ELEMENTY ELEKTROCHEMII

Prof. dr hab. inż. Lech Chmurzyński

BLOK TEMATYCZNY

XXI

Procesy utleniania i redukcji

Procesy redoks polegają na wymianie elektronów:

utlenianie –

proces oddawania elektronów przez atomy, jony lub

cząsteczki

redukcja –

proces odwrotny do utleniania, a więc polegający na

pobieraniu elektronów. Procesowi utleniania zawsze towarzyszy
proces redukcji, a procesowi redukcji zawsze towarzyszy proces
utleniania. Substancja utleniana (tracąca elektrony) jest środkiem
redukującym, natomiast substancja redukowana (pobierająca
elektrony) jest środkiem utleniającym.

Prof. dr hab. inż. Lech Chmurzyński – Uniwersytet Gdański - Wydział Chemii

Stopień utlenienia

Związki o budowie jonowej –

następuje realne przeniesienie

elektronów od reduktora do utleniacza.

Związki o budowie kowalencyjnej –

ma miejsce tylko przesunięcie

wiążącej pary elektronowej w kierunku atomu bardziej
elektroujemnego.

Stopień utlenienia –

liczba elementarnych ładunków (dodatnich

lub ujemnych), którą przypisalibyśmy atomowi określonego
pierwiastka wchodzącego w skład danej substancji, gdyby
substancja ta posiadała budowę jonową. Pojecie umowne,
szczególnie w przypadku związku o budowie atomowej. Dla
związków o budowie jonowej stopień utlenienia równy jest

wartościowości elektrochemicznej (elektrowartościowości)

czyli

liczbie oddawanych lub przyjmowanych elektronów.

Reguły określania stopni utlenienia:

1.

Suma stopni utlenienia wszystkich atomów wchodzących w

skład cząsteczki obojętnej wynosi zero, a w przypadku jonu jest
równa ładunkowi jonu.

2.

Pierwiastkom w stanie wolnym (niezależnie od odmiany

alotropowej) przypisuje się zerowy stopień utlenienia.

Prof. dr hab. inż. Lech Chmurzyński – Uniwersytet Gdański - Wydział Chemii

3.

Fluor we wszystkich połączeniach występuje na stopniu

utlenienia –I.

4.

Tlen w swych połączeniach występuje głównie na stopniu

utlenienia –II.

Wyjątki stanowią:

- nadtlenki, BaO

2

, (-I)

- ponadtlenki, KO

2

, (-0.5)

- jon oksygenylowy, O

2

+

, (+0.5)

- OF

2

, (II)

5.

Wodór przyjmuje stopień utlenienia I. Wyjątek stanowią

wodorki

1

i

2

grupy

( -I ).

Określanie stopni utlenienia w reakcjach redoks:

utlenianie –

reakcja prowadząca do podwyższenia stopnia

utlenienia

redukcja –

proces obniżania stopnia utlenienia.

Reakcja redoks –

w sposób formalny jest sumą reakcji utlenienia i

redukcji.

Prof. dr hab. inż. Lech Chmurzyński – Uniwersytet Gdański - Wydział Chemii

2Fe

3+

+ Sn

2+

= 2Fe

2+

+ Sn

4+

Niezależnie od siebie procesy utleniania i redukcji oraz ich skutki
obserwować

można

w

urządzeniach

zwanych

ogniwami

galwanicznymi (ogniwami elektrochemicznymi) w których:

utlenianie

Sn

2+

= Sn

4+

+ 2e

i redukcja

2Fe

3+

+ 2e = 2Fe

2+

zachodzą wprawdzie jednocześnie, ale każdy z nich w innej części
ogniwa (na innej elektrodzie).

Schemat ogniwa elektrochemicznego

(1)

G (2)

- +

Pt

Pt

Sn

2+

Fe

2+

Sn

4+

Fe

3+

Półogniwa (elektrody) typu redox

Anoda

– zachodzi proces utleniania :

Pt | Sn

2+

| Sn

4+

;

Sn

2+

= Sn

4+

+ 2e

Wydzielające się elektrony powodują powstawanie ładunku
ujemnego na elektrodzie platynowej (1).

Katoda

–

zachodzi proces redukcji:

Pt | Fe

2+

| Fe

3+

;

2Fe

3+

+2e = Fe

2+

Wskutek pobierania elektronów które zużywane są w procesie
redukcji na elektrodzie (2) pojawia się ładunek dodatni.

