Цахилгаан химийн процессууд. Электродын потенциал нь металлын стандарт электродын потенциалын цуврал юм. Ненерсийн тэгшитгэл. Стандарт электродын потенциалын хүрээ

26.09.2019

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

Металлын холбоо нь орон зайгүй, бүхэл талстыг хамардаг тул металлууд нь өндөр хуванцар, цахилгаан, дулаан дамжуулалттай байдаг. Мөнгө, зэс хамгийн их цахилгаан, дулаан дамжуулалттай, мөнгөн ус хамгийн бага байдаг. Сүүлийнх нь хамгийн их хайлдаг металл юм (-38.9 С). Хамгийн галд тэсвэртэй металл бол вольфрам (3390 С). Хайлах ба буцалгах температурын ийм том ялгаа нь металлын холбооноос гадна тодорхой хувь хэмжээгээр металл байгаатай холбоотой юм. ковалент холбоо, ялангуяа олон тооны валентийн электронтой шилжилтийн элементүүдийн хувьд.

Мөнгөн ус ба вольфрамын электрон тохиргоог авч үзье.

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

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

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

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

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

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

E = E 0 + log/ – Нернстийн тэгшитгэл.

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

E = E 0 + 0.059lg/

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Cu 2+ + 2e = Cu E 0 = +0.34 В

Mg 2+ + 2e = Mg E 0 = –2.36 В

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

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

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

Лекц 15.

Электролиз.

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

Хлоридын ионууд нь анод дээр исэлддэг.

2Сl – – 2e = Cl 2 0

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

K: Na + + e = Na 0 2

Х: 2Сl – – 2e = Cl 2 0 1

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

2NaСl = 2Na + Cl 2

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

Дамжуулах явцад электродууд дээр тохиолддог исэлдэлтийн процесс цахилгаан гүйдэлхайлмал эсвэл электролитийн уусмалаар дамжуулан электролиз гэж нэрлэдэг.

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

Электролизийг фторын хүчил дэх калийн фторидын уусмалд хийсэн. IN энэ тохиолдолдАнод дээр фтор, катод дээр устөрөгч ялгардаг. Электролизийг электролитийн ваннд хийдэг.

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

2H 2 O + 2e = H 2 + 2OH –

ба хлоридын ионууд нь анод дээр исэлддэг.

2Сl – – 2e = Cl 2 0

Үүний үр дүнд катод дээр устөрөгч, анод дээр хлор ялгарч, уусмалд натрийн гидроксидын молекулууд хуримтлагддаг. Ерөнхий тэгшитгэлнатрийн хлоридын усан уусмалын электролиз нь дараахь хэлбэртэй байна.

K: 2H 2 O + 2e = H 2 + 2OH –

Х: 2Сl – – 2e = Cl 2 0

2H 2 O + 2Сl – = H 2 + Cl 2 + 2OH –

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

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

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

2. Металл катионууд нь маш бага үнэ цэнэСтандарт электродын потенциал (литийн хөнгөн цагаан хүртэл) нь катод дээр багасдаггүй, харин усны молекулууд багасдаг.

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

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

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

2H 2 O – 4e = O 2 + 4H +

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

Х: Би Û Me n+ + ne –

Хайлмал ба электролитийн уусмалын электролизийн жишээг авч үзье.

Цахилгаан 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 - ионы бууралт. Уусмал дахь катионууд ба гадаргуу дээрх илүүдэл электронуудын хоорондох электростатик таталт нь цахилгаан давхар давхаргыг үүсгэдэг. Энэ нь метал ба шингэний хоорондох интерфэйс дээр тодорхой боломжит зөрүү буюу боломжит үсрэлт үүсэхэд хүргэдэг. Металл ба түүний эргэн тойрон дахь усан орчны хооронд үүсэх боломжит зөрүүг нэрлэдэг электродын потенциал. Металлыг давсны уусмалд дүрэх үед тэнцвэрт байдал өөрчлөгддөг. Уусмал дахь өгөгдсөн металлын ионы концентрацийг нэмэгдүүлэх нь ионуудын уусмалаас метал руу шилжих үйл явцыг хөнгөвчилдөг. Ионууд нь уусмал руу шилжих чухал чадвартай металлууд ийм уусмалд эерэг цэнэгтэй байх боловч цэвэр устай харьцуулахад бага хэмжээгээр цэнэглэгддэг.

Идэвхгүй металлын хувьд уусмал дахь металлын ионуудын тэнцвэрт концентраци маш бага байдаг. Хэрэв ийм металлыг энэ металлын давсны уусмалд дүрвэл эерэг цэнэгтэй ионууд нь металаас уусмал руу шилжих шилжилтээс илүү хурдан хугацаанд эерэг цэнэгтэй ионууд ялгардаг. Металлын гадаргуу нь эерэг 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 дугаар; с – чөлөөт ионуудын концентраци;

с о – гадаргуугийн давхарга дахь ионы концентраци.

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

Цахилгаан химийн системүүд

Ерөнхий шинж чанар

Электродын потенциал. Электродын потенциалыг хэмжих

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

Цагаан будаа. Ионы металаас уусмал руу шилжих үйл явц:

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

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

с о – гадаргуугийн давхарга дахь ионы концентраци.

2Н + +2е ↔ Н 2 .

Стандарт электродын потенциалыг хэмжих схем

устөрөгчийн электродтой харьцуулахад

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

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

Стандарт электродын потенциалын хүрээ (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 хүндрэлтэй 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. Устөрөгчийн өмнөх хүчдэлийн цуваа дахь металууд нь шингэрүүлсэн хүчлүүдийн уусмалаас устөрөгчийг нүүлгэн шилжүүлэх (анионууд нь исэлдүүлэх шинж чанартай байдаггүй);

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

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

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

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

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

E Me = E o Me + (0.059/n)logс.

