ELEMENTY ELEKTROCHEMII
Prof. dr hab. inż. Lech Chmurzyński
BLOK TEMATYCZNY
XXI
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