Criteri per la direzione della RIA

Il corso delle reazioni redox dipende dalla natura delle sostanze interagenti e dalle condizioni delle reazioni. 1. Dalla concentrazione del reagente

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

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

2. Temperature di reazione

Cl2+2koh=kcl/-1+kclo/-1+h2o (freddo)

3Cl2+6koh=5kcl/-1+kclo3/+5+3h20 (caldo)
3. La presenza di un catalizzatore.
4nh3/-3+3o2=2n2+6h2o/-2 (bez)
4nh3/-3+5o2=4no/2+6h2o/-2 (c)
4. Influenza della natura dell'ambiente: le reazioni redox si verificano in ambienti diversi.
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)

Le reazioni redox procedono spontaneamente sempre verso la trasformazione di un agente ossidante forte in un agente riducente coniugato debole o un agente riducente forte in un agente ossidante coniugato debole. La direzione della reazione redox può essere prevista analizzando i valori dei potenziali redox delle coppie coniugate.

fonti irreversibili corrente continua. Esempi

Le celle galvaniche sono classificate come sorgenti di corrente chimica in cui avviene la conversione diretta dell'energia chimica in energia elettrica. Le celle galvaniche sono sorgenti chimiche primarie di corrente in cui le reazioni chimiche sono irreversibili. Nella sua forma più semplice, la cella è costituita da due elettrodi di metalli diversi, immersi in una soluzione elettrolitica. Allo stesso tempo, uno degli elettrodi (catodo) subisce una reazione di dissoluzione del materiale dell'elettrodo - o ossidazione, in cui l'elettrodo perde elettroni, consegnandoli a un circuito elettrico esterno. Sull'altro elettrodo (anodo) c'è una reazione di riduzione - neutralizzazione degli ioni del materiale che circonda l'elettrodo, dovuta agli elettroni provenienti dal catodo attraverso il circuito esterno. Differenza potenziale ( forza elettromotiva) per vari elementi è compreso tra 0,85 e 6 V. Nelle celle galvaniche più utilizzate (per l'alimentazione di radio, torce elettriche, ecc.), l'elettrodo positivo è un'asta di carbonio e una massa di carbone attivo o una miscela di biossido di manganese con grafite, e quello negativo è un rivestimento di zinco 3 a forma di tazza o tazza. La soluzione di ammoniaca viene spesso utilizzata come elettrolita. L'elemento biscotto ha una forma piatta, comoda per il collegamento a una batteria. Uno speciale strato elettricamente conduttivo viene applicato sul lato esterno dell'elettrodo di zinco, che non consente il passaggio dell'elettrolita. L'elemento assemblato è ricoperto da un sottile film di cloruro di vinile. Un tale dispositivo ha, ad esempio, una batteria Krona. Il rivestimento in film isola i singoli elementi dai lati, previene la fuoriuscita dell'elettrolito, ma fa passare facilmente i gas formati all'interno dell'elemento. La massa di carbone attivo sporge leggermente dal biscotto per un facile contatto con un altro biscotto. In queste batterie, il materiale attivo viene utilizzato meglio e in modo più completo rispetto alle batterie a tazza. Gli elementi galvanici a secco vengono consegnati al consumatore in forma finita; riempito d'acqua prima dell'uso deve essere riempito con acqua pulita. La tensione di una cella galvanica è sempre inferiore alla fem che sviluppa, in primo luogo, a causa della caduta di tensione all'interno della cella sulla sua resistenza interna, in secondo luogo, per il fenomeno della polarizzazione degli elettrodi a seguito di reazioni elettrochimiche che si verificano sulla superficie degli elettrodi sotto l'influenza della corrente che passa nel circuito. Ad esempio, il rilascio di idrogeno al catodo e ossigeno all'anodo è accompagnato dalla comparsa di potenziali di polarizzazione, che sono diretti verso i potenziali degli elettrodi e li riducono. Per ridurre l'effetto della polarizzazione sul funzionamento dell'elemento, vengono utilizzati depolarizzatori: sostanze che assumono idrogeno o ossigeno, reagiscono con essi e quindi aiutano a ridurre il potenziale di polarizzazione. Nelle celle galvaniche con un elettrodo di carbonio, il biossido di manganese viene utilizzato come depolarizzatore. Al circuito elettrico per ottenere una tensione superiore alla tensione di un elemento, gli elementi vengono collegati in una batteria, includendoli in serie, ovvero il polo positivo di ogni elemento precedente è collegato al polo negativo del successivo (Fig. 3.3, a ). La forza elettromotrice totale della batteria in questo caso è uguale alla somma delle forze elettromotrici delle singole celle:

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

Quando gli elementi sono gli stessi e la loro fem. sono uguali, emf. una batteria di n celle

E su \u003d n * E el.

Le celle galvaniche devono essere protette corto circuiti e non è consigliabile controllare "per una scintilla". La loro tensione dovrebbe essere misurata sotto carico. In assenza di carico, il voltmetro mostrerà emf, che non caratterizza il grado di utilizzo della batteria.

Criterio di flusso spontaneo processi chimiciè la variazione dell'energia libera di Gibbs (ΔG< О). Изменение энергии Гиббса ОВР связано с разностью окислительно-восстановительных (электродных) потенциалов участников окислительно-восстановительного процесса Е:

dove F è la costante di Faraday; n è il numero di elettroni coinvolti nel processo redox; E - differenza di potenziale redox o forza elettromotrice OVR (EMF di una cella galvanica formata da due sistemi redox):

E \u003d j 0 - j B,

dove j 0 è il potenziale dell'ossidante, j B è il potenziale del riducente .

Dato quanto sopra: l'OVR scorre nella direzione in avanti se il suo EMF è positivo, cioè E>O; altrimenti (E<О) ОВР будет протекать в обратном направлении. La fem calcolata per condizioni standard è chiamata standard ed è indicata con E.

Esempio 1: determinare se la reazione può procedere in avanti a condizioni standard:

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

Quando la reazione procede in avanti, gli ioni Fe3 + saranno l'agente ossidante e gli ioni ioduro (I) saranno l'agente riducente. Calcola l'EMF standard:

Risposta: Questa reazione può procedere solo in avanti.

