancias que participan en procesos electroquímicos, es decir, reacciones redox que ocurren en sistemas heterogéneos. En las reacciones redox, los electrones se transfieren directamente del agente reductor al agente oxidante. Si los procesos de oxidación y reducción están separados espacialmente y los electrones se dirigen a lo largo de un conductor metálico, entonces dicho sistema representará una celda galvánica. La razón de la aparición y el flujo de corriente eléctrica en una celda galvánica es la diferencia de potencial.

Potencial de electrodo. Medición de potenciales de electrodos

Si tomas una placa de cualquier metal y la sumerges en agua, los iones de la capa superficial, bajo la influencia de las moléculas de agua polares, se desprenden y se hidratan en el líquido. Como resultado de esta transición, el líquido queda cargado positivamente y el metal negativamente, ya que sobre él aparece un exceso de electrones. La acumulación de iones metálicos en el líquido comienza a inhibir la disolución del metal. Se establece un equilibrio móvil.

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

El estado de equilibrio depende tanto de la actividad del metal como de la concentración de sus iones en solución. En el caso de metales activos en la serie de voltaje hasta el hidrógeno, la interacción con las moléculas de agua polares termina con la separación de los iones metálicos positivos de la superficie y la transición de los iones hidratados a la solución (Fig. b). El metal queda cargado negativamente. El proceso es la oxidación. A medida que aumenta la concentración de iones cerca de la superficie, es probable que se produzca el proceso inverso: la reducción de iones. La atracción electrostática entre los cationes en solución y el exceso de electrones en la superficie forma una doble capa eléctrica. Esto provoca la aparición de una determinada diferencia de potencial, o salto de potencial, en la interfaz entre el metal y el líquido. La diferencia de potencial que surge entre un metal y el ambiente acuoso que lo rodea se llama potencial de electrodo. Cuando un metal se sumerge en una solución de una sal de ese metal, el equilibrio cambia. Aumentar la concentración de iones de un metal determinado en solución facilita el proceso de transición de iones de solución a metal. Los metales cuyos iones tienen una capacidad significativa para pasar a la solución estarán cargados positivamente en dicha solución, pero en menor medida que en el agua pura.

Para metales inactivos, la concentración de equilibrio de iones metálicos en solución es muy pequeña. Si dicho metal se sumerge en una solución de sal de este metal, los iones cargados positivamente se liberan sobre el metal a un ritmo más rápido que la transición de iones del metal a la solución. La superficie del metal recibirá una carga positiva y la solución recibirá una carga negativa debido al exceso de aniones de sal. Y en este caso, aparece una doble capa eléctrica en la interfaz metal-solución, de ahí una cierta diferencia de potencial (Fig. c). En el caso considerado, el potencial del electrodo es positivo.

Arroz. El proceso de transición de un ion de un metal a una solución:

un balance; b – disolución; c – deposición

El potencial de cada electrodo depende de la naturaleza del metal, la concentración de sus iones en la solución y la temperatura. Si se sumerge un metal en una solución de su sal que contiene un mol de ion metálico por 1 dm 3 (cuya actividad es 1), entonces el potencial del electrodo será un valor constante a una temperatura de 25 o C y una presión de 1 Cajero automático. Este potencial se llama potencial de electrodo estándar (Eo).

Los iones metálicos que tienen carga positiva, penetran en la solución y se mueven en el campo potencial de la interfaz metal-solución, gastan energía. Esta energía se compensa mediante el trabajo de expansión isotérmica desde una mayor concentración de iones en la superficie a una menor en la solución. Los iones positivos se acumulan en la capa superficial hasta una concentración Con oh, y luego pasa a la solución, donde la concentración de iones libres Con. El trabajo del campo eléctrico EnF es igual al trabajo isotérmico de expansión RTln(с o /с). Al igualar ambas expresiones de trabajo, podemos derivar la magnitud del potencial

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

donde E es el potencial del metal, V; R – constante universal de los gases, J/mol K; T – temperatura, K; n – carga de iones; F – número de Faraday; с – concentración de iones libres;

с о – concentración de iones en la capa superficial.

No es posible medir directamente el valor del potencial, ya que es imposible determinar experimentalmente el valor del potencial. Los valores de los potenciales de los electrodos se determinan experimentalmente en relación con el valor de otro electrodo, cuyo potencial se supone convencionalmente que es cero. Tal electrodo estándar o de referencia es electrodo de hidrógeno normal (n.v.e.) . La estructura del electrodo de hidrógeno se muestra en la figura. Consiste en una placa de platino recubierta con platino depositado electrolíticamente. El electrodo se sumerge en una solución 1 M de ácido sulfúrico (la actividad de los iones de hidrógeno es de 1 mol/dm3) y se lava con una corriente de gas hidrógeno a una presión de 101 kPa y T = 298 K. Cuando el platino está saturado con hidrógeno , el equilibrio se establece en la superficie del metal, el proceso general se expresa mediante la ecuación

2Н + +2е ↔ Н 2 .

