Potențiale de reducere a oxidării
Un exemplu al unei celule electrochimice de autorizare a curentului prin mersul pe jos în ea un proces redox în care nu este implicat materialul electrodului, acesta poate fi un element în care doi electrozi plați de platină sunt omise în soluțiile și. Acest element va trece prin conductorul un curent electric în reacția următoare:
În celulele electrochimice Aparute un astfel de proces nu este în mod esențial diferit de procedeul chimic din cupru-zinc și alte elemente. În ambele cazuri, există procese redox, dar legătura dintre ionii de staniu și ioni de fier cu un electrod metalic (platină) joacă rolul electronilor purtătoare, în timp ce elementul de cupru-zinc electrozi se reacționează.
Schema de elemente pentru reacția de mai sus poate fi reprezentată după cum urmează:
La polul negativ al elementului, există un proces de recul a electronilor, adică oxidarea
pe polul pozitiv - aderarea lor, adică refacerea
Semifabricile separate dintr-o celulă galvanică conțin nu numai un agent de reducere sau un oxidant, ci și substanțe noi care se formează ca urmare a reacției. De exemplu, în exemplul considerat de noi în semi-element nu sunt numai ionii care reacționează, ci și ionii formați din ele. Ionii de pornire și ionii de staniu care rezultă formează o pereche de oxidare-reducere, care este una dintre semiferenți. Cel de-al doilea semi-element în acest caz este perechea de oxidare-reducere.
Fiecare pereche redox distinge oxidat element de formă format într-o stare de oxidare mai mare, iar forma redusă formată de ioni de o stare de oxidare mai scăzută. Forma oxidată a perechii redox este un oxidant și restaurat - agent reducător.
Oxidarea potențialului de reducere a perechilor depinde nu numai de natura agentului reducător și a oxidantului, ci și de concentrațiile sale. Astfel, de exemplu, într-o pereche de oxidare-reducere, activitatea ionilor este mai mare, cu cât concentrația lor este mai mare în soluție și cu atât concentrația ionilor este mai mică. Ca o consecință, potențialul de reducere a oxidării unei perechi date crește cu creșterea raportului, adică cu o creștere a raportului dintre concentrațiile formelor oxidate și reduse.
Potențialul de reducere a oxidării (E), în funcție de raportul diferit dintre concentrațiile oxidantului și reductorului, se calculează prin formula:
unde E este potențialul de reducere a oxidării unei perechi date; - concentrația (sau, mai precis, activitatea) formei oxidate;
Cu recuperarea - concentrarea (sau, mai precis, activitatea) formei restaurate; R este constanta de gaz egală cu 8,314 J; T este temperatura absolută (273 °),); F este numărul Faraday, care este de 96 500 k (mai exact); n este numărul de electroni dat sau primit atunci când forma redusă este transformată într-o formă oxidată (sau invers); - potențialul normal sau standard (măsurat la).
În caz și apoi în (2).
Dacă în formula (2) înlocuim valorile numerice ale constantelor cunoscute și mergem de la logaritmii naturali la cei zecimali, atunci primim:
La T = ecuația are forma:
Dacă în această ecuație concentrația formei oxidate este mai mare decât concentrația formei reduse, adică Cdoc, atunci valoarea potențialului E va fi mai mare decât potențialul normal, adică.
Cu creșterea raportului, potențialul E crește și, invers, dacă este în soluție, atunci.
Potențial de oxidare normal în.
Dacă concentrația este de 10 ori concentrația, atunci potențialul de oxidare este:
Dacă, de exemplu, concentrația de ioni este de 100 de ori mai mare decât concentrația, atunci potențialul este de 0.655 V, iar cu o predominanță de o mie de ori, potențialul este de 0.597 V.
Adăugarea de fluorură de sodiu în sistem (care dă ionii anion complex) poate fi suficientă pentru a reduce potențialul de oxidare al acestui sistem, care, atunci când este amestecat cu o soluție din urmă iod va juca rolul unui comburant (deși potențial de oxidare normală sub potențialul de iod).