Wskutek powstania różnicy potencjałów (nadmiar elektronów na
elektrodzie (1) i ich niedomiar na elektrodzie (2), przez obwód
zewnętrzny przepłynie prąd (G).

Ogniwo elektrochemiczne –

praca (energia) reakcji chemicznej jest

zamieniana w energię elektryczną (prąd).

Prof. dr hab. inż. Lech Chmurzyński – Uniwersytet Gdański - Wydział Chemii

Różnice potencjałów elektrod ogniwa nie pracującego nazywamy

siłą elektromotoryczną ogniwa (SEM).

Siła elektromotoryczna jest

różnicą potencjałów: potencjału katody w stosunku do roztworu
soli żelaza oraz potencjału anody w stosunku do roztworu cyny
(potencjały obu roztworu połączone kluczem elektrolitycznym są
takie same):

0.621 = 0.771 - 0.15

Siłę elektromotoryczną ogniwa oblicza się odejmując od bardziej
dodatniego potencjału elektrody potencjał elektrody mniej
dodatniej (bardziej ujemnej).

Potencjały półogniw

zależą od stosunku stężeń utleniacza i

reduktora (w przypadku roztworów bardzo rozcieńczonych):

- wzór Nernsta













2

4

2

3

Sn

/

Sn

Fe

/

Fe

E

E

E













2

4

2

3

Sn

/

Sn

Fe

/

Fe

E

E

E

RED

OX

RED

/

OX

0

RED

/

OX

c

c

ln

nF

RT

E

E





RED

OX

RED

/

OX

0

RED

/

OX

c

c

ln

nF

RT

E

E





Prof. dr hab. inż. Lech Chmurzyński – Uniwersytet Gdański - Wydział Chemii

E

0

– standardowy potencjał normalny

czyli wartość potencjału

elektrody zanurzonej w roztworze zawierającym jednakowe
stężenia formy utlenionej i zredukowanej:

F

–

stała

Faradaya

równa

ładunkowi

i

mola

jonów

jednowartościowych ; F = 96485C (96500)

n –

ilość wymienianych elektronów w reakcji redox:

OX + ne = RED

Dla rozpatrywanego ogniwa potencjały elektrod wynoszą:

1

c

c

RED

OX



1

c

c

RED

OX



















2

3

2

3

2

3

Fe

Fe

Fe

/

Fe

0

Fe

/

Fe

c

c

ln

F

RT

E

E

















2

3

2

3

2

3

Fe

Fe

Fe

/

Fe

0

Fe

/

Fe

c

c

ln

F

RT

E

E















2

4

2

4

2

34

Sn

Sn

Sn

/

Sn

0

Sn

/

Sn

c

c

ln

F

2

RT

E

E















2

4

2

4

2

34

Sn

Sn

Sn

/

Sn

0

Sn

/

Sn

c

c

ln

F

2

RT

E

E

Prof. dr hab. inż. Lech Chmurzyński – Uniwersytet Gdański - Wydział Chemii

W przypadku roztworów bardziej stężonych zamiast stężeń we
wzorze Nernsta wprowadzamy aktywność:

E

0

– standardowy potencjał normalny

czyli potencjał elektrody w

roztworze o aktywności równej 1. Czyli:

a siła elektromotoryczna ogniwa:

RED

OX

RED

/

OX

0

RED

/

OX

a

a

ln

nF

RT

E

E





















2

3

2

3

2

3

Fe

Fe

Fe

/

Fe

0

Fe

/

Fe

a

a

ln

F

RT

E

E















2

4

2

4

2

34

Sn

Sn

Sn

/

Sn

0

Sn

/

Sn

a

a

ln

F

2

RT

E

E



























4

2

2

3

2

4

2

3

2

3

Sn

Fe

2

Sn

Fe

2

Sn

/

Sn

0

Fe

/

Fe

0

Fe

/

Fe

a

*

a

a

*

a

ln

F

2

RT

E

E

E

Prof. dr hab. inż. Lech Chmurzyński – Uniwersytet Gdański - Wydział Chemii

Elektrody metaliczne

Niektóre metale zanurzone do roztworu soli innych metali
wypierają je z roztworów, np.:

Zn + Cu

2+

 Zn

2+

+ Cu

Cd + 2Ag

+

 2Ag + Cd

2+

Metal bardziej aktywny wypiera z roztworu metal mniej aktywny.
W sposób eksperymentalny można ułożyć metale według
malejącej aktywności metali (zwanej szlachetnością metali ) i vice
versa. Na powierzchni metalu zachodzi reakcja:

Me – ne Me

n+

Układ metal - roztwór zwany jest

elektrodą

lub

półogniwem I

rodzaju.