Esempio 2. Determinare la direzione della reazione in condizioni standard:

2KCI + 2MnCI 2 + 5CI 2 + 8H 2 O D 2KMnO 4 + 16HCI.

Assumiamo quindi che la reazione proceda in avanti

La reazione non può procedere in avanti. Scorrerà da destra a sinistra, in questo caso.

Risposta: Questa reazione procede da destra a sinistra.

Pertanto, la reazione procederà nella direzione in cui l'EMF è positivo. Sempre i sistemi con un potenziale redox più alto ossidano i sistemi con un valore più basso.

Processi elettrochimici

I processi di mutua trasformazione delle forme chimiche ed elettriche di energia sono chiamati processi elettrochimici. I processi elettrochimici possono essere suddivisi in due gruppi principali:

1) i processi di conversione dell'energia chimica in energia elettrica (nelle celle galvaniche);

2) i processi di conversione dell'energia elettrica in energia chimica (elettrolisi).

Un sistema elettrochimico è costituito da due elettrodi e un conduttore ionico tra di loro (fuso, soluzione elettrolitica o elettroliti solidi - conduttori del 2° tipo). Gli elettrodi sono chiamati conduttori del primo tipo, aventi conduttività elettronica ed essendo a contatto con il conduttore ionico. Per garantire il funzionamento del sistema elettrochimico, gli elettrodi sono collegati tra loro da un conduttore metallico, chiamato circuito esterno del sistema elettrochimico.

10.1. Celle galvaniche (fonti chimiche di corrente elettrica)

Una cella galvanica (GE) è un dispositivo in cui l'energia chimica di una reazione redox viene convertita in energia elettrica. In teoria, qualsiasi OVR può essere utilizzato per produrre energia elettrica.

Considera uno dei GE più semplici: rame-zinco o l'elemento Daniel-Jacobi (Fig. 10.1). Piastre di zinco e rame sono collegate in esso con un conduttore, mentre ciascuno dei metalli è immerso in una soluzione del sale corrispondente: solfato di zinco e solfato di rame (II). Le semicelle sono collegate da una chiave elettrolitica1 se si trovano in vasi diversi o separate da una partizione porosa se si trovano nello stesso vaso.

Consideriamo prima lo stato di questo elemento con un circuito esterno aperto: la modalità "inattiva". Come risultato del processo di scambio, sugli elettrodi si stabiliscono i seguenti equilibri che, in condizioni standard, corrispondono ai potenziali standard degli elettrodi:

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

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

Il potenziale dell'elettrodo di zinco ha un valore più negativo del potenziale dell'elettrodo di rame, quindi quando il circuito esterno è chiuso, cioè quando si collega lo zinco al rame con un conduttore metallico, gli elettroni si sposteranno dallo zinco al rame. Come risultato del trasferimento di elettroni dallo zinco al rame, l'equilibrio sull'elettrodo di zinco si sposterà a sinistra, quindi una quantità aggiuntiva di ioni di zinco andrà in soluzione (dissoluzione dello zinco sull'elettrodo di zinco). Allo stesso tempo, l'equilibrio sull'elettrodo di rame si sposterà a destra e si verificherà una scarica di ioni di rame (precipitazione di rame sull'elettrodo di rame). Questi processi spontanei continueranno fino a quando i potenziali degli elettrodi non saranno equalizzati o tutto lo zinco non sarà sciolto (o tutto il rame si sarà depositato sull'elettrodo di rame).

Quindi, durante il funzionamento dell'elemento Daniel-Jacobi (quando i circuiti interni ed esterni del GE sono chiusi), si verificano i seguenti processi:

1) il movimento degli elettroni nel circuito esterno dall'elettrodo di zinco a quello di rame, perché< ;

2) reazione di ossidazione dello zinco: Zn - 2e - = Zn 2+.

I processi di ossidazione in elettrochimica sono chiamati processi anodici e gli elettrodi su cui avvengono i processi di ossidazione sono chiamati anodi; pertanto, l'elettrodo di zinco è un anodo;

3) reazione di riduzione degli ioni rame: Cu 2+ + 2e = Cu.

I processi di riduzione in elettrochimica sono chiamati processi catodici e gli elettrodi su cui avvengono i processi di riduzione sono chiamati catodi; pertanto, l'elettrodo di rame è il catodo;

4) il movimento degli ioni in soluzione: anioni (SO 4 2-) all'anodo, cationi (Cu 2+, Zn 2+) al catodo, chiude il circuito elettrico della cella galvanica.

La direzione di questo movimento è determinata dal campo elettrico risultante dal verificarsi di processi elettrodici: gli anioni vengono consumati all'anodo e i cationi al catodo;

5) sommando le reazioni degli elettrodi si ottiene:

Zn + Cu 2+ = Cu + Zn 2+

o in forma molecolare: Zn + CuSO 4 \u003d Cu + ZnSO 4.

Come risultato di questa reazione chimica in una cella galvanica, il movimento degli elettroni avviene nel circuito esterno degli ioni all'interno della cella, ad es. elettricità, quindi, la reazione chimica totale che si verifica in una cella galvanica è chiamata generatore di corrente.

In una notazione schematica che sostituisce il disegno di una cella galvanica, l'interfaccia tra il conduttore di 1° tipo ed il conduttore di 2° tipo è indicata da una linea verticale, e l'interfaccia tra i conduttori di 2° tipo è indicata da due linee. L'anodo - la fonte di elettroni che entrano nel circuito esterno - è considerato negativo, il catodo - positivo. L'anodo è posizionato nel circuito a sinistra. Lo schema Daniel-Jacobi GE, ad esempio, è scritto come:

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

o in forma ionico-molecolare:

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

La ragione per la presenza e il flusso di corrente elettrica in una cella galvanica è la differenza nei potenziali redox (potenziali degli elettrodi 1) reazioni private che determinano la forza elettromotrice E e della cella galvanica, e in questo caso:

Nel caso generale: E e \u003d j k - j a,

dove j k è il potenziale catodico, j a è il potenziale anodico.