Si una placa de metal sumergida en una solución 1 M de una sal de este metal se conecta mediante un conductor externo a un electrodo de hidrógeno estándar, y las soluciones se conectan mediante una llave electrolítica, entonces obtenemos una celda galvánica (Fig. 32). La fuerza electromotriz de esta celda galvánica será la cantidad potencial de electrodo estándar de un metal dado (E oh ).

Esquema para medir el potencial de un electrodo estándar.

relativo al electrodo de hidrógeno

Tomando zinc en una solución 1 M de sulfato de zinc como electrodo y conectándolo con un electrodo de hidrógeno, obtenemos una celda galvánica, cuyo circuito se escribirá de la siguiente manera:

(-) Zn/Zn2+ // 2H + /H2, Pt (+).

En el diagrama, una línea indica la interfaz entre el electrodo y la solución, dos líneas indican la interfaz entre las soluciones. El ánodo está escrito a la izquierda y el cátodo a la derecha. En tal elemento, tiene lugar la reacción Zn o + 2H + = Zn 2+ + H 2, y los electrones pasan a través del circuito externo desde el electrodo de zinc al de hidrógeno. Potencial de electrodo estándar para electrodo de zinc (-0,76 V).

Tomando una placa de cobre como electrodo, en las condiciones especificadas en combinación con un electrodo de hidrógeno estándar, obtenemos una celda galvánica.

(-) Pt, H2/2H+ //Cu2+/Cu(+).

En este caso, se produce la reacción: Cu 2+ + H 2 = Cu o + 2H +. Los electrones se mueven a través del circuito externo desde el electrodo de hidrógeno al electrodo de cobre. Potencial de electrodo estándar del electrodo de cobre (+0,34 V).

Sistemas electroquímicos

características generales

Potencial de electrodo. Medición de potenciales de electrodos

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

Arroz. El proceso de transición de un ion de un metal a una solución:

un balance; b – disolución; c – deposición

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

donde E es el potencial del metal, V; R – constante universal de los gases, J/mol K; T – temperatura, K; n – carga de iones; F – número de Faraday; с – concentración de iones libres;

с о – concentración de iones en la capa superficial.

2Н + +2е ↔ Н 2 .

Esquema para medir el potencial de un electrodo estándar.

relativo al electrodo de hidrógeno

Tomando zinc en una solución 1 M de sulfato de zinc como electrodo y conectándolo con un electrodo de hidrógeno, obtenemos una celda galvánica, cuyo circuito se escribirá de la siguiente manera:

(-) Zn/Zn2+ // 2H + /H2, Pt (+).

Tomando una placa de cobre como electrodo, en las condiciones especificadas en combinación con un electrodo de hidrógeno estándar, obtenemos una celda galvánica.

(-) Pt, H2/2H+ //Cu2+/Cu(+).

Varios potenciales de electrodos estándar (voltajes). ecuación de nernst

Al disponer los metales en orden ascendente de sus potenciales de electrodo estándar, se obtiene una serie de voltajes de Nikolai Nikolaevich Beketov (1827-1911), o una serie de potenciales de electrodo estándar. En la tabla se dan los valores numéricos de los potenciales de electrodos estándar para varios metales técnicamente importantes.

Rango de tensión del metal

Varias tensiones caracterizan algunas propiedades de los metales:

1. Cuanto menor es el potencial del electrodo de un metal, más activo es químicamente, más fácil es oxidarse y más difícil es recuperarse de sus iones. Los metales activos en la naturaleza existen solo en forma de compuestos Na, K, ..., se encuentran en la naturaleza tanto en forma de compuestos como en estado libre de Cu, Ag, Hg; Au, Pt - sólo en estado libre;

2. Los metales que tienen un potencial de electrodo más negativo que el magnesio desplazan el hidrógeno del agua;

3. Los metales que se encuentran en la serie de voltaje antes del hidrógeno desplazan al hidrógeno de las soluciones de ácidos diluidos (cuyos aniones no exhiben propiedades oxidantes);

4. Cada metal de la serie que no se descompone en agua desplaza a los metales que tienen valores de potenciales de electrodo más positivos de las soluciones de sus sales;

5. Cuanto más difieren los metales en los valores de los potenciales de los electrodos, mayor es el valor de la fem. A partir de ellos se construirá una celda galvánica.

