Аналитическая химия
1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 Рейтинг 0.00 (0 Голоса)

Равновесия в растворах окислителей и Восстановителей

2.1. Краткие теоретические основы

Многие аналитические реакции основаны на реакциях окисления и восстановления, связанных с переходом электронов от восстановителя к окислителю. Восстановитель при этом повышает свою степень окисления, а окислитель – понижает.

Для характеристики окислительно-восстановительных процессов часто используют не константу равновесия, а другую фундаментальную величину – стандартный окислительно-восстановительный (электродный) потенциал.

Для обратимой окислительно-восстановительной полуреакции

AOx + ne BRed зависимость окислительно-восстановительного потенциала Е от концентрации окисленной [Ox] и восстановленной [Red] форм выражается уравнением Нернста (при 25° С):

Е = Е°Ox/Red + , где Е°Ox/Red – стандартные окислительно-восстановительные потенциалы (приведены в приложении 2).

Если в окислительно-восстановительной полуреакции участвуют ионы водорода, то в уравнение Нернста входит концентрация ионов водорода:

AOx + ne + mH+ bRed

Е = Е°Ox/Red + .

Чем больше стандартный потенциал данной пары, тем более сильным окислителем является её окисленная форма и тем более слабым восстановителем – восстановленная форма. Когда комбинируют две какие-нибудь окислительно-восстановительные пары для проведения реакции, то более сильный из двух окислителей получает электроны от более сильного восстановителя.

Окислительно-восстановительная реакция является сочетанием двух полуреакций. Для определения направления реакции необходимо рассчитать разность стандартных потенциалов этих полуреакций. Если разность - положительное число, то реакция протекает слева направо. Следует помнить, что обе полуреакции должны быть записаны в форме восстановления.

Для расчёта стандартных электродных потенциалов можно использовать закон Лютера: если элемент существует в трёх степенях окисления m, n и p, причём m>n>p, то (m-p) · Е°(m, p) = (m-n) · Е°(m, n) + (n-p) · Е°(n, p). Например, для Fe (3+, 2+, 0) справедливо равенство: 3Е°Fe3+/Fe0 = Е°Fe3+/Fe2+ + 2Е°Fe2+/Fe0.

Глубина протекания реакции определяется константой равновесия. Реакцию окисления – восстановления

AOx1 + bRed2 aRed1 + bOx2

Можно представить в виде двух полуреакций:

AOx1 + ne aRed1

BOx2 + ne bRed2

Для каждой полуреакции:

Е1 = Е°Ox1/Red1 +

Е2 = Е°Ox2/Red2 +

В состоянии равновесия Е1 = Е2 →

Е°Ox1/Red1 + = Е°Ox2/Red2 +

После преобразования получаем:

Е°Ox1/Red1 – Е°Ox2/Red2 =

Под знаком логарифма стоит выражение для константы окислительно-восстановительной реакции, следовательно,

LgКр = ,

Где n – число электронов, участвующих в реакции окисления-восстановления.

Добавить комментарий


Защитный код
Обновить

По темам:

История Украины

Культурология

Высшая математика

Информатика

Охотоведение

Статистика

География

Военная наука

Английский язык

Генетика

Разное

Технологиеские темы

Украинский язык

Филология

Философия

Химия

Экология

Социология

Физическое воспитание

Растениевосдство

Педагогика

История

Психология

Религиоведение

Плодоводство

Экономические темы

Бухгалтерские темы

Маркетинг

Иностранные языки

Ветеринарная медицина

Технические темы

Землеустройство

Медицинские темы

Творчество

Лесное и парковое хозяйство