E e è sempre maggiore di zero (E e > O). Se la reazione viene eseguita in condizioni standard, l'EMF osservato in questo caso viene chiamato forza elettromotrice standard di questo elemento. Per l'elemento Daniel - Jacobi, l'EMF standard \u003d 0,34 - (-0,76) \u003d 1,1 (V).

Crea un diagramma, scrivi le equazioni dei processi degli elettrodi e della reazione generatrice di corrente per una cella galvanica formata da bismuto e ferro, immersa in soluzioni dei propri sali con una concentrazione di ioni metallici in una soluzione di C Bi 3+ = 0,1 mol / l, C Fe 2+ = 0,01 mol/l. Calcola l'EMF di questo elemento a 298K.

La concentrazione di ioni metallici nella soluzione è diversa dalla concentrazione di 1 mol/l, quindi è necessario calcolare i potenziali dei metalli secondo l'equazione di Nernst, confrontarli e determinare l'anodo e il catodo.

j me n + /me = j su di me 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.

L'elettrodo di ferro è l'anodo, l'elettrodo di bismuto è il catodo. Schema GE:

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

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

Equazioni dei processi degli elettrodi e reazione generatrice di corrente:

A: Fe - 2 = Fe 2+ 3

K: Bi 3+ + 3 = Bi 2

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

EMF di questo elemento E e \u003d 0,19 - (-0,499) \u003d 0,689 V.

In alcuni casi, il metallo dell'elettrodo non subisce modifiche durante il processo dell'elettrodo, ma partecipa solo al trasferimento di elettroni dalla forma ridotta della sostanza alla sua forma ossidata. Quindi, in una cella galvanica

Pt |Fe 2+ , Fe 3+ || MnO , Mn 2+ , H + | pt

il platino svolge il ruolo di elettrodi inerti. Il ferro (II) viene ossidato su un anodo di platino:

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

e MnO è ridotto sul catodo di platino:

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

Equazione di reazione che genera corrente:

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

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

Una cella galvanica può essere composta non solo da diversi, ma anche dagli stessi elettrodi immersi in soluzioni dello stesso elettrolita, differenti solo per concentrazione (celle galvaniche a concentrazione). Per esempio:

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

C Ag< C Ag

Reazioni degli elettrodi: A: Ag – eˉ = Ag + ;

K: Ag + + eˉ = Ag.

Equazione di reazione generatrice di corrente: Ag + Ag + = Ag + + Ag.

Batteria al piombo. Una batteria al piombo pronta per l'uso è costituita da piastre di piombo grigliate, alcune delle quali sono riempite con biossido di piombo e altre riempite con piombo metallico spugnoso. Le piastre vengono immerse in una soluzione al 35 - 40% di H 2 SO 4; a questa concentrazione la conducibilità elettrica della soluzione di acido solforico è massima.

Durante il funzionamento a batteria - quando è scarica - al suo interno si verifica OVR, durante il quale il piombo (Pb) viene ossidato e il biossido di piombo si riduce:

(-) 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 2 O (reazione di formazione di corrente). .

Nel circuito interno (in soluzione H 2 SO 4), quando la batteria è in funzione, gli ioni vengono trasferiti: gli ioni SO 4 2- si muovono verso l'anodo e i cationi H + si muovono verso il catodo. La direzione di questo movimento è determinata dal campo elettrico risultante dal verificarsi dei processi degli elettrodi: gli anioni vengono consumati all'anodo e i cationi vengono consumati al catodo. Di conseguenza, la soluzione rimane elettricamente neutra.

Per caricare la batteria, sono collegati a una sorgente CC esterna ("+" su "+", "–" su "–"). In questo caso la corrente scorre attraverso la batteria in senso opposto, opposto a quello in cui passava quando la batteria era scarica; l'elettrolisi avviene in un sistema elettrochimico (vedi p. 10.2). Di conseguenza, i processi elettrochimici sugli elettrodi vengono "invertiti". L'elettrodo di piombo subisce ora un processo di riduzione (l'elettrodo diventa il catodo):

PbSO 4 + 2eˉ \u003d Pb + SO 4 2-.

Sull'elettrodo PbO 2, durante la carica, avviene il processo di ossidazione (l'elettrodo diventa l'anodo):

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

Equazione riassuntiva:

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

È facile vedere che questo processo è l'opposto di quello che si verifica durante il funzionamento della batteria: quando la batteria è carica, in essa si ottengono nuovamente le sostanze necessarie al suo funzionamento.

Elettrolisi

L'elettrolisi è una reazione redox che si verifica sugli elettrodi in una soluzione elettrolitica o si sciolgono sotto l'azione di una corrente elettrica continua fornita da una fonte esterna. L'elettrolisi converte l'energia elettrica in energia chimica. Il dispositivo in cui viene eseguita l'elettrolisi è chiamato elettrolizzatore. Sull'elettrodo negativo dell'elettrolizzatore (catodo) si verifica il processo di riduzione - l'ossidante attacca gli elettroni provenienti dal circuito elettrico e sull'elettrodo positivo (anodo) - il processo di ossidazione - il trasferimento di elettroni dall'agente riducente all'elettricità circuito.

In questo modo, la distribuzione dei segni della carica degli elettrodi è opposta a quella che esiste durante il funzionamento della cella galvanica. La ragione di ciò è che i processi che si verificano durante l'elettrolisi sono, in linea di principio, il contrario dei processi che si verificano durante il funzionamento di una cella galvanica. Durante l'elettrolisi, i processi vengono eseguiti grazie all'energia di una corrente elettrica fornita dall'esterno, mentre durante il funzionamento di una cella galvanica, l'energia di una reazione chimica spontanea che avviene in essa viene convertita in energia elettrica. Per processi di elettrolisi DG>0, cioè in condizioni standard, non vanno spontaneamente.

