Нормальный водородный электрод.

Основной стандартный электрод, потенциал которого принят за ноль, является нормальный водородный электрод. Он состоит из чернёной платиновой пластинки, насыщенной водородом, при давлении 1 атм (101,325 Па) и находится в растворе ионов водорода с активностью, равной 1моль/л, при t=298 К.

Pt(H₂) (P_H2=1 атм)|H⁺ (a_H+=±1 моль/л)

На водородном электроде происходит реакция: Н⁺+е=1/2Н₂.

Уравнение Нернста для потенциала водородного электрода при t=298 К имеет вид:

Е_H+/0,5Н2=Е°_H+/0,5Н2+0,059lga_Н+, но т.к. Е°_H+/0,5Н2=0, то Þ Е_H+/0,5Н2=0,059lga_Н+.

Для определения стандартного электродного потенциала различных металлов составляют гальваническую цепь, которая состоит из двух электродов, т.е. стандартного водородного электрода и исследуемого электрода. Их соединяют и измеряют ЭДС этой гальванической цепи с помощью потенциалометра. ЭДС - это максимальная разность электродных потенциалов. После измерения ЭДС рассчитывают стандартный электродный потенциал исследуемого электрода.

Любая гальваническая цепь подчиняется правилу «правого плюса», т.е. слева всегда находится более отрицательный электрод - анод, а справа – более положительный - катод. На аноде происходит окисление (потеря электронов), на катоде – восстановление (присоединение электронов). Внешний ток течёт от анода к катоду, т.е. между электродами имеется разность потенциалов, которая измеряется потенциалометром. Граница раздела между двумя реакциями обозначается двумя вертикальными чертами.

Понятие «потенциал» относится к электроду, «ЭДС» - к гальваническому элементу.

ЭДС всегда положительна, поэтому при её расчёте необходимо из более положительного потенциала вычисть менее положительный. Для определения стандартного электродного потенциала можно собрать гальваническую цепь.

1) Гальваническая цепь из цинкового и водородного электродов:

Е°_Zn/Zn2+=-0,763 В,

Е°_Н+/0,5H2=0

Zn|Zn²⁺||H⁺ (a_H+=±1 моль/л)|Pt(H₂) (P_H2=1 атм)

ЭДС=Е°_Н+/0,5Н2-Е°_Zn/Zn2+, Е°_Zn/Zn2+=-ЭДС.

Знак «-» означает, что цинковый электрод менее положительный, чем водородный.

2) Из медного и водородного электродов:

Е°_Сu/Cu2+=0,337 В,

Е°_Н+/0,5H2=0.

Pt(H₂) (P_H2=1 атм)|H⁺ (a_H+=±1 моль/л)||Сu₂₊|Cu

ЭДС=Е°_Cu/Cu2+-Е°_Н+/0,5Н2

Е°_Cu/Cu2+=ЭДС.

Электроды сравнения.

Т.к. практике широко применять водородный электрод неудобно (трудно сохранить давление, равное 1 атм и активность ионов водорода, равную 1 моль/л), то вместо водородного электрода используют электроды сравнения, которые отличаются устойчивым электродным потенциалом и простотой изготовления.

Электроды сравнения - это полуэлементы, состоящие из металла, покрытого трудно растворимым соединением этого металла (соль, оксид) и погружённого в раствор хорошо растворимого соединения с тем же анионом.

К электродам сравнения можно отнести хлорсеребряный электрод, который состоит из серебряной пластинки со слоем трудно растворимой соли AgCl и погружённый в насыщенный раствор KCl. Схема: Ag|KCl_насыщ/AgCl

На электроде устанавливается равновесие и протекает следующая реакция: AgCl+e=Ag⁰+Cl^-.

Потенциал хлорсеребряного электрода зависит от активности или от концентрации ионов хлора в растворе. Для него уравнение Нернста можно выразить следующим образом: Е_х/с=Е°_х/с-(0,059/n)lga_Cl-.

В насыщенном растворе KCl при t=298К, Е°х/с=0,222 В.

 

Комплексные соединения.

В XIX веке был накоплен экспериментальный материал, показывающий, что многие молекулы с уже реализованными химическими свойствами способны вступать в дальнейшие взаимодействия с образованием более сложных соединений второго порядка. К таким соединениям относятся комплексные соединения.

Комплексные соединения – соединения, в узлах кристаллической решетки которых находятся комплексные ионы, способные к самостоятельному существованию при переходе соединения в расплавленное или растворенное состояние.

Строение комплексных соединений трактуется на основе координационной теории швейцарского химика Вернера, созданная в 1893 г.

Основные положения теории Вернера: