Tabela oksidativnih potencialov tekočine.
1. Ekstra lahka Pojdite na www.adsby.ru.
2. adsby.ru Kisla sredina
3. Za prisotnost ionov nista kriva ne levi ne desni del. Izračun je narejen za izmenjavo ionov in molekul vode. V Lužnem Sredovišču
4. Za prisotnost ionov nista kriva ne levi ne desni del..
5. Izračun je narejen za izmenjavo ionov in molekul vode. V nevtralni sredini
Niso krivi niti ioni niti leva stran.
Lahko pa se pojavi desna stran sredine reakcijskih produktov.
Oglejmo si, kako tiskana vezja delujejo na določenih zalogah
Zavdannya. Dokončajte reakcijo med kalijevim bikromatom in klorovodikovo kislino. 6. V najvišji stopnji oksidacije nadomešča krom, ki lahko nato deluje kot oksidant.
Za diagramom sestavimo reakcijo, doktor, da je sredina manj kisla (HCl).
Reakcija posodobitve: 7. Lahko postanejo manj oksidirani, ker klor ima najnižjo stopnjo oksidacije.
Shranjujemo proti oksidacijski reakciji:
9. Predvidevamo, da leva ledvica in nato desni del reagirata, ne da bi vnaprej pozabili
pomnožiti
množitelj za koeficient, saj je pred formulo.
11. Odvzeli so kratkotrajno razmerje. 12. Dnevno dodajamo katione ali anione, vključno s številom ionov, ki so dodani na desno in levo stran
Ionsko rivalstvo lahko buti pa. podfaze, specifične
adsorpcija ionov. Velikost potenciala elektrode v neenakomernem svetu je odvisna od narave in sestave kontaktnih faz..
Potencial elektrode je konstantna vrednost pri določeni temperaturi, ko je kovinska plošča zaradi delovanja kovinskih ionov spuščena. Ta potencial se imenuje
standardni potencial elektrode Galvanski člen - kemično jedro električnega vira, ki temelji na medsebojnem delovanju dveh kovin in/ali njunih oksidov v elektrolitu, kar vodi do razpada sklenjenega tokokroga električnega vira. Imena v čast Luigija Galvanija. Prehod kemične energije v električno se ustvari iz galvanskih členov. Standardna vodna elektroda
- elektroda, ki deluje kot izravnalna elektroda v različnih elektrokemijskih pogojih in v galvanskih členih.
Vodna elektroda (BE) je plošča ali kos kovine, ki dobro absorbira plinu podobno vodo (imenovano platina ali paladij), nasičeno z vodo (pri
atmosferski primež
) in zaprli v vode, da bi se jim maščevali.:
Potencial plošče je odvisen od koncentracije H+ ionov v območju.
Elektroda je standard, za katerega se meri potencial elektrode.
kemična reakcija
.
Ko je vodni tlak 1 atm, koncentracija protonov v raztopini 1 mol/l in temperatura 298 K, je potencial BE vzet enak 0 V. Pri zgibanju galvanskega elementa z BE in elektrodo, ki je označeno na površini platine, obratno, kakšna je reakcija:
Normalni potencial elektrode omogoča oceno termodinamične aktivnosti različnih kemijski govori Vendar pa ni nobenih metod, ki bi vam omogočile spreminjanje njegove absolutne vrednosti.
Za povezavo s temi elektrodami je značilen tako imenovani standardni potencial elektrode, ki je (po Nernstovem predlogu) razlika med normalnim potencialom analizirane in standardne vodne elektrode, izmerjeno pri 25 ° C (298 K). (S tem pristopom je standardni potencial elektrode vode inteligentno vzet za enak nič., Zato se standardni potencial govora, katerega elektrodni potencial je v nekaterih glavah bolj negativen, nižji potencial standardne vodne elektrode šteje za negativnega. Ker je elektrodni potencial govora manj negativen, nižji potencial standardne vode, se standardni potencial govora šteje za pozitivnega. Serije elektrokemijske aktivnosti kovin
napetostno območje
razpon standardnih elektrodnih potencialov
) - zaporedje, v katerem se kovine raztopijo v vrstnem redu naraščanja njihovih standardnih elektrokemijskih potencialov φ 0, kažejo na reakcijo obnove kovinskega kationa
Jaz n+ : Jaz n+ + nē → Jaz
Številne napetosti so značilne za enotno aktivnost kovin v reakcijah na osnovi oksidov v vodnih virih.
Za redno ocenjevanje kemijske aktivnosti kovin pri reakcijah z vodnimi raztopinami soli in kislin ter za ocenjevanje katodnih in anodnih procesov med elektrolizo se v praksi uporablja več napetosti:
· Kovine, ki so na levi, so najmočnejše, nižje kovine, ki so na desni: smrad preostalih soli pride ven. Na primer, interakcija Zn + Cu 2+ → Zn 2+ + Cu je mogoča le neposredno.· Kovine, ki stojijo v vrsti levo od vode, raztopijo vodo pri interakciji z vodnimi spojinami neoksidirajočih kislin;
najbolj aktivne kovine (vključno z aluminijem) - in medsebojno delujejo z vodo.- Proces ločene oksidacije in obnove na elektrodah, ki nastane zaradi toka toka iz zunanjega jedra.
Anoda = oksidacija, pozitivno nabita, katoda = nadgrajena, negativno nabita. Faradayev zakon : masa govora, ki je bila opažena med elektrolizo, je neposredno sorazmerna s številom prehodov skozi električni oddelek. Enako število elektrike združuje vizijo iz različnih
kemični izdelki
ekvivalentna mas.
m=(M*I*t)/(n*F)
Praktični pomen elektrolize
Pojav elektrolize je v sedanji industriji splošno priznan. Elektroliza je ena od metod industrijskega odstranjevanja aluminija, vode in klora, natrijevega hidroksida. Veliko kovin se pridobiva iz rud in predeluje z elektrolizo.
Elektroliza je glavni proces, v katerem delujejo kemične celice.
Za čiščenje odpadne vode se uporablja elektroliza.
Kot že veste, lahko kemične procese spremljajo različni predmeti - pojav toplote, svetlobe, zvoka itd.
Torej, smrdi lahko povzroči viniknenny električni tok ali viklikatsya z njim.
Takšni procesi se imenujejo elektrokemični in igrajo vlogo izvirna vloga tako kot v kemiji tudi v fiziki. Vzemimo dve novi steklenici. Vinska električna naprava je kondenzator (vendar ima molekularne dimenzije). Imenuje se lebdeča električna krogla in nastane celoten sistem (kovina je vir njene soli). napívelementom V nasprotju s primarno kemijsko reaktivnostjo naše rezultate ne označuje le relativna koncentracija reagentov in produktov, temveč tudi razlika v potencialih v viseči električni kroglici. Ta razlika se imenuje potencial elektrode kovino in označuje oksidativne lastnosti trdne kovine.
(Zelo pomembno je, da je za takšno proizvodnjo plina podobne kovine značilna popolnoma drugačna količina -
Ionizacijski potencial,
kakšna energija je potrebna za ekstrakcijo elektrona iz izoliranega atoma).
Praktično je nemogoče neposredno izmeriti elektrodni potencial – tudi med predmeti, ločenimi z eno kroglo molekul.
Če primerjate isto napetost (izravnavanje elektrod) z različnimi drugimi, lahko izberete niz vrednosti, ki se povečajo od potencialov elektrod izravnalnih kovin do enake vrednosti y - potencial elektrode je raven.
Pravzaprav je te količine mogoče primerjati, kot tudi same elektrodne potenciale. V resnici je določeno, kako je elektroda izravnana vodna elektroda.
Vin je posebej pripravljena plošča iz platine, vlita v žveplovo kislino s koncentracijo ionov v vodi 1 mol/l in neprekinjenim tokom vode, ki se izpira pod pritiskom 100.000 Pa pri temperaturi 25°C.
Ko se to zgodi na površini platine, pride do takih procesov.
Н«Н + +e - (2)
Reakcija (2) je morda zelo podobna tisti, ki jo opazimo v kovinskem elementu.
Na platinasti plošči je potencial, ki se miselno šteje za nič.
Če kovinsko ploščo, potopljeno v sol s koncentracijo 1 mol/l, povežemo z galvanskim členom z vodno elektrodo pri temperaturi 25°C, se razlika v potencialih imenuje standardni elektrodni potencial odpadne kovine in jo označimo z E °.
Kovine, gojene v vrstnem redu naraščanja njihovih standardnih elektrodnih potencialov, tvorijo tako imenovano elektrokemično serijo napetostnih kovin.
Li, Rb, K, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H, Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au
Ko enkrat veste, kaj je bilo v našem galvanskem elementu, je enostavno razumeti, zakaj porazdelitev kovin v tej seriji izraža njihovo moč:
1) Kovinsko usnje je mogoče odstraniti (zaliti) zaradi prisotnosti njihovih soli in kovin, ki stojijo blizu vira napetosti.
2) Vse kovine, ki ustvarjajo negativni elektrodni potencial (da stojijo blizu napetosti do vode), lahko absorbirajo kisline.
|
oksidirana oblika |
+ne-® |
posodobljen obrazec<0 и аналогичная реакция происходить не будет. Напротив, будет идти обратная реакция, то есть окисление трехвалентного хрома в кислом растворе хлором. Однако нужно помнить, что выяснять направление реакции с помощью стандартных потенциалов можно только при условии, что реакция проходит при 25°С, а Концентрации всех реагентов - 1 моль/л. Так, на самом деле реакция окисления хлорида калия бихроматом калия будет идти, так как при 25°С невозможно создать в растворе концентрацию хлора 1 моль/л.
in očitno kažejo oksidativne lastnosti oksidirane oblike.
Da bi razumeli, ali je mogoče prehiteti oksidativno reakcijo, je treba poznati razliko v standardnih potencialih različnih reakcij.
Na primer, znano je, da je mogoče odstraniti halogene iz oksidacije bromidov in kloridov s pomočjo kislega bikromata. V tabeli 12 poznamo reakcijo za oksidant Za bromid je potencialna razlika 0,28 V > 0 in reakcija je K 2 Cr 2 O 7 +KBr+H 2 SO 4 ®Cr 2 (SO 4) 3 +K 2 SO 4 +H 2 O+Br 2 boš šel. V primeru klorida razlika postane -0,01
Za galvanski element je sprejeta naslednja oblika zapisa (na primeru elementa Daniel):
Zn |
ZnSO 4 ||
CuSO 4 |
Cu, kjer navpična črta označuje med podfazami, podnavpična črta pa |- solna meglica. Elektroda, na kateri pride do oksidacije, se imenuje:
anoda ; Elektroda, na kateri se izvaja obnova, se imenuje ; katoda .- Galvanski člen je napisan tako, da je anoda izpostavljena toploti. Elektrodne reakcije običajno zapišemo kot reakcije obnove (tabela 12.1), zato galvansko reakcijo v galvanskem elementu zapišemo kot razliko med reakcijami na desni in levi elektrodi: ; Desna elektroda: Cu 2+ + 2e = Cu ; Libijska elektroda: Zn 2+ + 2e = Zn Sekundarna reakcija: Cu 2+ Zn = Cu + Zn 2+ potencial E elektroda bo zavarovana Nernstova formula de a Ox ta
Rdeča - aktivnost oksidiranih in obnovljenih oblik govora, ki sodeluje pri reakciji;
E o standardni potencial elektroda (s
Ox = kjer navpična črta označuje med podfazami, podnavpična črta pa | Rdeča =1); kjer navpična črta označuje med podfazami, podnavpična črta pa | n
- število elektronov, ki sodelujejo v reakciji;
R
- stabilen plin;
T .- Absolutna temperatura; . F
- Postin Faraday. Pri 25 o C Standardni elektrodni potenciali elektrod so enaki potencialom standardne vodne elektrode, katere potencial je predpostavljen enak nič.
