Fémek tipikus redukálószerek olyan vegyületekké oxidáljuk, amelyek fém-atomot egy
A szén-dioxid-oxidáljuk oxigén CO vagy CO2. Ha szenet alkalmazunk redukálószerként a magas hőmérsékletű folyamatok oxidációs termék, ez általában a folyamat miatt a CO
Közül a halogenid ionok T- csökkentő tulajdonságokkal növeli, Cl - I -. savas közegben oxidáljuk F2:
Fémionok alacsony oxidációs fok (... Fe +2 Cu + Sn +2 ...) végzett reakcióval oxidánsok oxidált vegyületek, amelyekben a magasabb oxidációs állapotban:
H2. hogy a redukálószer oxidáljuk H + ionokat. Hidrid ionok H - oxidálva H2:
Egyes anyagok mutatnak redox kettősség. Ezért, a oxidálószerek jelenlétében egy erős oxidáló képessége mutatnak csökkentő tulajdonságokkal, és fordítva:
oxidációs feloldás H2 O (savas közegben)
H2 O2 O2 OH - (alkáli)
elektródpotenciálok
Összehasonlításképpen, a redox tulajdonságait oxidánsok és az alkalmazott redu standardpotenciál. A legegyszerűbb elektróda egy fémlemez, süllyesztjük ugyanaz a fém-só-oldatot, például egy réz lemez, süllyesztjük oldatot CuSO 4. Vázlatosan elektród következőképpen ábrázolható: rögzíti az oxidált forma, majd keresztül a függőleges vonal jelképezi fázis felület, a redukált forma:
Fém lemez és az elektrolit oldat tartalmazhat egyetlen redox rendszer, amelyben egyensúly jön létre a redukált és oxidált formája:
Cu2 ++ 2e Cu vagy általánosan Men ++ NE Me. (1)
Ha az aktív elektróda fémből, és a fémionok koncentrációját az oldatban kevesebb, mint az egyensúlyi érték, akkor érvényesül átmenetifém-ionok a folyamatban használt oldat, azaz az egyensúlyi (1) el van tolva, hogy a bal oldalon. Amikor ez a fém lemez negatív töltésű (A ábra), mivel az elektronok keletkeznek az átmenetifém-ionok oldatban, maradnak a lemezen (oldat nem tartalmaz elektronikus vezetőképesség). Hidratált fém-ionokat vonz a negatív töltésű lemez. Ez képezi egy elektromos kettős réteg.
Ha az elektród készül egy inaktív fém, és a fém merítjük koncentrációjú oldatot ionok nagyobb, mint az egyensúlyi, az egyensúlyi (1) van jobbra tolódik, vagyis, fémionok majd át a oldatot a fémlemez. Ebben az esetben, a fémfelületet pozitív töltésű, és a szál közelében a lemez a megoldás - negatív (miatt feleslegben anionok oldatban) (a B kép).
A mennyiségi jellemzői ezek a folyamatok az elektród potenciál. amelyek különböznek a jel és nagyságát. Az abszolút értéke az elektród potenciálja nem lehet kísérleti úton meghatározni. Az egyik meg tudja határozni a potenciális különbség a két elektróda, amelyek közül az egyik a referencia elektród. Mivel a referencia elektród, ellen, amelyek meghatározzák a potenciálok a másik elektródák, elfogadott egy standard hidrogén elektród.
Standard hidrogén elektród egy üvegedénybe, amelyet került egy platina-lemez bevont platina-fekete (laza, porózus platina nagy felületű szorpciós hidrogéngáz). A tartályt feltöltjük kénsavas oldatot egy hidrogén-ion-koncentráció 1 mol / l. Áthalad a reakcióedényben hidrogéngáz nyomása 1 atm (≈10 5 Pa) hőmérsékleten 298 K. Egy része hidrogén-bemegy platina atomi állapotba, így a felületi réteg lemez egyensúly jön létre: ½ (N2) (H), és az interfész a platina és kénsav - egyensúly:
+ ç ½ (H2), vagy 2 + 2e (H2).