Elettrolisi dei fusi. Si consideri l'elettrolisi di una fusione di cloruro di sodio (Fig. 10.2). Questo è il caso più semplice di elettrolisi, quando l'elettrolita è costituito da un tipo di cationi (Na+) e un tipo di anioni (Cl) e non ci sono altre particelle che possono partecipare all'elettrolisi. Il processo di elettrolisi del fuso NaCl procede come segue. Usando una fonte di corrente esterna, gli elettroni vengono portati a uno degli elettrodi, conferendogli una carica negativa. Na + cationi sotto l'azione campo elettrico passare all'elettrodo negativo, interagendo con gli elettroni che arrivano attraverso il circuito esterno. Questo elettrodo è il catodo e su di esso avviene il processo di riduzione dei cationi Na+. Gli anioni Cl si muovono verso l'elettrodo positivo e, dopo aver donato elettroni all'anodo, vengono ossidati. Il processo di elettrolisi è rappresentato visivamente da un diagramma che mostra la dissociazione dell'elettrolita, la direzione del movimento degli ioni, i processi sugli elettrodi e le sostanze rilasciate. . Lo schema di elettrolisi di un fuso di cloruro di sodio si presenta così:

NaCl = Na + + Cl

(-) Catodo: Na + Anodo (+): Cl

Na + + e - = Na 2Cl - 2eˉ = Cl 2

Equazione riassuntiva:

2Na + + 2Cl elettrolisi 2Na + Cl 2

o in forma molecolare

ELETTROLISI 2NaCl 2Na + Cl 2

Questa reazione è una reazione redox: il processo di ossidazione avviene all'anodo e il processo di riduzione avviene al catodo.

Nei processi di elettrolisi delle soluzioni elettrolitiche possono partecipare molecole d'acqua e avviene la polarizzazione degli elettrodi.

Polarizzazione e sovratensione. I potenziali degli elettrodi determinati in soluzioni elettrolitiche in assenza di corrente elettrica nel circuito sono chiamati potenziali di equilibrio (in condizioni standard - potenziali degli elettrodi standard). Con il passaggio della corrente elettrica, i potenziali degli elettrodi cambiano . La variazione del potenziale dell'elettrodo durante il passaggio della corrente è chiamata polarizzazione:

Dj \u003d j io - j p,

dove Dj - polarizzazione;

j i è il potenziale dell'elettrodo durante il passaggio di corrente;

j p è il potenziale di equilibrio dell'elettrodo.

Quando è nota la causa della variazione di potenziale durante il passaggio della corrente, al posto del termine "polarizzazione", utilizzare il termine "sovratensione".È anche correlato ad alcuni processi specifici, come l'evoluzione catodica dell'idrogeno (impulso di idrogeno).

Per determinare sperimentalmente la polarizzazione, viene costruita una curva di dipendenza del potenziale dell'elettrodo dalla densità di corrente che scorre attraverso l'elettrodo. Poiché gli elettrodi possono essere di area diversa, a seconda dell'area dell'elettrodo allo stesso potenziale, possono esserci correnti diverse; pertanto, la corrente è solitamente riferita ad una superficie unitaria. Il rapporto tra la corrente I e l'area dell'elettrodo S è chiamato densità di corrente I:

La dipendenza grafica del potenziale dalla densità di corrente è chiamata curva di polarizzazione(Fig. 10.3). Con il passaggio della corrente cambiano i potenziali degli elettrodi dell'elettrolizzatore, cioè si verifica la polarizzazione degli elettrodi. A causa della polarizzazione catodica (Dj k), il potenziale catodico diventa più negativo e, a causa della polarizzazione anodica (Dj a), il potenziale anodico diventa più positivo.

La sequenza dei processi degli elettrodi nell'elettrolisi delle soluzioni elettrolitiche. Molecole d'acqua, ioni H + e OH possono partecipare ai processi di elettrolisi delle soluzioni elettrolitiche, a seconda della natura del mezzo. Quando si determinano i prodotti dell'elettrolisi di soluzioni acquose di elettroliti, nei casi più semplici, si può essere guidati dalle seguenti considerazioni:

1. Processi catodici.

1.1. Al catodo, i processi caratterizzati dal più alto potenziale dell'elettrodo, cioè gli agenti ossidanti più forti vengono ridotti per primi.

1.2. I cationi metallici che hanno un potenziale elettrodico standard maggiore di quello dell'idrogeno (Cu 2+ , Ag+ , Hg 2+ , Au 3+ e altri cationi metallici a bassa attività - vedere p.11.2) sono quasi completamente ridotti sul catodo durante l'elettrolisi :

Me n + + neˉ "Io.

1.3. I cationi metallici, il cui potenziale è molto inferiore a quello dell'idrogeno (quelli nella “Riga delle tensioni” da Li+ ad Al 3+ inclusi, cioè i cationi metallici attivi), non vengono ridotti al catodo, poiché le molecole d'acqua sono ridotte al catodo:

2H 2 O + 2eˉ ® H 2 + 2OH.

Il rilascio elettrochimico di idrogeno da soluzioni acide avviene a causa della scarica di ioni idrogeno:

2Н + + 2еˉ " Н 2 .

1.4. I cationi metallici che hanno un potenziale elettrodo standard sono inferiori a quello dell'idrogeno, ma più di quello dell'alluminio (che si trova nella "Riga delle tensioni" da Al 3+ a 2H + - cationi metallici di media attività), durante l'elettrolisi al catodo , si riducono contemporaneamente alle molecole d'acqua:

Me n + + neˉ ® Me

2H 2 O + 2eˉ ® H 2 + 2OH.

Questo gruppo include ioni Sn 2+ , Pb 2+ , Ni 2+ , Co 2+ , Zn 2+ , Cd 2+ , ecc. Quando si confrontano i potenziali standard di questi ioni metallici e idrogeno, si potrebbe concludere che la precipitazione dei metalli a il catodo. Tuttavia, dovresti prendere in considerazione:

· il potenziale standard dell'elettrodo a idrogeno si riferisce a n+ [H + ] 1 mol/l., i.е. pH=0; con un aumento del pH, il potenziale dell'elettrodo a idrogeno diminuisce, diventa più negativo ( ; vedere la sezione 10.3); allo stesso tempo, i potenziali dei metalli nella regione in cui i loro idrossidi insolubili non precipitano non dipendono dal pH;

la polarizzazione del processo di riduzione dell'idrogeno è maggiore della polarizzazione della scarica di ioni metallici di questo gruppo (o in altre parole, l'evoluzione dell'idrogeno al catodo avviene con una sovratensione maggiore rispetto alla sovratensione della scarica di molti ioni metallici di questo gruppo); esempio: curve di polarizzazione del rilascio catodico di idrogeno e zinco (Fig. 10.4).

