Редокс процесите заемат едно от водещите места във формирането на химичните свойства на почвите. Най-важните фактори, които определят редокс състоянието на почвените хоризонти, са кислородът на почвения въздух и почвените разтвори, оксидните и железните съединения на желязото, мангана, азота, сярата, органичните вещества и микроорганизмите.
Реакциите на окисляване и редукция винаги протичат едновременно. Окисляването на едно вещество, участващо в реакцията, е придружено от редукция на друго вещество.
Под редокс процеси се разбират процеси, в които като възможен етап се включва преминаването на електрони от една частица на веществото в друга. Окислението е реакция, при която към дадено вещество се добавя кислород или вещество губи водород или електрони. Редукцията е загуба на кислород от вещество, добавяне на водород или електрони към вещество.
Способността на почвата да се подлага на окислително-редукционни реакции се измерва с помощта на редокс потенциал (ORP).
Редокс потенциалът по отношение на водорода се нарича Eh. Тази стойност зависи от концентрацията и съотношението на окислителите и редуциращите агенти, образувани в процеса на образуване на почвата. Поради наличието на определени окислително-редукционни системи в почвените хоризонти е възможно да се определи потенциалната разлика (Eh) в миливолти с помощта на чифт електроди, потопени в почвата. Стойностите на Eh в различните типове почви и почвени хоризонти варират в рамките на 100-800 mV, понякога имат и отрицателни стойности. Стойността на Eh зависи в значителна степен от киселинно-алкалните условия на околната среда, растителността и микроорганизмите.
В почвените условия значителна част от компонентите, участващи в редокс реакциите, са представени от твърди фази. При реакции, включващи твърди фази, почвата ще проявява висок буферен капацитет, докато тези компоненти не реагират. Буферирането е способността на почвата да устои на промените в ORP при всякакви външни влияния. Тази концепция характеризира стабилността на редокс системите на почвата в естествени динамични условия и може да се нарече динамично буфериране. В естествена среда хумусните вещества и минералите на железните хидроксиди реагират с ниска скорост.
Почвите съдържат широк спектър от редокс системи: Fe3 + - Fe2 +, Mn2 + - Mn3 + - Mn4 +, Cu + - Cu2 +, Co2 + - Co3 +, NO3‾ - NO2‾ - NH3‾, S6‾ - S2 ‾.
Разграничаване на обратими и необратими редокс системи. Реверсивните системи са тези, които не променят общия запас от компоненти в процеса на промяна на редокс режима. Необратимите системи в процеса на промяна на редокс режима губят част от веществата. Тези вещества преминават в газообразно състояние или се утаяват. Като правило в почвите преобладават необратими системи.
Обратимите редокс системи включват:
Fe3 + ⇆Fe2 + система. Тази система заема специално място сред обратимите системи. Тя е чувствителна към най-малките промени в окислително-редукционната среда. Разтворимостта на железните съединения е изключително ниска. Миграцията на съединенията на желязото е възможна главно под формата на съединения на желязото при условия на повишена киселинност и ниска Eh.
Система Mn2 + ⇆ Mn4 +. Тази система е изключително чувствителна към промените в ORP. Съединенията на четиривалентния манган са неразтворими при условия, характерни за почвените хоризонти. Сменяемият манган е двувалентен. Концентрацията на двувалентни манганови йони с повишаване на киселинността и намаляване на Eh се увеличава с десетки хиляди пъти. Миграцията на мангановите съединения в хода на почвообразуващите процеси във вертикално и хоризонтално направление е подобна на миграцията на съединенията на желязото.
Необратимите редокс системи включват:
Система NO3 → NO2 → NO → N. Процесът на нитрификация и натрупване на нитрати протича при окислителни условия и при високи Eh 400-500 mV. Овлажняването на почвата намалява Eh и насърчава развитието на процеси на денитрификация.
Системата сулфат ⇆ сулфид. Тази редокс система играе важна роля във всички почви, където има сулфатни соли. С участието на микроорганизми сулфатно-сулфидната система при наличие на органична материя и липса на кислород се измества към сулфиди. Има процес на редукция на сулфатите до серни метали:
Na2SO4 + 2C = Na2S + CO2
Под въздействието на въглеродния диоксид, присъстващ в почвата, серните метали лесно се разлагат и образуват бикарбонати и карбонати на алкални и алкалоземни метали. В този случай протича процесът на възстановяване на сулфатите:
Na2S + H2CO3 = Na2CO3 + H2S
Съдържанието на елементи с променлива валентност в почвения разтвор обаче е доста ниско. Следователно почвеният разтвор има нисък капацитет на ОМ и буферен капацитет, а стойността на Eh е нестабилна.
По-значителен ефект върху процесите на ОВ в почвите оказват кислородът, разтворен в почвения разтвор, почвената микрофлора и водата.
Почти всички реакции на почвата протичат във водната среда, а самата вода може да действа както като окислител, така и като редуциращ агент.
Според особеностите на протичането на окислително-редукционните процеси се разграничават три серии почви: 1) автоморфни почви с преобладаване на окислителна среда, 2) почви с редуцираща глеева среда, 3) почви с редуцираща сероводородна среда.
Преобразуването на растителните остатъци, натрупването и състава на получената органична материя и, като следствие, формирането на почвения профил са тясно свързани с ОВ-процесите.
такъв процес на взаимодействие между две вещества, при който протича обратима реакция на окисление на едното вещество поради редукция на другото, а в средата се образува смес от окислени и редуцирани йони, например. - Fe "" и Fe ", Sn" и Sn "" и др. Нивото на интензитет на редокс системата се определя от стойността на редокс потенциала Eh, който се изразява във волтове, по отношение на потенциала на нормален водороден електрод.
Колкото по-положителен е потенциалът на системата, толкова повече окислителни свойства има тя. Наричат се потенциалите, които се получават в системи, съдържащи равни концентрации на окислен и редуциран йон. нормално.
О. о.-в. с. по големината на нормалните потенциали те могат да бъдат подредени в ред и всяка система е окислител по отношение на система с по-отрицателен нормален потенциал и редуциращ агент по отношение на система с по-положителен нормален потенциал . Редокс системите играят важна роля в образуването на минерали, трансформацията на органичната материя в седиментните скали и др.
Еквивалентно веществоили Еквивалентене реална или условна частица, която може да добавя, освобождава или по друг начин да бъде еквивалентна на водороден катион при йонообменни реакции или на електрон в редокс реакции.
Например в реакция:
NaOH + HCl = NaCl + H2O
еквивалентът ще бъде реална частица - йонът Na + в реакцията
еквивалентът ще бъде въображаемата частица ½Zn (OH) 2.
