загрузка...
загрузка...
На головну

ВІДНОВЛЮВАЛЬНИЙ ПОТЕНЦІАЛ

  1. АНАЛІЗ І ОЦІНКА ЕКОНОМІЧНОГО ПОТЕНЦІАЛУ РЕГІОНУ
  2. Аналіз масштабу і потенціалу ринку
  3. Аналіз потенціалу залученого персоналу
  4. Асиміляційні потенціал (ємність) навколишнього природного середовища
  5. Аудит кадрового потенціалу
  6. Біологічний потенціал здоров'я
  7. Багатство реальне і потенційне

 
 

 У сполучених окислювально-відновних парах, наприклад:

 
 

 обмін електронами між відновленої і окисленої формами в розчинах найбільш імовірний через посередника. Їм може бути будь-який провідник, напівпровідник або диполь. В якості стандартного посередника використовують інертний метал платину. Платина, виконуючи в цих випадках тільки роль провідника електронів, сприяє перерозподілу електронів між відновленої і окисленої формами даної поєднаної системи. Обмін електронами між відновленої і окисленої формами через платину супроводжується появою на кордоні розділу фаз платина -розчин подвійного електричного шару. Виникнення ДЕС в цьому випадку не пов'язане з природою посередника, а викликається різницею в здатності відновленої форми віддавати електрони посереднику, а окисленої форми - приймати електрони від нього. Знак заряду на платині залежить від того, швидкість якого процесу -отдачі електронів (окислення) або приєднання електронів (відновлення) - в даній сполученої окислювально-відновної парі до настання рівноваги буде більше.

Мал. 25.4. виникнення потенціалув системі розчин, що містить окислювально-відновну пару / платиновий електрод:

а - Спочатку переважає процес відновлення (<-);

b - спочатку переважає процес окислення (->)

Якщо в початковий момент переважає процес приєднання електронів окисленої формою (відновлення), то на платині виникає дефіцит електронів, і метал заряджається позитивно, а розчин - негативно (Рис. 25.4, а). У тих випадках, коли в початковий момент переважає процес віддачі електронів відновленої формою (окислення), то на платині створюється надлишок електронів і метал заряджається негативно, а розчин - позитивно (Рис. 25.4, б).

В результаті появи зарядів на межі поділу фаз прискорюється повільний і гальмується швидкий процес перерозподілу електронів, поки не настане стан хімічної рівноваги. Зі встановленням рівноваги в системі стабілізується розподіл зарядів в ДЕС, яке характеризується певним значенням потенціалу, званого відновних.

відновним потенціалом називається потенціал, який виникає в системі, що складається з інертного металу і розчину, що містить зв'язану окислювально-відновну пару. Ця система називається окислювально-відновним електродом.

Відновний потенціал позначається ф(Ок, відновленим). Наявність коми між формами показує, що міжними в розчині немає поверхні розділу. Окислювально-відновний електрод в гальванічної ланцюга прийнято записувати так: хімічний символ інертного металу, вертикальна риса, яка вказує на міжфазну межу, за якою слідують через кому формули речовин або іонів, що складають пов'язану окислювально-відновну пару. Наприклад: Pt / Fe3+, Fe2+ або Pt | MnO4 (-), H +, Mn2+.

На значення відновного потенціалу впливають:

- Природа сполученої окислювально-відновної пари;

- Співвідношення активностей окисленої і відновленої форм в розчині;

- Температура.

Стандартним відновним потенціалом Ф ° (ок, відновленим) називається потенціал окислювально-відновного електрода, що виникає на платині при стандартних умовах: Т = 298 К, ??р = 101 325 Па і активностях окисленої і відновленої форм в розчині, рівних 1 моль / л.

Величина стандартного відновного потенціалу є мірою окислювальної здатності сполученої окислювально-відновної пари (див. Табл. 9.1). Чим більше  тим сильніше виражена у окисленої форми даної пари спосоОность приєднувати електрони, т. е. здатність відновлюватися.