Come si può vedere da questa figura, il potenziale di equilibrio dell'elettrodo di zinco è inferiore al potenziale dell'elettrodo di idrogeno; a basse densità di corrente, al catodo viene rilasciato solo idrogeno. Ma la sovratensione di idrogeno dell'elettrodo è maggiore della sovratensione dell'elettrodo di zinco, quindi, con un aumento della densità di corrente, anche lo zinco inizia a essere rilasciato sull'elettrodo. Al potenziale φ 1, le densità di corrente dell'evoluzione di idrogeno e zinco sono le stesse, e al potenziale φ 2, cioè lo zinco viene rilasciato principalmente sull'elettrodo.

2. Processi anodici.

2.1. All'anodo si verificano per primi i processi caratterizzati dal potenziale dell'elettrodo più basso, cioè gli agenti riducenti forti vengono prima ossidati.

2.2. Solitamente gli anodi si dividono in inerti (insolubili) e attivi (solubili). I primi sono costituiti da carbone, grafite, titanio, metalli platino, che hanno un potenziale elettrodo positivo significativo o sono ricoperti da una pellicola protettiva stabile, che funge solo da conduttori di elettroni. I secondi provengono da metalli i cui ioni sono presenti nella soluzione elettrolitica - da rame, zinco, argento, nichel, ecc.

2.3. Su un anodo inerte durante l'elettrolisi di soluzioni acquose di alcali, acidi contenenti ossigeno e loro sali, nonché HF e suoi sali (fluoruri), si verifica l'ossidazione elettrochimica degli ioni idrossido con il rilascio di ossigeno. A seconda del pH della soluzione, questo processo procede diversamente e può essere scritto con varie equazioni:

a) in ambienti acidi e neutri

2 H 2 O - 4eˉ \u003d O 2 + 4 H +;

b) in ambiente alcalino

4OH - 4eˉ \u003d O 2 + 2H 2 O.

Il potenziale di ossidazione degli ioni idrossido (potenziale dell'elettrodo di ossigeno) viene calcolato utilizzando l'equazione (vedere la sezione 10.3):

Anioni contenenti ossigeno SO, SO, NO, CO, PO, ecc. o non sono in grado di ossidarsi o la loro ossidazione avviene a potenziali molto elevati, ad esempio: 2SO - 2eˉ \u003d S 2 O \u003d 2,01 V.

2.4. Durante l'elettrolisi di soluzioni acquose di acidi anossici e loro sali (ad eccezione dell'HF e dei suoi sali), i loro anioni vengono scaricati in un anodo inerte.

Si noti che il rilascio di cloro (Cl 2) durante l'elettrolisi di una soluzione di HCl e dei suoi sali, il rilascio di bromo (Br 2) durante l'elettrolisi di una soluzione di HBr e dei suoi sali contraddice la posizione reciproca dei sistemi.

2Cl - 2eˉ \u003d Cl 2 \u003d 1,356 V

2Br - 2eˉ \u003d Br 2 \u003d 1.087 V

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

Questa anomalia è associata alla polarizzazione anodica dei processi (Fig. 10.5). Come si può vedere, il potenziale di equilibrio dell'elettrodo di ossigeno (potenziale di ossidazione degli ioni idrossido dall'acqua) è inferiore al potenziale di equilibrio dell'elettrodo di cloruro (potenziale di ossidazione degli ioni di cloruro). Pertanto, a densità di corrente basse, viene rilasciato solo ossigeno. Tuttavia, l'evoluzione dell'ossigeno procede con una polarizzazione maggiore rispetto all'evoluzione del cloro, quindi, ad un potenziale, le correnti per l'evoluzione del cloro e dell'ossigeno sono uguali, e ad un potenziale (alta densità di corrente), il cloro viene rilasciato principalmente.

2.5. Se il potenziale dell'anodo metallico è inferiore al potenziale degli ioni OH o di altre sostanze presenti nella soluzione o sull'elettrodo, l'elettrolisi procede con un anodo attivo. L'anodo attivo si ossida, dissolvendo: Me -neˉ ® Me n + .

uscita di corrente . Se i potenziali di due o più reazioni dell'elettrodo sono uguali, queste reazioni procedono simultaneamente all'elettrodo. In questo caso, l'elettricità passata attraverso l'elettrodo viene consumata in tutte queste reazioni. Viene chiamata la frazione della quantità di elettricità spesa per la trasformazione di una delle sostanze (B j). produzione attuale di questa sostanza:

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

dove Q j è la quantità di elettricità spesa per la trasformazione della j-esima sostanza; Q è la quantità totale di elettricità passata attraverso l'elettrodo.

Ad esempio, dalla fig. 10.4 ne consegue che l'efficienza attuale dello zinco aumenta all'aumentare della polarizzazione catodica. Per questo esempio, un'elevata sovratensione di idrogeno è un fenomeno positivo. Di conseguenza, manganese, zinco, cromo, ferro, cobalto, nichel e altri metalli possono essere isolati dalle soluzioni acquose al catodo.

La legge di Faraday. La relazione teorica tra la quantità di elettricità passata e la quantità di sostanza ossidata o ridotta all'elettrodo è determinata dalla legge di Faraday, secondo la quale la massa dell'elettrolita che ha subito una trasformazione chimica, così come la massa delle sostanze rilasciate sugli elettrodi, sono direttamente proporzionali alla quantità di elettricità passata attraverso l'elettrolita e alle masse molari degli equivalenti delle sostanze: m \u003d Me It / F,

dove m è la massa dell'elettrolita sottoposta a trasformazione chimica,

o la massa di sostanze - prodotti dell'elettrolisi, rilasciati sugli elettrodi, g; M e è la massa molare dell'equivalente di una sostanza, g/mol; I - forza attuale, A; t è la durata dell'elettrolisi, s; F - Numero di Faraday - 96480 C / mol.