W chwili gdy nie płynie przez ogniwo prąd, ustala się między
roztworem a powierzchnią metalu równowaga, której odpowiada
określona różnica potencjałów:

Prof. dr hab. inż. Lech Chmurzyński – Uniwersytet Gdański - Wydział Chemii

=

Stężenie metalu w elektrodzie metalicznej jest stałe. Stąd dla T =
const.:

= const. =

Czyli

W przypadku roztworów b. stężonych stężenia zastąpione są
aktywnościami:

Jeżeli aktywność jonów metalu w roztworze jest równa jedności,
to:

a potencjał ten jest nazywany

potencjałem normalnym

, zaś

elektroda zwana jest

elektrodą normalną

.

Me

Me

Me

/

Me

'

0

Me

/

Me

c

c

ln

nF

RT

E

E

n

n

n



















n

n

Me

Me

Me

/

Me

'

0

c

ln

nF

RT

c

1

ln

nF

RT

E









n

n

Me

Me

Me

/

Me

'

0

c

ln

nF

RT

c

1

ln

nF

RT

E

Me

/

Me

0

n

E













n

n

n

Me

Me

/

Me

'

0

Me

/

Me

c

ln

nF

RT

E

E











n

n

n

Me

Me

/

Me

'

0

Me

/

Me

c

ln

nF

RT

E

E











n

n

n

Me

Me

/

Me

'

0

Me

/

Me

a

ln

nF

RT

E

E











n

n

n

Me

Me

/

Me

'

0

Me

/

Me

a

ln

nF

RT

E

E

Me

/

Me

0

Me

/

Me

n

n

E

E







Me

/

Me

0

Me

/

Me

n

n

E

E







Prof. dr hab. inż. Lech Chmurzyński – Uniwersytet Gdański - Wydział Chemii

Elektroda wodorowa:

2H

3

O

+

+ 2e H

2

+ 2H

2

O

Jeżeli a to . Taka elektroda nosi
nazwę normalnej elektrody wodorowej, a potencjał jej umownie
wynosi zero. Potencjał normalny każdej elektrody podawany jest
jako wartość mierzona w stosunku do normalnej el. wodorowej.
Pomiar potencjału dowolnej elektrody, w tym elektrody
metalicznej zanurzonej w roztworze własnych jonów, dokonywany
wobec elektrody wodorowej, jest równoznaczny z pomiarem SEM
ogniwa:

Pt , H

2

| H

3

O

+

(a

H3O+

=1) || Me

n+

( a

Men+

) | Me

2

3

2

3

2

3

H

O

H

2

H

/

O

H

0

H

/

O

H

p

a

ln

nF

2

RT

E

E











2

3

2

3

2

3

H

O

H

2

H

/

O

H

0

H

/

O

H

p

a

ln

nF

2

RT

E

E











1

a

O

H

3





1

p

2

H



2

#

2

3

H

/

O

H

0

H

/

O

H

E

E







)

zdefinicji

(

0

boE

E

E

E

E

0

H

O

H

Me

Me

0

H

O

H

Me

Me

2

3

n

2

3

n

















)

zdefinicji

(

0

boE

E

E

E

E

0

H

O

H

Me

Me

0

H

O

H

Me

Me

2

3

n

2

3

n

















Prof. dr hab. inż. Lech Chmurzyński – Uniwersytet Gdański - Wydział Chemii

Znając wartość potencjału E

Men+/Me

w skali wodorowej oraz

aktywność jonów metalu w roztworze a

Men+

z poniższego wzoru

można obliczyć wartość E

0

Men+/Me

w skali wodorowej:

Nosi ona nazwę

potencjału standardowego elektrody metalicznej.

Szereg elektrochemiczny metali

Li < K < Ba < Na < Mg < Al < Zn < Fe < Ni < Pb <

H

2

< Cu < Pt <

Au

Metal o niższym potencjale normalnym wypiera z roztworu metal
o wyższym potencjale (leżący bardziej na prawo w szeregu), np.:

Fe + Cu

2+

 Cu + Fe

2+

Zn + 2Ag

+

 2Ag + Zn

2+











n

Me

n

Me

n

Me

0

Me

Me

a

ln

nF

RT

E

E











n

Me

n

Me

n

Me

0

Me

Me

a

ln

nF

RT

E

E

Prof. dr hab. inż. Lech Chmurzyński – Uniwersytet Gdański - Wydział Chemii

 Na tej samej zasadzie metale o ujemnym w stosunku do wodoru
potencjale wypierają wodór z roztworów zawierających jony
hydroniowe (roztwory kwasów, woda). Praktycznie intensywne
wydzielanie wodoru z wody w temperaturze otoczenia powodują
tylko metale o potencjałach normalnych niższych od potencjału
normalnego magnezu (> -2.3 V ).

Przyczyny:

1)

stężenie jonów hydroniowych w wodzie jest bardzo małe -

potencjał wodoru liczony z wzoru Nernsta, jest obniżony do
wartości:

2)

metale o potencjale niższym od -0.414 V teoretycznie

wydzielają wodór, ale szybkość reakcji w temperaturze otoczenia
jest znikoma. Szybkość tej reakcji jest tym niższa, im mniejsza jest
różnica potencjałów między między danymi półogniwami a
potencjałem wodoru.

3)

powstawanie trudno rozpuszczalnych produktów reakcji

zmniejszających powierzchnię reakcji, a nawet powodujących
zatrzymanie reakcji

2Fe + 3H

2

O  Fe

2

O

3

+ 3H

2

E

0

Fe3+/Fe

= -0.036

414

.

0

10

log

0592

.

0

a

ln

F

RT

E

7

O

H

H

O

H

3

2

3















414

.

0

10

log

0592

.

0

a

ln

F

RT

E

7

O

H

H

O

H

3

2

3















Metale o dodatnich potencjałach nie wydzielają wodoru nawet z
kwasów i nie reagują z parą wodną. Niektóre z nich (np. Cu, Hg,
Ag) mogą być rozpuszczone tylko w wyniku działania na nie
kwasami o właściwościach utleniających (kwasy tlenowe, np.
HNO

3

, H

2

SO

4

). Reakcje te związane są ze zmianą wartościowości

( redukcja ) pierwiastka reszty kwasowej:

3Cu + 8 HNO

3

 3Cu( NO

3

)

2

+ 2NO + 4H

2

O

2Ag + 2 H

2

SO

4

 Ag

2

SO

4

+ SO

2

+ 2H

2

O

Metale o potencjale wyższym od +1.0 V poddają się utlenieniu z
największą trudnością i ulegają działaniu tylko bardzo silnych
utleniaczy np. gorącej wody królewskiej:

HNO

3

+3HCl  2Cl + NOCl + 2H

2

O

która utlenia wszystkie metale szlachetne, np.:

3Pt + 16 H

+

+ 4NO

3

-

+ 18Cl

-

 3[PtCl

6

]

2-

+ 4NO +3H

2

O

Ogniwo zbudowane z dwu elektrod metalicznych możemy
przedstawić w formie:

Me | Me

n+

| (c

1

) || Me

m.+

2 (c

2

) | Me 2

Prof. dr hab. inż. Lech Chmurzyński – Uniwersytet Gdański - Wydział Chemii

Przykładem ogniwa galwanicznego składającego się dwu półogniw
metalicznych jest

ogniwo Daniella

składające się z elektrody

cynkowej i miedziowej:

- Zn |Zn

2+

(C

1

) || Cu

2+

(C

2

) | Cu +

anoda katoda

Znak elektrody określa się dla reakcji elektrodowej (połówkowej)
zapisanej w formie redukcji (umownie):

utleniacz + ne reduktor

Reakcje elektrodowe:

A(-)

Zn  Zn

2+

+ 2e

K(+)

Cu

2+

+ 2e  Cu

Sumarycznie:

Zn + Cu

2+

Zn

2+

+ Cu

Prof. dr hab. inż. Lech Chmurzyński – Uniwersytet Gdański - Wydział Chemii

Ogniwa stężeniowe –

prąd elektryczny powstaje wskutek

procesu wyrównania się stężeń tego samego elektrolitu w
przestrzeni katodowej i anodowej (nie zachodzi reakcja
chemiczna).

Ogniwo Volty –

ogniwo nieodwracalne składa się elektrod

miedziowej i cynkowej zanurzonych do 1N roztworu H

2

SO

4

.

Podczas pobierania prądu w ogniwie zachodzą reakcje:

Zn

Zn  Zn

2+

+ 2e

Cu

2H

+

+ 2e  H

2

Sumarycznie:

Zn + 2H

+

 Zn

2+

+ H

2

Elektrody gazowe

Np.

elektroda

wodorowa,

tlenowa,

chlorowa

itp.

