Các loại hệ thống oxi hóa khử Các loại phản ứng oxi hóa khử

Có rất nhiều dữ liệu về sự tồn tại của mối liên hệ chặt chẽ giữa quá trình oxy hóa D - lactate hoặc chất nền nhân tạo ascorbate phenazine metasulfate và sự vận chuyển đường, axit amin và một số ion trong túi thu được nhân tạo từ màng tế bào. E. coli, Salmonella typhimurium, Pseudomonas putida, Proteus mirabilis, Bacillus megaterium, Bacillus subtilis, Micrococcus denitrificans, Mycobacteria phlei, Staphylococcus aureus.

Các chất nền có thể được sử dụng với hiệu quả khác nhau trong các hệ thống oxy hóa khử cũng bao gồm α - glycerophosphate và ít gặp hơn nhiều là L - lactate, DL - α - hydroxybutyrate và thậm chí cả formate.

Cơ chế này vận chuyển các loại đường như β - galactoside, galactose, arabinose, glucose - 6 - phosphate, gluconate và glucuronate, tất cả các axit amin tự nhiên, ngoại trừ glutamine (và có thể cả aspargine), arginine, methionine và ornithinine, cũng như cation K+ và Rb+ .

Mặc dù các cơ chế vận chuyển như vậy vẫn chưa được giải quyết hoàn toàn, nhưng rất có thể proton được tạo ra trong quá trình hoạt động của hệ thống oxy hóa. Điện thế màng phát sinh và rất có thể nó đóng vai trò là động lực cho sự vận chuyển các chất không điện giải.

Vận chuyển sắt

E . coli K 12 có ba hệ thống cụ thể để vận chuyển sắt và trong mọi trường hợp, protein màng ngoài đóng vai trò trung tâm trong việc vận chuyển.

Hệ thống vận chuyển Fe–citrate được tạo ra với sự có mặt của citrate và một protein nhận Fe citrate mới, FecA, xuất hiện ở màng ngoài. Những hệ thống hiệu quả hơn là những hệ thống bao gồm các hợp chất chelat sắt được tổng hợp bởi vi sinh vật. Chúng tiết ra các chất chuyển hóa sắt thành dạng hòa tan. Những chất này được gọi là siderophores. Chúng liên kết các ion sắt thành một phức chất và vận chuyển nó ở dạng này; Chúng ta đang nói chủ yếu về các chất có phân tử thấp, hòa tan trong nước (có trọng lượng phân tử dưới 1500), liên kết với sắt thông qua liên kết phối trí với độ đặc hiệu cao và ái lực cao (hằng số ổn định cỡ 10 30). Theo bản chất hóa học, chúng có thể là phenolat hoặc hydroxamate. Đầu tiên bao gồm enterochelin; nó có sáu nhóm hydroxy phenolic và được tiết ra bởi một số vi khuẩn đường ruột. Sau khi được giải phóng ra môi trường, nó liên kết với sắt và tạo thành ferri-enterochelin liên kết với một protein màng ngoài cụ thể, FepA, và sau đó được tế bào hấp thụ. Trong tế bào, sắt được giải phóng nhờ quá trình thủy phân ferri-enteroquinin bằng enzym. Ngoài ra, hợp chất này còn có khả năng tách Fe 2+ ngay cả từ protein transferrin và lactoferrin có chứa sắt. Sự tổng hợp protein FepA, cũng như enterochelin, bị ức chế khi hàm lượng sắt hòa tan cao trong môi trường.

Màng ngoài E . coli Nó cũng có một hệ thống vận chuyển ferrichrome. Nấm có hệ thống vận chuyển giống nhau. Ferrichrome được phân loại là siderophores hydroxamate. Nó là một hexapeptide tuần hoàn, được hình thành bởi ba dư lượng glycine và ba dư lượng β –N– acetyl –L– β – hydroxyornithine. Ferrichrome tạo thành phức chất ổn định với các ion sắt. E . coli , mặc dù bản thân nó không tạo thành ferrichrome, nhưng nó có một hệ thống vận chuyển rất đặc biệt, trong đó protein màng ngoài FhuA tham gia. Trong quá trình vận chuyển, sắt bị khử và ferrichrome bị biến đổi (acetyl hóa), do đó nó mất ái lực với sắt và được giải phóng vào tế bào chất.