Esempio 1 Come procede l'elettrolisi di una soluzione acquosa di solfato di sodio con un anodo di carbonio (inerte)?

Na 2 SO 4 \u003d 2Na + + SO

H 2 O D H + + OH

Equazione riassuntiva:

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

o in forma molecolare

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

Gli ioni Na + e gli ioni OH - si accumulano nello spazio catodico; si forma un alcali e vicino all'anodo l'ambiente diventa acido a causa della formazione di acido solforico. Se gli spazi del catodo e dell'anodo non sono separati da una partizione, gli ioni H + e OH formano acqua e l'equazione assume la forma

La base per determinare la direzione del verificarsi spontaneo delle reazioni redox è la seguente regola:

Questa regola è simile alla regola che determina la direzione delle trasformazioni acido-base.

Una misura quantitativa della capacità redox di una data coppia redox coniugata è il suo valore potenziale di recupero f, che dipende da:

La natura della forma ossidata e ridotta di una data coppia coniugata;

I rapporti di concentrazione delle forme ossidate e ridotte di una data coppia coniugata;

Temperature.

Nei casi in cui gli ioni H + o OH- sono coinvolti nel processo di conversione di un agente ossidante o riducente, (p dipende anche dal pH della soluzione. Il valore che f assume in condizioni standard: la concentrazione di tutti i componenti coinvolti in la reazione, compresi gli ioni acqua H + (in ambiente acido) e OH- (in ambiente alcalino), pari a 1 mol / l, temperatura 298 K, - è chiamata potenziale di recupero standard ed è indicato da (f°. Il valore di f° è una caratteristica quantitativa delle proprietà redox di una data coppia redox coniugata in condizioni standard.

Non c'è modo di determinare il valore assoluto dei potenziali per le coppie redox coniugate. Pertanto, utilizzano valori relativi (Sez. 25.2), caratterizzando i potenziali delle coppie coniugate rispetto alla coppia di riferimento, il cui potenziale, in condizioni standard, si presume condizionatamente uguale a zero

Le coppie redox hanno un valore positivo di f°, in cui la forma ossidata aggiunge elettroni più facilmente del catione idrogeno nella coppia di riferimento. Valore negativo f° hanno coppie redox, in cui la forma ossidata attacca elettroni più difficili di H + nella coppia di riferimento. Di conseguenza, maggiore (cioè più positivo) è il valore di f ° di una data coppia redox coniugata, più pronunciate sono rispettivamente le sue proprietà ossidanti e le proprietà riducenti.

In tavola. 9.1 mostra i valori standard dei potenziali di alcune coppie redox coniugate.

In condizioni diverse da quelle standard, il valore di φ viene calcolato secondo l'equazione di Nernst (sezioni 25.2, 25.3).

L'essenza delle reazioni redox è la competizione per l'aggiunta di un elettrone tra gli agenti ossidanti partecipanti. In questo caso, l'elettrone è attaccato a quella coppia coniugata, la cui forma ossidata lo mantiene più forte. Ciò si riflette nel diagramma seguente: *

Confrontando i potenziali delle coppie coniugate coinvolte nella reazione redox, è possibile determinare in anticipo la direzione in cui questa o quella reazione procederà spontaneamente.

Nell'interazione di due coppie redox coniugate, l'agente ossidante sarà sempre la forma ossidata della coppia il cui potenziale ha un valore più positivo.

Esempio. La miscela di reazione contiene due coppie redox coniugate:

Poiché la prima coppia contiene un agente ossidante più forte (I2) rispetto alla seconda coppia (S), allora in condizioni standard procederà spontaneamente una reazione in cui I2 sarà l'agente ossidante e l'agente riducente

Per determinare la direzione della reazione redox, puoi anche usare il valore della sua EMF.

L'EMF della reazione redox in condizioni standard (E°) è numericamente uguale alla differenza dei potenziali standard delle coppie redox coniugate coinvolte nella reazione:

La condizione per il verificarsi spontaneo di una reazione redox è il valore positivo del suo EMF, cioè

Data questa condizione, per una reazione redox spontanea, il valore f della coppia redox che agisce come agente ossidante deve essere maggiore di f della seconda coppia redox che svolge il ruolo di agente riducente in questa reazione. Quindi, nell'esempio sopra:
Se una E°= 0, allora è altrettanto probabile che la reazione redox avvenga sia nella direzione diretta che in quella inversa, e questa è la condizione per il verificarsi dell'equilibrio chimico per il processo redox. Una caratteristica quantitativa del corso di qualsiasi processo reversibile è la costante di equilibrio A, che è correlato alla variazione dell'energia standard di Gibbs (Sez. 5.5) come segue:

D'altra parte, la variazione dell'energia standard di Gibbs è correlata all'EMF della reazione redox dalla relazione:

dove F= 96 500 C/mol; z- il numero di elettroni coinvolti nel processo elementare.

Da queste due equazioni segue:

Usando queste espressioni, è possibile calcolare la costante di equilibrio di qualsiasi reazione redox, ma avrà un valore reale solo per quelle reazioni la cui EMF è inferiore a 0,35 V, poiché ad alta EMF le reazioni sono considerate praticamente irreversibili. Poiché l'EMF dei singoli stadi delle reazioni redox che si verificano nei sistemi viventi di solito non supera 0,35 V (| E°| < 0,35 В), то большинство из них практически обратимы, причем обратимость процесса выражена тем сильнее, чем величина | E°| più vicino a zero.

Le reazioni redox sono alla base del metabolismo di qualsiasi organismo. quando metabolismo aerobico il principale agente ossidante è l'ossigeno molecolare fornito durante la respirazione e l'agente riducente sono i composti organici forniti con il cibo. In metabolismo anaerobico si basa principalmente su reazioni redox, in cui i composti organici sono sia agenti ossidanti che riducenti.

Il potenziale redox è un caso speciale e ristretto del concetto di potenziale dell'elettrodo. Diamo un'occhiata più da vicino a questi concetti.