Често се има предвид и еквивалент на вещество брой еквиваленти на веществотоили еквивалентно количество вещество- броят на моловете вещество, еквивалентен на един мол водородни катиони в разглежданата реакция.
[редактиране] Еквивалентна маса
Еквивалентна масае масата на един еквивалент на дадено вещество.
[редактиране] Еквивалентна моларна маса на вещество
Моларните масови еквиваленти обикновено се наричат или. Съотношението на еквивалентната моларна маса на веществото към неговата правилна моларна маса се нарича коефициент на еквивалентност(обикновено се обозначава като).
Моларна маса на еквивалента на веществото е масата на един мол еквиваленти, равна на произведението на коефициента на еквивалентност от моларната маса на това вещество.
M eq = f eq × M
[редактиране] Коефициент на еквивалентност
Съотношението на еквивалентната моларна маса към нейната собствена моларна маса се нарича коефициент на еквивалентност(обикновено се обозначава като).
[редактиране] Еквивалентно число
Еквивалентно число zе малко положително число, равно на броя на еквивалентите на вещество, съдържащи се в 1 мол от това вещество. Коефициентът на еквивалентност е свързан с числото на еквивалентност zследното съотношение: = 1 / z.
Например в реакция:
Zn (OH) 2 + 2HCl = ZnCl 2 + 2H2O
Еквивалентът е ½Zn (OH) 2 частица. Числото ½ е коефициент на еквивалентност, zв този случай е 2
* - за инертни газове З = 1
Коефициентът на еквивалентност помага да се формулира закона за еквивалентността.
[редактиране] Закон за еквивалентите
В резултат на трудовете на И. В. Рихтер (1792-1800) е открит законът за еквивалентите:
§ всички вещества реагират в еквивалентни пропорции.
§ формула, изразяваща закона за еквивалентите: m 1 E 2 = m 2 E 1
§ Електрохимичен еквивалент- количеството вещество, което трябва да се освободи от електрода, според закона на Фарадей, когато единица електричество преминава през електролита:
Къде е константата на Фарадей.
§ Постоянен Фарадей, е физическа константа, която определя връзката между електрохимичните и физичните свойства на веществото.
§ Константата на Фарадей е равна на Cl · mol −1.
§ Константата на Фарадей е включена като константа в Вторият закон на Фарадей(закон за електролизата).
§ Числено, константата на Фарадей е равна на електрическия заряд, когато преминава през електролита, (1 / z) мол вещество А се освобождава върху електрода по формулата:
където: 
- броят на електроните, участващи в реакцията.
§ За константата на Фарадей е валидно следното отношение:
Къде е елементарният заряд и е числото на Авогадро.
Изотопи(от старогръцки ισος - "равен", "същото", и τόπος - "място") - разновидности на атоми (и ядра) на един химичен елемент с различен брой неутрони в ядрото. Името се дължи на факта, че изотопите се намират на едно и също място (в една и съща клетка) в периодичната таблица. Химичните свойства на атома зависят практически само от структурата на електронната обвивка, която от своя страна се определя главно от заряда на ядрото З(тоест броя на протоните в него) и почти не зависи от масовото му число А(тоест общият брой протони Зи неутрони н). Всички изотопи на един елемент имат еднакъв ядрен заряд, като се различават само по броя на неутроните. Обикновено изотопът се обозначава със символа на химическия елемент, към който принадлежи, с добавяне на горен ляв индекс, указващ масовото число (например 12 C, 222 Rn). Можете също да напишете името на елемента с добавяне на масово число, разделено с тире (например въглерод-12, радон-222). Някои изотопи имат свои собствени традиционни имена (например деутерий, актинон).
Пример за изотопи: 16 8 O, 17 8 O, 18 8 O - три стабилни кислородни изотопа.
[редактиране] Терминология
Основната позиция на IUPAC е, че правилният термин в единствено число за означаване на атоми (или ядра) на един химичен елемент със същата атомна маса е нуклид, а терминът изотопиразрешено е да се използва за обозначаване на набор от нуклиди на един елемент. Срок изотопибеше предложено и използвано първоначално в множествено число, тъй като за сравнение са необходими поне два вида атоми. В бъдеще използването на термина в единствено число също стана широко разпространено в практиката - изотоп... Освен това терминът за множествено число често се използва за обозначаване на всяка колекция от нуклиди, а не само на един елемент, което също е неправилно. Понастоящем позициите на международните научни организации не са приведени до еднородност и термин изотоппродължава да се използва широко, включително в официалните материали на различни подразделения на IUPAC и IUPAP. Това е един пример за това как значението на термина, първоначално заложено в него, престава да съответства на понятието, за което се използва този термин (друг учебен пример е атомът, който, в противоречие с името, не е неделим).
[редактиране] История на откриването на изотопи
Първото доказателство, че веществата с едно и също химично поведение могат да имат различни физични свойства, е получено при изследване на радиоактивните трансформации на атоми на тежки елементи. През 1906-07 г. става ясно, че продуктът от радиоактивния разпад на урана - йони и продуктът на радиоактивния разпад - радиаторий, имат същите химични свойства като тория, но се различават от него по атомна маса и характеристики на радиоактивен разпад. По-късно беше открито, че и трите продукта имат един и същ оптичен и рентгенов спектър. Такива вещества, еднакви по химични свойства, но различни по масата на атомите и някои физични свойства, по предложение на английския учен Ф. Соди започват да се наричат изотопи.
[редактиране] Изотопи в природата
Смята се, че изотопният състав на елементите на Земята е еднакъв във всички материали. Някои физически процеси в природата водят до нарушаване на изотопния състав на елементите (естествени фракциониранеизотопи, характерни за леките елементи, както и изотопни измествания по време на разпада на естествените дългоживеещи изотопи). Постепенното натрупване на ядра в минерали, продукти на разпада на някои дългоживеещи нуклиди, се използва в ядрената геохронология.
[редактиране] Човешка употреба на изотопи
В технологичните дейности хората са се научили да променят изотопния състав на елементите, за да получат някакви специфични свойства на материалите. Например, 235 U е способен на верижна реакция на делене чрез термични неутрони и може да се използва като гориво за ядрени реактори или ядрени оръжия. Въпреки това, естественият уран съдържа само 0,72% от този нуклид, докато верижна реакция е практически осъществима само при съдържание на 235 U от най-малко 3%. Поради близките физични и химични свойства на изотопите на тежките елементи, процедурата за изотопно обогатяване на урана е изключително сложна технологична задача, която е достъпна само за десетина страни в света. В много клонове на науката и технологиите (например в радиоимунния анализ) се използват изотопни етикети.