Zbudowane są metalu obojętnego (zazwyczaj Pt, pokrytej czernią
platynową)

będącego

przenośnikiem

prądu,

obmywanego

strumieniem danego gazu (wodoru, tlenu itp.) i zanurzonego do
odpowiednich jonów; H

+

, Cl

-

.

Prof. dr hab. inż. Lech Chmurzyński – Uniwersytet Gdański - Wydział Chemii

Elektroda chlorowa:

Cl

-

/ Cl

2

,Pt,

P

Cl2

= const (1atm)

reakcja elektrodowa:

0.5 Cl

2

+ e Cl

-

 

Stosując wzór Nernsta potencjał tej elektrody wyrazić można
wyrażeniem:

wskutek założenia, że p

Cl2

= const

0

Cl

Cl

2

1

Cl

|

0

Cl

Cl

Cll

2

1

Cl

|

0

Cl

Cl

Cl

2

1

Cl

|

0

Cl

Cl

Cl

Cl

2

2

2

2

2

2

2

2

E

const

p

ln

F

RT

E

c

ln

F

RT

p

ln

F

RT

E

c

p

ln

F

RT

E

E

































0

Cl

Cl

2

1

Cl

|

0

Cl

Cl

Cll

2

1

Cl

|

0

Cl

Cl

Cl

2

1

Cl

|

0

Cl

Cl

Cl

Cl

2

2

2

2

2

2

2

2

E

const

p

ln

F

RT

E

c

ln

F

RT

p

ln

F

RT

E

c

p

ln

F

RT

E

E

































2

1

Cl

|

0

Cl

Cl

Cl

Cl

c

ln

F

RT

E

E

2

2











2

1

Cl

|

0

Cl

Cl

Cl

Cl

c

ln

F

RT

E

E

2

2











Prof. dr hab. inż. Lech Chmurzyński – Uniwersytet Gdański - Wydział Chemii

W przypadku ogólnym (dla dowolnej elektrody gazowej):

X + ne X

n-

a dla roztworów stężonych:

(stężenie zastępujemy aktywnością).











n

n

n

X

|

0

X

Xl

X

X

c

ln

nF

RT

E

E











n

n

n

X

|

0

X

Xl

X

X

c

ln

nF

RT

E

E











n

n

n

X

|

0

X

Xl

X

X

a

ln

nF

RT

E

E











n

n

n

X

|

0

X

Xl

X

X

a

ln

nF

RT

E

E

Prof. dr hab. inż. Lech Chmurzyński – Uniwersytet Gdański - Wydział Chemii

Elektrody odwracalne względem anionu (II rodzaju )

Zbudowane

z

metalu

Me,

pokrytego

warstwa

trudno

rozpuszczalnej soli tego metalu MeX

n

i zanurzonego do elektrolitu

o anionie wspólnym z anionem trudno rozpuszczalnej soli X

n-

.

Należy do nich np. elektroda kalomelowa:

Cl

-

|Hg

2

Cl

2

,Hg

odwracalna względem jonów chlorkowych:

0.5Hg

2

Cl

2

+ e Hg +Cl

-

A więc potencjał jest funkcją tylko stężenia jonów chlorkowych
(aktywności jonów chlorkowych). Z tego względu bardzo często
stosuje się tzw. nasyconą elektrodę kalomelową (elektrolitem jest
nasycony roztwór KCl) charakteryzującą się bardzo stałym
potencjałem. Stałość potencjału wynika z faktu, że w nasyconym
roztworze KCl aktywność jonów Cl

-

jest stała. Ponieważ

rozpuszczalność KCl zależy od temperatury również i potencjał
nasyconej elektrody kalomelowej (NEK) zależy od T:

E

NEK

= 0.2444 – 0.00025 (t - 25)

gdzie t jest temperaturą w skali Celsiusza.











Cl

0

Ag

,

Cl

Hg

Cl

Ag

,

Cl

Hg

Cl

C

ln

F

RT

E

E

2

2

2

2











Cl

0

Ag

,

Cl

Hg

Cl

Ag

,

Cl

Hg

Cl

C

ln

F

RT

E

E

2

2

2

2

E

0

wyraża potencjały elektrod, gdy:

(a

Men+

=1 ; a

xn-

=1)

Wartości E

0

wyznaczone w skali wodorowej noszą nazwę

potencjałów normalnych. Szereg zbierający te wartości nosi
nazwę

szeregu potencjałów standardowych (normalnych).