La dependencia del potencial del electrodo (E) de la naturaleza del metal, la actividad de sus iones en solución y la temperatura se expresa mediante la ecuación de Nernst.

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

donde E o Me es el potencial del electrodo estándar del metal y Men + es la actividad de los iones metálicos en solución. A una temperatura estándar de 25 o C, para soluciones diluidas, reemplazando la actividad (a) por la concentración (c), el logaritmo neperiano por un decimal y sustituyendo los valores de R, T y F, obtenemos

E Me = E o Me + (0,059/n)logс.

Por ejemplo, para un electrodo de zinc colocado en una solución de su sal, la concentración de iones hidratados Zn 2+ × mH 2 O Abreviémoslo como Zn 2+ , entonces

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

Si = 1 mol/dm 3, entonces E Zn = E o Zn.

Celdas galvánicas, su fuerza electromotriz.

Dos metales sumergidos en soluciones de sus sales, conectados por un conductor, forman una celda galvánica. La primera celda galvánica fue inventada por Alejandro Volt en 1800. La celda estaba formada por placas de cobre y zinc separadas por un paño empapado en una solución de ácido sulfúrico. Cuando se conectan una gran cantidad de placas en serie, el elemento Volta tiene una fuerza electromotriz (fem) significativa.

La aparición de una corriente eléctrica en una celda galvánica es causada por la diferencia en los potenciales de los electrodos de los metales tomados y va acompañada de transformaciones químicas que ocurren en los electrodos. Consideremos el funcionamiento de una celda galvánica usando el ejemplo de una celda de cobre-zinc (J. Daniel - B. S. Jacobi).

Esquema de una celda galvánica Daniel-Jacobi de cobre-zinc

En un electrodo de zinc sumergido en una solución de sulfato de zinc (c = 1 mol/dm 3), se produce la oxidación del zinc (disolución del zinc) Zn o - 2e = Zn 2+. Los electrones ingresan al circuito externo. El Zn es una fuente de electrones. Se considera que la fuente de electrones es el electrodo negativo, el ánodo. Sobre un electrodo de cobre sumergido en una solución de sulfato de cobre (c = 1 mol/dm 3), se reducen los iones metálicos. Los átomos de cobre se depositan sobre el electrodo Cu 2+ + 2e = Cu o. El electrodo de cobre es positivo. Es el cátodo. Al mismo tiempo, algunos iones SO 4 2- pasan a través del puente salino a un recipiente con una solución de ZnSO 4 . Sumando las ecuaciones de los procesos que ocurren en el ánodo y el cátodo, obtenemos la ecuación total

Borís Semenovich Jacobi (Moritz Hermann) (1801-1874)

o en forma molecular

Esta es una reacción redox común que ocurre en la interfaz metal-solución. La energía eléctrica de una celda galvánica se obtiene mediante una reacción química. La celda galvánica considerada se puede escribir en forma de un breve circuito electroquímico.

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

Una condición necesaria para el funcionamiento de una celda galvánica es la diferencia de potencial, se llama Fuerza electromotriz de una celda galvánica (fem) . F.E.M. cualquier elemento galvánico en funcionamiento tiene un valor positivo. Para calcular la fem. celda galvánica, es necesario restar el valor del potencial menos positivo del valor del potencial más positivo. Entonces f.e.m. La celda galvánica de cobre-zinc en condiciones estándar (t = 25 o C, c = 1 mol/dm 3, P = 1 atm) es igual a la diferencia entre los potenciales de los electrodos estándar de cobre (cátodo) y zinc (ánodo), es decir es

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

Cuando se combina con zinc, el ion Cu 2+ se reduce.

La diferencia en los potenciales de los electrodos necesaria para el funcionamiento se puede crear utilizando la misma solución de diferentes concentraciones y los mismos electrodos. Esta celda galvánica se llama concentración , y funciona igualando las concentraciones de la solución. Un ejemplo sería una celda compuesta por dos electrodos de hidrógeno.

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

donde c` = `; c`` = ``.

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

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

En с` = 1 mol-ion/dm 3 fem. El elemento está determinado por la concentración de iones de hidrógeno en la segunda solución, es decir, E = 0,059lgс`` = -0,059 pH.

Determinación de la concentración de iones de hidrógeno y, en consecuencia, del pH del medio midiendo la fem. el elemento galvánico correspondiente se llama potenciometría.

Baterías

Baterías Se denominan células galvánicas de acción reutilizable y reversible. Son capaces de convertir la energía química acumulada en energía eléctrica durante la descarga y la energía eléctrica en energía química, creando una reserva durante la carga. Desde la f.e.m. las baterías son pequeñas; durante el funcionamiento, generalmente se conectan a baterías.