A OVR trasferimento di elettroni agenti riducenti agenti ossidanti si verifica quando le particelle sono in contatto diretto e l'energia di una reazione chimica viene convertita in calore. Qualsiasi energia OVR la soluzione che scorre può essere convertita in energia elettrica. Ad esempio, se i processi redox sono separati spazialmente, cioè il trasferimento di elettroni da parte dell'agente riducente avverrà attraverso un conduttore di elettricità. Questo è implementato nelle celle galvaniche, dove Energia elettrica ottenuto dall'energia chimica.

Si consideri, in cui il vaso di sinistra è riempito con una soluzione di solfato di zinco ZnSO 4, con una lastra di zinco abbassata al suo interno, e il vaso di destra è riempito con una soluzione di solfato di rame CuSO 4, con una lastra di rame abbassata al suo interno.

Interazione tra la soluzione e la piastra, che funge da elettrodo, fa acquisire all'elettrodo una carica elettrica. Viene chiamata la differenza di potenziale che si verifica all'interfaccia della soluzione di metallo-elettrolita potenziale dell'elettrodo. Il suo valore e segno (+ o -) sono determinati dalla natura della soluzione e dal metallo in essa contenuto. Quando i metalli sono immersi nelle soluzioni dei loro sali, i più attivi (Zn, Fe, ecc.) si caricano negativamente e quelli meno attivi (Cu, Ag, Au, ecc.) si caricano positivamente.

Il risultato del collegamento di una piastra di zinco e rame con un conduttore di elettricità è il verificarsi di una corrente elettrica nel circuito dovuta al flusso dallo zinco alla piastra di rame attraverso il conduttore.

In questo caso, c'è una diminuzione del numero di elettroni nello zinco, che è compensata dalla transizione di Zn 2+ in soluzione, cioè l'elettrodo di zinco si dissolve anodo (processo di ossidazione).

Zn - 2e - = Zn 2+

A sua volta, l'aumento del numero di elettroni nel rame è compensato dalla scarica di ioni rame contenuti nella soluzione, che porta all'accumulo di rame sull'elettrodo di rame - catodo (processo di recupero):

Cu 2+ + 2e - = Cu

Pertanto, nell'elemento si verifica la seguente reazione:

Zn + Cu 2+ = Zn 2+ + Cu

Zn + CuSO 4 \u003d ZnSO 4 + Cu

Quantificare redox i processi consentono i potenziali degli elettrodi misurati rispetto a un normale elettrodo a idrogeno (il suo potenziale si presume sia zero).

Determinare potenziali elettrodi standard utilizzare un elemento, uno degli elettrodi di cui è il metallo testato (o non metallico), e l'altro è l'elettrodo di idrogeno. Sulla base della differenza di potenziale rilevata ai poli dell'elemento si determina il potenziale normale del metallo in esame.

Potenziale redox

I valori del potenziale redox vengono utilizzati se è necessario determinare la direzione della reazione in soluzioni acquose o di altro tipo.

Eseguiamo la reazione

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

in modo che ioni ioduro e ioni ferro scambiano i loro elettroni attraverso un conduttore. In vasi contenenti soluzioni di Fe 3+ e I - , posizioniamo inerte (platino o carbonio) elettrodi e chiudere il circuito interno ed esterno. Nel circuito viene generata una corrente elettrica. Gli ioni ioduro cedono i loro elettroni, che fluiranno attraverso il conduttore fino a un elettrodo inerte immerso in una soluzione salina di Fe 3+:

2I - - 2e - = Io 2

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

I processi di ossidazione-riduzione si verificano sulla superficie degli elettrodi inerti. Il potenziale che si verifica al confine di un elettrodo inerte - una soluzione e contiene sia una forma ossidata che una ridotta di una sostanza è chiamato equilibrio potenziale redox. Il valore del potenziale redox dipende da molti fattori, tra cui come:

La natura della materia(agente ossidante e agente riducente)
Concentrazione di forme ossidate e ridotte. Alla temperatura di 25°C e alla pressione di 1 atm. il valore del potenziale redox è calcolato utilizzando Equazioni di Nernst:

E=E° + (RT/nF) ln (C ok / C sole), dove

E è il potenziale redox di questa coppia;

E°- potenziale standard (misurato a Va bene =C sole);

R è la costante del gas (R = 8,314 J);

T è la temperatura assoluta, K

n è il numero di elettroni dati o ricevuti nel processo redox;

F è la costante di Faraday (F = 96484,56 C/mol);

C ok - concentrazione (attività) della forma ossidata;

Cvos è la concentrazione (attività) della forma ridotta.

Sostituendo i dati noti nell'equazione e passando al logaritmo decimale, otteniamo la seguente forma dell'equazione:

E=E° + (0,059/ n) lg (C ok /C sole)

In Ok >C sole, E>E° e viceversa se Va bene< C sole, poi e< E°

L'acidità della soluzione. Per le coppie, la cui forma ossidata contiene ossigeno (ad esempio, Cr 2 O 7 2-, CrO 4 2- , MnO 4 -) con una diminuzione del pH della soluzione, aumenta il potenziale redox, ad es. il potenziale cresce all'aumentare di H+. Al contrario, il potenziale redox diminuisce al diminuire di H + .
Temperatura. All'aumentare della temperatura, aumenta anche il potenziale redox di questa coppia.

I potenziali redox standard sono presentati nelle tabelle di libri di riferimento speciali. Va notato che solo le reazioni in soluzione acquosa ad una temperatura di ≈ 25°С. Tali tabelle consentono di trarre alcune conclusioni:

Il valore e il segno dei potenziali redox standard, consentono di prevedere quali proprietà (ossidanti o riducenti) atomi, ioni o molecole mostreranno nelle reazioni chimiche, ad esempio

E°(F 2 / 2F -) \u003d +2,87 V - l'agente ossidante più forte

E°(K + /K) \u003d - 2,924 V - l'agente riducente più forte

Questa coppia avrà la maggiore capacità riducente, maggiore è il valore numerico del suo potenziale negativo e maggiore è la capacità ossidante, maggiore è il potenziale positivo.

