Carbonul este oxidat de oxigen la CO sau CO2. Când carbonul este utilizat ca agent reducător în procesele de temperatură ridicată, produsul de oxidare este de obicei CO datorită procesului
În seria de ioni de halogenuri, proprietățile de reducere a G sunt îmbunătățite de la Cl la I-. într-un mediu acid, oxidarea la G2 are loc:
Ioniunile metalelor cu o stare de oxidare mai scăzută (Fe + 2 .Cu +, Sn + 2 ...) reacționează cu oxidanții la compuși în care stările lor de oxidare sunt mai mari:
H2. fiind un agent reducător, este oxidat la ioni de H +. H-hidruri de ioni sunt oxidați la H2:
Unele substanțe prezintă dualitate de reducere a oxidării. Prin urmare, în prezența oxidanților cu capacitate pronunțată de oxidare, aceștia prezintă proprietăți de reducere și invers:
reducerea oxidării H2O (mediu acid)
O2H2O2OH - (mediu alcalin)
Potențiale de electrozi
Pentru a compara proprietățile de oxidare-reducere a oxidanților și a agenților reducători, se folosesc potențiale standard de electrod. Cel mai simplu electrod este o placă metalică imersată într-o soluție de sare a aceluiași metal, de exemplu o placă de cupru care a picat într-o soluție de CuSO4. Schematic, electrodul este reprezentat după cum urmează: înregistrarea formei oxidate, apoi prin linia verticală simbolizând limita secțiunii interfazice, forma reconstituită:
Placa metalică și soluția electrolitică formează un singur sistem de reducere a oxidării, în care se stabilește un echilibru între forma oxidată și cea redusă:
Cu2 ++ 2 Cu sau sub forma generală Men ++ nē Me. (1)
Dacă electrodul este fabricat dintr-un metal activ și concentrația ionilor metalici în soluție este mai mică decât echilibrul, atunci predomină procesul de tranziție a ionilor metalici în soluție, adică echilibrul (1) este deplasat spre stânga. În acest caz, placa metalică este încărcată negativ (figura A), deoarece electronii formați în timpul trecerii ionilor metalici la soluție rămân pe placă (soluția nu are conductivitate electronică). Ionii metalici hidrați sunt atrasi de placa încărcată negativ. Aceasta formează stratul electric dublu.
Dacă electrodul este realizat din un metal inactiv, iar metalul este coborât într-o soluție cu o concentrație de ioni mai mare decât la echilibru, echilibrul (1) este deplasat spre dreapta, adică, ionii metalici vor trece din soluția pe placa metalică. În acest caz, suprafața metalului este încărcată pozitiv, iar stratul soluției lângă placă este negativ (datorită unui exces de anioni în soluție) (figura B).
Caracteristicile cantitative ale acestor procese sunt potențialul electrodului. care diferă în semn și amploare. Valoarea absolută a potențialului electrodului nu poate fi determinată experimental. Este posibil să se determine diferența de potențial dintre doi electrozi, dintre care unul este electrodul de referință. Ca electrod de referință în raport cu care se determină potențialul altor electrozi, se adoptă un electrod standard de hidrogen.
Electrodul hidrogen standard este un vas de sticlă în care se plasează o placă platină acoperită cu negru de platină (platină poroasă slăbită, cu o suprafață mare pentru sortarea hidrogenului de hidrogen). Vasul este umplut cu o soluție de acid sulfuric cu o concentrație de ioni de hidrogen de 1 mol / l. Hidrogenul gazos este trecut prin vas la o presiune de 1 atm (≈ 105 Pa), la o temperatură de 298 K. O parte din hidrogen trece în stare atomică de platină, astfel încât stratul de suprafață de echilibru placă este stabilită: ½ (N2) (H) și la interfața de platină și acid sulfuric - echilibru:
+ ² ½ (H2) sau 2 + 2 ² (H2).