Константа на дисоциация- вид равновесна константа, която показва тенденцията на голям обект да се дисоциира (разделя) по обратим начин на малки обекти, като например когато комплексът се разпада на съставните му молекули или когато солта се разделя на йони във воден разтвор решение. Обикновено се обозначава константата на дисоциация К ди обратната на асоциационната константа. В случай на соли константата на дисоциация понякога се нарича йонизираща константа.
Като цяло реакция
където комплексът А хБ гсе разпада на хединици А и гединици B, константата на дисоциация се дефинира, както следва:
където [A], [B] и са концентрациите на A, B и комплекса A x B y, съответно.
[редактиране] Определение
Електролитната дисоциация на слаби електролити, според теорията на Арениус, е обратима реакция, тоест може да бъде схематично представена с уравненията (за едновалентни йони :):
KA ↔ K + + A -,
§ KA - недисоциирано съединение;
§ K + - катион;
§ A - - анион.
Равновесната константа на такава реакция може да се изрази с уравнението:
 ,
| (1) |
§ - концентрация на недисоциирано съединение в разтвор;
§ - концентрация на катиони в разтвор;
§ - концентрация на аниони в разтвор.
Равновесната константа по отношение на реакцията на дисоциация се нарича константа на дисоциация.
[редактиране] Дисоциация на електролити с многовалентни йони
В случай на дисоциация на електролити с многовалентни йони, дисоциацията протича на стъпки, като всяка стъпка има своя собствена стойност на константата на дисоциация.
Пример: Дисоциация на многоосновна (борна) киселина [ източник не е посочен 332 дни] :
Етап I: H 3 BO 3 ↔ H + + H 2 BO 3 -,
Етап II: H 2 BO 3 - ↔ H + + HBO 3 2−,
Етап III: HBO 3 2− ↔ H + + BO 3 3−,
Първата степен на дисоциация за такива електролити винаги е много по-висока от следващите, което означава, че дисоциацията на такива съединения протича главно през първия етап.
[редактиране] Връзка между константата на дисоциация и степента на дисоциация
Въз основа на определянето на степента на дисоциация, за СА електролита в реакцията на дисоциация = = α c, = c - α c = c (1 - α), където α е степента на дисоциация на електролита.
| , | (2) |
Този израз се нарича закон за разреждане на Оствалд. За много малко α (α<<1) K=cα² и
така, с увеличаване на концентрацията на електролита, степента на дисоциация намалява, с намаляване се увеличава. Връзката между константата на дисоциация и степента на дисоциация е описана по-подробно в статията Закон за разреждане на Оствалд.
[редактиране] Разликата между експерименталните резултати и модела на Арениус, извличането на константата на дисоциация чрез дейности
Горните изчисления се основават на теорията на Арениус, която е твърде груба, без да се вземат предвид факторите на електростатичното взаимодействие на йони. Отклоненията от идеалното състояние в електролитните разтвори възникват при много ниски концентрации, тъй като междуйонните сили са обратно пропорционални квадратразстоянието между центровете на йоните, докато междумолекулните сили са обратно пропорционални седма степенразстояния, тоест междуйонните сили дори в разредени разтвори се оказват много по-големи от междумолекулните.
Люис показа, че прости уравнения могат да се запазят за реални решения (виж по-горе), ако вместо йонни концентрации въведем неговата функция, т.нар. дейност... Активността (а) е свързана с концентрацията (в) чрез корекционен фактор γ, наречен фактор на активност:
а = γ ° С
Така изразът за равновесната константа, според Арениус, описан с уравнение (1), според Люис ще изглежда така:
§ 
;
§ 
;
В теорията на Луис връзката между константата и степента на дисоциация (в теорията на Арениус, написана чрез уравнение (2) се изразява чрез връзката:
Ако няма други влияния, които отклоняват разтвора от идеалното състояние, тогава недисоциираните молекули се държат като идеални газове и γ KA = 1, а истинският израз на закона за разреждане на Оствалд ще приеме формата:
§ - средният коефициент на активност на електролита.
Тъй като c → 0 и γ → 1, горното уравнение на закона за разреждане на Оствалд приема формата (2). Колкото повече електролитът се дисоциира, толкова по-бързо стойността на коефициента на активност γ се отклонява от единица и толкова по-бързо се случва нарушението на класическия закон за разреждане.
[редактиране] Константа на дисоциация на силни електролити
Силните електролити се дисоциират почти напълно (реакцията е необратима), следователно знаменателят на израза за константата на дисоциация е нула и целият израз клони към безкрайност. По този начин за силните електролити терминът "константа на дисоциация" е безсмислен.
[редактиране] Примери за изчисление
[редактиране] Водна дисоциация
Водата е слаб електролит, който се дисоциира според уравнението
Константата на дисоциация на водата при 25 ° C е
Като се има предвид, че в повечето разтвори водата е в молекулярна форма (концентрацията на йони H + и OH е ниска) и като се има предвид, че моларната маса на водата е 18,0153 g / mol, а плътността при температура 25 ° C е 997,07 g / l, концентрация = 55,346 mol / l съответства на чиста вода. Следователно предишното уравнение може да се пренапише като
Прилагането на приблизителна формула дава грешка от около 15%:
Въз основа на намерената стойност на степента на дисоциация намираме рН на разтвора:
Степен на дисоциация- стойност, характеризираща състоянието на равновесие в реакцията на дисоциация в хомогенни (хомогенни) системи.
Степента на дисоциация α е равна на съотношението на броя на дисоциираните молекули нкъм сумата н + н, където н- броят на недисоциираните молекули. Α често се изразява като процент. Степента на дисоциация зависи както от естеството на разтворения електролит, така и от концентрацията на разтвора.
[редактиране] Пример
За оцетна киселина CH 3 COOH стойността на α е 4% (в 0,01 М разтвор). Това означава, че във воден разтвор на киселини само 4 от всеки 100 молекули са дисоциирани, тоест те са под формата на H + и CH 3 COO - йони, докато останалите 96 молекули не са дисоциирани.