È possibile determinare quale dei composti di un elemento avrà le proprietà ossidanti o riducenti più forti.
È possibile prevedere la direzione dell'OVR. È noto che il funzionamento di una cella galvanica avviene a condizione che la differenza di potenziale abbia valore positivo. Il flusso OVR nella direzione scelta è possibile anche se la differenza di potenziale ha un valore positivo. L'OVR procede verso agenti ossidanti più deboli e agenti riducenti da quelli più forti, ad esempio la reazione

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

Praticamente scorre in avanti, perché

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

Cu + Fe 2+ = Cu 2+ + Fe

è impossibile nella direzione in avanti e scorre solo da destra a sinistra, perché

E°(Cu 2+ /Cu) = +0,34 V, e E°(Fe 2+ / Fe) \u003d - 0,44 V, ad es. E°(Fe2+ /Fe)< E°(Cu 2+ /Cu).

Nel processo redox, la quantità di sostanze iniziali diminuisce, per cui la E dell'agente ossidante diminuisce e la E dell'agente riducente aumenta. Al termine della reazione, cioè all'inizio dell'equilibrio chimico, i potenziali di entrambi i processi sono equalizzati.

Se, in queste condizioni, sono possibili più OVR, quindi procederà per prima la reazione con la maggiore differenza di potenziali redox.
Utilizzando i dati di riferimento, è possibile determinare l'EMF della reazione.

Quindi, come determinare l'EMF della reazione?

Considera diverse reazioni e determina il loro CEM:

Mg + Fe 2+ \u003d Mg 2+ + Fe
Mg + 2H + = Mg 2+ + H 2
Mg + Cu 2+ \u003d Mg 2+ + Cu

E°(Mg 2+ / Mg) \u003d - 2,36 V

E°(2H + /H 2) = 0,00 V

E°(Cu 2+ / Cu) = +0,34 V

E°(Fe 2+ / Fe) \u003d - 0,44 V

Per determinare l'EMF di una reazione, trovare la differenza tra il potenziale dell'agente ossidante e il potenziale dell'agente riducente

EMF \u003d E 0 ok - E 0 ripristina

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

Tutte le reazioni di cui sopra possono procedere nella direzione in avanti, perché loro campi elettromagnetici > 0.

Equilibrio costante.

Se diventa necessario determinare il grado di reazione, è possibile utilizzare equilibrio costante.

Ad esempio, per la reazione

Zn + Cu 2+ = Zn 2+ + Cu

Applicare legge dell'azione di massa, può essere scritto

K = C Zn 2+ /C Cu 2+

Qui costante di equilibrio K mostra il rapporto di equilibrio delle concentrazioni di ioni zinco e rame.

Il valore della costante di equilibrio può essere calcolato applicando Equazione di Nernst

E=E° + (0,059/ n) lg (C ok /C sole)

Sostituiamo nell'equazione i valori dei potenziali standard delle coppie Zn/Zn 2+ e Cu/Cu 2+, troviamo

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

In uno stato di equilibrio E0 Zn/Zn2+ = E0 Cu/Cu2+, cioè

0.76 + (0.59/2)lgC Zn 2 = +0.34 + (0.59/2)lgC Cu 2+ , da cui otteniamo

(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

Il valore della costante di equilibrio mostra che la reazione va quasi alla fine, cioè fino a quando la concentrazione di ioni rame diventa 10 37,7 volte inferiore alla concentrazione di ioni zinco.

Equilibrio costante e potenziale redox sono legati dalla formula generale:

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

K è la costante di equilibrio

E 1 0 ed E 2 0 sono rispettivamente i potenziali standard dell'agente ossidante e dell'agente riducente

n è il numero di elettroni donati dall'agente riducente o ricevuti dall'agente ossidante.

Se una E 1 0 > E 2 0 , quindi lgK > 0 e K > 1. Di conseguenza, la reazione procede in avanti (da sinistra a destra) e se la differenza (E 1 0 - E 2 0) è abbastanza grande, allora va quasi alla fine.

Al contrario, se E 1 0< E 2 0 , то K будет очень мала . La reazione procede nella direzione opposta, perché l'equilibrio è fortemente spostato a sinistra. Se la differenza (E 1 0 - E 2 0) è insignificante, allora K ≈ 1 e questa reazione non va fino in fondo, a meno che non si creino le condizioni necessarie.

Conoscere il valore della costante di equilibrio, senza ricorrere a dati sperimentali, si può giudicare la profondità del corso di una reazione chimica. Va tenuto presente che i valori dati dei potenziali standard non consentono di determinare la velocità con cui si stabilisce l'equilibrio della reazione.

Secondo le tabelle dei potenziali redox, è possibile trovare i valori delle costanti di equilibrio per circa 85.000 reazioni.

Come disegnare un diagramma di una cella galvanica?

elemento femè un valore positivo, poiché il lavoro viene svolto nella cella galvanica.
Valore EMF di un circuito galvanicoè la somma dei salti di potenziale alle interfacce di tutte le fasi, ma, dato che l'ossidazione avviene all'anodo, il valore del potenziale anodico viene sottratto dal valore del potenziale catodico.

Pertanto, quando si redige un circuito di una cella galvanica sinistra registrare l'elettrodo su cui il processo di ossidazione (anodo), un sulla destra- l'elettrodo a cui processo di recupero (catodo).

interfaccia indicato da una riga - |
ponte elettrolitico sul confine di due conduttori è indicato da due linee - ||
Soluzioni in cui è immerso il ponte elettrolitico sono scritti a sinistra ea destra di esso (se necessario, qui è indicata anche la concentrazione delle soluzioni). I componenti di una fase, in questo caso, sono scritti separati da virgole.

Ad esempio, facciamo diagramma della cella galvanica, in cui avviene la seguente reazione:

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

In una cella galvanica, l'anodo è un elettrodo di ferro e il catodo è un elettrodo di cadmio.

Anodo Fe 0 |Fe 2+ || Cd 2+ | Cd 0 catodo

Troverai problemi tipici con soluzioni.

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