Электрохимические процессы

Рассмотрим кислородный электрод:

O₂, Pt | OH

O₂ + 2H₂O +4 > 4OH

[Ox] = [O₂]·[H₂O]²= p(O₂)·[H₂O]², [Red] = [OH]⁴

Т.к. концентрация воды в реакции практически не меняется, то ее считают величиной постоянной, ее влияние вносят в значение стандартного потенциала:

Потенциал кислородного электрода принимает положительные значения с увеличением давления кислорода и уменьшением pH.

3. Окислительно-восстановительные электроды (Red-Ox электроды).

Любая электродная реакция является окислительно-восстановительной, Red-Ox электродами относят только те электроды, в реакциях которых не принимают участия металлы и газы. Такие электроды состоят из проводника первого рода, контактирующего с раствором, содержащим окислители и восстановители. К проводникам первого рода предъявляются те же требования, что и в газовых электродов. В качестве примера окислительно-восстановительного электрода можно привести систему

Fe³⁺ + > Fe²⁺.

[Ox] = [Fe³⁺], [Red] = [Fe²⁺]

В более сложных окислительно-восстановительных процессах могут принимать участие ионы ОН и Н⁺. В этих случаях потенциал электрода также будет зависеть от рН раствора. Например, для системы

MnO₄ + 8H⁺ + 5 Mn²⁺ + 4H₂O

4.Электроды II рода состоят из проводника первого рода (металла) покрытого тонким слоем труднорастворимой соли этого металла, погруженного в раствор электролита с одноименным анионом.

Рис. 6.5. Схема хлор-серебряного электрода

На данном (рис 6.5) электроде проходит процесс:

AgCl + > Ag⁰ + Cl

[Ox] = [AgCl], [Red] = [Ag]·[Cl]

Диаграмма электрохимической устойчивости воды.

Металл, растворяющийся в воде, растворе кислоты или основания, является восстановителем, он окисляется. Это растворение может быть целенаправленным (химическое фрезерование) и нежелательным (коррозия). Необходимым условием протекания окислительно-восстановительного процесса является наличие окислителя. С учетом протекания окислительно-восстановительной реакции в воде необходимо рассмотреть роль воды в них. Напомним, что в воде имеются Н⁺, OH- и растворенный О₂.

В кислотной среде (0рН7) в качестве окислителя могут выступать ионы водорода Н⁺ или «сложный» окислитель Н⁺+О₂; в нейтральной (рН=7) и в щелочной среде (7рН14) окислителем являются молекулы H₂O или смесь воды и кислорода (H₂O+O₂), а также OH-.

Металл, контактирующий одновременно с газом и раствором, содержащим ионы этого газа, называется газовым электродом (водородным, кислородным и др.). Потенциалы водородного и кислородного электродов не зависят от формы разряжающихся частиц (молекул воды или ионов, на которые она диссоциирует), но зависят от рН среды и парциального давления водорода (р_H2) и кислорода (р_O2):

2Н⁺+2=Н₂ или 2H₂O+2=2ОН-+Н₂

4Н⁺+О₂+4=2H₂O или 2H₂O+О₂+4=4ОН-.

Зависимость _Н+/Н2 и _О2/ОН- от рН при р_H2 = р_O2 = 1атм представлена уравнениями и графически - в виде диаграммы электрохимической устойчивости воды (рис. 6.6).

_Н+/Н2=-0,059·рН, _О2/ОН- = 1,23-0,059·рН

Рис. 6.6. Диаграмма электрохимической устойчивости воды.

По диаграмме (рис. 6.6) можно установить химическую стойкость металлов в растворах с различным значением рН. Отметим, что известный ряд напряжений _Men+/Me, B, изначально был известен как ряд способности замещения металлов друг другом в водных растворах («вытеснительный» ряд Бекетова). Когда же были установлены потенциалы Red/Ox пар металлов и катионов, он с точностью совпал с рядом Бекетова и получил количественную характеристику. С учетом электрохимической диаграммы воды он справедлив только при рН=0 (не учитывает влияние кислорода).

Если стандартный потенциал металла (_Меn+/Me) положительнее потенциала кислорода (_О2/ОН-)(область I, выше линии ab), то растворение металла с процессами восстановления по уравнениям невозможно. Все точки в области I соответствуют состоянию когда молекулы воды (или ионы гидроксила) могут выступать лишь как восстановители.

В этих реакциях молекулы воды и ионы гидроксила выступают как восстановители. Если потенциал металла положительнее потенциала водорода и отрицательнее потенциала кислорода (все точки между линиями ab и cd, область II), то растворение металла возможно, когда окислителем является (H⁺+O₂) или (H₂O+O₂), а не ионы водорода или молекулы воды. Все точки в области II соответствуют электрохимической устойчивости воды. В этой области в химических реакциях и при электролизе вода не может выступать ни окислителем, ни восстановителем.

