redoxpotenciálok
redoxpotenciálok
Egy példa az elektrokémiai cella engedélyező aktuális gyalog ott egy redox folyamat, amelyben az elektród anyaga nem vesz részt, ez lehet egy elem, amely két platina lemez elektródák el vannak hagyva az oldatok és a. Ez az elem megy át a vezeték az elektromos áram, a következő reakció:
Előforduló elektrokémiai cellákban az ilyen eljárás nem különbözik alapvetően a kémiai folyamat a réz-cink és más elemek. Mindkét esetben vannak olyan redox folyamatokat, de a kapcsolat között ón ionok és a vas ionjai egy fém elektród (platina) szerepét játssza hordozó elektronok, míg a réz-cink elem elektródák magukat reagálni.
Áramköri elem a fenti reakció az alábbi képlettel ábrázolható:
A negatív pólusát az elem fordul elő, elektron impakt, m. E. Oxidációs
A pozitív pólus - a csatlakozásukat, azaz a helyreállítás ..
Külön fele elemei az elektrokémiai cella, amelyek nemcsak a redukálószer vagy oxidáló szerrel, de szintén új vegyületek, amelyek úgy keletkeznek a reakció. Így például, nem csak azokat az ionokat, amelyek reagálnak, de ezek kialakítva ionok a fenti példában, a félig-sejt érintkezés. A forrás és a kapott reakcióelegyet ón ionok egy redox pár, amely az egyik félcella. A második félidő cellás ebben az esetben a redox pár.
Minden redoxipárt megkülönböztetni oxidált formában kialakított elem magasabb oxidációs állapotban, és a redukált forma által alkotott ionok egy alacsonyabb oxidációs állapotba. Az oxidált formája a redox pár egy oxidálószer, és felújított - redukálószer.
A redox potenciál párok nem csak attól függ, hogy milyen jellegű a redukálószer és az oxidálószer, hanem azok koncentrációját. Például, egy redox ionpár aktivitása annál, annál magasabb a koncentrációja az oldatban, és az alsó az ion-koncentráció. Emiatt, és a redox potenciál a pár növekedésével nő az r arány. E. A növekvő koncentrációk arányát az oxidált és redukált formája.
A redox potenciál (E) függően különféle viszonyok között a koncentrációt az oxidálószer és a redukálószert képlettel számítottuk ki:
ahol E - redox potenciál a pár, a; - a koncentráció (vagy, pontosabban, az aktivitása) az oxidált formában;
Visszaállítása C - a koncentráció (vagy, pontosabban, az aktivitása) a redukált forma; R - gázállandó egyenlő 8,314 joule; T - abszolút hőmérséklet (273 ° +),); F - Faraday számát, egyenlő 96,500 (pontosabban); n - az elektronok száma, vagy hogy megkaphatjuk a redukált forma az oxidált (vagy fordítva); - normális vagy standard potenciálja (mért).
Abban az esetben, majd a (2) képlet.
Ha a fenti (2) helyettesíti a numerikus értékek és az ismert állandók a természetes logaritmus folytassa a decimális, amikor megkapjuk:
A T = egyenlet:
Ha ebben az egyenletben, a koncentráció a oxidált forma nagyobb koncentrációja a redukált forma, azaz. E. SVOsst, az értéke a potenciális E nagyobb lesz, mint a normál kapacitással, azaz. F ..
A növekvő aránya a lehetséges E növekszik, és fordítva, amennyiben oldat, sem.
Normál oxidatív lehetséges.
Ha a koncentráció 10-szerese a koncentrációja az oxidációs potenciál egyenlő:
Ha például, a koncentráció-ionok koncentrációja 100-szor nagyobb, mint, a potenciál egyenlő 0,655, és az előfordulási ezerszer potenciális egyenlő 0,597.
A nátrium-fluorid a rendszerbe (amely az ionok komplex anion) lehet elég ahhoz, hogy csökkentsék az oxidációs potenciált a rendszer, hogy amikor keverve egy jód oldatot utóbbi fog játszani a szerepét egy oxidálószer (bár normális oxidációs potenciál alatti potenciális jód).
