Потенциалы. Уравнение Нернста - раздел Химия, ПОСОБИЕ ПО АНАЛИТИЧЕСКОЙ ХИМИИ Способность Терять Или Присоединять Электроны Различна У Различных Атомов, Ио...
Способность терять или присоединять электроны различна у различных атомов, ионов или молекул.
Количественной характеристикой способности электронов к переходу от одних атомов или ионов к другим атомам или ионам являются их окислительно-восстановительные потенциалы. Окислительно-восстановительные потенциалы измеряют электрохимически относительно стандартных электродов. Одним из таких стандартных электродов является водородный электрод. Условно принято считать равным нулю нормальный окислительно-восстановительный потенциал водородного электрода = 0,000 В
Нормальными окислительно-восстановительными потенциалами называют потенциалы, измеренные при активности ионов соответствующей пары равной 1 моль/л при температуре 25° С. Их значения приводятся в соответствующих справочниках, некоторые даны в табл. III приложения.
В каждой окислительно-восстановительной паре различают окисленную форму (элемент в более высокой степени окисления, например: Fe3+, Sn4+, Cr2O72-) и восстановленную форму (элемент в более низкой степени окисления – Sn2+, Fe2+, Cr3+). Причём окисленная форма такой пары выполняет роль окислителя, а восстановленная - восстановителя.
Чем меньше величина потенциала, тем активнее восстановитель и тем он сильнее окисляется.
Чем больше положительное значение окислительно-восстановительного потенциала, тем активнее окислитель, и сам он сильнее восстанавливается. Окислители с большим потенциалом способны окислять все восстановители с меньшим потенциалом, и наоборот, восстановители с меньшим потенциалом могут восстанавливать окислители с большим потенциалом.
По величинам нормальных окислительно-восстановительных потенциалов можно судить о возможности, направлении и глубине протекания процесса между различными веществами, осуществить подбор соответствующих окислителей или восстановителей, ответить на вопрос, какие вещества будут реагировать в первую очередь и какие продукты реакции образуются в результате предполагаемого взаимодействия.
Окислительно-восстановительная реакция протекает в том направлении, для которого разность между стандартными потенциалами пары, включающей окислитель, Еокис. и пары, включающей восстановитель, Eвoccт. больше нуля, т.е. ΔЕ > 0.
Из возможных в данных условиях окислительно-восстановительных реакций в первую очередь идет та, которой соответствует наибольшая разность потенциалов, т.е. большая электродвижущая сила процесса (ΔЕ).
Электродвижущая сила, обусловленная данной реакцией, равна разности между значениями потенциала окислителя и потенциала восстановителя: ΔЕ = Еокисл. - Евосст.
Окислительно-восстановительные реакции наиболее активно протекают между сильным окислителем и сильным восстановителем, например, сильный восстановитель - калий и сильный окислитель Cl2 активно реагируют между собой: 2K + Cl2 = 2KCl
Разность потенциалов такой реакции достаточно велика: = + 1,36 В; = - 2,92 B; ΔЕ = + 1,36 - (-2,92) = + 4,28 В; ΔЕ >> 0.
Из практики известно, что окислительно-восстановительные реакции протекают в заметной степени, если ΔЕ ≥ +0,1 В; становятся практически необратимыми и протекают до конца в выбранном направлении, если ΔЕ ≥ + 0,4 В.
Величины окислительно-восстановительных потенциалов зависят от многих факторов. Основные из них: концентрация окисленной и восстановленной форм, температура, рН среды.
Уравнение Нернста позволяет вычислять значения окислительно-восстановительных потенциалов для конкретных условий:
(VII.1)
где E° - нормальный ред-окс потенциал данной пары; R - универсальная газовая постоянная, 8,314 Дж/град×моль; Т - абсолютная температура; F - число Фарадея, 96500 Кл; n - число отданных или присоединённых электронов; aOx, aRed - активности, соответственно окисленной и восстановленной форм.
При вычислении окислительно-восстановительных потенциалов вместо активностей ионов допускается использование их концентраций.
При температуре 25 °С и замене натурального логарифма на десятичный уравнение Нернста запишется:
(VII.2)
Для пары металл - соль данного металла (например, Fе0 - Fe2+) уравнение (VII.2) запишется:
Если в уравнении реакции перехода окисленной формы в восстановленную есть коэффициенты, то они входят в уравнение Нернста в качестве показателей степени для соответствующих активностей (концентраций). Например, для пары Cl2/2Cl-:
Рассмотрим на примере зависимость величины окислительно-восстановительного потенциала от отношения концентраций окисленной и восстановленной форм. Если [Fe3+] = 0,1 моль/л, a [Fe2+] = 0,01 моль/л, то
Если в окислительно-восстановительной реакции принимают участие ионы водорода, то значение окислительно-восстановительного потенциала зависит и от концентрации ионов водорода. Например, для реакции восстановления ионов МnО4- до Mn2+ в кислой среде: МnО4- + 5ē + 8H+ = Mn2+ + 4H2O
ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ... ГОУ ВПО ОРЛОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ... Э Р Оскотская...
Если Вам нужно дополнительный материал на эту тему, или Вы не нашли то, что искали, рекомендуем воспользоваться поиском по нашей базе работ:
Потенциалы. Уравнение Нернста
Что будем делать с полученным материалом:
Если этот материал оказался полезным ля Вас, Вы можете сохранить его на свою страничку в социальных сетях:
Гидролиз по катиону
Гидролизу по катиону подвергаются соли, в состав которых входят катионы, сильно поляризующие молекулы воды:
однозарядные: NH4+, Cu+, Ag+;
Гидролиз по аниону
С молекулами воды образуют достаточно прочные водородные связи многие анионы, из них:
однозарядные: CN-, NO2-, HCOO-, ClO-, CH3
Гидролиз по катиону и аниону
Соли, образованные катионами и анионами, в значительной степени поляризующими молекулы воды, гидролизуются и по катиону и по аниону.
