Студопедия
Новини освіти і науки:
МАРК РЕГНЕРУС ДОСЛІДЖЕННЯ: Наскільки відрізняються діти, які виросли в одностатевих союзах


РЕЗОЛЮЦІЯ: Громадського обговорення навчальної програми статевого виховання


ЧОМУ ФОНД ОЛЕНИ ПІНЧУК І МОЗ УКРАЇНИ ПРОПАГУЮТЬ "СЕКСУАЛЬНІ УРОКИ"


ЕКЗИСТЕНЦІЙНО-ПСИХОЛОГІЧНІ ОСНОВИ ПОРУШЕННЯ СТАТЕВОЇ ІДЕНТИЧНОСТІ ПІДЛІТКІВ


Батьківський, громадянський рух в Україні закликає МОН зупинити тотальну сексуалізацію дітей і підлітків


Відкрите звернення Міністру освіти й науки України - Гриневич Лілії Михайлівні


Представництво українського жіноцтва в ООН: низький рівень культури спілкування в соціальних мережах


Гендерна антидискримінаційна експертиза може зробити нас моральними рабами


ЛІВИЙ МАРКСИЗМ У НОВИХ ПІДРУЧНИКАХ ДЛЯ ШКОЛЯРІВ


ВІДКРИТА ЗАЯВА на підтримку позиції Ганни Турчинової та права кожної людини на свободу думки, світогляду та вираження поглядів



Електродні потенціали

Виміряти абсолютні значення φ неможливо, оскільки в будь-якому гальванічному елементі одночасно відбуваються дві електродні реакції, і його напруга дорівнює різниці електродних потенціалів. Тому на практиці користуються відносними електродними потенціалами. Електродом порівняння є стандартний водневий електрод, потенціал якого умовно прийняли таким, що дорівнює нулю. Стандартний водневий електрод — це платинова пластинка, насичена воднем при 25 °С і тиску водню 101 кПа, занурена в розчин кислоти, в якому активність йонів Гідрогену дорівнює одиниці. На водневому електроді може відбуватися процес приєднання електронів до йонів Гідрогену або процес відщеплення електронів і перехід водню в йонний стан:

 

+ + 2еˉ = Н2º; Н2° = 2Н+ + 2еˉ

 

залежно від того, надходять електрони до електрода чи відходять від нього.

На практиці як електроди порівняння найчастіше застосовують хлорсрібний і каломельний.

Окисно-відновним і електродним потенціалом, або редокс-потенціалом, системи називають різницю потенціалів між електродом, зануреним у дану хімічну систему, і стандартним водневим електродом.

Отже, редокс-потенціал системи можна оцінити за електрорушійною силою гальванічного елемента, один з електродів якого занурений у суміш окисненої (Ох) та відновленої (Red) форм досліджуваного елемента, що містяться в розчині, а другим є стандартний водневий електрод.

Стандартний електродний потенціал — це значення потенціалу за стандартних умов і активностей окисненої та відновленої форм елемента, що бере участь у реакції, які дорівнюють одиниці.

У табл. 2 наведено значення стандартних електродних потенціалів φ°298 відносно водневого електрода для деяких напівреакцій. Наведені в таблиці дані φ°298 розміщені в порядку зменшення значень від’ємного потенціалу, що відповідає зменшенню відновної і збільшенню окиснювальної активності елементів.

За стандартними електродними потенціалами можна визначити напрямок самочинного перебігу окисно-відновних реакцій. Визначальним чинником у цьому разі, як і для будь-якої хімічної реакції взагалі, є знак зміни енергії Гіббса реакції. Під час роботи гальванічного елемента електрони самочинно переміщуватимуться від негативно зарядженого електрода елемента до позитивно зарядженого, тобто від електрохімічної системи з нижчим значенням електродного потенціалу до системи з вищим його значенням. Це означає, що в гальванічному елементі окисно-відновна реакція може самочинно відбува­тися в такому напрямку, за якого електрохімічна система з вищим значенням електродного потенціалу є окисником.