Chức năng tương tự được thực hiện bởi ferrioxamine (ở Actinomycetes), mycobactin (ở mycobacteria) và exochelin (cũng ở mycobacteria).

BÀI GIẢNG SỐ 9

Phác thảo bài giảng:

1. Hệ thống oxi hóa khử, đặc điểm của chúng.

2. Thế oxy hóa khử, phép đo thực nghiệm của chúng. Thế oxy hóa khử tiêu chuẩn dùng làm thước đo lực

chất oxi hóa và chất khử.

3. Ứng dụng thế oxi hóa khử tiêu chuẩn để xác định sản phẩm, hướng và trình tự các phản ứng oxi hóa khử.

4. Thế oxy hóa khử thực sự. Phương trình Nernst.

Hệ thống oxi hóa khử, đặc điểm của chúng.

Nhiều phản ứng được quan tâm trong hóa học phân tích là oxi hóa khử và được sử dụng trong cả phân tích định tính và định lượng.

Phản ứng oxy hóa-khử (ORR) là những phản ứng liên quan đến sự thay đổi trạng thái oxy hóa của các chất phản ứng. Trong trường hợp này, sự thay đổi trạng thái oxy hóa xảy ra khi thêm và mất electron.

Các quá trình tăng và giảm electron lần lượt được coi là một nửa phản ứng khử và oxy hóa:

aOk1 + ne cBoc1 (khử) bBoc2 – ne dOk2 (oxy hóa) Trong mỗi nửa phản ứng, chất ở trạng thái oxy hóa cao hơn được gọi là dạng oxy hóa (Ok), và chất ở trạng thái oxy hóa thấp hơn được gọi là dạng khử ( Bộc).

Các dạng oxi hóa và khử của một chất đại diện cho một cặp oxi hóa khử liên hợp (cặp oxi hóa khử). Trong cặp oxi hóa khử, dạng oxy hóa (Ok) là chất nhận điện tử và bị khử, dạng khử (Boc) đóng vai trò là chất cho điện tử và bị oxy hóa.

Các nửa phản ứng oxy hóa và khử không thể xảy ra với nhau - nếu có chất cho điện tử thì cũng phải có chất nhận. Phản ứng oxi hóa khử tổng thể thực sự xảy ra:

aOk1 + bBoc2 cBoc1 + dOk Trong trường hợp này, số electron cho và nhận phải bằng nhau.

Ví dụ, hãy xem xét một phản ứng oxi hóa khử:

2Fe3+ + Sn2+ 2Fe2+ + Sn4+ Các nửa phản ứng tương ứng có thể được viết là:

2Fe3+ + 2e 2Fe2+ Sn2+ – 2e Sn4+ Phản ứng oxi hóa khử này có sự tham gia của hai electron và có hai cặp oxi hóa khử Fe3+/Fe2+ và Sn4+/Sn2+, mỗi cặp chứa dạng oxy hóa (Fe3+, Sn4+) và dạng khử (Fe2+, Sn2+).

Thế oxi hóa khử, phép đo thực nghiệm của chúng. Thế oxy hóa khử tiêu chuẩn là thước đo độ bền của chất oxy hóa và chất khử.

Hiệu quả của tính chất oxy hóa hoặc tính khử của một chất nhất định (khả năng cho hoặc nhận điện tử) phụ thuộc vào bản chất của nó, các điều kiện của phản ứng oxy hóa khử và được xác định bởi giá trị thế năng oxy hóa khử (ORP) của nửa phản ứng (cặp oxi hóa khử). Điện thế này được đo bằng thực nghiệm bằng cách sử dụng điện cực oxi hóa khử gồm vật liệu trơ M (bạch kim, vàng, than chì, cacbon thủy tinh) được ngâm trong dung dịch nước trong đó có dạng oxy hóa và dạng khử của chất này. Một điện cực như vậy được chỉ định như sau:

M | Được rồi, Vos Trên bề mặt của điện cực thuận nghịch như vậy xảy ra phản ứng sau:

Ok + ne Boc, do đó xuất hiện thế oxi hóa khử bằng thế oxi hóa khử của cặp oxi hóa khử đang nghiên cứu.

