Prin valorile potențialelor de reducere a oxidării, se poate judeca direcția reacțiilor de reducere a oxidării. Pornind de la ecuația (7.4), care face legătura cu diferența de potențial de o jumătate de reacție Gibbs schimbare energie liberă DG, și amintindu-și că posibilitatea apariției oricărui proces chimic datorită valorii negative DG poate concluziona următoarele:
reacția de oxidare-reducere va curge spontan într-o direcție în care o jumătate de reacție cu un potențial de reducere a oxidării mai mare servește ca oxidant față de o jumătate de reacție cu un potențial mai scăzut.
Se ia în considerare faptul că în tabele valorile j 0 sunt date pentru jumătate de reacții într-o direcție - oxidare.
Cu alte cuvinte, reacția de oxidare-reducere se poate realiza dacă diferența potențială a reacțiilor pe jumătate ale celulei corespunzătoare este pozitivă.
Pe măsură ce reacția are loc, concentrațiile formelor oxidate și reduse în reacțiile pe jumătate variază în așa fel încât potențialul oxidantului scade și agentul reducător crește. Ca urmare, diferența de potențial scade, forța motrice a procesului slăbește. Reacția de oxidare-reducere va continua până când potențialul de reacție va deveni egal. Când potențialele sunt egale, echilibrul chimic este stabilit în sistem.
În prima aproximare, prin compararea potențialelor standard de reacție la jumătate de reacție, se poate rezolva problema care dintre ele este capabilă să îndeplinească funcția unui oxidant sau a unui agent reducător față de alta. Pentru aceasta, potențialul standard trebuie să difere substanțial unul de altul. De exemplu, zincul (j0 = -0,76 V) va restabili (deplasa) cuprul (j0 = + 0,34 V) dintr-o soluție apoasă a sării sale la orice concentrație practică a acestei soluții. Dar dacă diferența de potențial standard nu este mare (potențialele standard sunt apropiate), este necesar să se calculeze potențialele reale luând în considerare concentrațiile conform ecuației (7.2) și numai apoi pentru a decide direcția procesului curent de reducere a oxidării
reacția TION.
Exemplul 12. Determinați posibilitatea și direcția reacției
Soluția. Pentru a răspunde la întrebare, scriem reacția în formă ionică, împărțind-o în jumătate de reacție și notăm potențialul semnalului de reacție standard:
1) Br2 + 2 # 275; = 2Br -; j0 = 1,09 B,
2) Pb02 + 4H + + 2 # 275; = Pb2 + + 2H20; j 0 = 1,46 B.
Prin expresia (7.4), avem Dj = jco-la-jsost-la = 1.46-1.09 = 0.37 B> 0.
Prin urmare, DG <0, т.е. реакция будет протекать слева направо. Из сопоставления потенциалов видно, что PbO2 в кислой среде имеет больший потенциал, следовательно, он может окислить ионы Br -. которые образуют при этом Br2 .
Exemplul 13. Determinați posibilitatea reacțiilor de reducere a oxidării
a) HBrO + HIO = HBr03 + HI,
b) HBrO + HIO = HBr + HIO3.
Soluția. Redactăm reacțiile pe jumătate corespunzătoare și potențialul lor corespunzător: pentru reacția a)
BrO3 - + 5H + + 4 # 275; = HBrO + 2H20; j 0 = 1,45 B,
HIO + H + + 2e = I - + H20; j 0 = 0,99 B.
Folosind ecuația (7.3), găsim diferența dintre potențialele redox
Dj 0 = j 0 ok-la - j 0 rebound = 0,99 - 1,45 = -0,46 B.
Deoarece Dj 0 <0, то DG> 0, deci, reacția este imposibilă (se face în direcția opusă).
HBrO + H + + 2 # 275; = Br - + H20; j 0 = 1,33 B,
IO3 - + 5H + + 4 # 275; = HIO + 2H2O; j 0 = 1,14.
Dj 0 = j 0 ok-la-j 0 creștere = 1,33 - 1,14 = 0,19 B. Deoarece Dj 0> 0 pentru reacția dată, reacția este posibilă.
Exemplul 14. Ionii Cr3 + pot fi oxidați în Cr2O7 2 prin acțiunea unui ion de ioni de NO3
Soluția. Acționând ca un oxidant, ionul de NO3 este redus la NO, așa că vom compara potențialul următoarelor jumătăți de reacții:
NO3 - + 4H + + 3 # 275; = NO + 2H20; j 0 = 0,96 B,
Dj 0 = j 0 ok-la-j 0 creștere = 0,96 - 1,33 = -0,37 V. DG> 0, adică NO3 -ionul nu poate fi un oxidant în raport cu ionul Cr 3+ în condiții standard.
În schimb, acidul bicloric H2Cr2O7 și sărurile sale ("bicromații") oxidează NO la HNO3.
Articole similare
Trimiteți-le prietenilor: