Kriteerit RIA:n suunnalle

Redox-reaktioiden kulku riippuu vuorovaikutuksessa olevien aineiden luonteesta ja reaktioiden olosuhteista. 1. Reagenssin pitoisuudesta

Zn+h2so4/1(razb)=znso4/2+h2(OxH/+)

Zn+2h2so4/6(konc)=Znso4/2+s+2h2o (OxS/6)

2. Reaktiolämpötilat

Cl2+2koh=kcl/-1+kclo/-1+h2o (kylmä)

• 3Cl2+6koh=5kcl/-1+kclo3/+5+3h20 (kuuma)
• 3. Katalyytin läsnäolo.
• 4nh3/-3+3o2=2n2+6h2o/-2 (bez)
• 4nh3/-3+5o2=4ei/2+6h2o/-2 (c)
• 4. Ympäristön luonteen vaikutus - redox-reaktiot tapahtuvat eri ympäristöissä.
• 2kmno4/7+5na2so3/4+3h2so4=2mnso4/2+5na2so4/6+k2so4+3h20 (kisl)
• 2kmno4/7+3na2so3/4+h2o=2mno2/4+3na2so4/6+2koh (neu)
• 2kmno4/7+na2so3/4+2koh=2k2mno4/6+na2so4/6+h2o (shel)

Redox-reaktiot etenevät spontaanisti aina kohti vahvan hapettimen muuttumista heikosti konjugoiduksi pelkistimeksi tai vahvan pelkistimen muuttumista heikosti konjugoiduksi hapettimeksi. Redox-reaktion suunta voidaan ennustaa analysoimalla konjugoitujen parien redox-potentiaalien arvoja.

peruuttamattomista lähteistä tasavirta. Esimerkkejä

Galvaaniset kennot luokitellaan kemiallisiksi virtalähteiksi, joissa kemiallinen energia muuttuu suoraan sähköenergiaksi. Galvaaniset kennot ovat ensisijaisia ​​kemiallisia virranlähteitä, joissa kemialliset reaktiot ovat peruuttamattomia. Yksinkertaisimmassa muodossaan kenno koostuu kahdesta eri metalleista tehdystä elektrodista, jotka on upotettu elektrolyyttiliuokseen. Samanaikaisesti yksi elektrodeista (katodi) käy läpi elektrodimateriaalin liukenemisreaktion - tai hapettumisen, jossa elektrodi menettää elektroneja, jolloin ne siirtyvät ulkoiseen sähköpiiriin. Toisella elektrodilla (anodilla) tapahtuu pelkistysreaktio - elektrodia ympäröivän materiaalin ionien neutralointi johtuen katodista ulkoisen piirin kautta tulevista elektroneista. Mahdollinen eroavaisuus ( sähkömotorinen voima) eri elementeille on välillä 0,85 - 6 V. Yleisimmin käytetyissä galvaanikennoissa (radioiden, taskulamppujen jne. virransyöttöön) positiivinen elektrodi on hiilisauva ja sen massa aktiivihiili tai mangaanidioksidin ja grafiitin seos, ja negatiivinen on sinkkivuori 3 kupin tai kupin muodossa. Ammoniakkiliuosta käytetään useimmiten elektrolyyttinä. Keksielementille on annettu litteä muoto, joka on kätevä liittää akkuun. Sinkkielektrodin ulkopuolelle levitetään erityinen sähköä johtava kerros, joka ei päästä elektrolyyttiä kulkemaan läpi. Koottu elementti on peitetty ohuella vinyylikloridikalvolla. Tällaisessa laitteessa on esimerkiksi Krona-akku. Kalvopinnoite eristää yksittäiset elementit sivuilta, estää elektrolyytin vuotamisen, mutta kulkee helposti elementin sisällä muodostuneet kaasut läpi. Aktiivihiilimassa työntyy hieman ulos keksistä, jotta se on helppo koskettaa toiseen keksiin. Näissä akuissa aktiivinen materiaali hyödynnetään paremmin ja täydellisemmin kuin kuppiparistoissa. Kuivat galvaaniset elementit toimitetaan kuluttajalle valmiina; vedellä täytetty ennen käyttöä on täytettävä puhtaalla vedellä. Galvaanisen kennon jännite on aina pienempi kuin sen kehittämä emf, ensinnäkin sen kennon sisällä olevan jännitteen pudotuksen vuoksi. sisäinen vastus toiseksi johtuen elektrodien polarisaatioilmiöstä elektrodien pinnalla tapahtuvien sähkökemiallisten reaktioiden seurauksena piirissä kulkevan virran vaikutuksesta. Esimerkiksi vedyn vapautumiseen katodilla ja hapen vapautumiseen anodilla liittyy polarisaatiopotentiaalien ilmaantumista, jotka suuntautuvat elektrodipotentiaaliin ja vähentävät niitä. Polarisaation vaikutuksen vähentämiseksi elementin toimintaan käytetään depolarisaattoreita - aineita, jotka ottavat vetyä tai happea, reagoivat niiden kanssa ja auttavat siten vähentämään polarisaatiopotentiaalia. Hiilielektrodilla varustetuissa galvaanisissa kennoissa mangaanidioksidia käytetään depolarisaattorina. sisään virtapiiri yhden elementin jännitteen ylittävän jännitteen saamiseksi elementit kytketään akkuun, mukaan lukien ne sarjaan, eli jokaisen edellisen elementin positiivinen napa kytketään seuraavan negatiiviseen napaan (kuva 3.3, a ). Akun kokonaissähkömotorinen voima tässä tapauksessa on yhtä suuri kuin yksittäisten kennojen sähkömotoristen voimien summa:

E noin \u003d E 1 + E 2 + E 3 + ... + E n.

Kun elementit ovat samat ja niiden emf. ovat samanarvoisia, e.m.f. n solun akku

E noin \u003d n * E el.

Galvaaniset kennot on suojattava oikosulkuja eikä "kipinää" ole suositeltavaa tarkistaa. Niiden jännite tulee mitata kuormituksen alaisena. Jos kuormaa ei ole, volttimittari näyttää emf:n, mikä ei kuvaa akun käyttöastetta.

Spontaani virtauskriteeri kemiallisia prosesseja on muutos Gibbsin vapaassa energiassa (ΔG< О). Изменение энергии Гиббса ОВР связано с разностью окислительно-восстановительных (электродных) потенциалов участников окислительно-восстановительного процесса Е:

jossa F on Faradayn vakio; n on redox-prosessissa mukana olevien elektronien lukumäärä; E - redox-potentiaaliero tai OVR-sähkömotorinen voima (kahden redox-järjestelmän muodostaman galvaanisen kennon EMF):

E \u003d j 0 - j B,

missä j 0 on hapettimen potentiaali, j B on pelkistimen potentiaali .

Ylläoleva huomioon ottaen: OVR virtaa eteenpäin, jos sen EMF on positiivinen, ts. E>O; muuten (E<О) ОВР будет протекать в обратном направлении. Standardiolosuhteille laskettua emf:ää kutsutaan standardiksi ja sitä merkitään E.

Esimerkki 1: Selvitä, voiko reaktio edetä eteenpäin suunnassa klo vakioolosuhteet:

2Fe 3+ + 2 I D 2Fe 2+ + I 2 .

Kun reaktio etenee eteenpäin, Fe3+-ionit ovat hapetusaine ja jodidi-ionit (I) pelkistimenä. Laske standardi EMF:

Vastaus: Tämä reaktio voi edetä vain eteenpäin.

Esimerkki 2. Määritä reaktion suunta standardiolosuhteissa:

2KCI + 2MnCl2 + 5CI2 + 8H20D 2KMn04 + 16HCl.

Oletetaan, että reaktio etenee sitten eteenpäin

Reaktio ei voi edetä eteenpäin. Tässä tapauksessa se virtaa oikealta vasemmalle.

Vastaus: Tämä reaktio etenee oikealta vasemmalle.

Siten reaktio etenee suuntaan, jossa EMF on positiivinen. Aina korkeamman redox-potentiaalin omaavat järjestelmät hapettavat järjestelmiä, joiden arvo on pienempi.

Sähkökemialliset prosessit

Kemiallisten ja sähköisten energiamuotojen keskinäisiä muunnosprosesseja kutsutaan sähkökemiallisiksi prosesseiksi. Sähkökemialliset prosessit voidaan jakaa kahteen pääryhmään:

1) prosessit, joissa kemiallinen energia muunnetaan sähköenergiaksi (galvaanikennoissa);

2) prosessit sähköenergian muuntamiseksi kemialliseksi energiaksi (elektrolyysi).

Sähkökemiallinen järjestelmä koostuu kahdesta elektrodista ja niiden välissä olevasta ionijohtimesta (sula, elektrolyyttiliuos tai kiinteät elektrolyytit - 2. tyypin johtimet). Elektrodeja kutsutaan ensimmäisen tyyppisiksi johtimiksi, joilla on elektroninen johtavuus ja jotka ovat kosketuksissa ionijohtimeen. Sähkökemiallisen järjestelmän toiminnan varmistamiseksi elektrodit on liitetty toisiinsa metallijohtimella, jota kutsutaan sähkökemiallisen järjestelmän ulkoiseksi piiriksi.

10.1. Galvaaniset kennot (kemialliset sähkövirran lähteet)

Galvaaninen kenno (GE) on laite, jossa redox-reaktion kemiallinen energia muunnetaan sähkövirran energiaksi. Teoriassa mitä tahansa OVR:ää voidaan käyttää sähköenergian tuottamiseen.

Harkitse yhtä yksinkertaisimmista GE:istä - kupari-sinkki tai Daniel-Jacobi-elementti (kuva 10.1). Sinkki- ja kuparilevyt on yhdistetty siihen johtimella, kun taas jokainen metalli upotetaan vastaavan suolan liuokseen: sinkkisulfaatti ja kupari(II)sulfaatti. Puolikkaat on yhdistetty elektrolyyttisellä avaimella1, jos ne ovat eri astioissa, tai erotettu huokoisella väliseinällä, jos ne ovat samassa astiassa.

Tarkastellaan ensin tämän elementin tilaa avoimella ulkoisella piirillä - "tyhjäkäynti"-tila. Vaihtoprosessin tuloksena elektrodeille muodostuu seuraavat tasapainot, jotka standardiolosuhteissa vastaavat standardielektrodipotentiaalia:

Zn 2+ + 2e - D Zn \u003d - 0,76 V

Cu 2+ + 2e - D Cu \u003d + 0,34 V.

Sinkkielektrodin potentiaalilla on negatiivisempi arvo kuin kuparielektrodin potentiaalilla, joten ulkoisen piirin ollessa kiinni, ts. kun sinkki yhdistetään kupariin metallijohtimella, elektronit siirtyvät sinkistä kupariin. Elektronien siirtymisen seurauksena sinkistä kupariin sinkkielektrodin tasapaino siirtyy vasemmalle, jolloin liuokseen menee ylimääräinen määrä sinkki-ioneja (sinkin liukeneminen sinkkielektrodilla). Samanaikaisesti kuparielektrodin tasapaino siirtyy oikealle ja kupari-ionien purkaus tapahtuu (kuparisaostuminen kuparielektrodilla). Nämä spontaanit prosessit jatkuvat, kunnes elektrodien potentiaalit tasoittuvat tai kaikki sinkki on liuennut (tai kaikki kupari on kerrostunut kuparielektrodille).

Joten Daniel-Jacobi-elementin toiminnan aikana (kun GE:n sisäiset ja ulkoiset piirit ovat kiinni) tapahtuu seuraavia prosesseja:

1) elektronien liike ulkoisessa piirissä sinkkielektrodista kuparielektrodille, koska< ;

2) sinkin hapetusreaktio: Zn - 2e - = Zn 2+.

Sähkökemian hapetusprosesseja kutsutaan anodiprosesseiksi ja elektrodeja, joilla hapetusprosessit tapahtuvat, anodeja; siksi sinkkielektrodi on anodi;

3) kupari-ionien pelkistysreaktio: Cu 2+ + 2e = Cu.

Sähkökemian pelkistysprosesseja kutsutaan katodiprosesseiksi, ja elektrodeja, joilla pelkistysprosessit tapahtuvat, kutsutaan katodeiksi; siksi kuparielektrodi on katodi;

4) ionien liike liuoksessa: anionit (SO 4 2-) anodille, kationit (Cu 2+, Zn 2+) katodille, sulkee galvaanisen kennon sähköpiirin.

Tämän liikkeen suunnan määrää elektrodiprosessien esiintymisestä johtuva sähkökenttä: anionit kuluvat anodilla ja kationeja katodilla;

5) summaamalla elektrodireaktiot saadaan:

Zn + Cu 2+ = Cu + Zn 2+

tai molekyylimuodossa: Zn + CuSO 4 \u003d Cu + ZnSO 4.

Tämän galvaanisessa kennossa tapahtuvan kemiallisen reaktion seurauksena elektronien liike tapahtuu kennon sisällä olevassa ulkoisessa ionipiirissä, ts. sähköä Siksi galvaanisessa kennossa tapahtuvaa kemiallista kokonaisreaktiota kutsutaan virtaa kehittäväksi.

Kaavamaisessa merkinnässä, joka korvaa galvaanisen kennon piirustuksen, 1. tyypin johtimen ja 2. tyypin johtimen välinen rajapinta on merkitty yhdellä pystyviivalla ja 2. tyypin johtimien välinen rajapinta on merkitty kahdella rivit. Anodia - ulkoiseen piiriin tulevien elektronien lähteenä - pidetään negatiivisena, katodia - positiivisena. Anodi on sijoitettu piiriin vasemmalla. Esimerkiksi Daniel-Jacobi GE -järjestelmä kirjoitetaan seuraavasti:

(-) Zn |ZnSO 4 | |CuSO 4 | Cu(+)

tai ionimolekyylimuodossa:

(-) Zn |Zn 2+ ||Cu 2+ | Cu (+).