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

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

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

Галваник эсүүд, тэдгээрийн цахилгаан хөдөлгөгч хүч

Давсны уусмалд дүрсэн хоёр металлыг дамжуулагчаар холбосноор гальван элемент үүсгэдэг. Анхны гальваник эсийг 1800 онд Александр Вольт зохион бүтээжээ. Уг эс нь хүхрийн хүчлийн уусмалд дэвтээсэн даавуугаар тусгаарлагдсан зэс, цайрын хавтангаас бүрддэг. Олон тооны ялтсуудыг цуваа холбосон үед 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 байрлана. 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.

Борис Семенович Якоби (Мориц Херман) (1801-1874)

эсвэл молекул хэлбэрээр

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

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

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

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

Цайртай хослуулбал Cu 2+ ион буурдаг.

Ашиглахад шаардлагатай 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 тугалга-хүчлийн зай - том цахилгаан хүчин чадал, тогтвортой ажиллагаа, олон тооны мөчлөг (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. Эдгээрт Т.Эдисоны кадми-никель, төмөр-никель батерейнууд орно.

Эдисоны батерей ба хар тугалганы батерейны хэлхээ

Томас Эдисон (1847-1931)

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 холбогдолкадми-никель батерейтай. Кадми-никель батерейны диаграмм

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

Кадми-никель батерейны үйл ажиллагаа нь Ni 3+-тай 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.

Цагаан будаа. 128. Металлын хэвийн потенциалыг хэмжих төхөөрөмж

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

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 химийн үйл явцыг судлах, тайлбарлахад физикийн ололт амжилтыг зоригтой ашигласан. 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 эсийг 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 заасан хүчдэл нь хоёр боломжит ялгаанаас хамаарна: бидний сонирхож буй металл ба түүний давсны уусмалын хоорондох боломжит зөрүү ба тэдгээрийн хоорондох боломжит ялгаа. металл дамжуулагч ба ижил шийдэл.

Харгалзах давсны уусмалд дүрсэн хоёр өөр металл электродын потенциалын зөрүүг (электрон хүчдэлийн зөрүү) хэмжих, өөрөөр хэлбэл нэг металлын потенциал нь түүний потенциалаас хэр их эсвэл бага болохыг олж мэдэх нь илүү хялбар байдаг. өөр металл. 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-дцагаан алттай харьцдаг цэвэр устөрөгч нь нэлээд юм их хэмжээгээртүүнд шингэдэг. Устөрөгчөөр ханасан цагаан алтны хавтан нь устөрөгчөөс бүрдсэн мэт ажилладаг. Хүхрийн хүчлийн уусмалтай холбогдох үед харьцангуй потенциалыг хэмжихдээ ердийн байдлаар тэг гэж авдаг тодорхой потенциалын зөрүү (устөрөгчийн электродын потенциал) үүсдэг.

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 нь устөрөгчийн электродын потенциалаас бага байвал тэдгээрийг хасах тэмдэгтэй, металлын потенциал түүнээс их байвал нэмэх тэмдэгтэй авна.

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

Хүснэгт 27

Металлын хэвийн потенциал

Металл	Ион	Потенциал вольтоор	Металл	Ион	Потенциал вольтоор
TO	TO	- 2,92	Ни	Ни	- 0,23
Ca	Ca	- 2,84	Сн	Сн	- 0,14
На	На	- 2,713	Pb	Pb	- 0,126
Mg	Mg	- 2,38	n 2	Х	0,000
Ал	Ал	- 1,66	Cu	Cu	+ 0,34
Mn	Mn	- 1,05	Hg	Hg 2	+ 0,798
Zn	Zn	- 0,763	Аг	Аг	+ 0,799
Fe	Fe	- 0,44	Au	Au	+ 1,42

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.

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

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

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

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

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

Химийн урвал мөн эсрэг чиглэлд явагдана:

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

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

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

Онцлог цахилгаан химийн процессууд, ердийн химийн нэгдлээс ялгаатай нь исэлдэх, багасгах үйл явцын орон зайн тусгаарлалт юм. Эдгээр үйл явц нь бие биенгүйгээр явагдах боломжгүй бөгөөд бүхэлдээ бүрддэг химийн процессцахилгаан химийн системд.

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

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

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

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

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

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

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

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

Хэрэв бид янз бүрийн металлын электродын урвалын хэвийн потенциалыг тэдгээрийн алгебрийн утгыг тогтмол нэмэгдүүлэхээр байрлуулбал бид сайн мэддэгийг олж авна. ерөнхий курсхимийн цуврал стресс. Энэ эгнээнд бүх элементүүдийг шууд хамааралтай цахилгаан химийн шинж чанараас нь хамааруулан байрлуулна химийн шинж чанар. Тиймээс зэсэнд байрлах бүх металууд (өөрөөр хэлбэл илүү сөрөг потенциалтай) харьцангуй амархан исэлддэг бөгөөд зэсийн дараа байрлах бүх металууд нь нэлээд хүндрэлтэй исэлддэг.

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

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

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

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

Цагаан будаа. Зэс-цайрын гальваник эсийн диаграмм

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

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

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

EMF E-ийн хэмжээ нь электрод дээрх E 1 ба E 2 электродын потенциалуудын зөрүүтэй тэнцүү байна: E = E 1 - E 2.

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

Бидний харж байгаагаар цайрын исэлдэлт ба зэсийн бууралтын процессууд нь өөр өөр электродууд дээр явагддаг. Ерөнхийдөө химийн урвалЗэс-цайрын элементэд агуулагдах ионыг дараах байдлаар бичиж болно.

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

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

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

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

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

Электродын потенциал, - стандарт электродын потенциал, вольтоор хэмжигддэг;