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

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 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.

5 В 1853 г. русский учёный, один из основоположников физической химии Николай Николаевич Бекетов ( ) 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 AgNO 3. Английский химик Уильям Одлинг ( ) описал множество случаев подобного "обращения активности". Например, медь вытесняет олово из концентрированного подкисленного раствора SnCl 2 и свинец - из кислого раствора PbCl 2. Медь, олово и свинец находятся в ряду правее кадмия, однако могут вытеснять его из кипящего слабо подкисленного раствора CdCl 2.

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

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 Mg Al Mn Zn Fe Co Ni Sn Pb H Cu Ag Au Li + K + Ca 2+ Na + Mg 2+ Al 3+ Mn 2+ Zn 2+ Fe 2+ Co 2+ Ni 2+ Sn 2+ Pb 2+ H + Cu 2+ Ag + Au 3+ Усиление окислительной активности ионов металлов

9 Электрод Реакция Е0, В Na+/Na0 Na+ + ē Na0 – 2,71 Mg2+/Mg0 Mg ē Mg0 – 2,38 Al3+/Al0 Al ē Al0 – 1,66 Mn2+/Mn0 Mn ē Mn0 – 1,18 Zn2+/Zn0 Zn ē Zn0 – 0,76 Fe2+/Fe0 Fe ē Fe0 – 0,44 Cd2+/Cd0 Cd ē Cd0 – 0,40 Co2+/Co0 Co ē Cd0 – 0,28 Ni2+/Ni0 Ni ē Ni0 – 0,25 Sn2+/Sn0 Sn ē Sn0 – 0,14 Pb2+/Pb0 Pb ē Pb0 – 0,13 H+/½H2 H+ + ē ½ H2 0,00 Cu2+/Cu0 Cu 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 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.

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

12 Восстановление водородом серебра из раствора AgNO 3 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: 2AgNO 3 + H 2 2Ag + 2HNO 3

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 = I 2 ; φ° = 0,535 В; 2IО H 2 O + 10ē = I OH - ; 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 + KIO 3 + 3H 2 SO 4 = 3I 2 + 3K 2 SO 4 + 3H 2 O который в условиях избытка иодида калия присутствует в виде растворимого комплекса – дииодоиодат-иона: KI + I 2 = K[I(I 2 )] Для электронно-ионных полуреакций, протекающих в кислой среде: 2I - - 2ē = I 2 ; φ° = 0,535 В; 2IО Н ē = I 2 + 6Н 2 О; 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.