Syy sähkövirran esiintymiseen ja kulkemiseen galvaanisessa kennossa on redox-potentiaalien (elektrodipotentiaalien) ero 1) yksityiset reaktiot, jotka määräävät galvaanisen kennon sähkömotorisen voiman E e, ja tässä tapauksessa:

Yleisessä tapauksessa: E e \u003d j k - j a,

missä j k on katodipotentiaali, j a on anodipotentiaali.

E e on aina suurempi kuin nolla (E e > O). Jos reaktio suoritetaan normaaleissa olosuhteissa, tässä tapauksessa havaittua EMF:ää kutsutaan tämän elementin standardisähkömoottorivoimaksi. Daniel - Jacobi -elementille standardi EMF \u003d 0,34 - (-0,76) \u003d 1,1 (V).

Tee kaavio, kirjoita elektrodiprosessien ja virranmuodostusreaktion yhtälöt vismutin ja raudan muodostamalle galvaaniselle kennolle, joka on upotettu omien suolojensa liuoksiin, joissa metalli-ionien pitoisuus on liuoksessa C Bi 3+ = 0,1 mol / l, C Fe2+ = 0,01 mol/l. Laske tämän elementin EMF arvolla 298K.

Liuoksen metalli-ionien pitoisuus eroaa pitoisuudesta 1 mol/l, joten sinun on laskettava metallien potentiaalit Nernst-yhtälön mukaisesti, verrattava niitä ja määritettävä anodi ja katodi.

j me n + /me = j minusta n + /me + lgSme n + ;

j Bi 3+ / Bi \u003d 0,21 + lg10 -1 \u003d 0,19 V; j F e 2+ / F e \u003d -0,44 + lg10 -2 \u003d - 0,499 V.

Rautaelektrodi on anodi, vismuttielektrodi on katodi. GE-järjestelmä:

(-)Fe |Fe(NO 3) 2 ||Bi(NO 3) 3 |Bi(+)

tai (-) Fe|Fe 2+ ||Bi 3+ |Bi (+).

Elektrodiprosessien ja virranmuodostusreaktion yhtälöt:

A: Fe - 2 = Fe 2 + 3

K: Bi 3+ + 3 = Bi 2

3 Fe + 2Bi 3+ = 3Fe 2+ + 2 Bi

Tämän elementin EMF E e \u003d 0,19 - (-0,499) \u003d 0,689 V.

Joissakin tapauksissa elektrodimetalli ei muutu elektrodiprosessin aikana, vaan se osallistuu vain elektronien siirtoon aineen pelkistetystä muodosta sen hapettuneeseen muotoon. Siis galvaanisessa kennossa

Pt |Fe 2+ , Fe 3+ || MnO, Mn2+, H+| Pt

platina toimii inerttien elektrodien roolissa. Rauta (II) hapetetaan platinaanodilla:

Fe 2+ - e - \u003d Fe 3+, ,

ja MnO pelkistyy platinakatodilla:

MnO 4 - + 8H + + 5e - \u003d Mn 2+ + 4H 2O,

Virtaa muodostava reaktioyhtälö:

5Fe 2+ + MnO 4 - + 8H + = 5Fe 3+ + Mn 2+ + 4H 2O

Vakio-EMF E \u003d 1,51-0,77 \u003d 0,74 V.

Galvaaninen kenno voi koostua paitsi erilaisista, myös identtisistä elektrodeista, jotka on upotettu saman elektrolyytin liuoksiin ja jotka eroavat vain pitoisuudeltaan (konsentraatiogalvaanikennot). Esimerkiksi:

(-) Ag |Ag + ||Ag + |Ag (+)

C Ag< C Ag

Elektrodireaktiot: A: Ag – eˉ = Ag + ;

K: Ag + + eˉ = Ag.

Virran muodostava reaktioyhtälö: Ag + Ag + = Ag + + Ag.

Lyijyakku. Käyttövalmis lyijyakku koostuu ristikkolevyistä, joista osa on täytetty lyijydioksidilla ja osa sienimäisellä lyijymetallilla. Levyt upotetaan 35 - 40 % H2S04-liuokseen; tällä pitoisuudella rikkihappoliuoksen sähkönjohtavuus on suurin.

Akun käytön aikana - kun se on purkautunut - siinä tapahtuu OVR, jonka aikana lyijy (Pb) hapettuu ja lyijydioksidi vähenee:

(-) Рb|H 2 SO 4 | PbO 2 (+)

A: Pb + SO -2eˉ = PbSO 4

K: РbО 2 + SO + 4Н + + 2еˉ = PbSO 4 + 2H 2 O

Pb + PbO 2 + 4H + + 2SO 4 2- \u003d 2PbSO 4 + 2H 2O (virtaa muodostava reaktio). .

Akun toimiessa sisäisessä piirissä (H 2 SO 4 -liuoksessa) ioneja siirtyy: SO 4 2- -ionit liikkuvat anodia kohti ja H + -kationit katodia kohti. Tämän liikkeen suunnan määrää elektrodiprosessien esiintymisestä johtuva sähkökenttä: anodilla kulutetaan anioneja ja katodilla kationeja. Tämän seurauksena liuos pysyy sähköisesti neutraalina.

Akun lataamista varten ne on liitetty ulkoiseen tasavirtalähteeseen ("+" - "+", "-" - "-"). Tässä tapauksessa virta kulkee akun läpi vastakkaiseen suuntaan, päinvastaiseen suuntaan kuin se kulki, kun akku purettiin; elektrolyysi tapahtuu sähkökemiallisessa järjestelmässä (katso s. 10.2). Tämän seurauksena elektrodeilla tapahtuvat sähkökemialliset prosessit "kääntyvät". Lyijyelektrodi läpikäy nyt pelkistysprosessin (elektrodista tulee katodi):

PbSO 4 + 2eˉ \u003d Pb + SO 4 2-.

PbO 2 -elektrodilla latauksen aikana tapahtuu hapetusprosessi (elektrodista tulee anodi):

PbSO 4 + 2H 2O - 2eˉ \u003d PbO 2 + 4H + + SO 4 2-.

Yhteenvetoyhtälö:

2PbSO 4 + 2H 2O \u003d Pb + PbO 2 + 4H + + 2SO 4 2-.

On helppo nähdä, että tämä prosessi on päinvastainen kuin akkukäytössä tapahtuva prosessi: kun akku ladataan, siihen saadaan jälleen sen toimintaan tarvittavat aineet.

Elektrolyysi

Elektrolyysi on redox-reaktio, joka tapahtuu elektrodeissa elektrolyytin liuoksessa tai sulassa ulkoisesta lähteestä tulevan tasavirran vaikutuksesta. Elektrolyysi muuttaa sähköenergian kemialliseksi energiaksi. Laitetta, jossa elektrolyysi suoritetaan, kutsutaan elektrolysaattoriksi. Elektrolysaattorin negatiivisella elektrodilla (katodilla) tapahtuu pelkistysprosessi - hapetin kiinnittää sähköpiiristä tulevat elektronit ja positiiviselle elektrodille (anodille) - hapetusprosessi - elektronien siirto pelkistimestä sähköiseen. piiri.