Vázlatosan a hidrogén elektród következőképpen ábrázolható: Pt, H2 / H +
Hidrogén elektródpotenciál standard körülmények között (CH + = 1 mol / l; PH2 = 1 atm, T = 298 K) tartják egyenlő nullával: EºN + / H2 = 0. fém elektród potenciál képest mért standard hidrogén standard körülmények között (C Me n + = 1 mol / l, T = 298 K) nevű szabványos, és jelentésük EºMen + / Me.
Standard érték az elektród vagy a redox potenciál képest mért a standard hidrogén elektród lehet jellemezni közötti egyensúly bármilyen oxidált és redukált formában koncentrációban valamennyi formájának részt vevő elektróda egyenlege 1 mol / liter és a hőmérsékletet 298 K. Értékei Eº redox rendszerek megtalálható kézikönyvekben, ezek az értékek a tartományban -3 és ≈ + 3V. A minimális érték (-3.0 V) felel meg az egyensúlyi elektród Li + + e = Li, a maximális érték + 2,87V jellemzi elektrokémiai rendszer F2 + 2e = 2F -. Eº Minél alacsonyabb az érték, annál kifejezettebb csökkenését tulajdonságait a redukált formái redox rendszerek. Fordítva, minél magasabb az érték Eº, annál kifejezettebb oxidatív tulajdonságai oxidált formákat a megfelelő redox rendszerek. A legtöbb erős redukálószer a vizes oldatban van Li, a legerősebb oxidálószer F2. Erős redukálószerek vannak egymással társítva párosával egy enyhe oxidálószerrel (Li +), erős oxidálószerekkel párosított tandem gyenge redukáló szerek (F -). Feltételesen lehet venni, hogy a jó oxidánsok találkozni potenciális ≈ 1 - 0.5V.
Az értékek a redox potenciál E folyamatok előforduló körülmények között más, mint a standard függ a koncentrációt az oxidált és redukált formájának, a hőmérséklettől és határozza meg a Nernst-egyenlet:
ahol E - a lehetséges a rendszer más feltételek mellett a standard; Eº - szabványos redox potenciál a redox folyamat R - egyetemes gázállandó egyenlő 8,314 J / (mol · K); T - a hőmérséklet, K; F - Faraday száma egyenlő ≈96500 C / mól; N - móljainak száma ekvivalens elektronok bevont elektrokémiai reakciók; PS ν (ok.f.) SS κ (vosst.f.) - a termék a koncentrációk oxidált és redukált formában; ν, κ - a sztöchiometrikus együtthatók.
Ha a Nernst egyenlet helyettesítő értékek állandók F, R, menj a logaritmus, T = 298 K, kapjuk:
Például, egy olyan rendszer a Co 3+ + e = Co 2+
A rendszer Cu 2+ + 2e = Cu
E = 0,34 + lg C (Cu 2+).
Example1. Számítsuk ki a potenciálja az ezüst helyezett elektróda 0,1 M ezüst-nitrát-oldatot T = 298 K.
MEGOLDÁS. AgNO3 egy erős elektrolit:
C (Ag +) = Co · α · n = 0,1 · 1 1 = 0,1 (mol / l).
A 0,1 M AgNO3 oldatot, a koncentráció a ionok Ag + = 0,1 mol / l.
E = 0,8 + lg 0,1 = 0,8 - 0,059 = 0741 (V).
2. példa Magnézium-lemezt leengedjük a sóoldat, az elektród potenciál E (Mg 2+ / Mg) egyenlő volt -2,41V. Koncentrációjának kiszámításához (mól / liter) a magnézium-ionok az oldatban.
MEGOLDÁS. Mivel E (Mg 2+ / Mg) = Eº (Mg 2+ / Mg) + 0,059 / 2 LGC (Mg2 +),
[E (Mg 2+ / Mg) - Eº (Mg2 + / Mg)] = LGC (Mg 2+)
(-2,41 + 2,37) = · LGC (Mg 2+)
C (Mg2 +) = 0,044 mol / L.
