Цагаан будаа. 128. Металлын хэвийн потенциалыг хэмжих төхөөрөмж

Галваник эсүүдэд гүйдэл үүсэхийг тайлбарласан хэд хэдэн онол байдаг. Тэдгээрийн хамгийн энгийнийг Нернст (1888) дэвшүүлсэн бөгөөд хожим нь эерэг цэнэгтэй ион ба чөлөөт электронуудаас металлын бүтцийн талаархи санаан дээр үндэслэн академич Л.В.

Лев Владимирович Писаржевский 1874 онд төрсөн. Кишинев. Новороссийскийн (Одесса) их сургуулийн байгалийн ухааны факультетийг төгсөөд Писаржевский профессор цол олгохоор түүнтэй хамт үлджээ. 1902 онд тэрээр магистрын диссертацийг хамгаалж, 1913 онд Екатеринославын уул уурхайн хүрээлэнгийн (Днепропетровск) профессороор сонгогджээ. 1930 оноос хойш Писаржевский ЗХУ-ын Шинжлэх ухааны академийн жинхэнэ гишүүн байв.

Нэрт эрдэмтэн, гайхалтай багш Писаржевский физикийн ололтыг зоригтойгоор судалж, тайлбарлахдаа ашиглаж байжээ. химийн процессууд. Түүний хамгийн чухал бүтээлүүд нь хэт исэл ба перацидийг судлах, уусмалын онолыг боловсруулах, электрон онолыг химид ашиглах, гальваник эсэд гүйдэл үүсэх онолыг боловсруулахад зориулагдсан байв.

Гальваник эсэд гүйдэл үүсэх нь дараах байдлаар явагдана. Хэрэв та ямар нэгэн металыг усанд дүрвэл түүний ионууд нь туйлын усны молекулуудын таталцлын нөлөөгөөр уусмалд орж эхэлдэг. Үүний үр дүнд дотор нь металлилүүдэл электронууд үлдэж сөрөг цэнэгтэй болж, уусмал эерэг цэнэгтэй болдог. Гэсэн хэдий ч туршлагаас харахад металлын уусмал руу илгээдэг ионы тоо маш бага байдаг. Ионууд гарах үед метал дээр гарч ирэх сөрөг цэнэг нь металаас гарсан ионуудыг эргүүлж татаж эхэлдэг тул удалгүй тэнцвэрт байдал үүсч, нэгж хугацаанд олон ион металаас гарч, буцаж ирдэг.

металл⇄металл ионууд

(уусмал хэлбэрээр)

Уусмал руу орсон ионууд нь уусмалын бүх массад жигд тархаагүй боловч сөрөг цэнэгтэй металлын таталцлын улмаас түүний гадаргуугийн ойролцоо байрладаг бөгөөд цахилгаан давхар давхарга гэж нэрлэгддэг (Зураг 127). . Үүний үр дүнд А тодорхой ялгааболомжууд.

Лев Владимирович Писаржевский (1874-1938)

Одоо бид металыг дүрж буй усанд тодорхой хэмжээний ижил металлын давс нэмнэ гэж бодъё. Уусмал дахь металлын ионуудын концентраци ихэссэнээр тэдгээрийн хоорондын тэнцвэрт байдал алдагдаж, зарим ионууд металл руу буцаж орно. Тиймээс давсныхаа уусмал руу хийнэ

металл доторхоос бага ион илгээх ёстой цэвэр ус, бага байх тусам уусмал дахь ионы концентраци өндөр болно. Хэрэв давсны концентраци хангалттай өндөр байвал ионууд металлаас уусмал руу огт шилжихгүй тул метал болон уусмалын аль нь ч цэнэглэгдэхгүй.

Эцэст нь, хэрэв уусмал дахь металлын ионуудын концентраци хангалттай өндөр, металлын идэвхжил харьцангуй бага байвал метал нь уусмал руу ион илгээдэггүй, харин эсрэгээр зарим ионууд уусмалаас дамждаг. металл руу. Энэ тохиолдолд металл ба уусмалын хооронд потенциалын зөрүү үүсэх боловч одоо давсны сөрөг ионууд илүүдэлтэй тул уусмал нь сөрөг цэнэгтэй болж, металл эерэг цэнэгтэй байна. Практикт нөхцөл байдал нь зарим нь (илүү идэвхтэй) давсныхаа уусмалд үргэлж сөрөг цэнэгтэй байдаг бол зарим нь (бага идэвхтэй) эерэг цэнэгтэй байдаг.