Tällä tavalla, elektrodien varauksen merkkien jakautuminen on päinvastainen kuin galvaanisen kennon toiminnan aikana. Syynä tähän on se, että elektrolyysin aikana tapahtuvat prosessit ovat periaatteessa päinvastaisia ​​kuin galvaanisen kennon aikana tapahtuvat prosessit. Elektrolyysin aikana prosessit suoritetaan ulkopuolelta syötettävän sähkövirran energiasta, kun taas galvaanisen kennon toiminnan aikana siinä tapahtuvan spontaanin kemiallisen reaktion energia muuttuu sähköenergiaksi. Elektrolyysiprosesseille DG>0, ts. normaaleissa olosuhteissa ne eivät mene itsestään.

Sulatteiden elektrolyysi. Tarkastellaan natriumkloridisulan elektrolyysiä (kuva 10.2). Tämä on elektrolyysin yksinkertaisin tapaus, kun elektrolyytti koostuu yhden tyyppisistä kationeista (Na +) ja yhdestä tyypistä anioneista (Cl) eikä muita hiukkasia ole, jotka voivat osallistua elektrolyysiin. NaCl-sulan elektrolyysiprosessi etenee seuraavasti. Ulkoisen virtalähteen avulla elektronit tuodaan yhdelle elektrodista, jolloin se saa negatiivisen varauksen. Na + kationit toiminnan alla sähkökenttä siirtyä negatiiviselle elektrodille vuorovaikutuksessa ulkoisen piirin kautta tulevien elektronien kanssa. Tämä elektrodi on katodi, ja siinä tapahtuu Na + -kationien pelkistysprosessi. Cl-anionit liikkuvat kohti positiivista elektrodia ja luovutettuaan elektroneja anodille hapettuvat. Elektrolyysiprosessi on kuvattu visuaalisesti kaaviolla, joka esittää elektrolyytin dissosioitumisen, ionien liikesuunnan, elektrodeilla tapahtuvat prosessit ja vapautuvat aineet. . Natriumkloridisulan elektrolyysikaavio näyttää tältä:

NaCl = Na + + Cl

(-) Katodi: Na + Anodi (+): Cl

Na + + e - = Na 2Cl - 2eˉ = Cl 2

Yhteenvetoyhtälö:

2Na + + 2Cl elektrolyysi 2Na + Cl 2

tai molekyylimuodossa

2NaCl ELEKTROLYYSI 2Na + Cl 2

Tämä reaktio on redox-reaktio: hapetusprosessi tapahtuu anodilla ja pelkistysprosessi katodilla.

Elektrolyyttiliuosten elektrolyysiprosesseissa vesimolekyylit voivat osallistua ja elektrodien polarisaatio tapahtuu.

Polarisaatio ja ylijännite. Elektrolyyttiliuoksissa määritettyjä elektrodipotentiaalia, kun piirissä ei ole sähkövirtaa, kutsutaan tasapainopotentiaaliksi (standardiolosuhteissa - standardielektrodipotentiaalit). Sähkövirran kulkiessa elektrodien potentiaalit muuttuvat . Elektrodin potentiaalin muutosta virran kulun aikana kutsutaan polarisaatioksi:

Dj \u003d j i - j p,

missä Dj - polarisaatio;

j i on elektrodin potentiaali virran kulun aikana;

j p on elektrodin tasapainopotentiaali.

Kun virran kulun aikana tapahtuneen potentiaalin muutoksen syy tiedetään, käytä termiä "polarisaatio" "ylijännite". Se liittyy myös joihinkin tiettyihin prosesseihin, kuten katodiseen vedyn kehittymiseen (vetypurkaus).

Polarisaation kokeellisen määrittämiseksi rakennetaan elektrodin potentiaalin riippuvuuskäyrä elektrodin läpi virtaavasta virrantiheydestä. Koska elektrodien pinta-ala voi olla erilainen, riippuen elektrodin alueesta samalla potentiaalilla, virrat voivat olla erilaisia; siksi virtaa viitataan yleensä pinta-alayksikkönä. Virran I suhdetta elektrodin pinta-alaan S kutsutaan virrantiheydeksi I:

Potentiaalin graafista riippuvuutta virrantiheydestä kutsutaan polarisaatiokäyräksi(Kuva 10.3). Virran kulkiessa elektrolysaattorin elektrodien potentiaalit muuttuvat, ts. tapahtuu elektrodien polarisaatiota. Katodisen polarisaation (Dj k) vuoksi katodipotentiaali muuttuu negatiivisemmiksi ja anodisen polarisaation (Dj a) vuoksi anodipotentiaalista tulee positiivisempi.

Elektrodiprosessien järjestys elektrolyyttiliuosten elektrolyysissä. Vesimolekyylit, H+- ja OH-ionit voivat osallistua elektrolyyttiliuosten elektrolyysiprosesseihin väliaineen luonteesta riippuen. Määritettäessä elektrolyyttien vesiliuosten elektrolyysituotteita, yksinkertaisimmissa tapauksissa voidaan ohjata seuraavia näkökohtia:

1. Katodiprosessit.

1.1. Katodilla prosessit, joille on tunnusomaista suurin elektrodipotentiaali, ts. voimakkaimmat hapettimet pelkistetään ensin.

1.2. Metallikationit, joiden standardielektrodipotentiaali on suurempi kuin vedyn (Cu 2+ , Ag + , Hg 2+ , Au 3+ ja muut matala-aktiiviset metallikationit - katso s. 11.2), pelkistyvät lähes kokonaan katodilla elektrolyysin aikana :

Me n + + neˉ "Minä.

1.3. Metallikationit, joiden potentiaali on paljon pienempi kuin vedyn potentiaali (jotka ovat "jännitteiden rivissä" Li + - Al 3+ mukaan lukien, eli aktiiviset metallikationit), eivät vähene katodissa, koska vesimolekyylit pelkistyvät. katodilla:

2H20 + 2eˉ® H2 + 2OH.

Vedyn sähkökemiallinen vapautuminen happamista liuoksista johtuu vetyionien purkamisesta:

2Н + + 2еˉ " Н 2 .

1.4. Metallikationit, joilla on standardi elektrodipotentiaali, ovat pienempiä kuin vedyn, mutta enemmän kuin alumiinin (joka seisoo "jännitteiden rivissä" Al 3+ - 2H + - keskiaktiiviset metallikationit) katodilla tapahtuvan elektrolyysin aikana. , ne pelkistyvät samanaikaisesti vesimolekyylien kanssa:

Me n + + neˉ ® Me

2H20 + 2eˉ® H2 + 2OH.

Tähän ryhmään kuuluvat ionit Sn 2+, Pb 2+, Ni 2+, Co 2+, Zn 2+, Cd 2+ jne. Kun verrataan näiden metalli-ionien ja vedyn standardipotentiaalia, voidaan päätellä, että metallien saostuminen klo. katodi. Kannattaa kuitenkin ottaa huomioon:

· vetyelektrodin standardipotentiaali viittaa a n+ [H + ] 1 mol/l., i.е. pH = 0; pH:n noustessa vetyelektrodin potentiaali pienenee, muuttuu negatiivisemmaksi ( ; katso kohta 10.3); samaan aikaan metallien potentiaalit alueella, jossa niiden liukenemattomat hydroksidit eivät saostu, eivät riipu pH:sta;

· vedyn pelkistysprosessin polarisaatio on suurempi kuin tämän ryhmän metalli-ionien purkauksen polarisaatio (toisin sanoen vedyn kehittyminen katodilla tapahtuu suuremmalla ylijännitteellä verrattuna monien metalli-ionien purkautumisen ylijännitteeseen). tämä ryhmä); esimerkki: vedyn ja sinkin katodisen vapautumisen polarisaatiokäyrät (kuva 10.4).