Pe lângă concentrația oxidantului și a agentului reducător, concentrația potențialului redox este influențată de concentrația de ioni de hidrogen. Astfel, de exemplu, cu o creștere a concentrației de ioni, potențialul de reducere a oxidării acestor perechi, în care forma oxidată conține oxigen, crește și scade cu scăderea concentrației de ioni.
Din Anexa 6 se poate observa că potențialul de oxidare al oxigenului într-un mediu puternic acid este de +1,298 V, într-un acid slab + 0,682 V și într-un alcalin +0,401 V. Când sunt recuperați mulți oxidanți care conțin oxigen, procesul continuă cu participarea ionilor de hidrogen. Prin urmare, în apendicele 6, atunci când ionul semi-mangan de mangan este redus la "oxidantul" divalent din grafic, acesta se află în coloana "agent reducător".
potențialul de oxidare este exprimat după cum urmează:
Deoarece concentrația nu se schimbă de fapt, ecuația va lua în sfârșit forma:
Dacă în această ecuație concentrația este înlocuită de activitate, atunci
sau în formă generală
Dependența potențialului de oxidare asupra concentrației de ioni de hidrogen (pH-ul mediului) este utilizată pentru oxidarea fracționată a anionilor halogenurii la halogeni liberi.
La un pH între 5 și 6 numai permanganatul oxidează iodura la iod (nu acționează bromuri și cloruri), la pH 3 (acid acetic) sunt bromuri oxidate (cloruri rămân intacte) și numai la cloruri mult mai mare aciditate oxidat.
Dacă nu se formează ioni de oxigen în reacția de reducere a oxidării și concentrația nu se schimbă, atunci e. etc cu. Reacția în mediul acid și alcalin este aceeași.
Dimpotrivă, dacă se formează ioni de oxigen în reacția de oxidare-reducere, împreună cu această reacție, reacționează acid.
Într-un mediu alcalin, reacția de oxidare-reducere este însoțită de reacții secundare:
Reacția din urmă necesită costuri de lucru și scade e. etc cu.
Cu cât valoarea numerică a potențialului negativ este mai mare, cu atât este mai mare capacitatea de reducere a unei perechi date și, invers, cu cât este mai mare potențialul pozitiv, cu atât capacitatea sa oxidativă este mai mare (Anexa 6).
Cunoscând potențialul de reducere a oxidării, se poate anticipa în ce direcție va merge procesul de oxidare-reducere. Se știe că o celulă galvanică operează cu condiția ca diferența de potențial să fie o cantitate pozitivă. Reacția de oxidare-reducere se poate desfășura în direcția aleasă în aceeași condiție, adică dacă diferența de potențial are o valoare pozitivă și, în consecință, e. etc cu. pozitiv.
Exemplul 1 este necesar pentru a determina direcția în care se va reacția dintre dioxid de plumb și iodură de potasiu într-un mediu acid, atunci când concentrația de substanțe (sau, mai precis, activitatea) este egală.
Să scriem schema elementului pentru această reacție:
Vom gasi (Anexa 6) potentiile redox si e. etc cu. reacție: pentru o pereche pentru o pereche, deoarece potențialul celei de-a doua perechi este mai mare decât primul. Rolul oxidantului va juca.
Prin urmare, reacția este posibilă, ca de ex. etc cu. este o cantitate pozitivă (merge de la stânga la dreapta cu o tensiune de 1,15 V).
Exemplul 2. Se va dizolva argintul metalic în acid sulfuric diluat?
Găsim potențialul perechilor și determinăm forța electromotoare a reacției:
Prin urmare, nu se va dizolva în diluat, deoarece. etc cu. are o valoare negativă.
Exemplul 3. Permanganatul de potasiu poate oxida clorura de staniu într-un mediu acid dacă concentrația soluțiilor lor (activitate) este de 1 g ion / l.
Ca și în primul exemplu, compunem ecuația reacției:
Scriem schema elementului:
Gasim (Anexa 6) potentialele perechilor:
Calculăm e. reacţii:
Am stabilit că într-un mediu acid se poate oxida, deoarece e. etc cu. reacția este pozitivă.
Exemplul 4. Pentru fier și halogeni (Anexa 6) avem următoarele potențiale:
Este necesar să se determine dacă ionul de fier poate oxida ionii acestor halogeni.