Все точки ниже линии cd (область III) отвечают состоянию системы, когда молекулы H₂O или Н⁺ в реакциях с металлами выступают как окислители. В области III при наличии в растворе газообразного кислорода в качестве окислителя в реакции с металлами могут также выступать сложные окислители (H₂O + O₂) или (H⁺ + O₂). Этот случай условно называется «коррозией с кислородной деполяризацией». Таким образом, в области III могут выступать четыре окислителя, т.е. имеется возможность протекания четырех реакций восстановления.

В общем случае, при наличии в растворе нескольких видов ионов или недиссоциированных молекул электрохимически активных веществ последовательность протекания реакций восстановления определяется величиной их стандартного потенциала. В первую очередь, окислителем выступают те ионы, молекулы или их сочетания, которые характеризуются наиболее положительным потенциалом. Это, в частности, имеет место при растворении металлов в кислородсодержащих кислотах (HNO₃, H₂SO₄ и др.), когда в качестве окислителя могут выступать анионы кислотного остатка.

Исходя из изложенного видно, что металлы находящиеся ниже линии водородного электрода встречаются, как правило, в соединениях в катионной форме; металлы находящиеся выше линии кислородного электрода встречаются в природе в форме самородков (золото).

Кинетика электрохимических процессов

Равновесные состояния процессов внутри электролитов (электролитическая диссоциация, гидролиз, сольватация и др.) и процессов на электродах (электрохимические реакции и характеризующие их обратимые электродные потенциалы) не зависят от времени, к ним применимы оба закона термодинамики. Поэтому соответствующие закономерности называются термодинамическими, а посвященный им раздел электрохимии -термодинамикой электрохимических процессов.Для электродных процессов равновесие характеризуется отсутствием электрического тока.

Процесс прохождения электрического тока конечной силы не является равновесным, и явления, связанные с прохождением тока, зависят от времени и от силы тока, величина которого может быть регулируема извне. Раздел электрохимии, рассматривающий неравновесные, главным образом стационарные процессы, протекающие на электродах во времени, называетсякинетикой электрохимических (электродных) процессовили простоэлектрохимической кинетикой.

Электрический ток может протекать в результате замыкания электрохимического элемента, образуемого электродами и электролитом, или под влиянием приложенной к системе электроды - электролит внешней разности потенциалов. В последнем случае явления, происходящие на границах электрод - электролит, называютсяэлектролизоми состоят в выделении веществ (металлы, газы) из электролита на электроде, в растворении вещества электрода и в изменении состава электролита.

Электрохимическая кинетика основывается как на общих положениях химической кинетики, так и на частных закономерностях, характерных только для электрохимических процессов. Так, для электрохимии справедливы основной постулат химической кинетики, применимость понятия энергии активации для многих электрохимических процессов, положительное влияние температуры на скорость электролиза и т.п.

Достаточно отчетливо выражена испецифичность электрохимических процессов:

1. Электрохимическим путем можно проводить и такие реакции, которые химическим путем при обычной температуре не идут (например, реакция разложения воды при обычной температуре не идет, а электролизом вода легко разлагается). Самопроизвольные реакции всегда сопровождаются уменьшением свободной энергии; электрохимическим же путем можно проводить реакции, сопровождающиеся увеличением свободной энергии, т.е. возможности электросинтеза шире, чем возможности обычного химического синтеза. Необходимая свободная энергия доставляется системе извне в виде энергии электрического тока.

2. Суммарную скорость электрохимического процесса можно не только легко определить по величине силы тока, протекающего в цепи, но и регулировать путем изменения силы тока.

3. Скорость электрохимического процесса зависит от ЭДС и существенно зависит от условий диффузии ионов. Диффузия ионов часто оказывает определяющее влияние на скорость электродного процесса.

4. Энергия активации электрохимического процесса часто связана с падением потенциала в двойном электрическом слое.

Равновесие между раствором и электродом, имеющим определенный потенциал, является динамическим: происходит непрерывный обмен заряженными частицами между электродом и раствором. При равновесии скорости перехода частиц в противоположных направлениях одинаковы. Количество электричества, переходящее в этих условиях в единицу времени от электрода к раствору и обратно, называетсятоком обмена.

При прохождении электрического тока через границу электрод - раствор двухсторонний ток обмена имеется, но на него накладывается, как правило, несравненно больший односторонний ток, определяемый ЭДС элемента или приложенной внешней разностью потенциалов.

