Составители:
Рубрика:
151
Относительные величины электродных потенциалов металлов позволяют
решать вопросы о возможности участия этих металлов в тех или иных
окислительно-восстановительных реакциях. Например, сравнением величин
потенциалов можно установить, способен ли данный металл вытеснять водород
из растворов кислот, окислителем в которых является частица H
+
(хлороводородная, разбавленная серная) или вытеснять другой металл из
раствора его соли. В первом случае необходимо сравнить данный электродный
потенциал с потенциалом водородного электрода, во втором случае – два
электродных потенциала между собой: восстановитель должен
характеризоваться меньшим (более отрицательным) потенциалом, чем
окислитель.
Например, на основании значений электродных потенциалов:
Zn R Zn
2+
+ 2e
-
, E
0
= –0.76 B.
Pb R Pb
2+
+ 2e
-
, E
0
= –0.13 B;
2H
+
+ 2е R H
2
, E
0
= 0 B;
Cu R Cu
2+
+ 2e
-
, E
0
= +0.34 B;
можно заключить, что свинец и цинк способны к реакции с указанными
кислотами, а медь – нет, реакция
Pb
2+
+ Zn = Pb + Zn
2+
возможна, а Pb
2+
+ Cu → – нет.
Равновесный электродный потенциал зависит от природы электрода,
концентрации ионов в растворе, температуры. Эта зависимость описывается
уравнением Нернста, которое для ионно-металлических электродов имеет вид
n+ 0 n+ 0
0n+
Ме /Ме Me /Me
RT
Е =Е +ln[Me],
nF
где
n+ 0
Me /Me
E
- равновесный электродный потенциал,
В;
n+ 0
0
Me /Me
E - стандартный
электродный потенциал (потенциал для данного электрода при Т = 298 К и
[Mе
n+
] = 1 моль/л), В; R = 8.31441 Дж/(моль·К) – универсальная газовая
Страницы
- « первая
- ‹ предыдущая
- …
- 149
- 150
- 151
- 152
- 153
- …
- следующая ›
- последняя »