Batería de ácido sólido . Una batería de plomo-ácido consta de dos placas de plomo perforadas, una de las cuales (negativa) después de la carga contiene un relleno: plomo activo esponjoso y la otra (positiva), dióxido de plomo. Ambas placas se sumergen en una solución de ácido sulfúrico al 25 - 30% (Fig. 35). Circuito de batería

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

Antes de cargar, se unta en los poros de los electrodos de plomo una pasta que contiene, además del aglutinante orgánico, óxido de plomo PbO. Como resultado de la interacción del óxido de plomo con el ácido sulfúrico, se forma sulfato de plomo en los poros de las placas de los electrodos.

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

Las baterías se cargan pasando corriente eléctrica.

Proceso de descarga

En total, los procesos que ocurren al cargar y descargar una batería se pueden representar de la siguiente manera:

Al cargar una batería, la densidad del electrolito (ácido sulfúrico) aumenta y al descargarla disminuye. La densidad del electrolito determina el grado de descarga de la batería. F.E.M. Batería de plomo 2,1 V.

Ventajas batería de plomo-ácido: alta capacidad eléctrica, funcionamiento estable, gran cantidad de ciclos (descarga-carga). Defectos - gran masa y, en consecuencia, baja capacidad específica, desprendimiento de hidrógeno durante la carga y falta de estanqueidad en presencia de una solución concentrada de ácido sulfúrico. Las pilas alcalinas son mejores a este respecto.

Baterias alkalinas. Estos incluyen baterías de cadmio-níquel y hierro-níquel de T. Edison.

Circuitos de baterías Edison y baterías de plomo.

Tomás Edison (1847-1931)

Son similares entre sí. La diferencia radica en el material de las placas de los electrodos negativos. En el primer caso son cadmio, en el segundo son hierro. El electrolito es una solución de KOH ω = 20% . mejor significado práctico Tienen baterías de níquel-cadmio. Diagrama de batería de cadmio-níquel

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

El funcionamiento de una batería de cadmio-níquel se basa en una reacción redox que involucra Ni 3+

F.E.M. de una batería de níquel-cadmio cargada es de 1,4 V.

La tabla muestra las características de la batería Edison y la batería de plomo.

Arroz. 128. Dispositivo para medir el potencial normal de un metal.

Existen varias teorías que explican la aparición de corriente en las celdas galvánicas. El más simple de ellos fue propuesto por Nernst (1888) y posteriormente desarrollado en detalle por el académico L.V. Pisarzhevsky basándose en ideas sobre la estructura de los metales a partir de iones cargados positivamente y electrones libres.

Lev Vladimirovich Pisarzhevsky nació en 1874. Chisináu. Después de graduarse de la Facultad de Ciencias Naturales de la Universidad de Novorossiysk (Odessa), Pisarzhevsky se quedó con él para prepararse para el título de profesor. En 1902 defendió su tesis de maestría y en 1913 fue elegido profesor del Instituto de Minería de Ekaterinoslav (Dnepropetrovsk). Desde 1930, Pisarzhevsky fue miembro de pleno derecho de la Academia de Ciencias de la URSS.

Pisarzhevsky, destacado científico y brillante maestro, utilizó audazmente los logros de la física para estudiar y explicar los procesos químicos. Sus trabajos más importantes estuvieron dedicados al estudio de peróxidos y perácidos, el desarrollo de la teoría de las soluciones, la aplicación de la teoría electrónica a la química y el desarrollo de la teoría de la aparición de corriente en las celdas galvánicas.

La generación de corriente en una celda galvánica se produce de la siguiente manera. Si se sumerge cualquier metal en agua, sus iones comienzan a disolverse bajo la influencia de la atracción que experimentan por parte de las moléculas de agua polares. Como resultado, el metal en el queEl exceso de electrones permanece y se carga negativamente, mientras que la solución se carga positivamente. Sin embargo, la cantidad de iones que el metal envía a la solución, como demuestra la experiencia, es muy pequeña. La carga negativa que aparece en el metal a medida que los iones salen comienza a atraer de regreso a los iones que han abandonado el metal, de modo que pronto se produce un estado de equilibrio, en el que por unidad de tiempo salen del metal tantos iones como regresan a él:

metal⇄iones metálicos

(en solución)

Los iones que han pasado a la solución no se distribuyen uniformemente por toda la masa de la solución, sino que debido a la atracción por el metal cargado negativamente, se ubican cerca de su superficie, formando la llamada doble capa eléctrica (Fig.127). . Como resultado, un cierta diferencia potenciales.