[редактиране] Методи за определяне
§ от проводимостта на разтвора
§ чрез понижаване на точката на замръзване
[редактиране] Въображаема степен на дисоциация
Тъй като силните електролити се дисоциират почти напълно, може да се очаква изотоничен коефициент за тях, равен на броя на йони (или поляризирани атоми) във формулна единица (молекула). В действителност обаче този коефициент винаги е по-малък от определения по формулата. Например, изотоничният коефициент за 0,05 молален разтвор на NaCl е 1,9 вместо 2,0 (за разтвор на магнезиев сулфат със същата концентрация, и= 1,3). Това обяснява теорията за силните електролити, разработена през 1923 г. от П. Дебай и Е. Хюкел: движението на йони в разтвора е затруднено от образуваната обвивка на солватацията. Освен това йоните взаимодействат един с друг: противоположно заредените се привличат, а подобно заредените се отблъскват; силите на взаимното привличане водят до образуването на групи от йони, движещи се заедно по протежение на разтвора. Такива групи се наричат йонни съдружнициили йонни двойки... Съответно разтворът се държи така, сякаш съдържа по-малко частици, отколкото в действителност, тъй като свободата на тяхното движение е ограничена. Най-очевидният пример се отнася до електрическата проводимост на разтворите λ , което се увеличава с разреждане на разтвора. За определяне се използва съотношението на реалната електрическа проводимост към тази при безкрайно разреждане видима степен на дисоциациясилни електролити, също означени с α :
,
където n img- въображаем, и n disslv.- реалния брой частици в разтвора.
Блок под наем
Редокс реакциите са реакции, които променят степента на окисление на две или повече вещества.
Окислително състояниеУсловният заряд на атом е, ако приемем, че молекулата е създадена от йонния механизъм (или е броят на получените или дарените електрони).
Редуциращи агенти- атоми, молекули, йони - даряващи електрони.
Окислители- атоми, молекули, йони - приемащи електрони.
Редуциращите агенти участват в процеса на окисление, повишавайки степента на окисление.
Окислители – участват в процеса на редукция, понижавайки степента на окисление.
Видове редокс реакции
1. Междумолекулни - реакции, при които окислителни и редуциращи атоми са в молекулите на различни вещества, например:
H2S + Cl2 → С + 2HCl
2. Вътрешномолекулна- реакции, при които окислителни и редуциращи атоми са в молекулите на едно и също вещество, например:
2H2O → 2H2 + O2
3. Диспропорционалност(самоокисление-самовъзстановяване) - реакции, при които един и същи елемент действа както като окислител, така и като редуциращ агент, например:
Cl2 + H2O → HClO + HCl
4. Препропорциониране (пропорционализация, контрадиспропорциониране) - реакции, при които едно състояние на окисление се получава от две различни степени на окисление на един и същ елемент:
Видове редокс реакции в човешкото тяло.
Реакция на дехидрогениране: SH2 + HAD + = S + HADH + H +
Загуба на електрон: O20 + 1eO2-
Прехвърляне на 2H + от редуцирания субстрат към молекулярен кислород: SH2 + O20 + 2e = S + H2O
Добавяне на кислород към субстрата: SH2 + 1 / 2O20 + 2e = HO - S -H
Механизъм на възникване на електродни и редокс потенциали. Уравнения на Нернст-Питерс.
Редокс потенциалите са мярка за редокс капацитета на веществата. Нека разгледаме механизма на потенциална поява. Когато реактивен метал (Zn, Al) е потопен в разтвор на неговата сол, например Zn в разтвор на ZnSO4, настъпва допълнително разтваряне на метала в резултат на процеса на окисление, образуване на двойка, електрически двоен слой върху металната повърхност и появата на потенциала на двойката Zn2 + / Zn °.
Метал, потопен в разтвор на неговата сол, например цинк в разтвор на цинков сулфат, се нарича електрод от първи вид. Това е двуфазен електрод, който се зарежда отрицателно. Потенциалът се образува в резултат на реакцията на окисление (фиг. 8.1). При потапяне в разтвор на неговата сол на нискоактивни метали (Cu) се наблюдава обратният процес. На границата между метала и солевия разтвор металът се отлага в резултат на редукцията на йон, който има висока акцепторна способност за електрон, което се дължи на високия заряд на ядрото и малкия радиус на йон. Електродът е зареден положително, в пространството около електрода излишните солни аниони образуват втори слой, възниква електродният потенциал на двойката Cu2 + / Cu °. Потенциалът се образува в резултат на процеса на възстановяване (фиг. 8.2). Механизмът, стойността и знакът на електродния потенциал се определят от структурата на атомите на участниците в електродния процес.
И така, потенциалът, който възниква на границата между метала и разтвора в резултат на окислителни и редукционни процеси, включващи метала (електрод) и образуването на електрически двоен слой, се нарича електроден потенциал.
Ако електроните се отстранят от цинковата плоча към медната, тогава равновесието върху плочите се нарушава. За да направите това, свързваме цинковите и медните плочи, потопени в разтвори на техните соли, с метален проводник, близоелектродните разтвори с електролитен мост (тръба с разтвор на K2SO4), за да затворите веригата. Полуреакцията на окисление протича върху цинковия електрод:
и на мед - полуреакция на редукция:
Електрическият ток се дължи на общата редокс реакция:
Във веригата се появява електрически ток. Причината за възникването и протичането на електрически ток (EMF) в галванична клетка е разликата в електродните потенциали (E) - фиг. 8.3.
Ориз. 8.3.Електрическа схема на галванична клетка
Галванична клеткае система, в която химическата енергия на окислително-редукционния процес се превръща в електрическа енергия. Химическата верига на галваничната клетка обикновено се записва под формата на кратка диаграма, където отляво е поставен по-отрицателен електрод, посочете двойката, образувана на този електрод, вертикална линия, показва потенциален скок. Две линии маркират границата между решенията. Зарядът на електрода е посочен в скоби: (-) Zn ° | Zn2 + || Cu2 + | Cu ° (+) - диаграма на химическата верига на галванична клетка.
Окислително-редукционните потенциали на една двойка зависят от естеството на участниците в електродния процес и съотношението на равновесните концентрации на окислената и редуцираната форма на участниците в електродния процес в разтвора, температурата на разтвора и са описва се с уравнението на Нернст.
Количествената характеристика на редокс системата е редокс потенциалвъзникващи на границата между фазите платина - воден разтвор. Големината на потенциала в SI единици се измерва във волтове (V) и се изчислява чрез към уравнението на Нернст-Петерс:
където a (Ox) и a (Red) са активността на окислената и редуцираната форма, съответно; Р- универсална газова константа; T- термодинамична температура, К; Ф- константа на Фарадей (96 500 C / mol); н- броят на електроните, участващи в елементарния редокс процес; а - активност на хидрониеви йони; ме стехиометричният коефициент пред водородния йон в полуреакцията. Стойността φ ° е стандартният редокс потенциал, т.е. потенциал, измерен при условията a (Ox) = a (Red) = a (H +) = 1 и дадена температура.
