Окислительно-восстановительные потенциалы и электроды

Дополните высказывание

08. МАКСИМАЛЬНАЯ РАЗНОСТЬ ПОТЕНЦИАЛОВ, ВОЗНИКАЮЩАЯ НА ГРАНИЦЕ ТВЕРДАЯ ФАЗА – РАСТВОР В МОМЕНТ УСТАНОВЛЕНИЯ ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ НАЗЫВАЕТСЯ _______.

09. ВЕЛИЧИНУ ЭЛЕКТРОДНОГО ПОТЕНЦИАЛА РАССЧИТЫВАЮТ ПО УРАВНЕНИЮ ___________.

10. В ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКОМ РЯДУ НАПРЯЖЕНИЙ МЕТАЛЛЫ РАСПОЛОЖЕНЫ В ПОРЯДКЕ ________ ИХ АКТИВНОСТИ.

Контрольные задания

11. Рассчитать величину электродного потенциала цинкового электрода, если активная концентрация ионов цинка в жидкой фазе составляет 0,2 моль/дм³. Е⁰ (Zn²⁺/Zn) = – 0,76 В.

12. Вычислить активную концентрацию ионов меди Cu²⁺ в жидкой фазе медного электрода при Т = 298 К, если Е (Сu²⁺/Cu) = 0,8 В, Е⁰(Сu²⁺/Cu) = 0,35 В.

13. Как изменится потенциал хромового электрода, если активную концентрацию ионов Cr²⁺ в жидкой фазе электрода при 298 К понизить от 0,08 моль/дм³ до 0,05 моль/дм³?

Е⁰ (Cr²⁺/Cr) = – 0,913 В.

14. Для определения рН желчи была составлена водородно-хлорсеребряная цепь, ЭДС которой оказалась равной 0,577 В при 298 К. Определить потенциал водородного электрода и рассчитать рН исследуемой биологической жидкости.

(Ответ: рН = 12)

15. На миллиметровой бумаге построить калибровочный график зависимости ЭДС гальванической цепи от рН стандартных растворов по результатам потенциометрического анализа с использованием гальванической цепи включающей хлорсеребряный электрод сравнения и стеклянный электрод определения:

рН	ЭДС, мВ
1,0
2,0
3,0
4,0
5,0

По калибровочному графику определить рН исследуемого раствора, если ЭДС составила 150 мВ. Рассчитать концентрацию ионов Н⁺ в исследуемом растворе.

16. Провели потенциометрическое титрование 50 мл анализируемого раствора хлорида калия стандартным раствором нитрата серебра с молярной концентрацией С(AgNO₃) = 0,10 моль/л. Получили следующие результаты: V(AgNO₃) – объём прибавленного титранта, Е – ЭДС цепи соответственно:

V(AgNO3), мл	23,50	24,00	24,20	24,30	24,40	24,50	25,00	25,50
Е, мВ

Постройте кривые потенциометрического титрования и определите молярную концентрацию С(KCl) исследуемого раствора хлорида калия.

Литература

1. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов: Учеб. для вузов / Ю. А. Ершов, В.А. Попков, А.С. Берлянд и др.; Под ред. Ю.А. Ершова. – 5-е изд., стер. – М.: Высш.шк., 2005. – С. 450 – 451.
2. Практикум по общей химии. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов: Учеб. пособие для студентов медицинских спец. вузов / Ю.А. Ершов, А.М. Кононов, С.А. Пузаков и др.; Под ред. Ю.А. Ершова, В.А. Попкова. – М.: Высш. шк., 2008. – С. 179-184.

Раствор, содержащий одновременно окисленную и восстановленную формы вещества, называют окислительно-восстановительной системой (о/в) системой.

Инертный токопроводящий металл (например, платина или иридий), погруженный в окислительно-восстановительную систему, образует окислительно-восстановительный электрод.

Например: раствор, содержащий соль Cu²⁺ и соль Cu⁺ – является окислительно-восстановительной системой.

Cu²⁺ - окисленная форма;

Cu⁺ -восстановленная форма.

Электродная реакция

Cu²⁺+1e ↔ Cu⁺

Примером о/в электрода может служить платиновая пластинка, опущенная в о/в - систему, содержащую окисленную и восстановленную форму вещества.

Рt | Cu²⁺; Cu⁺

Стандартный электродный о/в потенциал Е⁰_Сu²⁺/_Cu⁺ = +0,153 В

Потенциал, возникающий на границе соприкосновения пластинки инертного металла с о/в - системой, называется о/в или red–ox -потенциалом.

На практике определение стандартных о/в потенциалов различных систем проводят по отношению к нормальному водородному электроду при t = 25 °С и рН=0. По этим потенциалам составляют электрохимический ряд активности,который позволяет судить о возможности и направлении о/в процессов.

Чем больше величина стандартного о/в потенциала, тем сильнее окислительные свойства системы.

Чем меньше величина Е⁰о/в, тем сильнее восстановительные и слабее окислительные свойства вещества.

Величину о/в потенциала рассчитывают по уравнению Нернста-Петерса

При Т = 298 К уравнение Нернста-Петерса имеет вид

Например, электродный о/в потенциал системы Cu²⁺+1e ↔ Cu⁺ по уравнению Нернста- Петерса при Т = 298 К равен:

Е (Сu²⁺/Cu) = Е⁰ (Сu²⁺/Cu) + lg

По величине стандартных о/в потенциалов можно определять направление самопроизвольного протекания реакций, а также вычислять ЭДС элементов построенных на основе этих реакций.

Чем выше значение стандартного электродного потенциала Е⁰, тем выше окислительная способность системы, т.е. на этом электроде будет протекать процесс восстановления. На электроде с более отрицательным значением Е⁰, где выше восстановительная способность системы, протекает процесс окисления.

Например, определим направление реакции:

2Fe³⁺ + 2I^– ↔ 2Fe²⁺ + I₂

Е⁰ (Fe³⁺/Fe²⁺) = 0,77 В – окислитель

Е⁰ (I₂/2I^–) = 0,54 В – восстановитель

Потенциал первой системы больше, т.е. способность притягивать электроны у Fe³⁺ выше, чем у I₂. Следовательно, реакция протекает в прямом направлении. Определим ЭДС элемента, построенного на основе этой реакции:

Pt│Fe³⁺; Fe²⁺║I^-; I₂│Pt

ЭДС = 0,77 – 0,54 = 0,23 В.

Электроны перемещаются от более активного о/в электрода ( менее положительного)к менее активному о/в электроду (более положительному). Окислительно-восстановительный процесс может протекать в нужном направлении при условии, что ЭДС будет положительна.

Контрольные вопросы

1. Окислительно – восстановительные системы, их классификация.

2. Окислительно-восстановительные электроды. Роль инертного металла в них. Применение в медицине.

3. Окислительно-восстановительные потенциалы.

4. Уравнение Нернста – Петерса для простых и сложных окислительно-восстановительных систем, его анализ.

5. Направление окислительно-восстановительных процессов.

Дата добавления: 2014-11-20