Lev Vladimirovich Pisarzhevsky (1874-1938)

Supongamos ahora que añadimos al agua en que está sumergido el metal una cierta cantidad de sal del mismo metal. Debido a un aumento en la concentración de iones metálicos en la solución, el equilibrio entre ellos y el metal se alterará y algunos de los iones regresarán al metal. Por lo tanto, en una solución de tu sal.

el metal debería enviar menos iones que en agua limpia, y cuanto menos, mayor será la concentración de iones en la solución. Si la concentración de sal es lo suficientemente alta, es posible que los iones no se muevan del metal a la solución en absoluto, por lo que ni el metal ni la solución estarán cargados.

Finalmente, si la concentración de iones metálicos en la solución es suficientemente alta y la actividad del metal es relativamente baja, el metal no solo no envía iones a la solución, sino que, por el contrario, algunos de los iones salen de la solución. al metal. En este caso, también surge una diferencia de potencial entre el metal y la solución, pero ahora la solución se carga negativamente debido al exceso de iones negativos de la sal, y el metal se carga positivamente. En la práctica, la situación es que algunos (más activos) siempre están cargados negativamente en soluciones de sus sales, mientras que otros (menos activos) están cargados positivamente.

Cabe señalar que en todos los casos, cuando un metal se sumerge en una solución de su sal, la cantidad de iones que pasan a la solución o se liberan de la solución es tan pequeña que no se puede detectar químicamente. Sin embargo, su carga es lo suficientemente grande como para crear una diferencia de potencial mensurable.

La teoría descrita anteriormente explica de manera muy simple el mecanismo de acción de las células galvánicas. Consideremos, por ejemplo, un elemento de cobre-zinc. En este elemento, aparece una determinada carga negativa en una placa de zinc sumergida en una solución de ZnSO 4, y una carga positiva en el cobre sumergido en una solución de CuSO 4. Si no están conectados entre sí por un conductor, la aparición de estas cargas, como vimos anteriormente, debería detener inmediatamente tanto la transición adicional de iones de zinc a la solución como la liberación de iones de cobre de la solución. Pero si conecta ambas placas con un cable, los electrones acumulados en el zinc fluirán constantemente hacia la placa de cobre, donde faltan. De este modo, es posible enviar cada vez más cantidades de iones Zn a la solución, mientras que en la placa de cobre los iones Cu se descargan y liberan en forma de cobre metálico. Este proceso continúa hasta que toda la sal de cobre se disuelve o se agota.

Arroz. 127. Doble capa eléctrica

En las celdas galvánicas, el electrodo que se destruye durante el funcionamiento de la celda, enviando iones a la solución, se llama ánodo, y el electrodo en el que se descargan los iones positivos se llama cátodo.

Se puede construir una celda galvánica a partir de dos metales cualesquiera sumergidos en soluciones de sus sales. En este caso, no es en absoluto necesario que un metal esté cargado negativamente y el otro positivamente. La única condición para el flujo de electrones de un cuerpo cargado a otro es la existencia de una diferencia de potencial entre ellos. Pero esto último debe surgir, sin importar lo que hagamos. tomado, ya que la capacidad de desprender electrones y transformarse en iones es diferente para todos los metales. Si, por ejemplo, una celda galvánica está compuesta de zinc y hierro sumergidos en soluciones normales de sus sales, entonces, aunque ambos metales estén cargados negativamente en soluciones, aún surgirá una cierta diferencia de potencial entre ellos. Cuando los metales están conectados por un conductor, los electrones fluirán del zinc, como metal más activo, al hierro; se disolverá y - se liberará de la solución. La reacción que ocurre en el elemento se expresa mediante la ecuación.

Zn + Fe = Fe + Zn

La diferencia de potencial que surge entre un metal y una solución de su sal se denomina potencial de electrodo del metal y puede servir como medida de su capacidad para donar electrones o, lo que es lo mismo, medida de su actividad química durante reacciones en soluciones. Por lo tanto, midiendo los potenciales de todos los metales a las mismas concentraciones de sus iones, podríamos caracterizar cuantitativamente la actividad de los metales.

Desafortunadamente, la medición directa de estas cantidades es muy difícil y no da resultados precisos. Esto se desprende del hecho de que es imposible, por ejemplo, conectar un voltímetro a una solución sin sumergir un conductor metálico en la solución. Pero entonces surge una diferencia de potencial entre el conductor y la solución, de modo que el voltaje indicado por el voltímetro dependerá de dos diferencias de potencial: la diferencia de potencial entre el metal que nos interesa y la solución de su sal, y la diferencia de potencial entre el conductor metálico y la misma solución.