Pri 25 o C = - Vrednosti teh standardnih elektrodnih potencialov so prikazane v tabeli 12.1..
.
Električna moč (
= 1.54 . 10 37 .
EPC ) element trenutne razlike v potencialih desne in leve elektrode:
, lahko poznate druge termodinamične funkcije:
H = Pri 25 o C + T S = - Vrednosti teh standardnih elektrodnih potencialov so prikazane v tabeli 12.1. + .
Tabela 12.1.
Standardni elektrodni potencial pri 25 o.
(Podrobnejše informacije najdete v
osnova oksidativnih potencialov |
Elektroda |
|
| Reakcija elektrode | Li+/Li | -3.045 |
| Li + + e = Li | K+/K | -2.925 |
| K + + e = K | Ba 2+ /Ba | -2.906 |
| Ba 2+ + 2e = Ba | Ca 2+ /Ca | -2.866 |
| Ca 2+ + 2e = Ca | Na+/Na | -2.714 |
| Na + + e = Na | La 3+ /La | -2.522 |
| La 3+ + 3e = La | Mg 2+ /Mg | -2.363 |
| Mg 2+ + 2e = Mg | Bodi 2+ /Bodi | -1.847 |
| Be 2+ + 2e = Be | A1 3+ /A1 | -1.662 |
| Al 3+ + 3e = Al | Ti 2+ / Ti | -1.628 |
| Ti 2+ + 2e = Ti | Zr 4+ /Zr | -1.529 |
| Zr 4+ + 4e = Zr | V 2+ /V | -1.186 |
| V 2+ + 2e = V | Mn 2+ /Mn | -1.180 |
| Mn 2+ + 2e = Mn | WO 4 2- /W | -1.05 |
| WO 4 2- + 4H 2 O + 6e = W + 8OH - | Se 2-/Se | -0.77 |
| Se + 2e = Se 2- | Zn 2+ /Zn | -0.763 |
| Zn 2+ + 2e = Zn | Cr 3+ /Cr | -0.744 |
| Cr 3+ + 3e = Cr | Ga 3+ /Ga | -0.529 |
| Ga 3+ + 3e = Ga | S 2-/S | -0.51 |
| S+2e=S2- | Fe 2+ /Fe | -0.440 |
| Fe 2+ + 2e = Fe | Cr 3+, Cr 2+ /Pt | -0.408 |
| Cr 3+ + e = Cr 2+ | Cd 2+ /Cd | -0.403 |
| Cd 2+ + 2e = Cd | Ti 3+, Ti 2+ /Pt | -0.369 |
| Ti 3+ + e = Ti 2+ | Tl + /Tl | -0.3363 |
| Tl + + e = Tl | Co2+/Co | -0.277 |
| Co 2+ + 2e = Co | Ni 2+ /Ni | -0.250 |
| Ni 2+ + 2e = Ni | Mo3+/Mo | -0.20 |
| Mo 3+ + 3e = Mo | Sn 2+ /Sn | -0.136 |
| Sn 2+ + 2e = Sn | Pb 2+ /Pb | -0.126 |
| Pb 2+ + 2e = Pb | Ti 4+, Ti 3+ /Pt | -0.04 |
| Ti 4+ +e = Ti 3+ | D + / D 2, Pt | -0.0034 |
| D + + e = 1/2 D 2 | H+/H2, Pt | 0.000 |
| H + + e = 1/2 H 2 | Ge 2+ /Ge | +0.01 |
| Ge 2+ + 2e = Ge | Br - /AgBr/Ag | +0.0732 |
| AgBr + e = Ag + Br - | Sn 4+, Sn 2+ /Pt | +0.15 |
| Sn 4+ + 2e = Sn 2+ | Cu 2+, Cu + /Pt | +0.153 |
| Cu 2+ + e = Cu + | Cu 2+ /Cu | +0.337 |
| Cu 2+ + 2e = Cu | Fe(CN) 6 4-, Fe(CN) 6 3- /Pt | +0.36 |
| Fe(CN) 6 3- + e = Fe(CN) 6 4- | OH - /O 2, Pt | +0.401 |
| l/2 O 2 + H 2 O + 2e = 2OH - | Cu+/Cu | +0.521 |
| Cu + + e = Cu | J - / J 2, Pt | +0.5355 |
| J 2 + 2e = 2J - | Te 4+ /Te | +0.56 |
| Te 4+ + 4e = Te | MnO 4 - , MnO 4 2- /Pt | +0.564 |
| MnO 4 - + e = MnO 4 2- | MnO 4 - + e = MnO 4 2- | +0.60 |
| Rh 2+ /Rh | Fe 3+, Fe 2+ /Pt | +0.771 |
| Fe 3+ + e = Fe 2+ | Hg 2 2+ /Hg | +0.788 |
| Hg 2 2+ + 2e = 2Hg | Ag+/Ag | +0.7991 |
| Ag + + e = Ag | Hg 2+ /Hg | +0.854 |
| Hg 2+ + 2e = Hg | Hg 2+ , Hg + /Pt | +0.91 |
| Hg 2+ + e = Hg + | Pd 2+ /Pd | +0.987 |
| Pd 2+ + 2e = Pd | Br - / Br 2, Pt | +1.0652 |
| Br 2 + 2e = 2Br - | Pt 2+ /Pt | +1.2 |
| Pt 2+ + 2e = Pt | Mn2+, H+/MnO2, Pt | +1.23 |
| MnO 2 + 4H + + 2e = Mn 2+ + 2H 2 O | Cr 3+, Cr 2 O 7 2-, H + /Pt | +1.33 |
| Cr 2 O 7 2- + 14H + + 6e = 2Cr 3+ + 7H 2 O | Tl 3+ , Tl + /Pt | +1.25 |
| Tl 3+ + 2e = Tl + | Cl - /Cl 2, Pt | +1.3595 |
| Cl 2 + 2e = 2Cl - | Pb 2+ , H + / PbO 2 , Pt | +1.455 |
| PbO 2 + 4H + + 2e = Pb 2+ + 2H 2 O | Au 3+ /Au | +1.498 |
| Au 3+ + 3e = Au | MnO 4 - , H + / MnO 2 , Pt | +1.695 |
| MnO 4 - + 4H + + 3e = MnO 2 + 2H 2 O | Ce 4+, Ce 3+ /Pt | +1.61 |
| Ce 4+ + e = Ce 3+ | SO 4 2-, H + /PbSO 4, PbO 2, Pb PbO 2 + SO 4 2- + 4H + + 2e = |
+1.682 |
| PbSO 4 + 2H 2 O | Au+/Au | +1.691 |
| Au + + e = Au | H - / H 2, Pt | +2.2 |
| H 2 + 2e = 2H - | F - / F 2, Pt | +2.87 |
F 2 + 2e = 2F - Cu 2+ + 2e = Cu= -G o nFE o
= -2 (96485 Cl. mol -1) (+0,337 V) = -65031 J. mol -1. Cu 2+ + 2e = Cu= -G o Cu + + e = Cu
= - (96485 Cl. mol -1) (+0,521 V) = -50269 J. mol -1.