Бүх тохиолдолд металыг давсны уусмалд дүрэх үед уусмал руу орох эсвэл уусмалаас ялгарах ионы хэмжээ маш бага тул химийн аргаар илрүүлэх боломжгүй гэдгийг тэмдэглэх нь зүйтэй. Гэсэн хэдий ч тэдгээрийн цэнэг нь хэмжигдэхүйц боломжит зөрүүг бий болгоход хангалттай юм.

Дээр дурдсан онол нь гальваник эсийн үйл ажиллагааны механизмыг маш энгийнээр тайлбарладаг. Жишээлбэл, зэс-цайрын элементийг авч үзье. Энэ элементэд ZnSO 4 уусмалд дүрсэн цайрын хавтан дээр тодорхой сөрөг цэнэг, CuSO 4 уусмалд дүрсэн зэс дээр эерэг цэнэг гарч ирдэг. Хэрэв тэдгээр нь хоорондоо дамжуулагчаар холбогдоогүй бол дээр дурдсанчлан эдгээр цэнэгүүдийн харагдах байдал нь цайрын ионуудын уусмал руу цаашдын шилжилт, уусмалаас зэсийн ионуудын ялгаралтыг хоёуланг нь даруй зогсоох ёстой. Гэхдээ хэрэв та хоёр хавтанг утсаар холбовол цайр дээр хуримтлагдсан электронууд нь байхгүй байгаа зэс хавтан руу байнга урсах болно. Ийнхүү уусмал руу улам олон тооны Zn ион илгээх боломжтой болж, харин зэс хавтан дээр Cu ионууд ялгарч, металл зэс хэлбэрээр ялгардаг. Энэ процесс нь бүх зэсийн давсыг уусгах эсвэл дуусах хүртэл үргэлжилнэ.

Цагаан будаа. 127. Цахилгаан давхар давхарга

Гальваник эсүүдэд ионыг уусмал руу илгээх явцад эвдэрсэн электродыг анод, эерэг ион ялгардаг электродыг катод гэж нэрлэдэг.

Давсны уусмалд дүрсэн хоёр металлаас гальваник эсийг барьж болно. Энэ тохиолдолд нэг металл сөрөг, нөгөө нь эерэг цэнэгтэй байх шаардлагагүй. Нэг цэнэгтэй биеэс нөгөөд электрон урсах цорын ганц нөхцөл бол тэдгээрийн хооронд потенциалын зөрүү байх явдал юм. Гэхдээ сүүлийнх нь бид юу ч байсан үүсэх ёстой электронуудыг салгаж, ион болгон хувиргах чадвар нь бүх металлын хувьд өөр өөр байдаг. Жишээлбэл, гальваник эс нь цайр, төмрийн давсны ердийн уусмалд дүрэгдсэнээс бүрддэг бол хоёр металл хоёулаа уусмалд сөрөг цэнэгтэй байсан ч тэдгээрийн хооронд тодорхой боломжит зөрүү үүсэх болно. Металлыг дамжуулагчаар холбох үед электронууд цайраас илүү идэвхтэй металл болох төмөр рүү урсах болно; уусах ба - уусмалаас чөлөөлөгдөнө. Элементэд үүсэх урвалыг тэгшитгэлээр илэрхийлнэ

Zn + Fe = Fe + Zn

Металл ба түүний давсны уусмалын хооронд үүсэх потенциалын зөрүүг металлын электродын потенциал гэж нэрлэдэг бөгөөд энэ нь түүний электрон өгөх чадварын хэмжигдэхүүн юм. шийдлүүд. Тиймээс ионуудын ижил концентрацитай бүх металлын потенциалыг хэмжих замаар бид металлын идэвхийг тоон байдлаар тодорхойлж болно.

Харамсалтай нь эдгээр хэмжигдэхүүнийг шууд хэмжих нь маш хэцүү бөгөөд үнэн зөв үр дүнг өгдөггүй. Энэ нь жишээлбэл, уусмалд металл дамжуулагчийг дүрэхгүйгээр вольтметрийг холбох боломжгүй гэдгээс тодорхой харагдаж байна. Гэхдээ дараа нь дамжуулагч ба уусмалын хооронд боломжит зөрүү үүсдэг бөгөөд ингэснээр вольтметрээр харуулсан хүчдэл нь бидний сонирхож буй металл ба түүний давсны уусмалын хоорондох потенциалын зөрүү ба тэдгээрийн хоорондох боломжит ялгаа гэсэн хоёр боломжит ялгаанаас хамаарна. металл дамжуулагч ба ижил шийдэл.