Es mucho más fácil medir la diferencia de potencial (diferencia de voltaje electrónico) entre dos electrodos metálicos diferentes sumergidos en soluciones de las sales correspondientes, es decir, descubrir cuánto es mayor o menor el potencial de un metal que el potencial de otro metal. . Si medimos los potenciales relativos de todos los metales de esta manera, comparando sus potenciales con el potencial de cualquiera de ellos, entonces los números resultantes caracterizarán la actividad de los metales con tanta precisión como los valores absolutos de sus potenciales.

Como electrodo estándar se adopta el llamado electrodo de hidrógeno normal, con cuyo potencial se comparan los potenciales de otros metales. Este último consiste en una placa de platino recubierta con una capa suelta de platino y sumergida en una solución binormal de ácido sulfúrico. La presión pasa continuamente a través de la solución. en 1 en la actualidad hidrógeno puro, que, al entrar en contacto con el platino, es bastante grandes cantidades es absorbido por éste. Una placa de platino saturada de hidrógeno se comporta como si estuviera hecha de hidrógeno. Cuando entra en contacto con una solución de ácido sulfúrico, surge una cierta diferencia de potencial (potencial del electrodo de hidrógeno), que convencionalmente se acepta como cero cuando se miden potenciales relativos.

La diferencia de potencial entre un metal sumergido en una solución de su sal que contiene 1 gramo de ion metálico por litro y un electrodo de hidrógeno normal se denomina potencial normal del metal.

Para medir los potenciales normales se suelen utilizar instrumentos similares a los que se muestran en la Fig. 128. En esencia, un dispositivo de este tipo es una celda galvánica, uno de cuyos electrodos es el metal que se está probando y el otro es un electrodo de hidrógeno. Dado que el potencial de un electrodo de hidrógeno se considera cero, al medir la diferencia de potencial en los polos de dicho elemento o su fuerza electromotriz, encontramos directamente el potencial normal del metal.

En mesa 27 indica los potenciales normales de los metales más importantes. Se toman con signo menos cuando el potencial del metal es menor que el potencial del electrodo de hidrógeno, y con signo más cuando el potencial del metal es mayor.

Si organiza los metales, incluidos y, de acuerdo con el valor de voltaje decreciente de sus electrodos, es decir, de acuerdo con los potenciales normales negativos decrecientes (y los positivos crecientes), obtendrá la misma serie de voltajes.

Tabla 27

Potenciales normales de los metales.

Metal	Y el	Potencial en voltios	Metal	Y el	Potencial en voltios
A	A	- 2,92	Ni	Ni	- 0,23
sa	sa	- 2,84	sn	sn	- 0,14
N / A	N / A	- 2,713	Pb	Pb	- 0,126
magnesio	magnesio	- 2,38	norte 2	h	0,000
Alabama	Alabama	- 1,66	Cu	Cu	+ 0,34
Minnesota	Minnesota	- 1,05	Hg	Hg2	+ 0,798
zinc	zinc	- 0,763	Ag	Ag	+ 0,799
fe	fe	- 0,44	au	au	+ 1,42

Conociendo los potenciales normales de los metales, es fácil determinar la fuerza electromotriz de cualquier elemento formado por dos metales sumergidos en soluciones de sus sales. Para hacer esto, solo necesita encontrar la diferencia en los potenciales normales de los metales tomados.

Para que la fuerza electromotriz tenga un valor positivo siempre se resta el potencial menor al potencial mayor. Por ejemplo, la fuerza electromotriz de un elemento de cobre-zinc es:

mi. d.s. = 0,34 - (-0,763) = 1,103

Está claro que tendrá tal valor si las concentraciones de iones Zn y Cu en las soluciones correspondientes son iguales a 1 gramo por 1 litro. Para otras concentraciones, los potenciales metálicos y, por tanto, las fuerzas electromotrices, se pueden calcular utilizando la fórmula derivada de Nernst:

Todo procesos electroquímicos Se puede dividir en dos grupos opuestos: procesos de electrólisis, en los que se producen reacciones químicas bajo la influencia de una fuente externa de electricidad, y procesos de aparición de fuerza electromotriz y corriente eléctrica como resultado de determinadas reacciones químicas.

En el primer grupo de procesos la energía eléctrica se convierte en energía química, en el segundo, por el contrario, la energía química se convierte en energía eléctrica.

Ejemplos de ambos tipos de procesos incluyen los procesos que ocurren en las baterías. Entonces, cuando la batería de plomo de un generador de energía eléctrica funciona, se produce la siguiente reacción:

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

Como resultado de esta reacción, se libera energía que se convierte en electricidad. Cuando la batería está descargada, se carga haciendo pasar corriente eléctrica a través de ella en dirección opuesta.