Kuten tästä kuvasta voidaan nähdä, sinkkielektrodin tasapainopotentiaali on pienempi kuin vetyelektrodin potentiaali; pienillä virrantiheyksillä katodilla vapautuu vain vetyä. Mutta elektrodin vetyylijännite on suurempi kuin sinkkielektrodin ylijännite, joten virrantiheyden kasvaessa sinkkiä alkaa myös vapautua elektrodille. Potentiaalilla φ 1 vedyn ja sinkin kehittymisen virrantiheydet ovat samat ja potentiaalilla φ 2, ts. sinkkiä vapautuu pääasiassa elektrodille.

2. Anodiprosessit.

2.1. Anodilla tapahtuu ensin prosessit, joille on tunnusomaista pienin elektrodipotentiaali, ts. vahvat pelkistimet hapetetaan ensin.

2.2. Yleensä anodit jaetaan inertteihin (liukenemattomiin) ja aktiivisiin (liukoisiin). Ensimmäiset on valmistettu hiilestä, grafiitista, titaanista, platinametalleista, joilla on merkittävä positiivinen elektrodipotentiaali tai ne on peitetty vakaalla suojakalvolla, joka toimii vain elektronien johtimina. Toiset ovat metalleista, joiden ionit ovat läsnä elektrolyyttiliuoksessa - kuparista, sinkistä, hopeasta, nikkelistä jne.

2.3. Inertillä anodilla emästen, happea sisältävien happojen ja niiden suolojen sekä HF:n ja sen suolojen (fluoridien) vesiliuosten elektrolyysin aikana tapahtuu hydroksidi-ionien sähkökemiallinen hapettuminen hapen vapautuessa. Tämä prosessi etenee liuoksen pH:sta riippuen eri tavalla ja voidaan kirjoittaa useilla yhtälöillä:

a) happamissa ja neutraaleissa ympäristöissä

2 H 2O - 4eˉ \u003d O 2 + 4 H+;

b) emäksisessä ympäristössä

4OH - 4eˉ \u003d O2 + 2H2O.

Hydroksidi-ionien hapetuspotentiaali (happielektrodipotentiaali) lasketaan yhtälöllä (katso kohta 10.3):

Happea sisältävät anionit SO, SO, NO, CO, PO jne. tai eivät pysty hapettumaan, tai niiden hapettuminen tapahtuu erittäin korkeissa potentiaaleissa, esimerkiksi: 2SO - 2eˉ \u003d S 2 O \u003d 2,01 V.

2.4. Happihappojen ja niiden suolojen (paitsi HF:n ja sen suolojen) vesiliuosten elektrolyysin aikana niiden anionit purkautuvat inertillä anodilla.

Huomaa, että kloorin (Cl 2) vapautuminen HCl:n ja sen suolojen liuoksen elektrolyysin aikana, bromin (Br 2) vapautuminen HBr:n ja sen suolojen liuoksen elektrolyysin aikana on ristiriidassa järjestelmien keskinäisen sijainnin kanssa.

2Cl - 2eˉ \u003d Cl 2 \u003d 1,356 V

2Br - 2eˉ \u003d Br 2 \u003d 1,087 V

2H 2O - 4eˉ \u003d O 2 + 4 H + \u003d 0,82 V (pH \u003d 7)

Tämä poikkeama liittyy prosessien anodiseen polarisaatioon (kuva 10.5). Kuten voidaan nähdä, happielektrodin tasapainopotentiaali (hydroksidi-ionien hapettumispotentiaali vedestä) on pienempi kuin kloridielektrodin tasapainopotentiaali (kloridi-ionien hapettumispotentiaali). Siksi alhaisilla virrantiheyksillä vapautuu vain happea. Hapen kehittyminen etenee kuitenkin suuremmalla polarisaatiolla kuin kloorin kehittyminen, joten potentiaalissa verrataan kloorin ja hapen kehittymisen virtoja, ja potentiaalissa (suuri virrantiheys) vapautuu pääasiassa klooria.

2.5. Jos metallianodin potentiaali on pienempi kuin OH-ionien tai muiden liuoksessa tai elektrodilla olevien aineiden potentiaali, elektrolyysi etenee aktiivisella anodilla. Aktiivinen anodi hapettuu ja liukenee: Me - neˉ ® Me n + .

nykyinen lähtö . Jos kahden tai useamman elektrodireaktion potentiaalit ovat yhtä suuret, nämä reaktiot etenevät elektrodilla samanaikaisesti. Tässä tapauksessa elektrodin läpi kulkeva sähkö kuluu kaikissa näissä reaktioissa. Jonkin aineen muuntamiseen käytetyn sähkömäärän murto-osaa (B j) kutsutaan tämän aineen nykyinen tuotanto:

(Bj) % = (Qj/Q) . 100,

missä Q j on j:nnen aineen muuntamiseen käytetyn sähkön määrä; Q on elektrodin läpi kulkevan sähkön kokonaismäärä.

Esimerkiksi kuvasta 10.4 tästä seuraa, että sinkin virran hyötysuhde kasvaa katodisen polarisaation kasvaessa. Tässä esimerkissä korkea vetyylijännite on myönteinen ilmiö. Tämän seurauksena mangaani, sinkki, kromi, rauta, koboltti, nikkeli ja muut metallit voidaan eristää vesiliuoksista katodilla.

Faradayn laki. Teoreettinen suhde kuljetetun sähkön määrän ja elektrodilla hapettuneen tai pelkistyneen aineen määrän välillä määräytyy Faradayn lailla, jonka mukaan kemiallisen muutoksen läpikäyneen elektrolyytin massa sekä elektrodeille vapautuneiden aineiden massa ovat suoraan verrannollisia elektrolyytin läpi kulkeutuneen sähkön määrään ja aineiden ekvivalenttien moolimassoihin: m \u003d M e It / F,

missä m on kemiallisesti muunnetun elektrolyytin massa,

tai aineiden massa - elektrolyysituotteet, jotka vapautuvat elektrodeille, g; M e on aineen ekvivalentin moolimassa, g/mol; I - virran voimakkuus, A; t on elektrolyysin kesto, s; F - Faradayn numero - 96480 C / mol.

Esimerkki 1 Miten natriumsulfaatin vesiliuoksen elektrolyysi etenee hiilianodilla (inertillä)?

Na 2SO 4 \u003d 2Na + + SO

H20D H+ + OH

Yhteenvetoyhtälö:

6H 2O \u003d 2H2 + O 2 + 4OH + 4H +

tai molekyylimuodossa

6H 2O + 2Na 2SO 4 \u003d 2H2 + O 2 + 4NaOH + 2H 2SO 4.

