Электродный потенциал. Критерий протекания окислительно-восстановительных реакций

Июль 29, 2022

Главная
Химия
Электродный потенциал. Критерий протекания окислительно-восстановительных реакций

Содержание

2. Химические процессы могут сопровождаться различными явлениями — поглощением и выделением теплоты, света, звука и т.д. В
3. Алессандро Вольта опытным путём установил ряд напряжений металлов: Zn, Pb, Sn, Fe, Cu, Ag, Au. Сила
4. В 1853 г. русский учёный, один из основоположников физической химии Николай Николаевич Бекетов (1827-1911) сделал в
5. Теоретическую основу ряда активности (и рядa напряжений) заложил немецкий физикохимик Вальтер Нернст (1864-1941).
6. Величина , характеризующая способность каждого металла переходить в раствор в виде ионов, а также восстанавливаться из
7. Электрод Реакция Е0 , В Na+/Na0 Na+ + ē → Na0 – 2,71 Mg2+/Mg0 Mg2+ +
8. Величина электродного потенциала зависит от природы металла, концентрации ионов в растворе, температуры и определяется уравнением Нернста:
9. Стандартный потенциал окислительно-восстановительной пары, в которой окисленной формой является выбранный нами окислитель, называется потенциалом окислителя φоОк,
10. Ряд стандартных электродных потенциалов характеризует восстановительную способность металлов в окислительно-восстановительных реакциях, протекающих в водной среде при
15. Скачать презентацию

Слайд 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.

Слайд 3

Алессандро Вольта опытным 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.

Слайд 4

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".

Слайд 5

Теоретическую основу ряда активности
(и рядa напряжений) заложил немецкий физикохимик Вальтер

Нернст (1864-1941).

Слайд 6

Величина , характеризующая способность каждого металла переходить в раствор в виде

ионов, а также восстанавливаться из ионов до металла на электроде - 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 Mg Al Mn Zn Fe Co Ni Sn Pb H Cu Ag Au
Li+ K+ Ca2+ Na+ Mg2+ Al3+ Mn2+ Zn2+ Fe2+ Co2+ Ni2+ Sn2+ Pb2+ H+ Cu2+ Ag+ Au3+
Усиление окислительной активности ионов металлов

Слайд 7

Электрод Реакция 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

Слайд 8

Величина электродного потенциала зависит от природы металла, концентрации ионов в растворе,

температуры и определяется 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.

Слайд 9

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.

Слайд 10

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.

Слайд 11