Ví dụ, nếu nhúng một điện cực bạch kim vào dung dịch chứa sắt(III) (dạng oxy hóa) và sắt(II) (dạng khử) clorua (Pt | FeCl3, FeCl2) thì xảy ra phản ứng oxi hóa khử Fe3+ + e Fe2+ và một điện cực thế năng phát sinh bằng thế năng oxi hóa khử của cặp oxi hóa khử Fe3+/Fe2+.

Không thể đo giá trị tuyệt đối của thế oxi hóa khử; do đó, trong thực tế, giá trị ORP của cặp oxi hóa khử đang nghiên cứu được đo tương ứng với bất kỳ nửa phản ứng tham chiếu tiêu chuẩn nào và điện cực được tạo ra trên cơ sở của nó (điện cực tham chiếu). Nửa phản ứng tiêu chuẩn phải thuận nghịch và điện cực tham chiếu phải có điện thế không đổi, có khả năng tái tạo và có thiết kế khá đơn giản.

Là một điện cực tham chiếu phổ quát để đo thế oxy hóa khử, người ta sử dụng điện cực hydro tiêu chuẩn (SHE), bao gồm một tấm bạch kim, được phủ một lớp bạch kim phân tán mịn (bạch kim đen) và ngâm trong dung dịch hydrochloric (hoặc sulfuric). ) axit với Pt(H2) (p =1 atm) | HCl, hydro, mol/l || đơn vị – аН+ = 1:

Hoạt độ ion a(H+) = 1 bằng tấm bạch kim H2 (khí), các phân tử hydro được phủ các phân tử hydro phân tán mịn hấp phụ trên tấm bạch kim bạch kim HCl (bạch kim đen) Pt H 2H+ + 2e Bạch kim được rửa sạch bởi dòng khí hydro dưới áp suất 1 atm (101,3 kPa), Điều kiện tiêu chuẩn: t = 250C (298 K), p(H2) = 1 atm (101,3 kPa), được hấp phụ trên bề mặt xốp của bạch kim đen. Nó được ký hiệu là stana(H+) = 1 mol/l ESVE = E2H /H = điện cực phi tiêu hydro như sau: + Pt(H2) (p = 1 atm) | HCl (aH+ = 1) Một nửa phản ứng xảy ra trên bề mặt của điện cực hoạt động thuận nghịch như vậy:

điện thế của nó theo quy ước được coi là bằng 0 ở bất kỳ nhiệt độ nào, nghĩa là điện thế của điện cực hydro tiêu chuẩn ESVE = 0.

Cần lưu ý rằng điện cực hydro tiêu chuẩn không phải là điện cực oxi hóa khử mà là một tế bào điện được lắp ráp.Để đo ORP, nó dùng để chỉ cái gọi là điện cực loại một, điện thế được tạo thành từ hoạt động SVE của các cation tương ứng - trong trường hợp này nó phụ thuộc vào cặp ORP (nửa phản ứng) đang được nghiên cứu.

trường hợp từ hoạt động của các cation hydro.

Để đo ORP của một nửa phản ứng, cần phải tạo ra một tế bào điện từ cặp oxi hóa khử (nửa phản ứng) - đây là EMF của điện cực hydro phi tiêu galvanic và điện cực mà nửa phản ứng đang nghiên cứu chảy qua , bao gồm ORP này của nửa phản ứng và SVE.

Trong trường hợp này, sơ đồ ghi của tế bào điện trông như thế này:

Trong sơ đồ này, một thanh dọc (|) có nghĩa là một bước nhảy tiềm năng ở ranh giới pha “điện cực-dung dịch” và một thanh dọc kép (||) có nghĩa là loại bỏ thế khuếch tán bằng cách sử dụng cầu muối.