У разі безпосередньої взаємодії речовин можливий напрямок реакції збігається з її напрямком у гальванічному елементі.

 

Таблиця 2. Стандартні електродні потенціали φ298 деяких окисно-відновних систем у водних розчинах

 

Електрод Електродна реакція φo, В
Li+/Li Li+ + eˉ = Li –3,045
K+/K K+ + eˉ = K –2,924
Ba2+/Ba Ba2+ + 2eˉ = Ba –2,906
Mg2+/Mg Mg2+ + 2eˉ = Mg –2,363
Be2+/Be Be2+ + 2eˉ = Be –1,847
A13+/A1 Al3+ + 3eˉ = Al –1,663
Mn2+/Mn Mn2+ + 2eˉ = Mn –1,180
Cr3+,Cr2+/Pt Cr3+ + eˉ = Cr2+ –0,408
Se2-/Se Se + 2eˉ = Se2- –0,77
Zn2+/Zn Zn2+ + 2eˉ = Zn –0,763
Cd2+/Cd Cd2+ + 2eˉ = Cd –0,403
Ti3+, Ti2+/Pt Ti3+ + eˉ = Ti2+ –0,369
Tl+/Tl Tl+ + eˉ = Tl –0,3363
Co2+/Co Co2+ + 2eˉ = Co –0,277
Ti4+, Ti3+/Pt Ti4+ + eˉ = Ti3+ –0,04
D+/D2, Pt D+ + eˉ = 1/2 D2 –0,0034
H+/H2, Pt H+ + eˉ = 1/2 H2 0,000
Ge2+/Ge Ge2+ + 2eˉ = Ge +0,01
Rh2+/Rh Rh2+/Rh +0,60
Fe3+, Fe2+/Pt Fe3+ + eˉ = Fe2+ +0,771
Cu+/Cu Cu+ + eˉ = Cu +0,521
Iˉ/I2, Pt I2 + 2eˉ = 2I- +0,5355
Te4+/Te Te4+ + 4eˉ = Te +0,56
Br-/Br2, Pt Br2 + 2eˉ = 2Br- +1,0652
Pt2+/Pt Pt2+ + 2eˉ = Pt +1,2
Tl3+, Tl+/Pt Tl3+ + 2eˉ = Tl+ +1,25
Clˉ/Cl2, Pt Cl2 + 2eˉ = 2Cl- +1,3595
Fˉ/F2, Pt F2 + 2eˉ = 2F- +2,87
Ca2+/Ca Ca2+ + 2eˉ = Ca –2,866
Na+/Na Na+ + eˉ = Na –2,714
La3+/La La3+ + 3eˉ = La –2,522
Ti2+/Ti Ti2+ + 2eˉ = Ti –1,630
Zr4+/Zr Zr4+ + 4eˉ = Zr –1,529
V2+/V V2+ + 2eˉ = V –1,186
Cr3+/Cr Cr3+ + 3eˉ = Cr –0,744
Ga3+/Ga Ga3+ + 3eˉ = Ga –0,529
S2ˉ/S S + 2eˉ = S2- –0,51
Fe2+/Fe Fe2+ + 2eˉ = Fe –0,440
Ni2+/Ni Ni2+ + 2eˉ = Ni –0,250
Mo3+/Mo Mo3+ + 3eˉ = Mo –0,20
Sn2+/Sn Sn2+ + 2eˉ = Sn –0,136
Pb2+/Pb Pb2+ + 2eˉ = Pb –0,126
Br-/AgBr/Ag AgBr + eˉ = Ag + Brˉ +0,0732
Sn4+, Sn2+/Pt Sn4+ + 2eˉ = Sn2+ +0,15
Cu2+, Cu+/Pt Cu2+ + eˉ = Cu+ +0,153
Cu2+/Cu Cu2+ + 2eˉ = Cu +0,337
Hg22+/Hg Hg22+ + 2eˉ = 2Hg +0,788
Ag+/Ag Ag+ + eˉ = Ag +0,7991
Hg2+/Hg Hg2+ + 2eˉ = Hg +0,854
Hg2+, Hg+/Pt Hg2+ + eˉ = Hg+ +0,91
Pd2+/Pd Pd2+ + 2eˉ = Pd +0,987
Au3+/Au Au3+ + 3eˉ = Au +1,498
Ce4+, Ce3+/Pt Ce4+ + eˉ = Ce3+ +1,61
Au+/Au Au+ + eˉ = Au +1,691
Hˉ/H2, Pt H2 + 2eˉ = 2Hˉ +2,2
Clˉ|Hg2Cl2|Hg Hg2Cl2 + 2eˉ = 2Hg + 2Clˉ +0,2678