NH4+ + CN- + H2
Необратимый гидролиз
Возможность протекания гидролиза необходимо учитывать при сливании растворов солей, содержащих катионы и анионы, способные поляризовать молекулы воды.
Таблица IV.1
Факторы, влияющие на степень гидролиза солей
Степень гидролиза – hгидр – дает количественную характеристику способности солей вступать в реакции гидролиза. Она зависит от природы гидролизующейся соли (чем меньше степень электролити
В качественном анализе
Явление гидролиза широко используется в химическом анализе для различных целей.
1. Для подавления гидролиза, что позволяет получать устойчивые при хранении растворы. Для этой цели в раство
Решение типовых задач
Задача 1. Вычислить константу гидролиза Кгидр, степень гидролиза hгидр и рН 0,01 М раствора хлорида аммония при t = 25 оС.
Решение.
Факторы, влияющие на растворимость осадков
В анализе – как качественном, так и количественном – большое значение имеет полнота осаждения. Любое малорастворимое соединение не полностью выпадет в осадок, а часть его всегда остается в растворе
Влияние избытка осадителя на полноту осаждения
Введение в раствор избытка одноименных ионов влечет за собой дополнительное выпадение осадка. Это явление очень широко используется в аналитической практике. Качественно наблюдаемый эффект можно об
Образование и растворение осадков
Осадок малорастворимого электролита образуется только тогда, когда ионное произведение (ИП) превысит при данной температуре величину его произведения растворимости.
Если ИП < ПР – р-р н
Решение типовых задач
Вычисление растворимости (Р)
по произведению растворимости (ПР)
Величины произведений растворимости для малорастворимых соединений приведены в та
По растворимости
Задача 1.Вычислить произведение растворимости бромида серебра, если растворимость его при этой температуре равна 7,28 · 10-7 моль/л.
Решение. Составляем
Образование и растворение осадков
Задача 1. Образуется ли осадок при сливании равных объемов 0,0002 М раствора нитрата серебра и 0,0004 М раствора хлорида натрия? Температура растворов 20оС. ПРAgCl
Малорастворимых электролитов
Задача 1. В насыщенном растворе сульфата свинца концентрация сульфат-ионов увеличена в 100 раз. Чему станет равна концентрация ионов свинца? Как она изменится и во сколько раз? ПР
Солевой эффект
Задача 1. Вычислить растворимость сульфата бария в воде, в 0,01 молярном растворе хлорида натрия. ПР= 1,1·10-10.
Комплексные соединения, их состав и строение
Комплексными соединениями называют определенные молекулярные соединения, при сочетании компонентов которых образуются положительно или отрицательно заряженные ионы, способные существовать как в кри
Номенклатура комплексных соединений
В настоящее время общепринята рациональная номенклатура, основанная на рекомендациях Международного союза по чистой и прикладной химии*.
Рассмотрим, как составить по этой номенклатуре назв
Константа нестойкости
В водных растворах комплексные соединения диссоциируют в две стадии. Первая стадия протекает по типу сильных электролитов, т.е. идет процесс полной диссоциации на внутреннюю и внешнюю сферу:
Решение типовых задач
Задача 1. Вычислить равновесную концентрацию иона меди Cu2+ и степень диссоциации комплексного иона в 0,01 М растворе [Cu(NH3)4]SO4, К
В анализе
Многие комплексные соединения обладают целым рядом свойств, таких как характерная окраска, высокая прочность, малая растворимость, открывающих широкие возможности использования процессов комплексоо
Органические реагенты в анализе
Реакции с органическими реактивами являются высокочувствительными и достаточно специфическими, что дает возможность широко использовать их как в качественном, так и в количественном анализе (в проб
Для самостоятельной работы
1. Назовите следующие комплексные соединения:
а) [Co(NH3)3]Cl3;
б) [Cu(NH3)4]SO4;
в) [Al(H
Реакций
Реакции окисления–восстановления делят на три группы: внутримолекулярные, межмолекулярные и реакции диспропорционирования.
1. Внутримолекулярные – это реакции, протекающие с изменением сте
Окислительно-восстановительных реакций
Наиболее часто применяются два метода составления окислительно-восстановительных реакций: электронного баланса и ионно-электронный, его еще называют метод полуреакций. Метод электронного баланса до
В анализе
Реакции окисления-восстановления широко используются в аналитической химии для различных целей: для открытия ионов, для разделения смеси ионов, для переведения малорастворимых осадков в раствор, дл
Процессах. Константа равновесия
Химическое равновесие в обратимых окислительно-восстановительных реакциях можно охарактеризовать константой равновесия. Проведём вычисление константы равновесия на примере взаимодействия: Sn2+
Решение типовых задач
Задача 1. В каком направлении пойдёт реакция между оксидом свинца (IV) и иодидом калия в кислой среде в стандартных условиях?
Решение. По табл. III находим стандарт
Хотите получать на электронную почту самые свежие новости?
Подпишитесь на Нашу рассылку
Наша политика приватности обеспечивает 100% безопасность и анонимность Ваших E-Mail
Новости и инфо для студентов