Lực điện động (EMF) của một mạch điện nhất định, nghĩa là hiệu điện thế giữa nửa phản ứng đang nghiên cứu và điện cực hydro tiêu chuẩn, bằng thế năng oxi hóa khử của cặp oxi hóa khử đang nghiên cứu:

Nếu thế năng của cặp oxi hóa khử đang nghiên cứu được đo ở điều kiện tiêu chuẩn - nhiệt độ 250C (298 K), áp suất 1 atm (101,3 kPa) và hoạt độ của các dạng oxi hóa và dạng khử bằng 1 (aOk = aBoc = 1 mol/ l), thì nó được gọi là thế oxy hóa khử tiêu chuẩn và ký hiệu là E0Ok/Boc.

ORP tiêu chuẩn của nhiều cặp oxi hóa khử được đo và giá trị của chúng tính bằng vôn được đưa ra trong bảng, ví dụ:

E0Ok/Boc càng lớn thì dạng oxi hóa càng mạnh và dạng khử càng yếu. Và ngược lại, E0Ok/Boc càng thấp thì chất khử là dạng khử càng mạnh và chất oxy hóa là dạng oxy hóa càng yếu.

Từ dữ liệu trong bảng, rõ ràng flo phân tử có đặc tính oxy hóa lớn nhất và magie kim loại có đặc tính khử lớn nhất. Đồng thời, các ion flo và magiê thực tế không có đặc tính khử và oxy hóa tương ứng.

Dấu dương của điện thế cho thấy sự xuất hiện tự phát của phản ứng khử trong cặp với UHE, dấu âm cho thấy sự xuất hiện tự phát của phản ứng oxy hóa. Như vậy, thế năng của các chất oxy hóa mạnh luôn dương và thế năng của các chất khử mạnh luôn âm. Quy ước về dấu hiệu được thông qua vào năm 1953 tại đại hội của Liên minh Hóa học thuần túy và ứng dụng quốc tế (IUPAC).

Ứng dụng thế oxi hóa khử tiêu chuẩn để xác định sản phẩm, hướng và trình tự các phản ứng oxi hóa khử.

Từ lý thuyết nhiệt động lực điện động và thế điện cực người ta biết thế năng phản ứng chuẩn E0 (EMF chuẩn của phản ứng), bằng hiệu giữa ORP chuẩn của các cặp oxi hóa khử (nửa phản ứng) tham gia phản ứng , liên quan đến độ biến thiên chuẩn của năng lượng Gibbs G0 của phản ứng theo phương trình:

Trong đó: n là số electron tham gia phản ứng oxi hóa khử F là số Faraday, 96500 C/mol Từ nhiệt động lực học của các quá trình cân bằng, người ta cũng biết rằng nếu độ biến thiên năng lượng Gibbs trong bất kỳ phản ứng hóa học nào đều nhỏ hơn 0, khi đó phản ứng này tự phát diễn ra theo chiều thuận theo ký hiệu của phương trình phản ứng; nếu nhiều hơn 0 - theo hướng ngược lại.

Từ đây dễ dàng nhận thấy với sự chênh lệch dương giữa các cặp oxi hóa khử tiêu chuẩn (nửa phản ứng) tham gia phản ứng oxi hóa khử bất kỳ aOk1 + bBoc2 cBoc1 + dOk2 thì độ biến thiên năng lượng Gibbs tiêu chuẩn đều nhỏ hơn 0 và phản ứng dưới tiêu chuẩn các điều kiện diễn ra theo chiều thuận:

Trong trường hợp có sự chênh lệch âm giữa ORP tiêu chuẩn của các cặp oxi hóa khử (nửa phản ứng) liên quan đến phản ứng oxi hóa khử, sự thay đổi năng lượng Gibbs tiêu chuẩn lớn hơn 0 và phản ứng trong điều kiện tiêu chuẩn không diễn ra theo hướng thuận, nhưng diễn ra theo hướng ngược lại:

Nói cách khác, phản ứng oxi hóa khử diễn ra theo hướng từ chất oxy hóa và chất khử mạnh hơn đến chất yếu hơn. Trong trường hợp này, phản ứng diễn ra cho đến khi trạng thái cân bằng được thiết lập.