Na + -ionit ja OH - -ionit kerääntyvät katoditilaan; muodostuu alkali, ja lähellä anodia ympäristö muuttuu happamaksi rikkihapon muodostumisen vuoksi. Jos katodi- ja anoditilaa ei eroteta osiolla, muodostavat H +- ja OH-ionit vettä ja yhtälö saa muodon

Redox-reaktioiden spontaanin esiintymisen suunnan määrittämisen perusta on seuraava sääntö:

Redox-reaktiot etenevät spontaanisti aina kohti vahvan hapettimen muuttumista heikosti konjugoiduksi pelkistimeksi tai vahvan pelkistimen muuttumista heikosti konjugoiduksi hapettimeksi.

Tämä sääntö on samanlainen kuin sääntö, joka määrittää happo-emäs-muunnosten suunnan.

Tietyn konjugoidun redox-parin redox-kyvyn kvantitatiivinen mitta on sen arvo palautumispotentiaalia f, joka riippuu:

Tietyn konjugaattiparin hapettuneen ja pelkistyneen muodon luonne;

Tietyn konjugoidun parin hapettuneiden ja pelkistettyjen muotojen pitoisuussuhteet;

Lämpötilat.

Tapauksissa, joissa H+- tai OH--ionit ovat mukana hapettimen tai pelkistimen muuntamisprosessissa, (p riippuu myös liuoksen pH:sta. Arvo, jonka f saa standardiolosuhteissa: kaikkien prosessissa mukana olevien komponenttien pitoisuus reaktio, mukaan lukien vesi-ionit H + (happamassa ympäristössä) ja OH- (emäksisessä ympäristössä), yhtä suuri kuin 1 mol / l, lämpötila 298 K, - kutsutaan normaali palautuspotentiaali ja sitä merkitään (f°. Arvo f° on kvantitatiivinen ominaisuus tietyn konjugoidun redox-parin redox-ominaisuuksille standardiolosuhteissa.

Konjugoitujen redox-parien potentiaalien absoluuttista arvoa ei ole mahdollista määrittää. Siksi he käyttävät suhteellisia arvoja (luku 25.2), jotka kuvaavat konjugoitujen parien potentiaalia suhteessa vertailupariin, jonka potentiaalin oletetaan standardiolosuhteissa olevan ehdollisesti nolla

Positiivinen arvo f°:lla ovat redox-parit, joissa hapetettu muoto lisää elektroneja helpommin kuin vetykationi vertailuparissa. Negatiivisilla arvoilla f° on redox-pareja, joissa hapettunut muoto kiinnittää elektroneja vaikeammin kuin vertailuparin H +. Tästä seuraa, että mitä suurempi (eli positiivisempi) f° on tietyllä konjugoidulla redox-parilla, sitä selvemmät sen hapettavat ominaisuudet ja vastaavasti pelkistävät ominaisuudet ovat heikompia.

Taulukossa. 9.1 näyttää joidenkin konjugoitujen redox-parien potentiaalien standardiarvot.

Muissa kuin normaaleissa olosuhteissa φ:n arvo lasketaan Nernst-yhtälön mukaisesti (kohdat 25.2, 25.3).

Redox-reaktioiden ydin on kilpailu elektronin lisäämisestä osallistuvien hapettimien välillä. Tässä tapauksessa elektroni on kiinnittynyt siihen konjugoituun pariin, jonka hapettunut muoto pitää sen vahvempana. Tämä näkyy seuraavassa kaaviossa: *

Vertaamalla redox-reaktioon osallistuvien konjugoitujen parien potentiaalia on mahdollista määrittää etukäteen, mihin suuntaan tämä tai tuo reaktio spontaanisti etenee.

Kun kaksi konjugoitua redox-paria ovat vuorovaikutuksessa, hapettava aine on aina sen parin hapettunut muoto, jonka potentiaalilla on positiivisempi arvo.

Esimerkki. Reaktioseos sisältää kaksi konjugoitua redox-paria:

Koska ensimmäinen pari sisältää vahvempaa hapettavaa ainetta (I2) kuin toinen pari (S), normaaliolosuhteissa tapahtuu spontaanisti reaktio, jossa I2 on hapettava aine ja pelkistävä aine.

Redox-reaktion suunnan määrittämiseksi voit myös käyttää sen EMF:n arvoa.

Redox-reaktion EMF standardiolosuhteissa (E°) on numeerisesti yhtä suuri kuin reaktioon osallistuvien konjugoitujen redox-parien standardipotentiaalien ero:

Redox-reaktion spontaanin esiintymisen ehto on sen EMF:n positiivinen arvo, ts.

Kun tämä ehto otetaan huomioon, spontaanisti tapahtuvassa redox-reaktiossa hapettavana aineena toimivan redox-parin arvon f on oltava suurempi kuin toisessa pelkistimenä tässä reaktiossa olevan redox-parin f. Eli yllä olevassa esimerkissä:
Jos E°= 0, niin redox-reaktio tapahtuu yhtä todennäköisesti sekä eteen- että taaksepäin, ja tämä on ehto redox-prosessin kemiallisen tasapainon esiintymiselle. Kaikkien palautuvien prosessien kulun kvantitatiivinen ominaisuus on tasapainovakio TO, joka liittyy Gibbsin standardienergian muutokseen (luku 5.5) seuraavasti:

Toisaalta standardi Gibbsin energian muutos liittyy redox-reaktion EMF:ään suhteella:

missä F= 96 500 C/mol; z- alkuaineprosessiin osallistuvien elektronien lukumäärä.

Näistä kahdesta yhtälöstä seuraa:

Näiden lausekkeiden avulla on mahdollista laskea minkä tahansa redox-reaktion tasapainovakio, mutta sillä on todellinen arvo vain niille reaktioille, joiden EMF on alle 0,35 V, koska korkealla EMF:llä reaktioita pidetään käytännössä peruuttamattomina. Koska elävissä järjestelmissä esiintyvien redox-reaktioiden yksittäisten vaiheiden EMF ei yleensä ylitä 0,35 V (| E°| < 0,35 В), то большинство из них практически об­ратимы, причем обратимость процесса выражена тем сильнее, чем величина | E°| lähempänä nollaa.

Redox-reaktiot ovat kaikkien organismien aineenvaihdunnan taustalla. Kun aerobinen aineenvaihdunta pääasiallinen hapetin on hengityksen aikana toimitettu molekyylihappi ja pelkistävä aine on ruoan mukana toimitetut orgaaniset yhdisteet. klo anaerobinen aineenvaihdunta se perustuu pääasiassa redox-reaktioihin, joissa orgaaniset yhdisteet ovat sekä hapettavia että pelkistäviä aineita.

Redox-potentiaali on erityinen, kapea tapaus elektrodipotentiaalin käsitteelle. Tarkastellaanpa näitä käsitteitä tarkemmin.