Očitno lahko odstranimo: Cu 2+ + 2e = Cu= -G o Cu 2+ + e = Cu + .= -14762 J mol -1
zvezde .= +0,153 U.
Zaloga 12-2.
Nariši diagram galvanskega členka, v katerem pride do reakcije
Ag | .= 0.7792
AgBr| .= 0.0732
Br - || . Ag + |
Cu 2+ + 2e = Cu= -G o Ag
= 1.872 . 10 12
1/Desna elektroda: Ag + + e = Ag= ; Livi elektroda: AgBr + e = Ag + Br - ; Sekundarna reakcija: Ag + + Br - = AgBr = 0,7260 V Livi elektroda: AgBr + e = Ag + Br - = 0,7260 V= - (96,485 Cl. mol -1) (0,7260 V) = -70,05 kJ. = 0,7260 V 2 () 2
milj -1 = 0,7260 V K
(Ag+). H(Br -) = m(Br-).
2 . 96485 .
Pri 25 o C = H - T S = -Vrednosti teh standardnih elektrodnih potencialov so prikazane v tabeli 12.1.() 2 =
Zvezdica, pomembno = 1, izbrisljivo
= 7,31.
10 -7 mol.
kg -1 Zaloga 12-3. reakcija Pb + Hg 2 Cl 2 = PbCl 2 + 2Hg, ki poteka v galvanskem členu, je približno -94,2 kJ.
mol -1 pri 298,2 K. EPC tega elementa se poveča za 1,45.
10 -4 pri povišanju temperature za 1K.
Razrahuvati EPC element
S
za 298,2 tisočakov.
1.45.
10-4 = 28,0 (J. mol -1. K -1).
, zvezdice 9.1.1. Termodinamični premik.
Standardna tabela ORP ORP je pomemben kot električni proces prenosa elektronov med oksidativno interakcijo. Hkrati obstaja tradicionalna največja kemična reakcija, ki se pojavi med to interakcijo, kar je po drugi strani tradicionalna sprememba Gibbsove energije. ORP je lahko posledica izumrtja na različne načine
anoda 
- potenciometrični, kolorimetrični, voltametrični, polarografski.
Največji razmah potenciometrične metode, ki bo opisan v nadaljevanju, je skladen z neposrednostjo knjige.
Preden nadaljujemo z gradivom, je treba povedati nekaj besed o samem izrazu. Večina starih prijateljev je uporabljala izraz "oksidativno-oksidacijski potencial", bodisi redoks ali vmesni potencial, do leta 1953 pa sta obstajali 2 lestvici takih potencialov - ameriška, ki je močnejša ona obnavljajoča vrednost Rdeča oblika sistema, pozitiven potencial in močnejši oksidativne lastnosti
Oh oblika, to je negativno (Li/Li + +3 V; 2СГ/Сь -1,36 V, torej, presenetljivo, glede na Latimerjevo monografijo). Evropski sistem je tak. Rojen leta 1953 Tukaj je sprejet evropski sistem. Rdeča oblika sistema, pozitiven potencial in močnejšiŠola B.P.
Izraz Nikolskega "oksidacijski potencial" Namesto "oksidativno-hidroksivalentnega" na tej osnovi, ki je po evropskem sistemu znakov večja sistemi, ki so v razsulu, imajo večji (pozitivni) potencial (Div. asistent BPN, knjigi NPPYa in ShPP). V skladu s priporočilom IUPAC je jasno, da sta bila podporni sistem H"/N 2 in njegova specifikacija uvedena za izboljšanje značilnosti sistema z oksidativnim odzivom.
ljubezen
drugačen sistem.