Ví dụ, có thể oxy hóa ion sắt (II) bằng muối thiếc không?

Phản ứng oxy hóa được đề xuất tiến hành theo phương trình:

ORP tiêu chuẩn của các cặp oxi hóa khử là: ESn4+/Sn2+ +0,15 V, EFe3+/Fe2+ +0,77 V. Khi đó, theo công thức trên, E0 = 0,15 – 0,77 = -0,62 V 0). Điều này có nghĩa là phản ứng trong điều kiện tiêu chuẩn không diễn ra theo chiều thuận, nghĩa là không thể oxy hóa ion sắt(II) bằng ion thiếc hóa trị bốn. Ngược lại, phản ứng diễn ra theo hướng ngược lại và có thể oxy hóa các ion thiếc(II) bằng ion sắt():

Trong trường hợp này, thế phản ứng tiêu chuẩn là dương E0 = 0,77 – 0,15 = 0,62 V > 0 và độ biến thiên năng lượng Gibbs tiêu chuẩn nhỏ hơn 0 (G0

Như vậy, theo thế oxy hóa khử tiêu chuẩn, phản ứng diễn ra theo hướng từ chất oxy hóa, chất khử mạnh hơn (Fe3+ và Sn2+) đến chất yếu hơn (Fe2+ và Sn4+).

Sử dụng thế năng oxi hóa khử tiêu chuẩn, có thể xác định không chỉ hướng mà còn cả trình tự các phản ứng oxi hóa khử. Trong trường hợp có nhiều OVR, cái nào có điện thế tiêu chuẩn E0 lớn nhất sẽ xuất hiện trước.

Ví dụ, khi nước clo tác dụng với dung dịch chứa iodide và bromidiones, các phản ứng sau có thể xảy ra:

ORP tiêu chuẩn của các cặp oxi hóa khử tham gia phản ứng bằng:

Trong trường hợp này, chất oxy hóa mạnh Cl2 (ORP tiêu chuẩn lớn) sẽ phản ứng đầu tiên với chất khử mạnh nhất là ion iodide (ORP tiêu chuẩn nhỏ), sau đó với ion bromua. Điều này được biểu thị bằng giá trị thế chuẩn cho phản ứng của clo với iodide (E0 = 1,36 – 0,54 = 0,82 V) cao hơn so với bromide (E0 = 1,36 – 1,08 = 0,28 V).

ORP tiêu chuẩn cũng có thể được sử dụng để xác định sản phẩm của phản ứng oxi hóa khử.

Ví dụ, khi thiếc(IV) clorua phản ứng với sắt kim loại, có thể khử thiếc thành Sn2+ hoặc Sn0 và oxy hóa sắt thành Fe2+ hoặc Fe3+. Trong đó:

Từ các giá trị cho trước của ORP tiêu chuẩn, rõ ràng ion Sn4+ thể hiện tính chất oxy hóa lớn hơn khi bị khử thành Sn2+, và sắt kim loại là chất khử mạnh hơn khi bị oxy hóa thành ion Fe2+. Do đó, phản ứng đang nghiên cứu diễn ra theo phương trình:

Phản ứng này cũng tương ứng với giá trị lớn nhất của thế chuẩn bằng:

Do đó, sản phẩm của phản ứng giữa thiếc(IV) clorua và sắt kim loại là thiếc(II) và sắt(II) clorua:

Tiềm năng oxy hóa khử thực sự. Phương trình Nernst.

Tình huống khi tất cả những người tham gia phản ứng oxi hóa khử đều đồng thời ở trạng thái tiêu chuẩn (hoạt độ, nồng độ và hệ số hoạt độ của chúng bằng 1) thường không thực tế và không nên coi là giả thuyết.