AT OVR elektronin siirto pelkistimet hapettavat aineet tapahtuu, kun hiukkaset ovat suorassa kosketuksessa ja kemiallisen reaktion energia muuttuu lämmöksi. Mikä tahansa energia OVR liuoksessa virtaava voidaan muuntaa sähköenergiaksi. Esimerkiksi jos redox-prosessit erotetaan spatiaalisesti, ts. pelkistimen elektronien siirto tapahtuu sähköjohtimen kautta. Tämä toteutetaan galvaanisissa kennoissa, joissa Sähköenergia saatu kemiallisesta energiasta.

Ajatellaanpa, jossa vasen astia on täytetty sinkkisulfaatti ZnSO 4 liuoksella, siihen laskettu sinkkilevy ja oikea astia kuparisulfaatti CuSO 4 liuoksella, johon on laskettu kuparilevy.

Vuorovaikutus liuoksen ja levyn välissä, joka toimii elektrodina, saa elektrodin hankkimaan sähkövarauksen. Potentiaalieroa, joka esiintyy metalli-elektrolyyttiliuoksen rajapinnassa, kutsutaan elektrodin potentiaali. Sen arvo ja etumerkki (+ tai -) määräytyvät liuoksen ja siinä olevan metallin luonteen mukaan. Kun metallit upotetaan niiden suolojen liuoksiin, niistä aktiivisemmat (Zn, Fe jne.) varautuvat negatiivisesti ja vähemmän aktiiviset (Cu, Ag, Au jne.) positiivisesti.

Sinkki- ja kuparilevyn liittämisestä sähköjohtimeen on seurauksena sähkövirran esiintyminen piirissä, joka johtuu sinkistä kuparilevyyn johtimen läpi kulkevasta virtauksesta.

Tässä tapauksessa sinkissä olevien elektronien määrä vähenee, mitä kompensoi Zn 2+:n siirtyminen liuokseen, ts. sinkkielektrodi liukenee anodi (hapetusprosessi).

Zn-2e- = Zn2+

Kuparin elektronien lukumäärän kasvu puolestaan ​​​​kompensoituu liuoksen sisältämien kupari-ionien purkauksella, mikä johtaa kuparin kerääntymiseen kuparielektrodille - katodi (palautusprosessi):

Cu 2+ + 2e- = Cu

Siten elementissä tapahtuu seuraava reaktio:

Zn + Cu 2+ = Zn 2+ + Cu

Zn + CuSO 4 \u003d ZnSO 4 + Cu

Määritä määrä redox prosessit mahdollistavat elektrodipotentiaalit mitattuna suhteessa normaaliin vetyelektrodiin (sen potentiaalin oletetaan olevan nolla).

Määrittämiseksi normaalit elektrodipotentiaalit käytä elementtiä, jonka toinen elektrodeista on testattua metallia (tai ei-metallia) ja toinen on vetyelektrodi. Elementin napoista löydetyn potentiaalieron perusteella määritetään tutkittavan metallin normaalipotentiaali.

Redox-potentiaali

Redox-potentiaalin arvoja käytetään, jos on tarpeen määrittää reaktion suunta vesipitoisissa tai muissa liuoksissa.

Suoritetaan reaktio

2Fe 3+ + 2I - = 2Fe 2+ + I 2

niin että jodidi- ja rauta-ionit vaihtoivat elektronejaan johtimen kautta. Astioihin, jotka sisältävät Fe 3+ - ja I - -liuoksia, asetamme inertti (platina tai hiili) elektrodit ja sulje sisä- ja ulkopiiri. Piirissä syntyy sähkövirtaa. Jodidi-ionit luovuttavat elektroninsa, jotka virtaavat johtimen läpi Fe 3+ -suolaliuokseen upotettuun inerttiin elektrodiin:

2I - - 2e - = I 2

2Fe 3+ + 2e - = 2Fe 2+

Inerttien elektrodien pinnalla tapahtuu hapetus-pelkistysprosesseja. Potentiaalia, joka esiintyy inertin elektrodin - liuoksen - rajalla ja joka sisältää sekä hapettuneen että pelkistyneen aineen muodon, kutsutaan tasapainoksi. redox-potentiaalia. Redox-potentiaalin arvo riippuu monista tekijät, mukaan lukien kuten:

• Aineen luonne(hapetin ja pelkistysaine)
• Hapettujen ja pelkistettyjen muotojen pitoisuus. 25°C:n lämpötilassa ja 1 atm:n paineessa. redox-potentiaalin arvo lasketaan käyttämällä Nernst yhtälöt:

E=E° + (RT/nF) ln (C okei / C aurinko), missä

E on tämän parin redox-potentiaali;

E° - standardipotentiaali (mitattuna C okei =C aurinko);

R on kaasuvakio (R = 8,314 J);

T on absoluuttinen lämpötila, K

n on redox-prosessissa annettujen tai vastaanotettujen elektronien lukumäärä;

F on Faradayn vakio (F = 96484,56 C/mol);

C ok - hapettuneen muodon pitoisuus (aktiivisuus);

Cvos on pelkistetyn muodon pitoisuus (aktiivisuus).

Korvaamalla tunnetut tiedot yhtälöön ja siirtymällä desimaalilogaritmiin, saadaan seuraava yhtälön muoto:

E=E° + (0,059/ n) lg (C okei /C aurinko)

klo C okei >C aurinko, E>E° ja päinvastoin jos C okei< C aurinko, sitten E< E°

• Liuoksen happamuus. Pariskunnille, joiden hapettunut muoto sisältää happea (esim. Cr 2 O 7 2-, CrO 4 2-, MnO 4 —), liuoksen pH:n laskiessa redox-potentiaali kasvaa, ts. potentiaali kasvaa H+:n kasvaessa. Päinvastoin, redox-potentiaali pienenee H+:n pienentyessä.
• Lämpötila. Lämpötilan noustessa myös tämän parin redox-potentiaali kasvaa.

Vakio-pelkistyspotentiaalit on esitetty erityisten hakuteosten taulukoissa. On huomattava, että vain reaktiot sisään vesiliuokset lämpötilassa ≈ 25°C. Tällaisten taulukoiden avulla voimme tehdä joitain johtopäätöksiä:

• Vakio-pelkistyspotentiaalien arvo ja etumerkki avulla voit ennustaa, mitä ominaisuuksia (hapettavia tai pelkistäviä) atomeilla, ioneilla tai molekyyleillä ilmenee kemiallisissa reaktioissa, esim.

E°(F 2 / 2F -) \u003d +2,87 V - vahvin hapetin

E°(K + /K) \u003d - 2,924 V - vahvin pelkistävä aine

Tällä parilla on suurempi pelkistyskyky, mitä suurempi sen negatiivisen potentiaalin numeerinen arvo on, ja mitä korkeampi hapetuskyky, sitä suurempi positiivinen potentiaali.

• On mahdollista määrittää, millä yhden alkuaineen yhdisteistä on vahvimmat hapettavat tai pelkistävät ominaisuudet.
• On mahdollista ennustaa OVR:n suunta. Tiedetään, että galvaanisen kennon toiminta tapahtuu, jos potentiaalierolla on positiivinen arvo. OVR-virtaus valittuun suuntaan on myös mahdollinen, jos potentiaalierolla on positiivinen arvo. OVR etenee kohti heikompia hapettimia ja pelkistäviä aineita vahvemmista, esimerkiksi reaktiosta

Sn 2+ + 2Fe 3+ = Sn 4+ + 2Fe 2+

Käytännössä virtaa eteenpäin, koska

E°(Sn 4+ / Sn 2+) = +0,15 V ja E°(Fe 3+ /Fe 2+) = +0,77 V, ts. E°(Sn4+ /Sn2+)< E°(Fe 3+ /Fe 2+).