Харгалзах давсны уусмалд дүрсэн хоёр өөр металл электродын потенциалын зөрүүг (электрон хүчдэлийн зөрүү) хэмжих, өөрөөр хэлбэл нэг металлын потенциал өөр металлын потенциалаас хэр их эсвэл бага болохыг олж мэдэх нь илүү хялбар байдаг. . Хэрэв бид ийм байдлаар бүх металлын харьцангуй потенциалыг хэмжиж, тэдгээрийн аль нэгнийх нь потенциалтай харьцуулж үзвэл, үр дүнд нь гарч буй тоонууд нь металлын идэвхийг тэдний потенциалын үнэмлэхүй утгуудын нэгэн адил нарийн тодорхойлох болно.

Ердийн устөрөгчийн электродыг стандарт электрод болгон ашигладаг бөгөөд бусад металлын потенциалыг харьцуулдаг. Сүүлийнх нь цагаан алтны сул давхаргаар бүрсэн, хүхрийн хүчлийн хоёр хэвийн уусмалд дүрсэн цагаан алтны хавтангаас бүрдэнэ. Даралт нь уусмалаар тасралтгүй дамждаг одоогийн 1-дцэвэр устөрөгч нь цагаан алттай харьцахдаа маш их хэмжээгээр шингэдэг. Устөрөгчөөр ханасан цагаан алтны хавтан нь устөрөгчөөс бүрдсэн мэт ажилладаг. Хүхрийн хүчлийн уусмалд хүрэхэд тодорхой потенциалын зөрүү үүсдэг (устөрөгчийн электродын потенциал), харьцангуй потенциалыг хэмжихдээ үүнийг тэг гэж авдаг.

Нэг литрт 1 грамм металлын ион агуулсан давсны уусмалд дүрсэн метал ба ердийн устөрөгчийн электродын хоорондох потенциалын зөрүүг металлын хэвийн потенциал гэнэ.

Ердийн потенциалыг хэмжихийн тулд зурагт үзүүлсэнтэй төстэй багажийг ихэвчлэн ашигладаг. 128. Үндсэндээ ийм төхөөрөмж нь гальваник элемент бөгөөд тэдгээрийн нэг электрод нь туршиж буй металл, нөгөө нь устөрөгчийн электрод юм. Устөрөгчийн электродын потенциалыг тэг гэж авдаг тул ийм элементийн туйл эсвэл түүний цахилгаан хөдөлгөгч хүчийг хэмжих замаар бид металлын хэвийн потенциалыг шууд олдог.

Хүснэгтэнд 27 нь хамгийн чухал металлын хэвийн потенциалыг заана. Металлын потенциал устөрөгчийн электродын потенциалаас бага байвал хасах тэмдэгтэй, металлын потенциал түүнээс их байвал нэмэх тэмдгээр авна.

Хэрэв бид металуудыг, түүний дотор тэдгээрийн электродуудын хүчдэлийн бууралтын дагуу, өөрөөр хэлбэл сөрөг хэвийн потенциалын бууралтын дагуу (мөн эерэгийг нэмэгдүүлэх) тохируулбал ижил цуврал хүчдэлийг олж авах болно.

Хүснэгт 27

Металлын хэвийн потенциал

Металлын хэвийн потенциалыг мэддэг тул тэдгээрийн давсны уусмалд дүрсэн хоёр металлаас бүрдэх аливаа элементийн цахилгаан хөдөлгөгч хүчийг тодорхойлоход хялбар байдаг. Үүнийг хийхийн тулд та зөвхөн авсан металлын хэвийн потенциалын ялгааг олох хэрэгтэй.

Цахилгаан хөдөлгөгч хүч эерэг утгатай байхын тулд том потенциалаас бага нь үргэлж хасагддаг. Жишээлбэл, зэс-цайрын элементийн цахилгаан хөдөлгөгч хүч нь:

д. d.s. = 0.34 - (-0.763) = 1.103

Харгалзах уусмал дахь Zn ба Cu ионы концентраци 1 литр тутамд 1 граммтай тэнцэх тохиолдолд ийм утгатай байх нь ойлгомжтой. Бусад концентрацийн хувьд металлын потенциал, улмаар цахилгаан хөдөлгөгч хүчийг Нернстийн томъёогоор тооцоолж болно.