Na podstawie wartości potencjału normalnego wnioskować można
o właściwościach redox układu:

- Im

niższy jest potencjał standardowy metalu

tym

silniejsze

właściwości redukcyjne

posiada metal. Jony metali (zdolne do

przyjmowania elektronów) są czynnikami utleniającymi. Ich
właściwości utleniające są tym silniejsze, im wyższy jest potencjał
standartowy metalu.

1

a

a

red

ox



Szereg potencjałów standardowych (normalnych)

-

Potencjał standartowy

charakteryzuje również środowisko; w

przypadku półogniw redox ma ono właściwości tym bardziej
redukujące im niższy jest potencjał standardowy, a tym silniej
utleniające im potencjał ten jest wyższy.

Znajomość standardowych potencjałów elektrod umożliwia
obliczanie SEM ogniw złożonych z dwu dowolnych półogniw:

red

ox

0

red

ox

red

ox

a

a

ln

nF

RT

E

E





red

ox

0

red

ox

red

ox

a

a

ln

nF

RT

E

E





Biorąc pod uwagę, że R = 8.3144 J /mol K, F =96485 C/mol, T =
298.15 K oraz zmieniając logarytmy naturalne na dziesiętne
otrzymuje się:

red

ox

0

red

ox

red

ox

0

red

ox

red

ox

a

a

log

n

0592

.

0

E

a

a

log

96485

n

15

.

298

3144

.

3

303

.

2

E

E















red

ox

0

red

ox

red

ox

0

red

ox

red

ox

a

a

log

n

0592

.

0

E

a

a

log

96485

n

15

.

298

3144

.

3

303

.

2

E

E















Prof. dr hab. inż. Lech Chmurzyński – Uniwersytet Gdański - Wydział Chemii

Np. w

ogniwie Daniella

, w którym odbywa się reakcja:

 

Zn + Cu

2+

 Zn

2+

+ Cu

zapisanego w postaci:

Zn|Zn

2+

|| Cu

2+

| Cu

gdyż na prawej elektrodzie następuje redukcja jonów Cu

2+

do

miedzi metalicznej:

 

 

podstawiając:

E

0

Cu2+/Cu

= +0.337, E

0

Zn2+/Zn

= -0.763, a

Cu2+

=

a

Zn2+

= 1

otrzymuje się:

E=0.337-(-0.763)=1.100 [ V ].





























2

2

2

log

2

0592

.

0

log

2

0592

.

0

/

2

0

/

2

0

/

2

/

Zn

Zn

Zn

Cu

Cu

Cu

Zn

Zn

Cu

Cu

a

E

a

E

E

E

E

Prof. dr hab. inż. Lech Chmurzyński – Uniwersytet Gdański - Wydział Chemii

Przewidywanie kierunku przebiegu reakcji utleniania i

redukcji

W ogniwie:

Pt| Utl

1

(C

1

), Red

1

(C

2

) || Utl

2

(C

3

) Red

2

(C

4

) |Pt

w poszczególnych półogniwach zachodzą następujące reakcje:

Utl

1

+n

1

e Red

1

Utl

2

+n

2

e Red

2

Podczas pracy ogniwa proces redukcji będzie przebiegał w
półogniwie o wyższym potencjale, a proces utlenienia w
półogniwie o potencjale niższym. Wraz ze zmianą stężeń
składników półogniwa różnica potencjałów będzie stopniowo
maleć.

Prof. dr hab. inż. Lech Chmurzyński – Uniwersytet Gdański - Wydział Chemii

W momencie zrównania wartości potencjałów obydwu półogniw
układ osiąga stan równowagi, a szybkość reakcji redox jest w
obydwu kierunkach jednakowa. Jeśli chcemy aby reakcja:

Utl

1

+ Red

2

Red

1

+ Utl

2

 

zachodziła na prawo, to potencjał układu Utl

1

/Red

1

musi być

wyższy od potencjału układu Utl

2

/Red

2

bowiem tylko wtedy

różnica potencjałów zmniejsza się dzięki wzrostowi stężenia formy

Red

1

i zmniejszaniu stężenia formy Utl

1.

Prof. dr hab. inż. Lech Chmurzyński – Uniwersytet Gdański - Wydział Chemii

Tytuł kolejnego wykładu:

ELEKTROLIZA

Prof. dr hab. inż. Lech Chmurzyński