Стандартният потенциал на системата 2H + / H2 се приема за 0 V. Стандартните потенциали са референтни стойности, таблични при температура от 298K. Силно киселинната среда не е типична за биологичните системи, следователно, за характеризиране на процесите, протичащи в живите системи, по-често се използва формалния потенциал, определен при условието a (Ox) = a (Red), pH 7,4 и температура от 310K (физиологично ниво). При записване на парния потенциал той се обозначава като дроб, като окислителят се записва в числителя, а редукторът в знаменателя.
За 25 ° C (298 K) след заместване на постоянни стойности (R = = 8,31 J / mol deg; Ф= 96 500 C / mol), уравнението на Нернст приема следната форма:
където φ ° е стандартният редокс потенциал на двойката, V; така.фю и св.ф. - произведението на равновесните концентрации съответно на окислената и редуцираната форма; х и у - стехиометрични коефициенти в уравнението на полуреакциите.
Потенциалът на електрода се образува върху повърхността на метална плоча, потопена в разтвор на нейната сол и зависи само от концентрацията на окислената форма [Mn +], тъй като концентрацията на редуцираната форма не се променя. Зависимостта на електродния потенциал от концентрацията на едноименния йон се определя от уравнението:
където [Mn +] е равновесната концентрация на металния йон; н- броят на електроните, участващи в полуреакцията и съответства на степента на окисление на металния йон.
Редокс системите са разделени на два вида:
1) в системата Fe3 + + ē = Fe2 +, Sn2 + - 2ē = Sn4 + се осъществява само пренос на електрони. то изолирано редокс равновесие;
2) системи, когато преносът на електрони се допълва от преноса на протони, т.е. наблюдаваното комбиниран баланс от различни видове:протолитичен (киселинно-основен) и редокс с възможната конкуренция на две частици, протони и електрони. В биологичните системи важни редокс системи са от този тип.
Пример за система от втория тип е процесът на оползотворяване на водороден прекис в организма: Н2О2 + 2Н + + 2ē ↔ 2Н2О, както и редукция в кисела среда на много оксиданти, съдържащи кислород: CrО42-, Cr2О72- , MnО4-. Например, MnO4- + 8H + + 5ē = = Mn2 + + 4H2O. Тази полуреакция включва електрони и протони. Изчисляването на потенциала на една двойка се извършва по формулата:
В по-широк диапазон от конюгирани двойки, окислената и редуцираната форма на двойката са в разтвор в различни степени на окисление (MnO4- / Mn2 +). Като измервателен електрод
в този случай се използва електрод от инертен материал (Pt). Електродът не е участник в електродния процес и играе само ролята на електронен носител.
Потенциалът, образуван поради окислително-редукционния процес, протичащ в разтвора, се нарича редокс потенциал.
Измерва се наредокс електроде инертен метал в разтвор, съдържащ окислени и редуцирани форми на двойката. Например при измерване ЕоДвойките Fe3 + / Fe2 + използват редокс електрод - платинен измервателен електрод. Референтният електрод е водород, потенциалът на двойката е известен.
Реакция в галванична клетка:
Диаграма на химическата верига: (-) Pt | (H2 °), H + || Fe3 +, Fe2 + | Pt (+).
И така, редокс потенциалът (ORP)Потенциалът на система, в която активностите на окисляващите и редуциращите форми на дадено вещество са равни на единица. ORP се измерва с помощта на редокс електроди в комбинация със стандартни референтни електроди.
Всяка редокс реакция има своя собствена редокс пара- тази двойка има вещество в окислена и редуцирана форма (Fe + 3 / Fe + 2).
Количествена мярка за активността на редокс двойка е стойността на нейния ORP.
ORP пари >>> окислител
ORP двойки<<<восстановитель
ORP зависи от:
Natures редокс пара,
Концентрация
Температури
Сравнителна сила на окислителите и редуциращите агенти. Прогнозиране на посоката на редокс процесите въз основа на стойностите на редокс потенциалите.
Редокс потенциалът е мярка за редокс капацитета на веществата. Стойностите на потенциалите на стандартната двойка са посочени в референтните таблици.
Стандартните потенциали на електродите (E °), действащи като редуциращи агенти по отношение на водорода, имат знак "-", а знакът "+" имат стандартни потенциали на електродите, които са окислители.
Металите, подредени във възходящ ред на техните стандартни електродни потенциали, образуват т.нар електрохимични серии от метални напрежения: Li, Rb, K, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H, Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au.
Сред редокс потенциалите се отбелязват следните закономерности.
1. Ако стандартният редокс потенциал на една двойка е отрицателен, например φ ° (Zn2 + (p) / Zn ° (t)) = -0,76 V, тогава по отношение на водородна двойка, чийто потенциал е по-висок, тази двойка действа като редуциращ агент. Потенциалът се образува по първия механизъм (окислителна реакция).
2. Ако потенциалът на двойката е положителен, например φ ° (Cu2 + (p) / Cu (t)) = +0,345 V по отношение на водород или друга конюгирана двойка, чийто потенциал е по-нисък, тази двойка е окислител. Потенциалът на тази двойка се формира от втория механизъм (реакция на редукция).
3. Колкото по-висока е алгебричната стойност на стандартния потенциал на една двойка, толкова по-висока е окислителната способност на окислената форма и толкова по-ниска е редукционната способност на редуцираната форма на тази двойка. Намаляването на стойността на положителния потенциал и увеличаването на отрицателния съответства на спад на окислителната и увеличаване на редукционната активност. Например:
Сравнението на стойностите на стандартните редокс потенциали ни позволява да отговорим на въпроса: възниква ли тази или онази редокс реакция?
Разликата между стандартните окислителни потенциали на окислените и редуцираните полудвойки се нарича електродвижеща сила (EMF).
E0 = Eok-Evosst
Количествен критерий за оценка на възможността за определена редокс реакция е положителната стойност на разликата между стандартните редокс потенциали на полуреакции на окисление и редукция.
За да се установи възможността за спонтанен поток при стандартни условия на ORR, е необходимо:
G0298 = - p F E0
E> 0 G< 0 - самопроизвольно
Е< 0 G>0 - назад
E = 0 G = 0 - химично равновесие
Физикохимични принципи на транспорта на електрони в електрон транспортната верига на митохондриите.
Всички видове окислително-редукционни процеси протичат по време на окисляването на субстратите в митохондриите, върху чиито вътрешни мембрани има ансамбли от ензими - дехидрогенази, коензими (NAD +, FAD, UBH), серия от цитохроми b, c1, c и ензим - цитохром оксидаза. Те образуват система от клетъчната дихателна верига, с помощта на която се осъществява релейно прехвърляне на протони и електрони от субстрата към кислородни молекули, доставяни от хемоглобина в клетката.