Szintén a koncentráció oxidálószer és redukálószer, az összeg a redox potenciál befolyásolja a hidrogénionok koncentrációját. Például, és növekvő koncentrációban ion redox potenciál ilyen pár, amelynek oxidált formában tartalmaz oxigént, növekszik, és csökken a ion koncentrációja csökken.
6 látható az alkalmazás, hogy az oxidációs potenciálját oxigén erősen savas közegben 1,298 a 0,682 a enyhén savas és a lúgos 0.401 in. Amikor helyreállítása sok oxidálószerek, hogy tartalmaz oxigént, a folyamat folytatódik bevonásával hidrogén-ionok. Ezért 6. melléklete csökkentésére heptavalens mangán ion vas a „oxidáló” oszlop áll „redukálószer” oszlopban.
az oxidációs potenciált a következőképpen fejezhető ki:
Mivel a koncentráció nem változott valójában a végső egyenlet:
Ha ez az egyenlet helyébe a tevékenységek koncentrációja, a
vagy az általános formában
Függése az oxidatív potenciális hidrogén-ion-koncentráció (a tápközeg pH) használati frakcionált oxidációját anionok a halogenidek a szabad halogén.
A pH-érték 5 és 6 közötti csak permanganát oxidálódik jodid jód (nem jár bromidok és kloridok), pH 3 (ecetsav) oxidáljuk bromidok (kloridok érintetlenek maradnak), és csak egy sokkal magasabb savasság oxidált kloridok.
Ha az oxigén ionokat és a koncentrációt a változás bekövetkezése nem alakult egy redox reakcióban, pl. d. a. reakció savas és lúgos közegben azonos.
Ezzel szemben, ha az oxidációs reakció - helyreállítási oxigén ionok keletkeznek, akkor ezzel együtt a reakcióban a reakció savas környezetben.
A lúgos közegben oxidációs - hasznosítás kíséri mellékhatások:
Az utóbbi reakciót ráfordítást igényel a munka, és csökkenti e. d. a.
Minél nagyobb a számérték a negatív potenciál, a több redukáló képességét egy adott pár, és fordítva - a pozitívabb a potenciál, annál nagyobb a oxidáló képessége (6. függelék).
Ismerve a redoxpotenciálok, lehetséges megjósolni, hogy melyik irányban lesz a redox folyamat. Köztudott, hogy az elektrokémiai cella működése a feltétellel, hogy a potenciális különbség pozitív. A redox reakció végbemehet a kiválasztott irányban azonos körülmények, azaz. E. Ha a potenciális különbség értéke pozitív, és így e. d. a. pozitív.
1. példa szükség, hogy meghatározzuk, milyen irányba fog közötti reakciót ólom-dioxidot és kálium-jodid savas közegben, amikor az anyagok koncentrációjának (vagy, pontosabban, aktivitás) egyenlő.
Írunk áramköri elem ebben a reakcióban:
Talált (6. függelék) redoxpotenciálok és e. d. a. reakciót a pár a pár, mivel a potenciális a második pár nagyobb, mint az első. oxidálószer szerepet játszanak.
Ennélfogva, a reakció lehetséges, mint az e. d. a. Ez egy pozitív értéket (ez megy balról jobbra, a feszültség 1,15).
2. példa Akár fémezüst feloldjuk híg kénsavban?
Találunk potenciálok párban és meghatározza az elektromotoros ereje reakció:
Ezért híg nem oldódik, mint. d. a. Ez egy negatív értéket.
3. példa Hogy a kálium-permanganát oxidált lehet savas közegben ón-klorid, ha a koncentráció oldatuk (aktivitás) egyenlő 1 g-ion / liter.
Csakúgy, mint az első példában, elkészítjük a reakcióegyenlet:
Írórészhez rendszer:
Találunk (6. függelék) potenciálok párokat:
Kiszámítjuk az EMF. P. reakciók:
Megállapítják, hogy savas környezetben lehet oxidált, például az e. d. a. reakció - pozitív érték.
4. példa a vas és a halogének (6. függelék) a következő potenciálok:
Ez szükséges annak meghatározásához, hogy a vas-ion lehet oxidált ionokat az említett halogénatom.