Электрический ток вызывает изменения на поверхности электродов, зависящие от многих факторов и прежде всего от силы тока. Изменение электрического состояния электрода (его потенциала, плотности заряда двойного электрического слоя) под влиянием проходящего через границу раздела электрического тока называетсяполяризацией электрода. При поляризации потенциал электрода изменяется по сравнению с тем «равновесным» значением, которое он имел в данном растворе при отсутствии тока

= _i - _p

-электродная поляризация;_i- потенциал электрода «под током»;_p- равновесный электродный потенциал. Т.к. при наложении катодного тока потенциал смещается в отрицательную сторону, а при наложении анодного - в положительную, токатодная электродная поляризация всегда отрицательна, а анодная всегда положительна:

_к = _i - _p 0;

_а = _i - _p 0

Любой электродный процесс представляет собой сложную гетерогенную реакцию, состоящую из ряда последовательных стадий. По крайней мере, на некоторых из них она может протекать по двум или нескольким параллельным путям. Природа и число стадий каждой электрохимической реакции зависят от ее характера.

Из химической кинетики известно, что скорость последовательной реакции определяется скоростью наиболее медленной из ее последовательных стадий, а из ряда параллельных путей наиболее вероятен путь с наименьшими торможениями. Эти же представления справедливы и в случае электрохимических процессов. Стадия, определяющая скорость всего электродного процесса, называетсязамедленнойилилимитирующей стадией.Замедленность той или иной стадии является непосредственной причиной поляризации электрода. Если известна природа замедленной стадии, т.е. ясна причина, обусловливающая появление поляризации, то вместо термина «поляризация» употребляют термин(электродное) перенапряжение(). Т.о., перенапряжение - это поляризация электрода, обусловленная замедленным протеканием вполне определенной стадии суммарного электродного процесса.

В зависимости от природы замедленной стадии можно говорить о различных видах перенапряжения. Одной из обязательных стадий любого электродного процесса является транспортировка участников реакции - доставка (или отвод) к границе раздела электрод - электролит. Поляризацию, вызванную торможением на стадии транспортировки, называют концентрационной поляризацией, перенапряжением транспортировки или диффузионным перенапряжением_д.

Замедленное протекание чисто химической стадии - реакции, предшествующей или следующей за актом разряда - вызывает появление химического или реакционного перенапряжения_х(_р).

Любой электродный процесс включает в себя хотя бы одну стадию, связанную с переходом электронов через границу раздела электрод - электролит. Электродную поляризацию, вызванную замедленным протеканием этой стадии, называют электрохимическим перенапряжением_э, поскольку именно стадия перехода электронов является собственно электрохимическим актом. Для описания этого вида перенапряжения широко используют также термины перенапряжение замедленного разряда, перенапряжение переноса заряда, перенапряжение (электронного) перехода.

Наконец, замедленность стадии построения или разрушения кристаллической решетки, а также замедленность перехода от одной модификации к другой соответствуют фазовому перенапряжению_ф.

В общем случае смещение потенциала электрода под током от равновесного значения представляет собой результат наложения всех видов перенапряжения:

=_{д р э ф}

Однако можно найти такие электродные процессы и создать такие условия, при которых преобладающее значение будет иметь какой-либо один вид перенапряжения.

оформления теории замедленного разряда была предпринята Эрдей-Грузом и Фольмером в 1930 г. Эрдей-Груз и Фольмер вывели формулу, связывающую потенциал электрода под током с плотностью тока. Выведенная ими формула является основным уравнением электрохимического перенапряжения и согласуется с эмпирическим уравнением для перенапряжения водорода. Однако теория замедленного разряда в ее первоначальном виде содержала ряд недостаточно обоснованных допущений и не могла удовлетворительно описать всю совокупность опытных данных. Наибольший вклад в теорию замедленного разряда был внесен А.Н.Фрумкиным (1933), который впервые учел влияние строения ДЭС на кинетику электрохимических процессов. Его идеи во многом определили основное направление развития электрохимической науки и ее современное состояние.

Вопросы для самоконтроля

1. Напишите определение и примеры окислительно-восстановительных реакций. Приведите примеры типичных окислителей и восстановителей.

2. Чем отличаются окислительно-восстановительные реакции в растворах электролитов?

3. Назовите наиболее распространенные окислители и восстановители, вещества, обладающие двойственной функцией.

4. Какие типы ОВР вам известны?

5. Каким параметром - кинетическим или термодинамическим - является окислительно-восстановительный потенциал полуреакций?

6. Приведите формулу, связывающую разность потенциалов с константой равновесия.

7. Какие условия являются стандартными для определения потенциалов полуреакций?

Размещено на Allbest.ru