Для визначення потенціалу окисно-відновного електрода необхідно скласти гальванічний ланцюг з досліджуваного електрода і електрода порівняння, дотримуючись умову: Фкатода >> Ф анода. Розглянемо це на прикладі визначення стандартного відновного потенціалу системи Sn4+, Sn2+ - Ф ° (Sn4+, Sn2+). Якщо в якості електрода порівняння використовувати стандартний водневий електрод, він буде анодом, а досліджуваний електрод -катодом, так як процес окислення в системі 2Н+, Н2 протікає легше, ніж в системі Sn4+, Sn2+:

Значення стандартних відновних потенціалів деяких систем у водних розчинах наведено в табл. 9.1.

Необхідно відзначити, що якщо відновний потенціал системи має позитивне значення, то в цій системі сильніше виражені окисні властивості, а якщо від'ємне, то переважають відновні властивості щодо системи Н + 1/2 Н2. При взаємодії двох сполучених окислювально-відновних систем окислювачем завжди є та система, відновний потенціал якої більше.

При нестандартних умовах значення відновного потенціалу з урахуванням впливу природи окисно-відновної пари, температури і активності компонентів в розчині обчислюють за рівнянням Нернста - Петерса:

де z- число електронів, що беруть участь в оборотному окислювально відновному процесі, що протікає на електроді; аок, авосст -активність окисленої і відновленої форм в розчині.

Якщо в сполучену окислювально-відновну систему входять іони Н+ або ОН, то потенціал такої системи залежить від активності цих іонів в розчині. Для подібних стандартних окисно-відновних систем активність відповідних іонів повинна становити: а (Н+) = 1 моль / л, т. Е. РН = 0, або а (ОН) = 1 моль / л, т. Е. РН = 14. При обчисленні потенціалу цих систем в рівнянні Нернста - Петерса враховується активність даних іонів в розчині, наприклад:

Таким чином, в подібних системах спостерігається взаємозв'язок між окисно-відновними і кислотно-основними властивостями. Збільшення кислотності середовища сприяє посиленню окислювальних властивостей, а зменшення кислотності - посилення відновлювальних властивостей цих систем.

Окислювально-відновні реакції в організмі зазвичай протікають в нейтральному середовищі. Тому в біохімії для характеристики біологічних окисно-відновних систем широко використовується нормальний відновний потенціал ф0 ', Виміряний при рН = 7, т. Е. В умовах фізіологічної середовища (див. Табл. 9.2).



Попередня   250   251   252   253   254   255   256   257   258   259   260   261   262   263   264   265   Наступна

Електрохімії. ЕЛЕКТРИЧНА ПРОВІДНІСТЬ РОЗЧИНІВ ЕЛЕКТРОЛІТІВ | ЕЛЕКТРИЧНА РУХЛИВІСТЬ ИОНОВ В РОЗЧИНІ | ПИТОМА ЕЛЕКТРИЧНА ПРОВІДНІСТЬ РОЗЧИНІВ ЕЛЕКТРОЛІТІВ | Молярна ЕЛЕКТРИЧНА ПРОВІДНІСТЬ РОЗЧИНІВ ЕЛЕКТРОЛІТІВ | ЗАКОН НЕЗАЛЕЖНОГО РУХУ ИОНОВ У розведених розчинах (ЗАКОН Кольрауш) | Граничної молярної електричну провідність іона | Кондуктометричну МЕТОДИ АНАЛІЗУ | кондуктометричну титрування | ЕЛЕКТРИЧНА ПРОВІДНІСТЬ БІОЛОГІЧНИХ ОБ'ЄКТІВ В нормі І ПАТОЛОГІЇ | ВИНИКНЕННЯ подвійного електричного ШАРУ І ВИДИ ЕЛЕКТРИЧНИХ ПОТЕНЦІАЛІВ |

загрузка...
© um.co.ua - учбові матеріали та реферати