Mivel az egyetlen potenciális meghaladja a potenciális pár (a legtöbb gyenge oxidálószer halogénatom), a vas-ionok oxidálja-ion, például a reakcióban:
E. g. A. Ez a reakció egy pozitív érték:
Ionok és az ion nem oxidálódik annak a ténynek köszönhető, hogy az e. d. a. Ezen reakciók negatív értéket. Például, a reakciót a
nem beszél, az ő e. d. a. = 0,77-2,85 = -2,08 közé.
Éppen ellenkezőleg, és oxidálódik ionok ionok
5. példa Annak meghatározására, hogy melyik - fém bárium vagy nikkel - kölcsönhatásba lép jobban hígított sósavval.
Egyenlőségjelet reakciók:
Találunk potenciális párokat:
Kiszámítjuk e. d. a. az első és a második reakció:
E. g. A. Az első reakció többször is nagyobb, mint a második - kölcsönhatásba lépnek intenzívebb, mint.
6. példa A reakció következik be, ha a kölcsönhatás és megoldásokat.
Ezekből az adatokból azt látjuk, pl. d. a. reakciók:
E. g. A. pozitív reakció, ezért a reakció, és sor kerül a következő egyenlet szerint:
Ex moleno permanganát és kálium-manganát oxidálásával állíthatók elő (például) klórt. Hogy lehetséges-e, hanem használni, vagy?
Találunk potenciális párokat:
Kiszámítjuk e. d. a. reakciók az esetekben, ahol az oxidálószer 1) klóratom, 2) bróm, és 3) jódot:
Ebből arra következtethetünk, hogy a manganát leginkább oxidált klór, bróm, majd mivel nem oxidálódik jód - e. d. a. Ez egy negatív értéket. A reakciót a klór oxidációs (hasonló és brómatom) továbblép a következő egyenlet alapján:
8. példa: Mi a vezető elektród potenciál esett egy oldatot sóját ion aktivitása 0,001 mol / l.
Kiszámoljuk a elektród potenciál képlet szerint
ahol E - a lehetséges az elektród egy adott koncentrációban fémionok; - normál elektród potenciálját a fém; n - a felelős a fémion; c - koncentráció (aktivitás) az ionok oldatban.
9. példa Határozza e. d. a. elem képezi a cink elektród csökkentjük, 0,1 M, és egy vezető elektród csökkentjük 5 M oldat. Találunk a potenciális cinkelektródára:
Mi található a potenciális vezető elektróda:
Mi határozza meg, pl. d. a. elem
10. példa Annak kiderítésére, hogy az ion oxidálódik és az anion a helyreállítás az utóbbi.
Talált (6. függelék) a félcella potenciál, amely akkor következik be következő redox folyamat:
a másik fél-cella
Kiszámítjuk e. d. a. reakciók:
Ez a reakció nem lehetséges, mert az ion egy erősebb oxidálószer, mint az ion. Az elektrokémiai cella A két félcella, elektronok helyezett át a.
Így, három vegyértékű króm só nem oxidálja; Ezzel szemben, (és ezek sói) oxidálja.
Figyelembe redox folyamatokat mutatja, hogy az oxidálószer a reakcióban az oxidáció után a redukálószer alakítjuk egy redukálószer, egy redukálószer, az oxidálószer belép, például oxidált:
A fenti reakció végbemegy szinte balra.
Redox reakciók folytassa képződése irányába egy gyenge oxidáló és redukáló szerekkel az erősebb.
Például, egy oxidációs reakciót - hasznosítás
gyakorlatilag flow balról jobbra, mint = + = + 0,15-0,77 reagálva
éppen ellenkezőleg, úgy halad jobbról balra, mint a = = -0,44 + 0,34.
Az összes lehetséges ilyen körülmények között a redox reakciók elsősorban (jellemzően) keletkezik, amely a legnagyobb különbség redoxpotenciálok.
Az alkalmazás használata 6, lehetséges nem csak megjósolni, hogy a ebbe az irányba halad redox reakció, hanem, hogy meghatározzák, mi lesz vele, pl. d. a.