Podstawy chemii, ćwiczenia laboratoryjne2

Tabela 6.4.

Tabela 6.4.

Potencjały standardowe niektórych reakcji redoks

Układ redoks	Potencjał standardowy £"
	IV]
+ 2e 4 ^ 2 soi	+ 2,05
MnOJ + 3c + 4H* MnO, + 2 11,0	+ 1.67
MnO^"+ 5e + 8H’ Mir* + 4 11,0	+ 1,52
Cr20^ + 6e + I4H* 2Cr'* + 7H,0	+ 1,30
O; + 4e + 4H* 2H20	+ 1.23
MnOj + e M11O4'	+ 0,54
U + 2c ^±2 r	+ 0,53
Oz + 4e + 2H,0 40 H~	+ 0.41
Cr^,ł + c Cr^2*	- 0,43
Ca^:* + 2c Ca	-2,87

Potencjał jest miarą zdolności układu do oddania lub pobrania elektronów i można go przedstawić za pomocą równania Nernsta:

*Złi„M

nF [Red]

Dla każdej połówkowej reakcji równanie Nernsta przyjmuje postać:

[Qy,]

[Recl_] ]

E\

c-0 ^ RT

E\ h--In

F

E₂

17”

^l2

+

RT

n₂F

In

[0*21 [Red₂\

E^{ ,£■[ ,E₂- potencjały standardowe

- liczba elektronów biorących udział w reakcji [Oa], [Red], [O*, ], [Red\ J, [Oa’2 1, [Red₂\- stężenia (aktywności) form utlenionych i zredukowanych R - stała gazowa (8,314 J /K mol)

I' - temperatura w Kelwinach (298 K) /•’ - stała Faradaya (96490 C)

0,059,    [0.v,l

Jeżeli podstawimy do równania Nernsta wartości liczbowe w miejsce symboli Stałych (R, T, F) i logarytm naturalny zmienimy na dziesiętny, wzory będą miały postać:

Ei = EV +

E₂ = E2 +

0,059, [Ox₂J

^r^logM4

W czasie przebiegu reakcji różnica między' potencjałami obu reakcji E_ti £₂ /mniejsza się, ponieważ maleje potencjał utleniacza (wzrasta stężenie jego postaci /redukowanej), a rośnie potencjał reduktora (wzrasta stężenie jego postaci utlenionej). W punkcie równoważnikowego nasycenia (PR) potencjały redoks są sobie równe. Ustala się stan równowagi dynamicznej między składnikami obu układów.

#1 = ^E1 = ^epr

stąd

Epr = E\

n\ [Red\ J

l^^rt \pR

[Red |]

PR

(^epr~ Ei°)"i 0,059

i odpowiednio dla drugiego układu

^ePR

»2 [/fcrf₂]

,    [°^X2\_PR _{^EPR~^E2^2

°^g[/?er/₂]_ra    0,059

165