Всеки компонент на дихателната верига се характеризира с определена стойност на редокс потенциала. Движението на електроните по дихателната верига се извършва поетапно от вещества с нисък потенциал (-0,32 V) към вещества с по-висок потенциал (+0,82 V), тъй като всяко съединение може да дарява електрони само на съединение с по-висок редокс потенциал (табл. 1).
маса 1
Стандартни редокс потенциали на биомолекулите на дихателната верига
СИСТЕМА
ПОЛУРЕАКЦИЯ
РЕДОКС ПОТЕНЦИАЛ, V
НАД + / НАД × N
НАД + + N + + 2 ē → НАД × N
FAD / FAD × H2
FAD + + 2H + + 2 ē → FAD × H2
UBH / UBH × H2
UBH + 2H + + 2 ē → UBH × H2
цитохром b
цитохром с1
цитохром c
цитохром а + а3
О2 + 4 Н + + 4 ē → 2 Н2О
Веригата на тъканното дишане може да бъде представена като диаграма:
В резултат на биологично окисляване (дехидрогениране) два водородни атома (под формата на два протона и два електрона) от субстрата навлизат в дихателната верига. Първо, има релейно прехвърляне на протон и двойка електрони към NAD + молекулата, която се превръща в редуцирана форма на NAD × H, след това основната система на флавин (FAD / FAD × H2 или FMN / FMN × H2), следващият акцептор на два протона и два електрона е убихинон (UBH). Освен това се пренасят само електрони: два електрона от UBH × H2 се приема последователно от цитохромите в съответствие със стойностите на техните редокс потенциали (Таблица 1). Последният от компонентите, цитохром оксидазата, прехвърля електрони директно към кислородната молекула. Редуциран кислород с два протона от UBH × H2 образува водна молекула.
1/2 O2 + 2H + + 2 ē → H2O
Трябва да се отбележи, че всяка кислородна молекула взаимодейства с две електронни транспортни вериги, тъй като в структурата на цитохромите е възможен само един електронен трансфер Fe3 + → Fe2 +.
Химия на комплексните съединения Видове редокс (редокс) реакции в човешкото тяло. Редокс реакциите са реакции, които променят степента на окисление на две или повече вещества.
Имаме най-голямата информационна база в рунет, така че винаги можете да намерите подобни заявки
Има три основни типа редокс реакции:
1. Междумолекулно (междумолекулно окисление - редукция).
Този тип включва най-многобройните реакции, при които атомите на окислителя и редуциращия агент се съдържат в различни молекули на веществата. Обсъдените по-горе реакции са от този тип.
2. Вътрешномолекулно (вътремолекулно окисление - редукция).
Те включват реакции, при които окислител и редуциращ агент под формата на атоми на различни елементи са част от една и съща молекула. Реакциите на термично разлагане на съединенията протичат според този тип, например:
2KCIO 3 = 2KCI + 3O 2.
3. Диспропорциониране (самоокисляване – самолечение).
Това са реакции, при които окислителят и редуциращият агент са един и същ елемент в едно и също междинно окислително състояние, което в резултат на реакцията едновременно намалява и нараства. Например:
3CI 0 2 + 6 KOH = 5 KCI + KCIO 3 + 3H 2 O,
3HCIO = HCIO 3 + 2HCI.
Редокс реакциите играят важна роля в природата и технологиите. Примери за ORR, срещащи се в естествените биологични системи, са реакцията на фотосинтезата в растенията и процесите на дишане при животните и хората. Процесите на изгаряне на гориво, протичащи в пещите на котлите на ТЕЦ и в двигателите с вътрешно горене, са пример за OVR.
OVR се използват при производството на метали, органични и неорганични съединения, пречистват различни вещества, природни и отпадни води.
9.5. Окисление - редукционни (електродни) потенциали
Мярката за редокс потенциала на веществата е техният електрод или редокс потенциали j ox / Red (редокс потенциали) .1 Окислително-редукционният потенциал характеризира редокс системата, състояща се от окислена форма на веществото (Ox), редуцирана форма (Red ) и електрони. Обичайно е редокс системите да се записват под формата на обратими редукционни реакции:
О + не - D Червено.
Механизъм на възникване на електродния потенциал... Нека обясним механизма на възникване на електрода или редокс потенциала с примера на метал, потопен в разтвор, съдържащ неговите йони. Всички метали са кристални. Кристалната решетка на метала се състои от положително заредени йони Me n + и свободни валентни електрони (електронен газ). При липса на воден разтвор, излизането на метални катиони от металната решетка е невъзможно, т.к. този процес изисква високи енергийни разходи. При потапяне на метал във воден разтвор на сол, съдържащ метални катиони, полярните водни молекули, съответно ориентирани към металната повърхност (електрод), взаимодействат с повърхностните метални катиони (фиг. 9.1).
В резултат на взаимодействието металът се окислява и неговите хидратирани йони преминават в разтвор, оставяйки електрони в метала:
Ме (к) + m Н 2 Окисление Ме n + * m Н 2 О (р) + n-
Металът става отрицателно зареден, а разтворът положителен. Положително заредените йони от разтвора се привличат към отрицателно заредената метална повърхност (Me). На интерфейса метал-разтвор се появява двоен електрически слой (Фигура 9.2). Потенциалната разлика, възникваща между метала и разтвора, се нарича електроден потенциал или редокс потенциал на електрода φ Me n + / Me(φ Ox / Червен в общия случай). Метал, потопен в собствен солен разтвор, е електрод (раздел 10.1). Конвенционалното обозначение на металния електрод Me / Me n + отразява участниците в електродния процес.
С преминаването на йоните в разтвора нараства отрицателният заряд на металната повърхност и положителният заряд на разтвора, което предотвратява окисляването (йонизацията) на метала.
Паралелно с процеса на окисление протича обратна реакция - редукция на метални йони от разтвор до атоми (отлагане на метал) със загуба на хидратационната обвивка върху металната повърхност:
Ме n + * m Н 2 О (р) + n- редукция на Ме (к) + m Н 2 О.
С увеличаване на потенциалната разлика между електрода и разтвора скоростта на предната реакция намалява и скоростта на обратната реакция се увеличава. При определена стойност на потенциала на електрода скоростта на окислителния процес ще бъде равна на скоростта на процеса на редукция, установява се равновесие:
Me n + * m H 2 O (p) + ne - D Me (k) + m H 2 O.
За простота, хидратиращата вода обикновено не се включва в уравнението на реакцията и се записва като
Me n + (p) + ne - D Me (k)
или най-общо за всякакви други редокс системи:
О + не - D Червено.