La reacción química también ocurre en dirección opuesta:

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

En este caso, la energía eléctrica se convirtió en energía química. La batería ahora tiene reservas de energía y puede descargarse nuevamente.

Todas las reacciones electroquímicas ocurren cuando fluye corriente eléctrica en un circuito. Este círculo consta necesariamente de conductores metálicos conectados en serie y una solución electrolítica (o masa fundida). En los conductores metálicos, como sabemos, la corriente es transportada por electrones, en una solución de electrolitos, por iones. La continuidad del flujo de corriente en el circuito se garantiza solo cuando ocurren procesos en los electrodos, es decir, en el límite metal-electrolito, en un electrodo tiene lugar el proceso de recepción de electrones (reducción), en el segundo electrodo, el proceso de liberación de electrones, es decir. oxidación.

Característica procesos electroquímicos, a diferencia de los químicos convencionales, es la separación espacial de los procesos de oxidación y reducción. De estos procesos, que no pueden ocurrir uno sin el otro, y consisten en su conjunto proceso quimico en un sistema electroquímico.

Si se sumerge una placa de metal (electrodo) en una solución electrolítica, surge una diferencia de potencial entre la placa y la solución, que se denomina potencial del electrodo.

Consideremos las razones de su aparición. Los nodos de la red cristalina metálica contienen solo iones cargados positivamente. Debido a su interacción con moléculas de disolventes polares, se desprenden del cristal y se disuelven. Como resultado de esta transición, queda un exceso de electrones en la placa metálica, lo que hace que ésta adquiera una carga negativa. Los iones cargados positivamente que entran en la solución debido a la atracción electrostática permanecen directamente en la superficie del electrodo metálico. Se forma una doble capa eléctrica. Se produce un salto de potencial entre el electrodo y la solución, que se denomina potencial del electrodo.

Junto con la transición de iones del metal a la solución, también ocurre el proceso inverso. La velocidad de transición de iones del metal a la solución V 1 puede ser mayor que la velocidad de transición inversa de los iones de la solución al metal V 2 (V 2 ˃ V 1).

Esta diferencia de velocidad dará como resultado una disminución en el número de iones positivos en el metal y un aumento de ellos en la solución. El electrodo metálico adquiere una carga negativa y la solución adquiere una carga positiva.

Cuanto mayor sea la diferencia V 1 ‒ V 2, más negativa será la carga del electrodo metálico. A su vez, el valor de V 2 depende del contenido de iones metálicos en la solución; sus grandes concentraciones corresponden a alta velocidad V 2. En consecuencia, al aumentar la concentración de iones en la solución, la carga negativa del electrodo metálico disminuye.

Si, por el contrario, la velocidad de transición de los iones metálicos a la solución es menor que la velocidad del proceso inverso (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.

En ambos casos, la diferencia de potencial que surge como resultado de la distribución desigual de las cargas acelera el proceso lento y lo ralentiza más rápidamente. Como resultado, llegará un momento en el que los ritmos de ambos procesos se igualarán. Habrá un equilibrio que será dinámico. La transición de iones del metal a la solución y viceversa se producirá todo el tiempo y en un estado de equilibrio. Las velocidades de estos procesos en equilibrio serán las mismas (V 1p = V 2p). La cantidad de potencial del electrodo que se mantiene en equilibrio se llama potencial del electrodo de equilibrio.

El potencial que surge entre un metal y una solución si el metal se sumerge en una solución en la que la concentración de iones de este metal es igual a un gramo de ion se llama potencial de electrodo normal o estándar.

Si colocamos los potenciales normales de las reacciones de los electrodos para varios metales de modo que sus valores algebraicos aumenten constantemente, obtenemos el conocido curso general Serie química de tensiones. En esta fila se colocan todos los elementos en función de sus propiedades electroquímicas, que están directamente relacionadas con propiedades químicas. Por lo tanto, todos los metales ubicados en el cobre (es decir, con potenciales más negativos) se oxidan con relativa facilidad, y todos los metales ubicados después del cobre se oxidan con bastante dificultad.

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

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

Cada miembro de la serie, al ser más activo, puede desplazar de las conexiones a cualquier miembro de la serie que se encuentre a su derecha en la serie de tensiones.

Consideremos el mecanismo de acción de una celda galvánica, cuyo diagrama se presenta en la Fig. El elemento consta de una placa de zinc sumergida en una solución de sulfato de zinc y una placa de cobre sumergida en una solución de sulfato de cobre.