Zato je treba potencial poimenovati
"novo"
Kaj naj se naučim od znanega asistenta nevedne in anorganske kemije A. B. Nikolskega in A. V. Suvorova, ki ju spremljajo študenti Sankt Peterburške državne univerze.
|
Hkrati se izraz "oksidativno-hidroksilativen" še naprej pogosto uporablja, po mnenju mnogih avtorjev, ki si delijo z nami, ta izraz odpravlja pritožbe med strankami drug do drugega. |
Hkrati se izraz "oksidativno-hidroksilativen" še naprej pogosto uporablja, po mnenju mnogih avtorjev, ki si delijo z nami, ta izraz odpravlja pritožbe med strankami drug do drugega. |
||||
|
Za elektrode drugih polov, ki se na koncu reakcije reducirajo v reakcijski medij, ne glede na to, v kateri fazi se v eni ali drugi nahaja Ox- in Red-oblika, bo pravilna formula (9.6). Ker so v takšnih elektrodah Red- ali Ox-forme enokomponentne trdne, redke ali plinaste faze, je aktivnost ionov v njih enaka 1, formula za ORP pa izgleda (9.6 a, b). Tabela 1 na 9.1 |
Standardni elektrodni potenciali za različne oksidativne reakcije v vodnem mediju pri 25 °C in tlaku 1 atm(http://en.wikipedia.org/wiki/Standard_electrode_potential_(data_page)) |
||||
|
Napivreaktsiya Sr+ e~ - |
Sr Cu 2 0 + H 2 0 + 2e |
||||
|
= 2Cu + 20H |
|||||
|
3N2+ |
2e~+ Cu 2 0 + H 2 0 + 2H + = 2HN 3 |
||||
|
Agl+ e= Ag + I |
La(OH) 3(s) + Ze = La(s) + ZON A1(VIN) 3 + Ze = A1 + ZON H" + |
||||
|
= 1/2H, |
|||||
|
A1F 6 3 - + Ze^= A1 + 6F" |
T1 2 0 3 + 3H,0 + 4e- = 2TG + 60 H |
||||
|
AgBr(s) + e = Ag(s) + Br Zr0 2(s) + 41-Г + 4e |
3- =Zr(s) + 2Н,0 4 " |
||||
|
AgCl+ v vodnem mediju pri 25 °C in tlaku 1 atm e~ |
= Ag + Cl Zn0 2" + 2Н,0 + 2e |
||||
|
= Zn + 40N + e- = Zn(OH) 3"+ |
= Zn(s) + 4OH 4e- == Cu |
||||
|
2H 2 0 + 2e~= H 2 + 20 H" |
Jaz 3 - + 2e~= ZG |
||||
|
Cr 3+ + e = Cr + |
l 2 (s) + 2e~ = 21 |
||||
|
Eu 3+ + e = Eu 2+ |
PtCl2'+ 2e- = Pt+4CI |
Tabela 9.1 (prodovzhennya)
|
Hkrati se izraz "oksidativno-hidroksilativen" še naprej pogosto uporablja, po mnenju mnogih avtorjev, ki si delijo z nami, ta izraz odpravlja pritožbe med strankami drug do drugega. |
Hkrati se izraz "oksidativno-hidroksilativen" še naprej pogosto uporablja, po mnenju mnogih avtorjev, ki si delijo z nami, ta izraz odpravlja pritožbe med strankami drug do drugega. |
||||
|
Fe' + + e~ = Fe 2+ |
HC10 2 (aq) + 2H" + 2e = HClO (aq) + H 2 0 |
||||
|
AgF+ e~= Ag + F~ |
MnO; |
||||
|
+ 4H + + 3e“ = MnO,(s) + 2H_,0 |
MnO“ + H + +" = HMnO" Ce 4++ e~ = |
||||
|
Ce 3+ Mn0 2(s) + 4H ++e= |
Mn 3+ + 2H.0 v vodnem mediju pri 25 °C in tlaku 1 atm PbO, + SO 2 " +4H + + |
||||
|
= PbS04 + 2H,0 Mn0 2(s) + 4H + |
Cu 2+ + 2CN" v vodnem mediju pri 25 °C in tlaku 1 atm PIVDEN + |
||||
|
+ 6H + = Bi 2+ + 3H.0 I0 3 - + 5 H+ + 4e~ |
= HIO(aq) + 2H,0 v vodnem mediju pri 25 °C in tlaku 1 atm H 2 0 2 (aq) + 2 H + + |
||||
|
= 2 H 2 0 |
ClOj + 2H'+e“ = C10,(g) + H 2 0 |
||||
|
Co 3+ + 2e" = Co + 0, + 4H + + 4e~ = |
|||||
|
2H 3 0 |
MnO,(s) + 4 H + + 2 e = Mn 2+ + 2H,0 S,0 2" + 2e = |
||||
|
2S0 2" Tl 3++2e |
=Tl+ v vodnem mediju pri 25 °C in tlaku 1 atm 0,(g) + 2H* + |
||||
|
= 0 2 (g) + H 2 0 v vodnem mediju pri 25 °C in tlaku 1 atm Pb0 2(s)+4H+ |
= Pb 2 - + 2H.0 2e- = HMn0 4 + 3H + + |
||||
|
Mn0 2(s) + 2H,0 MP0 4 + 8H + + 5e~ = |
Mn 2+ + 4H 2 0 F2+2H++2e~ = |
||||
|
2HF |
HO", + H + + e H,0, (aq) |
||||
|
XeF + e = Xe + F“ |
, zvezdice 2HC10(aq) + 2H + + 2e = Cl 2 (g) + 2H.0 a V redu =
1 І % ed = 1 ^Ox/Rdeča = ^Ox/Rdeča ODSTRANJEN STANDARD
ORP.
Vrednosti standardnih VEP so prikazane v tabeli 9.1, ki so bile ponovljene več kot enkrat. Podobna tabela se je že pojavila v golu. 3, tabela. 3.2. Položaj sistema v tabeli označuje njegove oksidativne lastnosti. 
Reakcije v tabeli.
V elektrokemiji je standardni potencial elektrode, ki je označen z Eo, E0 ali EO, merilo posameznega potenciala krožne elektrode (pri Rivnovazu) v standardni enoti, ki vpliva na učinkovitost koncentracije v 1 mol /kg in plini pri tlaku 1 atmosfere ali 100 kPa (kilopaskalov).
Volumni se najpogosteje jemljejo pri 25 °C.
Osnova za elektrokemijsko reakcijo, kot je galvanska reakcija, je oksidativna reakcija, ki jo lahko razdelimo na dve reakciji: oksidacijo na anodi (izguba elektronov) in redukcijo na katodi (elektronska kopel).
Elektrika vibrira kot posledica elektrostatičnega potenciala dveh elektrod.
Ta razlika v potencialih nastane kot posledica razlik v posameznih potencialih obeh kovin elektrod glede na elektrolit.
Izračun standardnih elektrodnih potencialov
Potenciala elektrode ni mogoče določiti empirično.
Potencial galvanskega jedra se črpa iz "pare" elektrod.
Tako je nemogoče izračunati vrednost za kožno elektrodo v paru, kar empirično zmanjša potencial galvanske komore.
Za katero je nameščena standardna vodna elektroda, za katero je potencial natančno enak 0,00 V, za katero koli elektrodo, za katero je elektronski potencial še neznan, se lahko primerja s standardno vodno elektrodo do galvanskega središča - in v v tem primeru potencial Galvansko središče daje potencial nevidne elektrode.
Ker so bili elektrodni potenciali tradicionalno označeni kot oksidativni potenciali, je znak kovinske elektrode, ki je oksidirana, odgovoren za spremembe v podaljšanju, ko je potencial vžiga na sredini.
Višji kot so standardni energijski potenciali, lažje jih je regenerirati, saj ni močnega oksidacijskega smradu. Najprej: velik negativni potencial pomeni, da podani obliki
je močan vodja.
F2 je na primer 2,87, Li+ pa -3,05, fluor je oksidant, litij pa oksidant.
Tako je Zn2+ standardni potencial katere koli druge elektrode -0,76, oksidacija z drugo elektrodo pa standardni potencial več kot -0,76 V. (na primer H+ (0 V), Cu2+ (0,16 V ) , F2(2,87 ) in se lahko posodobi s katero koli elektrodo, katere standardni potencial je manjši od -0,76 (na primer H? (-2,23), Na+(-2,71), Li+( -3 ,05 V) v galvanskem središču , bežna oksidativna reakcija vibrira električni potencial središča, Gibbsova energija je odgovorna za negativnost, očitno do začetka izbruha:
DGocell = -nFEocell< 0, тогда процесс несамопроизвольный (электролитическая ячейка)
kjer je n število molov elektronov na mol produktov, F pa je Faradayeva konstanta, ~96485 C/mol.
Tako veljajo naslednja pravila:
če je Eoyach> 0, potem je proces minljiv (galvansko središče)
yakscho Eoyach
Razlika v električnih potencialih obeh elektrod v taki lanceti se imenuje električna destruktivna sila lancete EPC (slika 4. Elektrokemijska lanceta s standardno vodno elektrodo: - standardna vodna elektroda, 2-dodatna elektroda, 3 - elektrolitska ključ).
Vrednosti EPC je mogoče prilagoditi, kar omogoča izenačitev potencialov elektrod eno za drugo.
Imenujte jo elektroda, ki predstavlja potenciale vseh sistemov, uporabite standardno elektrodo na vodni osnovi.
Miselno se domneva, da je njegov potencial enak nič.
Ta rang, potencial elektrode, se imenuje EPC elektrokemične suličaste galvanske celice v kombinaciji s sledilno elektrodo in standardno vodno elektrodo.
Poleg tega je mogoče nizke standardne elektrodne potenciale označiti z dejanji Kemična moč kovine
Na primer, treba je pojasniti zaporedje, v katerem se kovine obnavljajo med elektrolizo, pa tudi pri opisovanju drugih lastnosti kovin.
Manjša kot je algebraična vrednost potenciala, višje so oksidativne lastnosti te kovine in nižje oksidativne lastnosti njenih ionov.
Kot izhaja iz te vrstice, je kovinski litij najmočnejši potomec, zlato pa najšibkejše.
Za nameček je zlati ion Au3+ najmočnejši oksidant, litijev ion Li+ pa najšibkejši. Kožna kovina pri številnih standardnih elektrodnih potencialih lahko odpravi vse napade nanjo zaradi svojih soli. Vendar to ne pomeni, da se hipertenzija pojavi v vseh primerih. Na primer, aluminij absorbira baker iz bakrovega (II) klorida CyCl2, vendar praktično ne izgine iz bakrovega (II) sulfata CuS04.
Opažamo, da kloridni ion Cl hitro uniči suhost površinske taline na aluminiju, sulfatni ion SO4 2 pa ga praktično ne uniči.
Vse kovine imajo torej negativne vrednosti standardnih elektrodnih potencialov.
Kemični procesi, ki jih spremlja ali spodbuja električni tok, se imenujejo elektrokemični.
Da bi razumeli naravo elektrokemijskih procesov, bomo poskušali opisati čim več enostavnih situacij.
Vidimo lahko kovinsko ploščo, zasidrano v vodi.
Pod vplivom polarnih molekul vode se kovinski ioni premaknejo na površino plošče in ob hidrataciji preidejo v redko fazo.
Preostanek je nabit pozitivno, vendar je v kovinski plošči presežek elektronov.
Dlje kot poteka postopek, večji je naboj tako plošče kot redke faze.
Zaradi elektrostatičnih težkih kationov in presežka elektronov v kovini med fazami jo imenujemo viseča električna krogla, ki povzroči nadaljnji prehod kovinskih ionov v redko fazo.
Ko je poravnana, je prišel trenutek, ko je vzpostavljeno ravnotežje med režo in kovinsko ploščo, ki se lahko izrazi vladarjem:
ali z regulacijo hidracije ionov v populaciji: Odvisno je od narave kovine, koncentracije njenih ionov v materialu, temperature in tlaka. Ko je kovina pod pritiskom nad vodo in je sol odstranjena, je kovina enaka Le Chatelierjevemu principu, leva roka se vedno bolj premika, večja je koncentracija ionov v kovini.
Absolutne vrednosti potenciala elektrode ne moremo popolnoma zanemariti.
Hkrati pa ni težko razumeti razlike v elektrodnih potencialih, ki nastane v sistemu, ki ga sestavljata dva para kovina-premik.
Takšne stave se imenujejo bonusi.
Ugotovljeno je bilo, da elektrodni potenciali kovin temeljijo na tako imenovani standardni vodni elektrodi, katere potencial je popolnoma enak nič.
Standardna vodna elektroda je sestavljena iz posebej pripravljene plošče iz platine, vtopljene v kislino s koncentracijo vodnih ionov 1 mol/l in curka, ki se spere s plinom podobno vodo pod pritiskom 105 Pa, pri temperaturi 25 °C.
Razpon standardnih elektrodnih potencialov.
Če kovinsko ploščo napolnimo z majhno količino soli s koncentracijo kovinskih ionov nad 1 mol/l, jo povežemo s standardno vodno elektrodo in dobimo galvanski člen.
Elektrodestruktivna moč tega elementa (EPC), izmerjena pri 25 °C, označuje standardni elektrodni potencial kovine, ki je označen tudi kot E°.
Standardni potenciali elektrod, ki glede na vodo delujejo kot oksidanti, so označeni z znakom "-", znak "+" pa označuje standardne potenciale elektrod, ki so oksidanti.
Kovine, gojene v vrstnem redu naraščanja svojih standardnih elektrodnih potencialov, tvorijo elektrokemično vrsto napetostnih kovin: Li, Rb, K, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H, Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au.
Številne napetosti označujejo kemično moč kovin:
Kot splošno merilo za ocenjevanje možnosti pojava drugih oksidacijskih reakcij obstaja pozitivna razlika v standardnih oksidacijskih potencialih za oksidacijske reakcije. To je posodobitev.
Vodneva elektroda v elektrokemiji - imenujemo platinasto ploščo, vdelano v kislino z visoko koncentracijo H+ ionov in oprano s plinom podobno vodo. Ko je tlak vode 0,1 MPa in termodinamična aktivnost njenih ionov, enake enote
, se mentalno domneva, da je potencial vodne elektrode enak nič.
Takšna vodna elektroda se imenuje standardna, vendar je izravnalna elektroda, da se obnovijo potenciali drugih elektrod.
Preprosto pljuvanje vode proizvaja veliko toploto.
Kako to izvesti v stabilnem stanju, na primer s kalorimetrično bombo, DU = -284,5 kJ/mol.
Če do te reakcije pride v galvanskem elementu z uporabo elektrokemične metode, potem lahko del zmanjšanja notranje energije uporabi vikoristan za odstranitev električnega toka. Diagram takega galvanskega elementa je prikazan na sliki: IX.1. Vodne raztopine (na primer NaOH) imajo dve platinasti elektrodi.
Levo elektrodo speremo z vodnimi čebulicami, desno pa s kislo vodo.
Voda na levi strani tega galvanskega elementa se oblikuje v platino in se ionizira.
Zaradi velike afinitete molekul vode se številni protoni pretvorijo v prostorsko kroglo, neposredno ob elektrodi.
Ko ione ustvari hidroksonijev H3O+ - so označeni s plusi na desni strani slike.
IX.
1 in elektroni (minus) se izgubijo na površini platinaste elektrode.
Tako lahko samo reakcijo nastanka vode iz elementov dosežemo na dva različna načina.
Katera od teh metod je najbolj izstopajoča z vidika pretvorbe energije pri kemijski reakciji v delo?
Pri prvi metodi, ko se voda razprši v kalorimetrični bombi (V = const) pri 298, preden se spremeni notranja energija, je količina toplote, ki smo jo videli, -DU = 284,5 kJ/mol, delo pa je enako nič . V drugem primeru se lahko del vrednosti spremembe notranje energije (DG) prenese na električni robot.Če se reakcija v galvanskem členu izvaja obratno, potem sprememba Gibbsove energije, ki jo spremlja, neposredno prispeva k nastanku električnih robotov.
V tem primeru je DG0 = -237,2 kJ/mol in se torej samo 47 kJ/mol pretvori v toploto.
Ta zadnjica kaže, da se je vžgala energija, ki se sprosti med uro gorenja naravne vrste gorenje, je bolje, da ga takoj pretvorite v električno energijo, saj je učinkovitost toplotnih strojev in termoelektrarn nizka.
Opisi elementa omadeževanja vode so le elementi ožiga.
Posebnost elektrokemijskega procesa v galvanskem elementu je pomembna za teorijo o možnosti delovanja v glavah, tudi blizu revoluciji.
To dosežemo s potenciometrično metodo, pri kateri e.m.f. galvanskega elementa, ki nastane, je praktično v celoti kompenzirana z dodatno vzdolžno ravno enoto.
z. zodiak dzherel.
Ta tehnika vam omogoča, da vidite e.r.s.
za specifičnost strume Lanzug, torej.
če element ne deluje, pa yogo e.r.s.
maksimum.
Spremljanje dnevnega pretoka se izvaja z galvanometri (nič instrumenti) visoke občutljivosti.
Obstaja teoretični in praktični interes za proizvodnjo galvanskih členov s kovinskimi elektrodami.
Oglejmo si na primer reakcijo Znt + CuSO4aq.
okrožje = ZnSO4aq. raztopina + Cut ali Znt + Cu2+ = Zn+2 + Cut, ki se lahko kombinira z dvema potoma. Eden od njih je popolnoma nepreklicen. Cinkova plošča je nameščena blizu razpršilnika vode z bakrovim sulfatom, v tem primeru je viden kovinski baker in cink je raztopljen. Elektroni prehajajo iz cinka neposredno v baker, reakcija pa poteka brez reakcije in je ne spremlja toplota. Z vodno-kisikovim elementom je mogoče ustvariti um, v katerem se bo elektronika sesedla s kovinskim prevodnikom in odpovedala. To dosežemo v galvanskem členu, kjer se cinkova elektroda polni v enotah ZnSO4, bakrena elektroda pa se uporablja v enotah CuSO4. Komponente so ojačane s porozno (keramično) pregrado, ki prehaja skozi mešanico in zagotavlja prehod električnega toka ter difuzijo ionov skozi pore.
Takšen element, na elektrodah, na katerih se ustvarjajo viseče električne kroglice, je zasnoval ruski elektrokemik B.S.
Reakcije, ki se pojavljajo v galvanskih členih, temeljijo na oksidaciji.
V tej fazi pride do oksidacije cinka, ki porablja elektrone, in oksidacije bakra, ki pridobiva elektrone.
Če pa je mogoče uporabiti oksidativno reakcijo, lahko uporabimo vicoristan za odstranitev električnega toka s pomočjo galvanskega elementa.
Kot sem ugibal, bi takšno reakcijo lahko povzročil kakršen koli požar.
Pri shematskem zapisu galvanskih elementov so meje med fazami označene z navpičnimi črtami.
Skratka, med črtama ni razlike v potencialu (v tej vrsti delitev ZnSO4 in CuSO4) in sta označeni z navpičnimi črtami.
Diagram pregledanega elementa izgleda takole:
Zn?
Iz zgornjih primerov je razvidno, da lahko reakcijo, ki poteka v galvanskem členu, povzročita reakciji dveh sosednjih elektrod.
Predvidevate lahko, da je e.d.s.
Galvanski element se lahko nanese glede na naravo reagirajočih snovi, njihovo koncentracijo in temperaturo.
Da bi poznali izraze teh usedlin, je treba pogledati termodinamična razmerja, ki označujejo delovanje galvanskega elementa.
Naj pride do reakcije v galvanskem elementu: M+Nn+=Mn+.< -ДG, т.е. э.д.с. меньше, чем при обратимом проведении реакции. Выражая E в В, получаем величину ДG в Дж.
Delo, ki ga vibrira element s porabo 1 mola M, je prikazano z dodatkom električne moči nF na vrednost enote.
e., tobto.
W = nFE, kjer je n število molov elektronov, ki tečejo skozi lanceto;
F - Faradayevo število, ki je enako 96493 Cl.
Na primer, reakcija Zn + Cu2+ = Zn2+ + Cu, n = 2. Če element reagira obratno pri konstantnem tlaku in temperaturi, potem proces, ki ga ustvari, zahteva znatno porabo Gibbsove energije.
DG = W:
DG=-nFE=-96493E.
(IX.1)
Če o elementu ni mogoče pogajati, potem nFE
Na ta način lahko enoto razširimo, ker poznamo stehiometrično reakcijo, ki poteka v galvanskem členu, in tabelarne podatke o spremembi Gibbsove energije.
Torej, za obravnavani vodno-kislinski element, ki se uporablja za izmenjavo energije, ki se sprosti med reakcijo H2g + 1/2O2g = H2Ozh, za kateri koli DG 0 298 = -237200 J, p = 2, pH2 = pO2 = 1./ n · 96493 = - (-237200/2) · 96493 ??
Naj zdaj poteka reakcija v elementu obratno, na primer, elektrode se odstranijo iz kalorimetra, se napajajo na motor in električni tok poganja robota.
Tisti del energije, ki nastane med reakcijo, se bo pretvoril v električno energijo W, drugi del Q pa se bo izgubil v obliki toplote in bo izmerjen v kalorimetru.
V skladu s prvim zakonom termodinamike
ДH = W - Q (IX.4)
To kaže sestava stopenj (IX.3) in (IX.4).
Q = TnF(dE/dT).
(IX.5) Očitno je, da čim bližje je reakcija galvanskega elementa točki obrata, večji del DG se pretvori v delo. Vrednost Q, ki označuje povezano energijo, pomeni količino toplote, ki se neizogibno pojavi (ali izgine), ko se element obrne.
Drobci (?ДG/?T)р = -ДS i (?ДG/?Т)р = -пF(dЕ/dТ), potem< 0, то температурный коэффициент э. д. с. dE/dT < 0. Это наиболее часто встречающийся случай, так как большинство элементов работает с выделением тепла. Наоборот, при Q >DS = nF(dE/dT), (IX.6)
In zato, odvisno od temperaturnega območja, e.m.f.
omogočajo izračun spremembe entropije med reakcijo, ki se zgodi v galvanskem členu.
Treba je opozoriti, da je galvanski element mogoče obdelati tako iz toplote kot toplote.
Preostali čas prenaša toploto na delo
dovkilla
.
To ne pomeni, da ne obstaja drug zakon termodinamike, saj procesi v galvanskih členih niso neprekinjeni in nastanejo, ko je material elektrod obrabljen.
Predznak vrednosti Q označuje temperaturno vsebino enote.
Tekoča elektroda tega elementa se imenuje kalomel in se pogosto uporablja v elektrokemičnih raztopinah.
Vino je sestavljeno iz redkega živega srebra, ki je v stiku s trdno kalomelo Hg2Cl2 in vodno raztopino katerega koli močnega elektrolita, na primer KS1.
Reakcija analiziranega elementa je endotermna, DH = 13720 J in W = 31570 J. Tako je Q = 13720 + 31570 = 45240 J, tj.
Element zbledi zaradi prekomerne srednje toplote, ki znaša več kot 45240 J. Del te toplote, ki znaša več kot 31570 J, gre v proizvodni proces.
Depozit e.d.s.
Glede na koncentracijo elektrolitov, ki sodelujejo pri reakciji, jo lahko ugotovimo s primerjavo izoterme kemijske reakcije.