Цахилгаан химийн системүүд

Ерөнхий шинж чанар

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

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

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

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

Электродын потенциал. Электродын потенциалыг хэмжих

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

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

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

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

Цагаан будаа. Ионы металаас уусмал руу шилжих үйл явц:

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

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

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

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

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

с о – гадаргуугийн давхарга дахь ионы концентраци.

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

2Н + +2е ↔ Н 2 .

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

Стандарт электродын потенциалыг хэмжих схем

устөрөгчийн электродтой харьцуулахад

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

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

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

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

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

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

Хэд хэдэн стандарт электродын потенциал (хүчдэл). Ненерсийн тэгшитгэл

Металлуудыг стандарт электродын потенциалыг нэмэгдүүлэх дарааллаар байрлуулснаар Николай Николаевич Бекетовын (1827-1911) цуврал хүчдэл буюу стандарт электродын потенциалын цувралыг олж авдаг. Техникийн чухал ач холбогдолтой хэд хэдэн металлын стандарт электродын потенциалын тоон утгыг хүснэгтэд үзүүлэв.

Металлын стрессийн хүрээ

Хэд хэдэн стресс нь металлын зарим шинж чанарыг тодорхойлдог.

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

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

3. Устөрөгч хүртэлх хүчдэлийн цуваа металууд нь шингэрүүлсэн хүчлүүдийн уусмалаас устөрөгчийг зайлуулдаг (анионууд нь агуулаагүй байдаг. исэлдэлтийн шинж чанар);

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

5. Металл электродын потенциалын утгаараа ялгаатай байх тусам илүү өндөр үнэ цэнээ.м.ф. тэдгээрээс хийгдсэн гальван эстэй болно.

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

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

Энд E o Me нь металлын стандарт электродын потенциал, Men + нь уусмал дахь металлын ионуудын идэвхжил юм. Стандарт 25oС температурт шингэрүүлсэн уусмалын хувьд идэвхийг (a) концентраци (c)-ээр солих, байгалийн логарифмаравтын бутархай ба R, T, F-ийн утгыг орлуулснаар бид олж авна

E Me = E o Me + (0.059/n)logс.

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

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

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

Галваник эсүүд, тэдгээрийн цахилгаан хөдөлгөгч хүч

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

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

Зэс-цайрын Даниел-Якоби гальваник эсийн диаграмм

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

эсвэл молекул хэлбэрээр

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

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

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

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

Цайртай хослуулбал Cu 2+ ион багасдаг.

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

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

хаана c` = `; c`` = ``.

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

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

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

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

Батерей

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

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

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

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

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

Батерейг цахилгаан гүйдэл дамжуулах замаар цэнэглэдэг

Цэнэглэх үйл явц

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

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

Давуу талхар тугалганы хүчлийн зай - өндөр цахилгаан хүчин чадал, тогтвортой ажиллагаа, их тоомөчлөг (цэнэглэх-цэнэглэх). Алдаа дутагдал - том массулмаар тусгай хүчин чадал бага, цэнэглэх явцад устөрөгч ялгарах, хүхрийн хүчлийн төвлөрсөн уусмал байгаа үед битүүмжлэхгүй байх. Энэ талаар шүлтлэг батерейнууд илүү сайн байдаг.

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

Эдисоны батерей ба хар тугалганы батерейны хэлхээ

Тэд бие биетэйгээ төстэй. Ялгаа нь сөрөг электродын хавтангийн материалд оршдог. Эхний тохиолдолд тэдгээр нь кадми, хоёр дахь нь төмөр юм. Электролит нь KOH уусмал юм ω = 20% . Хамгийн агуу практик ач холбогдолникель-кадми батерейтай. Кадми-никель батерейны диаграмм

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

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

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

Хүснэгтэд Эдисоны батерей болон хар тугалганы батерейны шинж чанарыг харуулав.

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

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

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

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

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

- → 0 → +

Al Mn Zn Fe Sn Pb H 2 Cu Ag Au

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

2 Ag + + Cu → Cu 2+ + 2 Ag

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

Fe + Cu 2+ → Fe 2+ + Cu.