Cu + Fe 2+ = Cu 2+ + Fe

on mahdotonta eteenpäin ja virtaa vain oikealta vasemmalle, koska

E°(Cu2+/Cu) = +0,34 V ja E°(Fe 2+ / Fe) \u003d - 0,44 V, ts. E°(Fe 2+ /Fe)< E°(Cu2+/Cu).

Redox-prosessissa alkuaineiden määrä vähenee, minkä seurauksena hapettimen E pienenee ja pelkistimen E kasvaa. Reaktion lopussa, ts. kemiallisen tasapainon alkaessa molempien prosessien potentiaalit tasoittuvat.

• Jos näissä olosuhteissa useat OVR:t ovat mahdollisia, silloin etenee ensin reaktio, jolla on suurin ero redoksipotentiaalissa.
• Viitetietojen avulla voit määrittää reaktion EMF:n.

Joten kuinka määrittää reaktion EMF?

Harkitse useita reaktioita ja määritä niiden EMF:

1. Mg + Fe 2+ \u003d Mg 2+ + Fe
2. Mg + 2H+ = Mg2+ + H2
3. Mg + Cu 2+ \u003d Mg 2+ + Cu

E°(Mg 2+ / Mg) \u003d - 2,36 V

E°(2H+/H2) = 0,00 V

E°(Cu 2+ / Cu) = +0,34 V

E°(Fe 2+ / Fe) \u003d - 0,44 V

Määrittääksesi reaktion EMF:n Etsi ero hapettimen potentiaalin ja pelkistimen potentiaalin välillä

EMF \u003d E 0 ok - E 0 palautus

1. EMF \u003d - 0,44 - (- 2,36) \u003d 1,92 V
2. EMF = 0,00 - (- 2,36) = 2,36 V
3. EMF \u003d + 0,34 - (- 2,36) \u003d 2,70 V

Kaikki edellä mainitut reaktiot voivat edetä eteenpäin, koska niiden EMF > 0.

Tasapainovakio.

Jos on tarpeen määrittää reaktioaste, voit käyttää tasapainovakio.

Esimerkiksi reaktiolle

Zn + Cu 2+ = Zn 2+ + Cu

Hakeminen massatoiminnan laki, voidaan kirjoittaa

K = C Zn 2+ /C Cu 2+

Tässä tasapainovakio K esittää sinkki- ja kupari-ionien pitoisuuksien tasapainosuhteen.

Tasapainovakion arvo voidaan laskea soveltamalla Nernstin yhtälö

E=E° + (0,059/ n) lg (C okei /C aurinko)

Korvataan Zn/Zn 2+ ja Cu/Cu 2+ -parien standardipotentiaalien arvot yhtälöön, löydämme

E0 Zn/Zn2+ = -0,76 + (0,59/2)lgC Zn/Zn2 ja E0 Cu/Cu2+ = +0,34 + (0,59/2)lgC Cu / Cu2+

Tasapainotilassa E0 Zn/Zn2+ = E0 Cu/Cu2+, so.

0,76 + (0,59/2)lgC Zn 2 = +0,34 + (0,59/2)lgC Cu 2+ , josta saamme

(0,59 / 2) (logC Zn 2 - logC Cu 2+) \u003d 0,34 - (-0,76)

logK = log (C Zn2+ /C Cu2+) = 2(0,34 - (-0,76)) / 0,059 = 37,7

Tasapainovakion arvo osoittaa, että reaktio etenee melkein loppuun, ts. kunnes kupari-ionien pitoisuus on 10 37,7 kertaa pienempi kuin sinkki-ionien pitoisuus.

Tasapainovakio ja redox-potentiaalia liittyvät yleisellä kaavalla:

lgK \u003d (E 1 0 -E 2 0) n / 0,059, missä

K on tasapainovakio

E 1 0 ja E 2 0 ovat hapettimen ja pelkistimen standardipotentiaalit.

n on pelkistimen luovuttamien tai hapettavan aineen vastaanottamien elektronien lukumäärä.

Jos E 1 0 > E 2 0, sitten lgK > 0 ja K > 1. Näin ollen reaktio etenee eteenpäin (vasemmalta oikealle) ja jos ero (E 1 0 - E 2 0) on riittävän suuri, niin se menee melkein loppuun asti.

Päinvastoin, jos E 1 0< E 2 0 , то K будет очень мала . Reaktio etenee päinvastaiseen suuntaan, koska tasapaino siirtyy voimakkaasti vasemmalle. Jos ero (E 1 0 - E 2 0) on merkityksetön, niin K ≈ 1 ja tämä reaktio ei mene loppuun, ellei siihen ole luotu tarvittavia olosuhteita.

Tietäen tasapainovakion arvo, turvautumatta kokeellisiin tietoihin, voidaan arvioida kemiallisen reaktion kulun syvyyttä. On pidettävä mielessä, että annetut standardipotentiaalien arvot eivät anna mahdollisuutta määrittää nopeutta, jolla reaktion tasapaino muodostuu.

Redox-potentiaalitaulukoiden mukaan on mahdollista löytää tasapainovakioiden arvot noin 85 000 reaktiolle.

Kuinka piirtää galvaanisen kennon kaavio?

1. elementti emf on positiivinen arvo, koska työ tehdään galvaanisessa kennossa.
2. Galvaanisen piirin EMF-arvo on potentiaalihyppyjen summa kaikkien vaiheiden rajapinnoilla, mutta koska anodilla tapahtuu hapettumista, anodipotentiaalin arvo vähennetään katodipotentiaalin arvosta.

Näin ollen, kun laaditaan galvaanisen kennon piiri vasemmalle kirjaa elektrodi, johon hapetusprosessi (anodi), a oikealla- elektrodi, jossa palautusprosessi (katodi).

1. käyttöliittymä merkitty yhdellä rivillä - |
2. elektrolyyttisilta kahden johtimen rajalla on merkitty kahdella viivalla - ||
3. Liuokset, joihin elektrolyyttisilta on upotettu on kirjoitettu sen vasemmalle ja oikealle puolelle (tarvittaessa liuosten pitoisuudet ilmoitetaan myös tässä). Yhden vaiheen osat kirjoitetaan tässä tapauksessa pilkuilla erotettuina.

Tehdään esimerkiksi galvaanisen kennokaavio, jossa tapahtuu seuraava reaktio:

Fe 0 + Cd 2+ = Fe 2+ + Cd 0

Galvaanisessa kennossa anodi on rautaelektrodi ja katodi kadmiumelektrodi.

Anodi Fe 0 |Fe 2+ || Cd 2+ |Cd 0 Katodi

Löydät tyypillisiä ongelmia ratkaisuineen.

Luokat,