 

Якщо величини φº для окисника і відновника значно відрізняються одна від одної, то напрямок реакції повністю визначатиметься їхнім взаємним розміщенням у ряду електродних потенціалів. Якщо ж між значеннями φ° окисника і відновника різниця невелика, напрямок реакції зумовлюється впливом на електродні потенціали концентрацій відповідних речовин.

Під час перебігу окисно-відновних реакцій концентрації вихідних речовин зменшуються, а концентрації продуктів реакції збільшуються. Це приводить до зміни величини потенціалів обох напівреакцій. Електродний потенціал окисника зменшується, а електродний потенціал відновника — зростає. Стан хімічної рівноваги наступає тоді, коли потенціали обох процесів зрівнюються.

Можливість визначення напрямку перебігу окисно-відновних реакцій за допомогою табличних значень стандартних електродних потенціалів можна підтвердити таким прикладом:

 

-1 +3 0 +2

Г (р) + 2FеСl3 (р) = Г2+ 2КСl (р) + 2FеСl2 (р),

де Г = F, Сl, Вr, І.

 

Використання табличних значень φº298 ґрунтується на можливості поділу окисно-відновної реакції на дві напівреакції, кожна з яких включає окисно-відновну пару такого виду, як наведено в таблиці. Для наведеного вище прикладу слід знайти табличні значення φº298 для п’яти електродних напівреакцій:

 

3+ (р) + 1eˉ = Fе2+ (р); φº298 = +0,771 В;

F2 (г) + 1eˉ = 2Fˉ (р); φº298 = +2,87 В;

Сl2 (г) + 2eˉ = 2Сlˉ (р); φº298 = +1,359 В;

Вr2 (г) + 2eˉ = 2Вгˉ (р); φº298 = +1,065 В;

І2 (к) + 2eˉ = 2lˉ (р); φº298 = +0,536 В.

 

Запишемо цю реакцію в йонному вигляді:

 

2Гˉ (р) + 2Fе3+ (р) = Г2º + 2Fе2+ (р)

 

й обчислимо е. р. с. реакції за участю галогенідів:

 

КF Е°298 = 0,771 – 2,87 = –2,099 В;

КСl Е°298 = 0,771 – 1,359 = –0,588 В;

КВг Е°298 = 0,771 – 1,065 = –0,294 В;

КІ Е°298 = 0,771 – 0,536 = 0,235 В.

 

Як видно з обчислень, тільки калій йодид здатний відновлювати феруму(ІІІ) хлорид, оскільки його Е°298 > 0.


Читайте також:

  1. БІОЕЛЕКТРИЧНІ ПОТЕНЦІАЛИ
  2. Електродні давачі рівня
  3. Електродні потенціали
  4. Природні потенціали в свердловині
  5. Природні потенціали геосистеми та їх оцінка
  6. Термодинамічні потенціали
  7. Термодинамічні потенціали




Переглядів: 2398

<== попередня сторінка | наступна сторінка ==>
Гальванічний елемент | Ряд електрохімічних потенціалів металів

Не знайшли потрібну інформацію? Скористайтесь пошуком google:

  

© studopedia.com.ua При використанні або копіюванні матеріалів пряме посилання на сайт обов'язкове.


Генерація сторінки за: 0.006 сек.