Потенциалът, установен при равновесни условия на електродната реакция, се нарича равновесен електроден потенциал.В разглеждания случай процесът на йонизация в разтвора е термодинамично възможен, а металната повърхност е заредена отрицателно. За някои метали (по-малко активни) термодинамично е по-вероятен процесът на редукция на хидратирани йони до метал, тогава повърхността им се зарежда положително, а слоят на съседния електролит е отрицателно зареден.
Устройство с водороден електрод.Абсолютните стойности на електродните потенциали не могат да бъдат измерени, следователно за характеризиране на електродните процеси се използват техните относителни стойности. За да направите това, намерете потенциалната разлика между измервания електрод и референтния електрод, чийто потенциал условно се приема за нула. Стандартен водороден електрод, който се нарича газови електроди, често се използва като референтен електрод. В общия случай газовите електроди се състоят от метален проводник, който е в контакт едновременно с газ и разтвор, съдържащ окислена или редуцирана форма на елемент, който е част от газа. Металният проводник служи за подаване и отстраняване на електрони и освен това е катализатор за електродната реакция. Металният проводник не трябва да изпраща собствени йони в разтвора. Платината и платинените метали удовлетворяват тези условия.
Водородният електрод (фиг.9.3) представлява платинена плоча, покрита с тънък слой рохкава пореста пластина (за увеличаване 
повърхността на електрода) и се потапя във воден разтвор на сярна киселина с активност (концентрация) на Н + йони, равна на единица.
Водородът се пропуска през разтвора на сярна киселина при атмосферно налягане. Платината (Pt) е инертен метал, който практически не взаимодейства с разтворителя, разтвори (не изпраща своите йони в разтвора), но е в състояние да адсорбира молекули, атоми, йони на други вещества. Когато платината влезе в контакт с молекулен водород, водородът се адсорбира върху платината. Адсорбираният водород, взаимодействайки с водните молекули, преминава в разтвор под формата на йони, оставяйки електрони в платината. В този случай платината е заредена отрицателно, а разтворът е положителен. Между платината и разтвора възниква потенциална разлика. Заедно с преминаването на йони в разтвора протича и обратният процес - редуцирането на Н + йони от разтвора с образуване на водородни молекули . Равновесието при водородния електрод може да бъде представено с уравнението
2H + + 2e - D H 2.
Символ на водороден електрод H 2, Pt│H +. Потенциалът на водородния електрод при стандартни условия (T = 298 K, P H2 = 101,3 kPa, [H +] = 1 mol / L, т.е. pH = 0) се приема условно равен на нула: j 0 2H + / H2 = 0 B.
Стандартни електродни потенциали . Електродни потенциали, измерени спрямо стандартен водороден електрод при стандартни условия(T = 298K; за разтворените вещества концентрация (активност) С Червен = С ox = 1 mol / l или за метали С Ме n + = 1 mol / l, а за газообразни вещества Р = 101,3 kPa), наречени стандартни електродни потенциали и означават j 0 O x / Red.Това са референтни стойности.
Окислителната способност на веществата е толкова по-висока, колкото по-голяма е алгебричната стойност на техния стандартен електроден (редокс) потенциал. Напротив, колкото по-ниска е стойността на стандартния електроден потенциал на реагента, толкова по-изразени са неговите редукционни свойства. Например сравнение на стандартните потенциали на системите
F 2 (g) + 2e - D 2F (стр.) J 0 = 2,87 V
H 2 (r.) + 2e - D 2H (p.) J 0 = -2,25 V
показва, че F 2 молекулите имат силно изразена окислителна тенденция, а Н йоните - редукционна.
Редица метални напрежения.Чрез подреждането на металите в редица с увеличаване на алгебричната стойност на техните стандартни електродни потенциали се получава така наречената „Серия от стандартни електродни потенциали“ или „Поредица от напрежения“ или „Поредица от метална активност“.
Позицията на метала в "Серия от стандартни електродни потенциали" характеризира редукционната способност на металните атоми, както и окислителните свойства на металните йони във водни разтвори при стандартни условия. Колкото по-ниска е стойността на алгебричната стойност на стандартния електроден потенциал, толкова по-големи са редукционните свойства на този метал под формата на просто вещество и толкова по-слаби са окислителните свойства на неговите йони и обратно. .
Например, литият (Li), който има най-нисък стандартен потенциал, е сред най-силните редуциращи агенти, докато златото (Au), което има най-висок стандартен потенциал, е много слаб редуктор и се окислява само при взаимодействие с много силни окислители . От данните на „Серия от напрежения” се вижда, че йоните на лития (Li+), калия (K+), калция (Ca 2+) и др. - най-слабите окислители, а най-силните окислители включват йони на живак (Hg 2+), сребро (Ag +), паладий (Pd 2+), платина (Pt 2+), злато (Au 3+, Au + ).
Уравнение на Нернст.Електродните потенциали не са постоянни. Те зависят от съотношението на концентрациите (активностите) на окислената и редуцираната форма на веществото, от температурата, естеството на разтвореното вещество и разтворителя, pH на средата и др. Тази зависимост е описана по уравнението на Нернст:
,
където j 0 О x / Red е стандартният електроден потенциал на процеса; R е универсалната газова константа; T е абсолютната температура; n е броят на електроните, участващи в електродния процес; а о, и червено са активностите (концентрациите) на окислените и редуцираните форми на веществото в реакцията на електрода; x и y са стехиометрични коефициенти в уравнението на електродната реакция; F е константа на Фарадей.
За случая, когато електродите са метални и установените върху тях равновесия са описани в общ вид
Ме n + + ne - D Ме,
уравнението на Нернст може да бъде опростено, като се вземе предвид, че активността за твърдите тела е постоянна и равна на единица. За 298 K, след заместване a Me = 1 mol / l, x = y = 1 и постоянни стойности R = 8,314 J / K * mol; F = 96485 C / mol, заменяйки активността на a Me n + с моларната концентрация на метални йони в разтвор на C Me n + и въвеждайки коефициент 2,303 (преход към десетични логаритми), получаваме уравнението на Нернст във формата
j Ме n + / Ме = j 0 Ме n + / Ме + log С Ме n +.
Разграничаване на реакциите междумолекулно, вътрешномолекулно и самоокислително-самолечение (или диспропорциониране):
Ако окислителите и редуциращите агенти са елементите, които изграждат различенсъединения, тогава реакцията се нарича междумолекулна.
Пример: Na 2 С O 3 + О 2 Na 2 ТАКА 4
вос-л добре-л
Ако окислителите и редуциращите агенти са елементи, които са част от едно и също съединение, тогава реакцията се нарича вътрешномолекулна.
Пример: ( н З 4) 2 Кр 2 O 7 н 2 + Кр 2O3 + H2O.