Electrodul hidrogen este reprezentat schematic după cum urmează: Pt, H2 / H +
potențial de electrod de hidrogen în condiții standard (CH + = 1 mol / l; PH2 = 1 atm, T = 298K) este considerat egal cu zero: EºN + / H2 = Potențialele de electrod 0. metalice măsurate în raport cu hidrogenul standard, în condiții standard (C Me n + = 1 mol / l, T = 298K), numit standard si denota EºMen + / Me.
Valoarea standard a electrodului sau potențialul redox măsurate în raport cu electrodul standard de hidrogen poate fi caracterizat prin echilibrul dintre orice formă oxidată și redusă la o concentrație a tuturor formelor de participare la balanța electrod de 1 mol / litru și o temperatură de 298K. Valorile Eº pentru sistemele de reducere a oxidării pot fi găsite în cărțile de referință, aceste valori fiind cuprinse între -3 și ≈ + 3V. Valoarea minimă (-3.0 V) corespunde Li electrod de echilibru + + mIe = Li, valoarea maximă + 2,87V caracterizează sistemul electrochimic F2 + 2e = 2F -. Cu cât valoarea E este mai mică, cu atât sunt mai pronunțate proprietățile reducătoare ale formelor reduse ale sistemelor corespunzătoare de reducere a oxidării. Dimpotrivă, cu cât este mai mare valoarea Eș, cu atât sunt mai pronunțate proprietățile oxidante ale formelor oxidate ale sistemelor corespunzătoare de reducere a oxidării. Cel mai puternic agent reducător în soluția apoasă este Li, cel mai puternic oxidant F2. Agenții reducători puternici sunt combinați cu oxidanți slabi (Li +), oxidanții puternici sunt combinați cu agenți reducători slabi (F-). Condițional, se poate presupune că oxidanții buni corespund potențialului de ≈ 1 - 0,5 V.
Valorile potențialelor de oxidare-reducere ale proceselor E care se produc în condiții diferite de cele standard depind de concentrațiile formelor oxidate și reduse la temperatură și se determină prin ecuația Nernst:
unde E este potențialul sistemului în condiții diferite de cele standard; Es - potențial standard de oxidare-reducere a procesului de oxidare-reducere; R este constanta de gaz universal, egală cu 8,314 J / (mol-K); T este temperatura, K; F este numărul Faraday, egal cu ≈96500 Cl / mol; n este numărul de moli de echivalenți ai electronilor care participă la reacția electrochimică; PS ν (ok.f.), PS κ (vosst.f.) - produs de concentrații de forme oxidate și reduse; n, κ sunt coeficienții lor stoechiometrici.
Dacă înlocuim în ecuația Nernst valorile constantelor F, R, mergeți la logaritmul zecimal, T = 298K, obținem:
De exemplu, pentru sistemul Co 3+ + ē = Co 2+
Pentru sistemul Cu 2+ + 2 2 = Cu
E = 0,34 + lg C (Cu2 +).
Example1. Se calculează potențialul unui electrod de argint plasat într-o soluție de nitrat de argint 0,1 M la T = 298 K.
SOLUȚIE. AgNO3 este un electrolit puternic:
C (Ag +) = Co · a · n = 0,1 · 11 = 0,1 (mol / l).
În soluția de 0,1 M AgNO3, concentrația de ioni Ag + este de 0,1 mol / l.
E = 0,8 + lg 0,1 = 0,8-0,059 = 0,741 (B).
Exemplul 2. Plăcuța de magneziu a fost imersată într-o soluție de sare, cu potențialul electrodului E (Mg2 + / Mg) fiind egal cu -2,41 V. Se calculează concentrația (mol / l) a ionilor de magneziu în soluție.
SOLUȚIE. Deoarece E (Mg2 + / Mg) = Es (Mg2 + / Mg) + 0,059 / 2 IgC (Mg2 +),
[E (Mg2 + / Mg) -Eș (Mg2 + / Mg)] = lgC (Mg2 +)
(-2,41 + 2,37) = lgC (Mg2 +)
C (Mg2 +) = 0,044 mol / l.