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

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

M + 2H +→ M 2+ + H 2.

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

Хүснэгт 1. Цахилгаан химийн цувралметаллын стресс

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

Zn → Zn 2+ + 2е - ; E °=+0.763 В.

Зэс нь бага реактив бөгөөд цайраас электрон хүлээн авдаг:

Cu 2+ + 2e - → Cu; E °=+0.337 В.

Электродуудыг холбосон металл утсан дээрх хүчдэл нь:

0.763 V + 0.337 V = 1.1 В.

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

Анхаарна уу . Цуврал дахь металлын потенциалын тоон утгууд ба дараалал нь металлын цэвэр байдал, найрлагаас хамааран янз бүр байж болно. далайн ус, металлын агааржуулалтын зэрэг, гадаргуугийн төлөв байдал.

Хэд хэдэн стандарт электродын потенциалууд нь металлын атомын бууралт ба тэдгээрийн ионуудын исэлдүүлэх чадварыг тоон байдлаар тодорхойлдог.  

Хэд хэдэн стандарт электродын потенциалууд нь исэлдэлтийн урвалын аяндаа үүсэх чиглэлийн асуудлыг шийдвэрлэх боломжийг олгодог. Аливаа химийн урвалын ерөнхий тохиолдлын нэгэн адил энд тодорхойлох хүчин зүйл нь урвалын изобар потенциалын өөрчлөлтийн шинж тэмдэг юм. Гэхдээ энэ нь эдгээр системүүдийн эхнийх нь бууруулагч, хоёр дахь нь исэлдүүлэгч бодисоор ажиллах болно гэсэн үг юм. Бодисын шууд харилцан үйлчлэлд боломжит чиглэлМэдээжийн хэрэг, урвал нь гальваник эсэд хийгдсэнтэй ижил байх болно.  

Хэд хэдэн стандарт электродын потенциалууд нь исэлдэлтийн урвалын аяндаа үүсэх чиглэлийн асуудлыг шийдвэрлэх боломжийг олгодог. Аливаа химийн урвалын ерөнхий тохиолдлын нэгэн адил энд тодорхойлох хүчин зүйл нь урвалын Гиббс энергийн өөрчлөлтийн шинж тэмдэг юм. Гэхдээ энэ нь эдгээр системүүдийн эхнийх нь бууруулагч, хоёр дахь нь исэлдүүлэгч бодисоор ажиллах болно гэсэн үг юм. Бодисын шууд харилцан үйлчлэлээр урвалын боломжит чиглэл нь гальваник эсэд явагдахтай ижил байх болно.  

Хэд хэдэн стандарт электродын потенциалууд нь металлын химийн шинж чанарыг тодорхойлдог.  

Хэд хэдэн стандарт электродын потенциалыг тодорхойлдог химийн шинж чанарметаллууд Энэ нь электролизийн үед ион ялгарах дарааллыг авч үзэх, түүнчлэн металлын ерөнхий шинж чанарыг тодорхойлоход хэрэглэгддэг.  

Хэд хэдэн стандарт электродын потенциалууд нь исэлдүүлэх ба бууруулагчгүй урвалын аяндаа үүсэх чиглэлийн асуудлыг шийдвэрлэх боломжийг олгодог. Аливаа химийн урвалын ерөнхий тохиолдлын нэгэн адил энд тодорхойлох хүчин зүйл нь урвалын изобар потенциалын өөрчлөлт юм. Гэхдээ энэ нь эдгээр системүүдийн эхнийх нь бууруулагч, хоёр дахь нь исэлдүүлэгч бодисоор ажиллах болно гэсэн үг юм. Бодисын шууд харилцан үйлчлэлээр урвалын боломжит чиглэл нь гальваник эсэд явагдахтай ижил байх болно.  

Хэд хэдэн стандарт электродын потенциалууд нь металлын химийн шинж чанарыг тодорхойлдог. Энэ нь электролизийн үед ионуудын ялгарах дарааллыг тодорхойлох, түүнчлэн металлын ерөнхий шинж чанарыг тодорхойлоход хэрэглэгддэг. Энэ тохиолдолд стандарт электродын потенциалын утгууд нь металлын бууралт ба тэдгээрийн ионуудын исэлдүүлэх чадварыг тоон байдлаар тодорхойлдог.  

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

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

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

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

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

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

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

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

E Me = E o Me + (0.059/n)logс.

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

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

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