в-л о-л
Ако окислителят и редуциращият агент е същия елемент,докато част от атомите му се окислява, а другата се редуцира, тогава реакцията се нарича самоокисляване-самолечение.
Пример: H 3 П O 3 H 3 П O 4 + П H 3
в-л / о-л
Такава класификация на реакциите се оказва удобна при определяне на потенциалните окислители и редуциращи агенти сред дадените вещества.
4 Определяне на възможността за редокс
реакцииот степените на окисление на елементите
Необходимо условие за взаимодействието на веществата според редокс тип е наличието на потенциален окислител и редуциращ агент. Тяхната дефиниция беше разгледана по-горе, сега ще покажем как да приложим тези свойства, за да анализираме възможността за редокс реакция (за водни разтвори).
Примери за
1) HNO 3 + PbO 2 ... - реакцията не протича, т.к Не
o – l o – l потенциален редуктор;
2) Zn + KI ... - реакцията не върви, т.к Не
in-l in-l потенциален окислител;
3) KNO 2 + KBiO 3 + H 2 SO 4 ...- реакцията е възможна, ако едновременно
in-l o-l KNO2 е редуциращ агент;
4) KNO 2 + KI + H 2 SO 4 ... - реакцията е възможна, ако едновременно
o - l in - l KNO 2 е окислител;
5) KNO 2 + H 2 O 2 ... - реакцията е възможна, ако едновременно
c - l o - l H 2 O 2 ще бъде окислител, а KNO 2
Реставратор (или обратно);
6) KNO 2 ... - реакция е възможна
o - l / w - l диспропорция
Наличието на потенциален окислител и редуциращ агент е необходимо, но недостатъчно условие за протичане на реакцията. И така, в разгледаните по-горе примери, само в петия можем да кажем, че ще възникне една от двете възможни реакции; в други случаи е необходима допълнителна информация: ще бъде ли тази реакция енергийно полезен.
5 Избор на окислител (редуциращ агент) с помощта на таблици на електродните потенциали. Определяне на предпочитаната посока на редокс реакции
Реакциите протичат спонтанно, в резултат на което енергията на Гибс намалява (G c.r.< 0). Для окислительно–восстановительных реакций G х.р. = - nFE 0 , где Е 0 - разность стандартных электродных потенциалов окислительной и восстановительной систем (E 0 = E 0 ок. – E 0 восст.) , F - число Фарадея (96500 Кулон/моль), n - число электронов, участвующих в элементарной реакции; E часто называют ЭДС реакции. Очевидно, что G 0 х.р. < 0, если E 0 х.р. >0.
in-l o-l комбинация от две
полуреакции:
Zn Zn 2+ и Cu 2+ Cu;
първият от тях, включително редуциращ агент(Zn) и неговата окислена форма (Zn 2+) се нарича възстановителен система, втората, вкл окислител(Cu 2+) и неговата редуцирана форма (Cu), - окислителносистема.
Всяка от тези полуреакции се характеризира със стойността на електродния потенциал, който означава, съответно,
E възстановяване = E 0 Zn 2+ / Zn и E прибл. = E 0 Cu 2+ / Cu.
Стандартните стойности за E 0 са дадени в наръчниците:
E 0 Zn 2+ / Zn = - 0,77 V, E 0 Cu 2+ / Cu = + 0,34 V.
EMF = .E 0 = E 0 прибл. - E 0 почивка. = E 0 Cu 2+ / Cu - E 0 Zn 2+ / Zn = 0,34 - (–0,77) = 1,1V.
Очевидно E 0> 0 (и съответно G 0< 0), если E 0 ок. >E 0 почивка. , т.е. Редокс реакцията протича в посоката, за която електродният потенциал на окислителната система е по-голям от електродния потенциал на редукционната система.
Използвайки този критерий, е възможно да се определи коя реакция, пряка или обратна, протича предимно, както и изберете окислител (или редуциращ агент)за дадено вещество.
В горния пример E 0 прибл. > E 0 почивка. следователно, при стандартни условия, медните йони могат да бъдат редуцирани с метален цинк (което съответства на позицията на тези метали в електрохимичния ред)
Примери за
1. Определете дали е възможно да се окислят йодидни йони с йони Fe 3+.
Решение:
а) ще напишем схема на възможна реакция: I - + Fe 3+ I 2 + Fe 2+,
в-л о-л
б) пишем полуреакции за окислителни и редукционни системи и съответните електродни потенциали:
Fe 3+ + 2e - Fe 2+ E 0 = + 0,77 B - окисляваща система,
2I - I 2 + 2e - E 0 = + 0,54 B - редукционна система;
в) сравнявайки потенциалите на тези системи, стигаме до извода, че дадена реакция е възможна (при стандартни условия).
2. Изберете оксиданти (поне три) за дадено преобразуване на вещество и изберете този, при който реакцията протича най-пълно: Cr (OH) 3 CrO 4 2 -.
Решение:
а) намираме в справочника E 0 CrO 4 2 - / Cr (OH) 3 = - 0,13 V,
б) с помощта на справочника изберете подходящи окислители (потенциите им трябва да са по-големи от - 0,13 V), като се фокусирате върху най-типичните, "недефицитни" окислители (халогени - прости вещества, водороден прекис, калиев перманганат, и др.)).
Оказва се, че ако трансформацията Br 2 2Br - съответства на един потенциал E 0 = + 1,1 V, тогава за перманганатни йони и водороден пероксид са възможни следните опции: E 0 MnO 4 - / Mn 2+ = + 1,51 B - v киселзаобикаляща среда,
E 0 MnO 4 - / MnO 2 = + 0,60 B - c неутралензаобикаляща среда,
E 0 MnO 4 - / MnO 4 2 - = + 0,56 B - c алкалназаобикаляща среда,
E 0 H 2 O 2 / H 2 O = + 1,77 B - c киселзаобикаляща среда,
E 0 H 2 O 2 / OH - = + 0,88 B - c алкалназаобикаляща среда.
Като се има предвид, че хромният хидроксид, определен от условието, е амфотерен и следователно съществува само в слабо алкална или неутрална среда, от избраните окислители са подходящи следните:
E 0 MnO4 - / MnO2 = + 0,60 B и. E 0 Br2 / Br - = + 1,1 B ..
в) последното условие, изборът на оптимален окислител от няколко, се решава на базата на това, че реакцията протича толкова по-пълно, колкото по-отрицателно е G 0 за нея, което от своя страна се определя от стойността на E 0 :
Колкото по-голяма е алгебричната стойност Е 0 , особено окислително-редукционната реакция протича напълно, толкова по-голям е добивът на продуктите.
От окислителите, обсъдени по-горе, E 0 ще бъде най-голямото за брома (Br 2).
Зареждане ...