• Гідрологія і Гідрометрія
• Господарське право
• Економіка будівництва
• Економіка природокористування
• Економічна теорія
• Земельне право
• Історія України
• Кримінально виконавче право
• Медична радіологія
• Методи аналізу
• Міжнародне приватне право
• Міжнародний маркетинг
• Основи екології
• Предмет Політологія
• Соціальне страхування
• Технічні засоби організації дорожнього руху
• Товарознавство продовольчих товарів

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:

2Н⁺ + 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

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

2КГ (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:

Fе³⁺ (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: 2408