Phản ứng oxi hóa khử xảy ra trong điều kiện thực tế được đặc trưng bởi công A, được dành cho sự biến đổi điện hóa của một mol chất:

Trong đó: n là số electron tham gia phản ứng oxi hóa khử F là số Faraday, 96500 C/mol Đối với phản ứng tự phát aOk1 + bBoc2 cBoc1 + dOk2 công này là năng lượng Gibbs:

Biết rằng chia cho nF, đổi dấu và thay biểu thức cho K0, ta được:

Khi hoạt độ của tất cả các thành phần bằng nhau thì E = E0, tức là thế năng phản ứng bằng thế năng tiêu chuẩn.

Thế năng của bất kỳ phản ứng oxi hóa khử nào (E thực hoặc E0 tiêu chuẩn) bằng với chênh lệch thế năng oxi hóa khử tương ứng của các nửa phản ứng của các thành phần của nó, khi đó:

Nếu nửa phản ứng thứ hai là nửa phản ứng 2Н+ + 2е Н2 (aH+ = 1, p = 1 atm) xảy ra ở điều kiện tiêu chuẩn, trong đó E2H+ /H E2H+ /H 0 thì thế năng phản ứng sẽ bằng Thế năng của nửa phản ứng đầu tiên:

Khi đó biểu thức thế oxi hóa khử của một nửa phản ứng aOk + ne cBoc bất kỳ có dạng:

trong đó: EOk/Boc – thế oxi hóa khử thực của nửa phản ứng E0Ok/Boc – thế oxi hóa khử tiêu chuẩn của nửa phản ứng R – hằng số khí phổ (mol), 8,314 J/molK T – nhiệt độ tuyệt đối, K n – số electron tham gia phản ứng oxi hóa khử F – Số Faraday, 96500 C/mol Biểu thức này được gọi là phương trình Nernst. Thông thường, các đại lượng không đổi trong phương trình Nernst được kết hợp thành một hằng số và logarit tự nhiên được thay thế bằng số thập phân (ln = 2,3lg). Sau đó ở 250C (298 K):

Từ phương trình Nernst, thế năng oxi hóa khử tiêu chuẩn bằng thế năng oxi hóa khử thực sự của một nửa phản ứng (cặp oxi hóa khử) với hoạt độ của tất cả các hạt tham gia vào trạng thái cân bằng bằng đơn vị:

Ví dụ: đối với một nửa phản ứng:

Thế oxy hóa khử tiêu chuẩn chỉ phụ thuộc vào nhiệt độ, áp suất và bản chất của dung môi.

Trong thực tế, sử dụng nồng độ sẽ thuận tiện hơn là sử dụng hoạt động. Trong trường hợp này, phương trình Nernst có thể được viết lại bằng cách sử dụng tổng nồng độ của dạng oxy hóa (cOk) và dạng khử (cBoc). Vì a = c (trong đó là hệ số hoạt độ và là hệ số của phản ứng cạnh tranh), phương trình Nernst có dạng:

trong đó: EOk/Boc là thế oxy hóa khử chính thức của một nửa phản ứng. ORP chính thức bằng thế năng oxy hóa khử thực tế ở tổng nồng độ của các dạng oxy hóa và khử bằng 1 mol/l, và cho trước nồng độ của tất cả các chất khác có trong hệ thống:

Ví dụ: đối với một nửa phản ứng:

Do đó, thế oxy hóa khử chính thức, trái ngược với thế năng tiêu chuẩn, không chỉ phụ thuộc vào nhiệt độ, áp suất và bản chất của dung môi mà còn phụ thuộc vào cường độ ion, sự xuất hiện của các phản ứng cạnh tranh và nồng độ của các hạt không bị oxy hóa hoặc khử. nhưng tham gia nửa phản ứng (trong ví dụ này là H+).

Khi tính toán thế oxy hóa khử, ảnh hưởng của cường độ ion thường bị bỏ qua, lấy tỷ lệ hệ số hoạt độ bằng 1 và thay vì hoạt độ trong phương trình Nernst, người ta sử dụng nồng độ cân bằng ([Ok] = Ok cOk; [Boc] = Boc cBoc). Sau đó:

Tất cả các ví dụ tiếp theo được ghi lại và tính toán bằng cách sử dụng giả định này.