Példa 3. Értékelje a lehetséges egy hidrogén elektród 0,1 M H 2SO 4-oldatot.
MEGOLDÁS. H2 SO4 egy erős elektrolit:
C (H +) = Co · α · n = 0,1 1 február = 0,2 (mol / l).
Helyettesítő C (H +) a Nernst-egyenlet:
E (H + / H 2) = 0 + -lg 0,2 = - 0,041 (V).
Értékének felhasználásával standardpotenciál, lehetséges meghatározni a lehetőségét, és a mélysége redox reakciók. Minél több negatív értéket Eº, annál jobb a redukáló anyag, és fordítva, a pozitív érték Eº, a legjobb oxidálószer olyan anyag. Például, két szer - a cink és a H2 SO3 - erősebb redukálószer Zn:
Zn 2+ + 2e = Zn; Eº = -0,76B;
Összehasonlítva a oxidatív kapacitását mangán-oxid (IV) és a permanganát-ion savas közegben, arra lehet következtetni, hogy a ion MnO4 - erős oxidálószer, mint a megfelelő redox értékét Eº több pozitívan:
MnO2 + 4H + + 2e = Mn 2+ + 2H2 O; Eº = 1,23B;
MnO4 - + 8H + + 5E = Mn 2+ + 4H2O; Eº = 1,51B.
Spontán előforduló reakciók jellemzője a negatív érték a Gibbs energia változás (ΔGº298). Az érték ΔGº298 reakktsy redox potenciál különbség társított két Redoxpár egyenletet:
ahol n - a mólszáma ekvivalens elektronok bevont elektrokémiai reakciók; F - Faraday szám; ΔEº298 = Eºokislitelya- Eºvosstanovitelya.
Mivel a termodinamikailag lehetséges eljárások, amelyek ΔGº298 <0, то для термодинамически возможных процессов ∆Eº298> 0. Minél nagyobb értéket ΔEº298. A mélyebben a folyamat zajlik.
4. példa Annak meghatározására, az irányt a redox reakció:
Határozza meg is ΔGº298 folyamatban.
MEGOLDÁS. Ahhoz, hogy meghatározzuk a megvalósíthatóságát WRA kell összehasonlítani redoxpotenciálok Eº megfelelő felezési reakciót az oxidációs és redukciós:
I2 + 2e = 2I -; Eº = 0,54B.
Értékek Eº azt mutatják, hogy a Cr2 O7 2- ion erősebb oxidálószer, mint I2. Ezért, a reakció is végbemegy előre irányban. ΔEº298 = Eºokisl. - Eºvosst. = 1,33-0,54 = 0,79 (V).
ΔGº298 = -nFΔEº298 = -6 · 96500 · 0,79 = -457410Dzh = -457,41kDzh.
ΔGº298 mérete kapcsolódó kémiai egyensúlyi állandó egyenlettel:
Összehasonlítva egyenletek (2) és (3) kapjuk:
Ezért lgKs = vagy = Kc.
5. példa egy redox reakciót
KMnO4 + Al + H2 SO4 → ... határozza ΔGº298 és állandó értékre Kc át 298 K.
MEGOLDÁS. Az egyenlet a reakció:
Half-reakció oxidáció, redukció és azok értékei Eº:
MnO4 - + 8H + + 5E = Mn 2+ + 4H2O; Eº = 1,51B;
Al - 3E = Al 3+; Eº = -1,66B.
ΔGº298 = -nFΔEº298 = -15 · 96500 · 3.17 = -4588575Dzh = -4588,6kDzh.
10 = Kc = 15 × 10 3.17 / 0,059 = 8,55 · 10.805.
Az érték a Kc igen nagy, ami azt jelzi, a gyakorlati visszafordíthatatlanságát előre reakciót.