Deoarece potențialul vaporilor depășește numai potențialul (cel mai slab oxidant din halogeni), ionul de fier va oxida ionul, de exemplu în reacție:
Ed cu. această reacție are o valoare pozitivă:
Ionii și ionii nu se oxidează datorită faptului că e. etc cu. aceste reacții sunt negative. De exemplu, reacția
nu merge, e. etc cu. = 0,77-2,85 = -2,08 c.
Dimpotrivă, ei, de asemenea, oxidează ionii în ioni
Exemplul 5. Determinați care dintre metale, bariu sau nichel reacționează mai bine cu acidul clorhidric diluat.
Formăm ecuațiile de reacție:
Gasim potentialele perechilor:
Calculăm e. etc cu. pentru prima și a doua reacție:
Ed cu. prima reacție este de câteva ori mai mare decât cea de-a doua - va interacționa cu mai intens decât.
Exemplul 6. Reacția va continua cu interacțiunea dintre soluții și.
Din aceste date găsim e. etc cu. reacţii:
Ed cu. reacția este pozitivă, prin urmare, reacția este posibilă și se va proceda conform ecuației:
Pr și permanganatul de potasiu pot fi obținute prin oxidarea manganatului (de exemplu) cu clor. Este posibil să se aplice în loc de sau?
Gasim potentialele perechilor:
Să calculăm e. etc cu. reacții pentru cazurile în care agentul de oxidare este 1) clor, 2) brom și 3) iod:
Prin urmare, concluzionăm că manganatul este cel mai activ oxidat de clor, apoi de brom și iodul nu se oxidează - e. etc cu. are o valoare negativă. Reacția de oxidare cu clor (similar cu bromul) se efectuează conform ecuației:
Exemplul 8. Care este potențialul de electrozi al plumbului care a căzut într-o soluție a sării sale cu o activitate de 0,001 mol / l.
Calculam potențialul de electrod prin formula
unde E este potențialul electrodului metalului la o concentrație de ion dată; - potentialul electrodului normal al metalului; n este sarcina ionului metalic; c este concentrația (activitatea) ionilor în soluție.
Exemplul 9. Determinați e. etc cu. element format dintr-un electrod de zinc coborât într-o soluție de 0,1 M și un electrod plumb scăzut într-o soluție de 5 M. Să găsim potențialul electrodului de zinc:
Să găsim potențialul electrodului de plumb:
Definiți e. etc cu. element
Exemplul 10. Determinați dacă ionul se va oxida în anion cu reducerea acestuia la.
Să găsim (Anexa 6) potențialul pentru o jumătate de celulă în care urmează următorul proces de reducere a oxidării:
pentru o altă jumătate de celulă
Să calculăm e. etc cu. reacţii:
Această reacție este imposibilă, deoarece ionul este un oxidant mai puternic decât ionul. În celula galvanică a acestor două jumătăți de celule, electronii s-ar muta de la.
Astfel, sărurile cromului trivalent nu se oxidează; dimpotrivă, (și sărurile sale) se oxidează.
Considerarea proceselor de oxidare-reducere arată că, în reacție, oxidantul, după oxidarea agentului reducător, este transformat într-un agent reducător și agentul reducător, oxidant, trece într-un oxidant, de exemplu:
Reacția rezultată va continua practic de la stânga la dreapta, deoarece.
Reacțiile de oxidare-reducere continuă spre formarea oxidanților mai slabi și a agenților reducători de la cei mai puternici.
Astfel, de exemplu, reacția de oxidare-reducere
practic curge de la stânga la dreapta, deoarece = + 0,15 V = + 0,77 în reacție
dimpotrivă, curge de la dreapta la stânga, deoarece = -0,44 V = + 0,34 V.
Din toate cele posibile în condițiile date de reacții de reducere a oxidării, în primul rând (de regulă) apare cel care are cea mai mare diferență în potențialul de reducere a oxidării.
Folosind anexa 6, nu se poate doar prezice dacă o reacție de reducere a oxidării va avea loc în direcția aleasă, ci va determina și ce va fi e. etc cu.
Articole similare
Trimiteți-le prietenilor: