Электродный потенциал. Критерий протекания окислительно-восстановительных реакций.

1. Электродный потенциал.Критерий протекания окислительно-восстановительных реакций.

2. Химические процессы могут сопровождаться различными явлениями — поглощением и выделением теплоты, света, звука и т.д. В частности, они могут приводить к возникновению электрического тока или вызываться им. Такие процессы называются электрохимическими, и их открытие сыграло существенную роль, как в химии, так и в физике.

3. Целью моей работы являлось изучение понятия стандартный электродный потенциал и определение критерия возможности протекания окислительно-восстановительных реакций.

4. Алессандро Вольтаопытным путём установил ряд напряжений металлов: Zn, Pb, Sn, Fe, Cu, Ag, Au. Сила гальванического элемента оказывалась тем больше, чем дальше стояли друг от друга члены ряда. Но причина этого в те годы была неизвестна.

5. В 1853 г. русский учёный, один из основоположников физической химии Николай Николаевич Бекетов (1827-1911) сделал в Париже сообщение на тему "Исследование над явлениями вытеснения одних элементов другими".

6. Со временем накапливалось всё больше свидетельств того, что некоторые "правила вытеснения" могут нарушаться. Как обнаружил Бекетов, водород под давлением 10 атм. вытесняет серебро из раствора AgNO3. Английский химик Уильям Одлинг (1829-1921) описал множество случаев подобного "обращения активности". Например, медь вытесняет олово из концентрированного подкисленного раствора SnCl2 и свинец - из кислого раствора PbCl2. Медь, олово и свинец находятся в ряду правее кадмия, однако могут вытеснять его из кипящего слабо подкисленного раствора CdCl2.

7. Теоретическую основу рядаактивности (и рядa напряжений) заложил немецкий физикохимик Вальтер Нернст (1864-1941).

8. Вместо качественной характеристики - "склонности" металла и его иона к тем или иным реакциям - появилась точная количественная величина, характеризующая способность каждого металла переходить в раствор в виде ионов, а также восстанавливаться из ионов до металла на электроде. Такой величиной является стандартный электродный потенциал металла, а соответствующий ряд, выстроенный в порядке изменения потенциалов, называется рядом стандартных электродных потенциалов. Усиление восстановительной активности металлов Li K Ca Na MgAlMnZnFeCoNiSnPbHCuAgAu Li+ K+ Ca2+ Na+Mg2+ Al3+ Mn2+ Zn2+ Fe2+ Co2+ Ni2+ Sn2+ Pb2+ H+ Cu2+ Ag+ Au3+ Усиление окислительной активности ионов металлов

9. ЭлектродРеакция Е0 , В Na+/Na0 Na+ + ē → Na0 – 2,71 Mg2+/Mg0 Mg2+ + 2 ē → Mg0 – 2,38 Al3+/Al0 Al3+ + 3 ē → Al0 – 1,66 Mn2+/Mn0 Mn2+ + 2 ē → Mn0 – 1,18 Zn2+/Zn0 Zn2+ + 2 ē → Zn0 – 0,76 Fe2+/Fe0 Fe2+ + 2 ē → Fe0 – 0,44 Cd2+/Cd0 Cd2+ + 2 ē → Cd0 – 0,40 Co2+/Co0 Co2+ + 2 ē → Cd0 – 0,28 Ni2+/Ni0 Ni2+ + 2 ē → Ni0 – 0,25 Sn2+/Sn0 Sn2+ + 2 ē → Sn0 – 0,14 Pb2+/Pb0 Pb2+ + 2 ē → Pb0 – 0,13 H+/½H2 H+ + ē → ½ H2 0,00 Cu2+/Cu0 Cu2+ + 2 ē → Cu0 + 0,34 Ag+/Ag0 Ag+ + ē → Ag0 + 0,80 Au3+/Au0 Au3+ + 3ē → Au0 + 1,50

10. Величина электродного потенциала зависит от природы металла, концентрации ионов в растворе, температуры иопределяется уравнением Нернста: Где: – стандартный электродный потенциал, возникающий на границе раздела металл – раствор при концентрации ионов металла 1 моль/л, температуре 298 К и давлении 101 кПа; R ─ универсальная газовая постоянная; Т ─ температура, К; n ─ число электронов, принимающих участие в процессе на электроде; F ─ число Фарадея; – концентрация ионов металла в растворе.

11. Стандартный потенциал окислительно-восстановительной пары, в которой окисленной формой является выбранный нами окислитель, называется потенциалом окислителя φоОк, а стандартный потенциал другой пары, в которой восстановленной формой является выбранный нами восстановитель – потенциалом восстановителя φоВс. Величина Δφо = φоОк – φоВс называется стандартной разностью окислительно-восстановительных потенциалов. После введения этих обозначений критерию направления реакции в стандартных условиях можно придать простой вид: Если Δφо > 0, реакция в стандартных условиях протекает в прямом направлении; Если Δφо < 0, то в обратном.

12. Восстановление водородом серебра из раствора AgNO3 Реактивы и оборудование: Растворы: нитрата серебра (6-8%), серной кислоты (1:10), цинк, растворы поглотителей для очистки водорода от примесей: нитрата свинца (II) (30%), дихромата калия, подкисленный серной кислотой (10 г дихромата калия и 3 мл концентрированной серной кислоты в 100 мл воды); аппарат Кипа, две склянки Тищенко, стеклянный цилиндр (500 мл), стеклянная трубка, согнутая под прямым углом, резиновая трубка, белый экран.

13. Водород, полученный при взаимодействии разбавленной серной кислоты с цинком, пропустилa сначала через склянки Тищенко для удаления возможных примесей(в одну склянку Тищенко наливала на одну треть ее объёма раствор нитрата свинца (II) (для удаления из газа возможной примеси сероводорода), а в другую склянку – такой же объём подкисленного раствора дихромата калия для удаления вероятных примесей восстановителей (фосфина, арсина и др.), способных взаимодействовать с катионами серебра в водном растворе). Цилиндр наполняла на две трети его объёма раствором нитрата серебра, погружала в раствор трубку, а за цилиндром ставила белый экран. Водород пропускала медленно, небольшими пузырьками. Примерно через 5 минут прозрачный и бесцветный раствор нитрата серебра начинал темнеть и вскоре стал совершенно черным от образовавшегося осадка мельчайших кристаллов серебра: 2AgNO3 + H2 → 2Ag↓ + 2HNO3

14. Таким образом водород (значение стандартного потенциала пары Н+ / Н2 равно 0,000 В) восстанавливает катионы металла, расположенного правее Н в ряду напряжений (значение φ° для пары Ag + / Ag составляет +0,799 В). Чем отрицательнее значение электродного потенциала, тем более активным восстановителем является металл. Ряд стандартных электродных потенциалов характеризует восстановительную способность металлов в окислительно-восстановительных реакциях, протекающих в водной среде при стандартных условиях. Металл может быть восстановителем, т.е. вступать в химическое взаимодействие в том случае, если его потенциал более отрицателен (или менее положителен), чем потенциал окислителя, находящегося в среде.

15. Конмутация иодид- и иодат – ионов в кислой среде. К раствору иодида калия в пробирке добавляла раствор иодата калия. Никаких изменений не наблюдалось, реакция отсутствовала, поскольку в нейтральной среде значение разности стандартных потенциалов ∆ φ° электронно-ионных полуреакций с участием предполагаемого окислителя (иодата калия) и восстановителя (иодида калия) не отвечают критерию самопроизвольного протекания ОВР: 2I- - 2ē = I2; φ° = 0,535 В; 2IО3- + 6H2O + 10ē = I2 + 12OH-; φ° = 0,196В; ∆ φ° = 0,196 В - 0,535 В = -0,339 В; (меньше нуля)

16. Затем в пробирку по каплям вносила раствор серной кислоты и наблюдала окрашивание раствора в бурый цвет. Окраска возникает из-за происходящей в кислотной среде реакции конмутации (синпропорционирования) иодид- и иодат – ионов с образованием иода: 5KI + KIO3 + 3H2SO4 = 3I2 + 3K2SO4 + 3H2O который в условиях избытка иодида калия присутствует в виде растворимого комплекса – дииодоиодат-иона: KI + I2 = K[I(I2)] Для электронно-ионных полуреакций, протекающих в кислой среде: 2I- - 2ē = I2; φ° = 0,535 В; 2IО3- + 12Н+ + 10ē = I2 + 6Н2О; φ° = 1,190 В; Значение разности стандартных окислительно-восстановительных потенциалов ∆ φ° тоже больше нуля (а именно 0,655 В), что может служить критерием самопроизвольного протекания ОВР в стандартных условиях: ∆ φ° = 1,190 В – 0,535 В = 0,655 В

17. Вывод: Таким образом, при помощи эксперимента я познакомилась с понятием стандартный электродный потенциал на примере реакции вытеснения водородом серебра из раствора нитрата серебра, а также опытным путём доказала возможность самопроизвольного протекания ОВР в зависимости от разницы стандартных электродных потенциалов пары окислитель- восстановитель.

18. Значение окислительно-восстановительных реакций трудно переоценить. Они являются основой жизнедеятельности. С ними связаны процессы дыхания и обмена веществ в живых организмах, гниение и брожение, фотосинтез. Их можно наблюдать при сгорании топлива, в процессах коррозии металлов и при электролизе. Они лежат в основе металлургических процессов и круговорота элементов в природе. С их помощью получают многие ценные продукты (аммиак, щелочи, азотную, соляную, серную кислоты и т. д.). Благодаря окислительно-восстановительным реакциям происходит превращение химической энергии в электрическую в гальванических элементах и аккумуляторах. Они же лежат в основе мероприятий по охране природы.