Студопедия
Случайная страница | ТОМ-1 | ТОМ-2 | ТОМ-3
АвтомобилиАстрономияБиологияГеографияДом и садДругие языкиДругоеИнформатика
ИсторияКультураЛитератураЛогикаМатематикаМедицинаМеталлургияМеханика
ОбразованиеОхрана трудаПедагогикаПолитикаПравоПсихологияРелигияРиторика
СоциологияСпортСтроительствоТехнологияТуризмФизикаФилософияФинансы
ХимияЧерчениеЭкологияЭкономикаЭлектроника

Уравнение Нернста. ЭДС реакции

Читайте также:
  1. I.Реакции нуклеофильного замещения
  2. II тип. Реакции окисления
  3. II. Реакции образования молекул слабых электролитов и газообразных веществ.
  4. III. Реакции окисления и восстановления
  5. Биотические факторы среды. Гомо- гетеротипические реакции
  6. Большевизм - неверное средство антимаммонистической реакции
  7. В общем случае многокомпонентных систем в соответствии с термодинамическим уравнением Гиббса при адсорбции изменение Поверхностное натяжение

Любая окислительно-восстановительная реакция, протекающая в растворе электролита, может служить источником электрической энергии. Например, если к раствору соли железа Fe3+(FeCl3) прилить раствор йодида (KJ), то раствор окрасится в желтый цвет вследствие выделения свободного йода:

2Fe3++2J- ® 2Fe2++J2.

Эту окислительно-восстановительную реакцию между ионами железа Fe3+ и йодид-ионами можно провести таким образом, чтобы йодид-ионы отдавали свои электроны ионам Fe3+ не непосредственно, а через металлический проводник. Для этого в сосуды с растворами, содержащими ионы Fe3+ и J-, погружают инертные (платиновые или угольные) электроды и замыкают внешнюю (металлическим проводником) и внутреннюю (вспомогательным раствором электролита) цепи. Подобные устройства для преобразования энергии химической реакции в электрическую энергию называют гальваническими элементами. Электроны, отданные йодид-ионами на электроде, будут перетекать по металлическому проводнику к электроду, погруженному в раствор соли Fe3+. Йодид-ионы, отдав электроны, окисляются:

2J- - 2 e ® J2.

Ионы Fe3+, приняв электроны, восстанавливаются:

2Fe3++2 e- ® 2Fe2+.

Процессы окисления йодид-ионов и восстановления ионов Fe3+ до Fe2+ протекают на поверхности инертных электродов. Потенциал, который возникает на границе между инертным электродом и раствором, содержащим окисленную и восстановительную формы, называют равновесным окислительно-восстановительным потенциалом.

Окислительно-восстановительный потенциал определяется природой вещества и зависит от концентраций окислительной и восстановительной форм, от рН и температуры раствора. Эта зависимость выражается уравнением Нернста

j = jо + R×T/(n×F) × ln([Ox]/[Red]),

где jо - стандартный электронный потенциал - потенциал данного электродного процесса при концентрациях (точнее, активностях) всех участвующих в нем веществ, равных единице, и температуре раствора, равной 25о С = 298 К ; R - газовая постоянная , 8,31 Дж/(моль × К); Т-абсолютная температура; n - число электронов, отдаваемых восстановителем инертному электрону при переходе в окислительную форму и принимаемых окислителем при переходе в восстановительную форму; F - постоянная Фарадея, 96500 Кл/моль; [Ox] и [Red] - молярные концентрации (точнее, активности) веществ, участвующих в процессе в окислительной [Ox] и восстановительной [Red] формах.

Окислительно-восстановительный потенциал некоторой реакции, общий вид которой

kA + lB ® pC + qD,

по уравнению Нернста будет определяться соотношением

j = jo + RT/(n×F) × ln((Cak × CBl)/(Ccp × CDq)).

В частности, уравнение Нернста для окислительно-восстановительного потенциала реакции восстановления перманганат-иона в кислой среде

MnO4- + 8H++5 e- ® Mn2++4H2O

будет иметь вид

j = jo +R×T/(5×F) × ln(([MnO4- ]×[H+]8)/[ Mn2+]).

Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы некоторых систем, измеренные по отношению к стандартному водородному электроду, приведены в таблице в конце сборника.



Если из двух электрохимических систем составить гальванический элемент, то при его работе электроны будут самопроизвольно переходить от электрохимической системы с более низким значением электродного потенциала к системе с более высоким его значением, т.е. возникает электрический ток. Максимальное значение напряжения такого элемента называется электродвижущей силой (ЭДС).

Если концентрации (точнее активности) веществ, участвующих в ОВР, равны единице, т. е. соблюдаются стандартные условия, то ЭДС элемента называется его стандартной электродвижущей силой, обозначается Ео и равна разности стандартных электродных потенциалов окислителя и восстановителя, например, если собрать гальванический элемент, который бы работал за счет реакции окисления йодид-ионов ионами Fe3+, то ЭДС его имела бы значение

Ео = Ео (Fe3+/Fe2+) - Eo (J2/2J-) =+0,77-0,54=+0,23 B.

В заключение отметим, что окислительно-восстановительная реакция будет происходить самопроизвольно в том случае, если окислительно-восстановительный потенциал системы с участием окислителя больше, чем системы с участием восстановителя, т. е. ЭДС гальванического элемента, образованного из этих полуэлементов, будет иметь положительное значение. Например, выше приведенная реакция в условиях, близких к стандартным, способна к самопроизвольному протеканию, т. к. Ео = +0,23 В, в то время как окисление бромид-ионов ионами Fe3+ невозможно, поскольку

Загрузка...

Ео = Ео (Fe3+/Fe2+) - Eo(Br2/2Br-) = +0,77-1,08 = -0,31B< 0.

Бром является более сильным окислителем, чем ионы Fe3+. Наоборот, бром будет окислять ионы Fe2+ до Fe3+, т. к. Ео этой реакции положительна:

2Fe2++Br2 ® 2Fe3++2Br-

Ео = Eo(Br2/2Br-) - Ео (Fe3+/Fe2+) = +1,08 - 0,77 = +0,31B

Таким образом, по величине ЭДС также можно судить о направлении протекания окислительно-восстановительной реакции - реакция идет в том направлении, при котором электрохимическая система с более высоким значением электродного потенциала выступает в качестве окислителя (ЭДС > 0).

 


Дата добавления: 2015-07-08; просмотров: 261 | Нарушение авторских прав


Читайте в этой же книге: Эквивалент. Закон эквивалентов | СОСТАВ РАСТВОРОВ | Смешение растворов | Классификация окислительно-восстановительных реакций | Влияние температуры | Химическое равновесие | Необратимые реакции | Химическое равновесие | Элементы химической термодинамики | Процессы, для которых DS > 0 |
<== предыдущая страница | следующая страница ==>
Составление уравнений ОВР методом полуреакций| Химическая кинетика

mybiblioteka.su - 2015-2018 год. (0.008 сек.)