EXEMPLUL 3. Se calculează potențialul electrodului de hidrogen în soluție de H2S04 0,1 M.
SOLUȚIE. H2 SO4 este un electrolit puternic:
C (H +) = Co · a · n = 0,1 1 2 = 0,2 (mol / L).
Înlocuiți C (H +) în ecuația Nernst:
E (H + / H2) = 0 + -lg 0,2 = -0,041 (B).
Folosind valorile potențialelor electrodului standard, este posibil să se determine posibilitatea și adâncimea reacțiilor de reducere a oxidării. Cu cât este mai negativă valoarea lui E, cu atât mai bine este substanța și viceversa, cu atât este mai pozitivă valoarea E, cu atât oxidantul mai bun este substanța. De exemplu, din două substanțe - zinc și H2S03 - agentul reducător mai puternic este Zn:
Zn 2+ + 2 = Zn; Es = -0,76B;
Compararea capacității oxidative a oxidului de mangan (IV) și ioni permanganat în mediu acid, se poate concluziona că MnO4 de ioni - este un oxidant puternic, ca pentru Eº valoarea redox corespunzătoare mai pozitiv:
Mn02 + 4H + + 2e = Mn2 + + 2H20; Es = 1,23B;
MnO4 - + 8H + + 5e = Mn2 + + 4H20; Es = 1,51B.
Reacțiile apărute în mod repetat sunt caracterizate de o valoare negativă a schimbării energiei Gibbs (ΔGº298). Valoarea lui ΔGº298 pentru reacțiile de oxidare-reducere este legată de diferența de potențial a două perechi redox de ecuația:
unde n este numărul de moli de echivalenți ai electronilor care participă la reacția electrochimică; F este numărul Faraday; ΔEº298 = E din oxidant este agentul reducător.
Deoarece procesele sunt posibile termodinamic pentru care ΔGº298 <0, то для термодинамически возможных процессов ∆Eº298> 0. Cu cât valoarea ΔEº298 este mai mare. cu atât mai profund procesul începe.
Exemplul 4. Se determină direcția reacției de oxidare-reducere:
Determinați, de asemenea, procesul de curgere ΔGº298.
SOLUȚIE. Pentru a determina dacă este posibilă efectuarea unui OBR, este necesar să se compare potențialul de reducere a oxidării Eº din jumătate de reacție corespunzătoare oxidării și reducerii:
I2 + 2e = 2I-; Es = 0,54B.
Valorile Eº arată că ionul de Cr2O7 2 este un oxidant mai puternic decât I2. În consecință, reacția se va desfășura în direcția înainte. ΔEº298 = EOoxid. - Extensie. = 1,33 - 0,54 = 0,79 (B).
ΔGº298 = -nFΔEº298 = -6 · 96500 · 0,79 = -457410J = -457,41 kJ.
Cantitatea ΔGº298 este legată de constanta de echilibru chimic prin relația:
Ecuând părțile drepte ale ecuațiilor (2) și (3), obținem:
Prin urmare, lgKc = sau Kc =.
EXEMPLUL 5 Pentru reacția Redox
KMnO4 + Al + H2SO4 → ... determina ΔGº298 și valoarea constantei Kc la 298K.
SOLUȚIE. Se scrie ecuația reacției:
Semi-reacțiile de oxidare, reducere și valorile lor Eº:
MnO4 - + 8H + + 5e = Mn2 + + 4H20; Es = 1,51B;
Al - 3e = Al3 +; Es = -1,66B.
ΔGº298 = -nFΔEº298 = -15 · 96500 · 3,17 = -4588575J = -4588,6KJ.
Kc = 10 = 10 15 • 3,17 / 0,059 = 8,55 • 10 805.
Valoarea lui Kc este foarte mare, ceea ce indică faptul că reacția directă este practic ireversibilă.
Articole similare
Trimiteți-le prietenilor: