Уравнение Нернста. ЭДС реакции

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

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).

Задачи для самостоятельного решения

I. Пользуясь методом полуреакций, подобрать коэффициенты в уравнениях следующих окислительно-восстановительных реакций, протекающих в водных растворах, определить ЭДС гальванического элемента, составленного из рассматриваемых электрохимических систем.

1. SO2+K2Cr2O7 + H2SO4 ® ...

2. H2O2 + K2Cr2O7 + H2SO4 ® ...

3. H2O2+PbO2+CH3COOH ® Pb(CH3COO)2 +...

4. Na2SO3 + KJO3 + H2SO4 ® ...

5. KJ + O3 + Н2О ® О2+ ...

6. H2S + H2SO3 ® ...

7. O2 + FeSO4 + H2O ® ...

8. KJ + KNO2 +H2SO4 ® ...

9. HC1 + HNO3 ® ...

10. H2S + KMnO4 + H2SO4 ® ...

11. Kbr + MnO2 + H2SO4 ® ...

12. H2O2 + KMno4 + H2SO4 ® ...

13. Kbr + KMnO4 + H2O ® ...

14. MnSO4 + KMnO4 + Н2О® ...

15. PbO2 + HC1 ® ...

16. FeSO4 + H2O2 + H2SO4 ® ...

17. Cr(OH)3 + Br2 + NaOH ® ...

18. NaNO2 + KMnO4 + H2SO4 ® ...

19. NaNO2 + KmnO42О ® ...

20. A1 + NaOH + Н2О ® ...

21. K2Cr2O7 + KJ + H2SO4 ® ...

22. K2Cr2O7 + Hbr ® ...

23. K2Cr2O7 + Na2SO3 + H2SO4 ® ...

24. C12 + KOH ® KC1O + ...

25. Cu + HNO3 ® NO2 + ...

26. Zn + HNO3 ® NH4NO3 + ...

27. Mg + HNO3 ® N2O + ...

28. Ag + HNO3 ® NO + ...

29. KC1O + KJ + H2SO4 ® KC1 + ...

30. KC1O + KJ + H2O ® KC1 + ...

II. В приведенных схемах определите направление реакции и написать ее полное уравнение.

1. H2S + HC1O « H2SO4 + C12 + ...

2. KC1 + J2 + K2SO4 « KC1O3 + KJ + H2SO4

3. JO3- + A1 + H+ « J-+A13++...

4. C1O- + C1- + H+ « C12 + ...

5. Zn +OH- + ... « [Zn(OH)4]2- + H2

6. A1 + OH- +... « [Al(OH)6]3- + H2

7. S + J- + ... « S2-+JO3- + H+

8. Mn2++Br2 « MnO4- + Br- + ...

9. Cr3++Fe3+ « Cr2O72- + Fe2+ + ...

10.[Cr(OH)6]3- + C1O- « CrO42- + C1-+ ...

11.HC1 + H2SO4 « C12 + H2SO3

12.H2S + H2O2 « SO42- + H+ + H2O

13.Pb2++NO3- +H2O « PbO2 + H++NO2-

14.C12 + J2 + H2O « HC1 + HJO3

15.FeSO4 + HNO2 + H2SO4 « Fe2(SO4)3 + NO + ...

III Вопросы

1. Можно ли провести окисление Mn2+ до MnO4- действием С12, NO3-, S2O82-, JO3- ?

2. Будет ли азотистая кислота а) окисляться действием KMnO4 в нейтральных и кислых средах, б) восстанавливаться до NO сернистой кислотой? Для возможных случаев написать уравнения реакций.

3. Могут ли (и в каком направлении) протекать реакции, если смешать растворы a) KC1, KNO2, H2SO4; б) KJ, KNO2, H2SO4; в). HgCl2 и KJ?

4. могут ли одновременно существовать в растворе KJO3 и KJ; HJ и HClO; KBr и KMnO4?

5. Cмешаны подкисленные растворы а) KMnO4 и FeSO4; б) KNO3 и KMnO4 в)Fe2(SO4)3 и K2Cr2O7. Между какими из этих веществ будет протекать реакция и чем это определяется?

Химическая кинетика

Скорость реакции - это изменение концентрации исходного вещества или продукта реакции в единицу времени. Средняя скорость реакции (v) в интервале времени от t1 до t2 определяется соотношением

v = ± (С2 - С1)/ (t2 - t1) = ± DС/Dt,

где С1 и С2 - молярная концентрация любого участка реакции в моменты времени t1 и t2; знак “-“ относится к концентрации исходных веществ, которые расходуются в результате протекания реакции (DС < 0), а знак “+“ - к концентрации продуктов реакции (DС > 0).

Истинная скорость - это скорость реакции в данный момент времени t. Она определяется соотношением

v = ± dc/dt.

Все вещества в уравнениях реакции связаны стехиометрическим соотношением, поэтому для реакции, записанной в общем виде

аА + bB ® cC + dD, (1)

получаем

-1/а×dC(А)/dt= -1/b×dC(B)/dt = 1/с×dC(С)/ dt =1/d×dC(D)/dt.

Пример 1

Через некоторое время после начала реакции

3А + В ® 2C + D

концентрации веществ составили [А] = 0,03 моль/л; [В] = 0,01 моль/л; [С] = 0,08моль/л. Каковы исходные концентрации веществ А и В?

Решение

Запишем химическую реакцию и обозначим под ней концентрации веществ в начальный (t = 0) и текущий (t) моменты времени.

3А + В ® 2C + D

t = 0 x y 0 0

t Уравнение Нернста. ЭДС реакции - student2.ru Уравнение Нернста. ЭДС реакции - student2.ru Уравнение Нернста. ЭДС реакции - student2.ru Уравнение Нернста. ЭДС реакции - student2.ru Уравнение Нернста. ЭДС реакции - student2.ru 0,03 0,01 0,08

Предположим, что за время t концентрация веществ [В] изменилась на величину Z. Тогда, в соответствии с уравнением химической реакции, за тот же промежуток времени должно было прореагировать в 3 раза больше вещества А, что, в свою очередь, привело бы к изменению его концентрации на величину, равную 3Z. При этом концентрация вещества С должна была бы возрасти на величину 2Z, а концентрация вещества D - на величину Z. Таким образом:

2Z = 0,08 моль/л, откуда Z = 0,04 моль/л;

х = 0,03 + 3Z = 0,03 + 3×0,04 = 0,15 моль/л,

[А]о = 0,15 моль/л;

у = 0,01 + Z = 0,01 + 0,04 = 0,05 моль/л,

[В]о = 0,05 моль/л.

Основные факторы, влияющие на скорость химической реакции, - природа реагирущих веществ; их концентрация (давление, если в реакции участвуют газы); температура; присутсвие катализатора; площадь поверхности соприкосновения (для гетерогенных реакций).

Наши рекомендации