Arroz. Diagrama de una celda galvánica de cobre-zinc.

Ambos son recipientes con soluciones, llamados medias celdas, conectados entre sí mediante un interruptor electrolítico para formar una celda galvánica. Esta llave (un tubo de vidrio lleno de electrolito) permite que los iones se muevan de un recipiente (media celda) a otro. Las soluciones de sulfato de zinc y sulfato de cobre no se mezclan juntas.

Si el circuito eléctrico está abierto, entonces no se producen cambios en las placas de metal ni en la solución, pero cuando el círculo está cerrado, la corriente fluirá a través del círculo. Los electrones de un lugar donde la densidad de carga negativa es mayor (es decir, la placa de zinc) se mueven a lugares con una densidad de carga negativa más baja o a un lugar con una carga positiva (es decir, la placa de cobre). Debido al movimiento de los electrones, se alterará el equilibrio en la interfaz metal-solución. El exceso de cargas negativas en la placa de zinc disminuirá, las fuerzas de atracción disminuirán en consecuencia y algunos de los iones de zinc de la doble capa eléctrica pasarán al volumen total de la solución. Esto conducirá a una disminución en la velocidad de transición de los iones Zn 2+ de la solución al metal. La diferencia V 1 ‒ V 2 (que es cero en el estado de equilibrio) aumentará y una nueva cantidad de iones de zinc pasará del metal a la solución. Esto hará que aparezca un exceso de electrones en la placa de zinc, que inmediatamente se trasladarán a la placa de cobre, y nuevamente todo se repetirá de forma continua. Como resultado, el zinc se disuelve y una corriente eléctrica fluye continuamente en el círculo.

Está claro que el movimiento continuo de electrones desde la placa de zinc a la placa de cobre sólo es posible cuando son asimilados en la placa de cobre. La aparición de un exceso de electrones en la placa de cobre provocará una reordenación de la doble capa. Los iones SO 4 2- negativos se repelerán, y los iones de cobre positivos que se encuentran en la solución entrarán en la doble capa eléctrica debido a la atracción electrostática provocada por la aparición de electrones. La velocidad de transición de iones al metal V 2 aumentará. Los iones Cu 2+ penetran en la red cristalina de la placa de cobre, añadiendo electrones. Es este proceso de asimilación de electrones en la placa de cobre el que asegurará la continuidad del proceso en su conjunto.

La magnitud del EMF E es igual a la diferencia entre los potenciales de los electrodos E 1 y E 2 en los electrodos: E = E 1 – E 2.

Los procesos que ocurren en los electrodos se pueden representar mediante un diagrama: en la cara hay una placa de zinc - electrolito Zn - 2e - = Zn 2+, en la cara hay una placa de cobre electrolito Cu 2+ + 2e - = Cu .

Como podemos ver, los procesos de oxidación del zinc y reducción del cobre están separados en el espacio y ocurren en electrodos diferentes; Generalmente reacción química, que se produce en un elemento de cobre-zinc, se puede escribir en forma iónica de la siguiente manera:

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

Se observará la misma imagen en el caso de que ambas placas estén cargadas negativamente con respecto a la solución. Sumerjamos dos placas de cobre en soluciones diluidas de sulfato de cobre. La concentración de iones de cobre en estas soluciones es C 1 y C 2 (C 2 > C 1). Supongamos que ambas placas están cargadas negativamente con respecto a las soluciones. Pero la placa A en un recipiente con una concentración de solución C 1 se cargará más negativamente debido al hecho de que la concentración de iones de cobre en este recipiente es menor que en el segundo recipiente y, en consecuencia, la velocidad de penetración de los iones Cu 2+ en el La red cristalina será menor. Si cierra el círculo, los electrones se moverán de la placa A, donde su densidad es mayor, a la placa B. En el borde de la placa A con el electrolito, se produce el proceso Cu° ‒ 2е - = Cu 2+, en el borde de la placa B con el electrolito Cu 2+ + 2е - + Cu°.

Ambas placas, como ya se señaló, están cargadas negativamente con respecto a la solución. Pero la placa A está cargada negativamente con respecto a la placa B y, por lo tanto, actúa como electrodo negativo en una celda galvánica, y la placa B actúa como electrodo positivo.

La magnitud de la EMF, igual a la diferencia en los potenciales de los electrodos, será mayor cuanto mayor sea la diferencia en las concentraciones de iones en las soluciones.

ecuación de nernst- una ecuación que conecta el potencial redox del sistema con las actividades de las sustancias incluidas en la ecuación electroquímica y los potenciales de electrodo estándar de los pares redox.

Potencial del electrodo, - potencial del electrodo estándar, medido en voltios;