Khi viết phương trình Nernst cho bất kỳ bán phản ứng oxi hóa khử nào, cần tuân theo một trình tự và quy tắc nhất định:

Viết đúng nửa phản ứng oxi hóa khử theo các hệ số cân bằng hóa học và xác định số lượng electron tham gia vào nó;

- xác định dạng oxy hóa và dạng khử;

Xác định các thành phần ở trạng thái tiêu chuẩn (dạng rắn, khí hòa tan kém với p = 1 atm, phân tử dung môi) và loại chúng khỏi viết phương trình Nernst vì hoạt độ của chúng bằng đơn vị;

- Viết phương trình Nernst có tính đến các hệ số cân bằng hóa học và các ion đi kèm.

Ví dụ: viết phương trình Nernst cho các cặp oxi hóa khử sau:

a) Cr2O72-/Cr3+ (trong môi trường axit) - viết nửa phản ứng: Cr2O72- + 14H+ + 6e 2Cr3+ + H2O (n = 6) - trong nửa phản ứng này Cr2O72- là dạng oxi hóa, Cr3+ là dạng khử dạng - H2O (dung môi) ở trạng thái tiêu chuẩn (a = 1) - chúng ta viết phương trình Nernst có tính đến các hệ số cân bằng hóa học và các ion H+ đi kèm:

b) AgCl/Ag - trong nửa phản ứng này AgCl là dạng oxi hóa, Ag là dạng khử - AgCl và Ag0 ở dạng rắn, tức là ở trạng thái chuẩn (a = 1) - ta viết phương trình Nernst xét tính đến các hệ số cân bằng hóa học và các ion Cl- kèm theo:

c) O2/H2O2 (trong môi trường axit) - trong bán phản ứng này O2 là dạng oxi hóa, H2O2 là dạng khử - khí O2 ở trạng thái chuẩn (a = 1) - ta viết phương trình Nernst có xét đến hệ số cân bằng hóa học và các ion H+ đi kèm:

d) O2/H2O2 (trong môi trường kiềm) - viết nửa phản ứng: O2 + 2H2O + 2e H2O2 + 2OH- (n = 2) - trong nửa phản ứng này O2 là dạng oxi hóa, H2O2 là dạng khử - khí O2 và H2O (dung môi) ở trạng thái tiêu chuẩn (a = 1) - chúng ta viết phương trình Nernst có tính đến các hệ số cân bằng hóa học và các ion OH- đi kèm:

e) SO42-/SO32- (trong môi trường kiềm) - viết nửa phản ứng: SO42- + H2O + 2e SO32- + 2OH- (n = 2) - trong nửa phản ứng này SO42- là dạng oxi hóa, SO32 - là dạng khử - H2O (dung môi) ở trạng thái chuẩn (a = 1) - ta viết phương trình Nernst có xét đến các hệ số cân bằng hóa học và các ion OH- đi kèm:

Các tác phẩm tương tự:

“1 Chuyên đề 1. GIỚI THIỆU VỀ LOGISTICS. Bài giảng 1.3. Bộ máy phương pháp luận của hậu cần. Kế hoạch: 1. Hệ thống hậu cần của công ty được xây dựng như thế nào. Nhiệm vụ hậu cần. Chiến lược hậu cần. 2. Khái niệm hậu cần. Công nghệ hậu cần. Lập kế hoạch yêu cầu/nguồn lực, khái niệm đúng lúc, sản xuất tinh gọn, quản lý chuỗi cung ứng, v.v. Các hệ thống/mô-đun hậu cần cơ bản (tiêu chuẩn). 3. Các phương pháp khoa học tổng hợp được sử dụng để giải quyết các vấn đề về logistics. Phân tích hệ thống. Làm người mẫu...."

"ĐẠI HỌC TIỂU BANG ROSTOV V.I. Yudovich Bài giảng trong khóa học Mô hình toán học của khoa học tự nhiên Rostov-on-Don 2006 Nội dung 1 Mô hình toán học 8 1.1 Hệ thống động lực............. ..... 8 1.2 Hệ động lực và phương trình vi phân tự trị........................... .... ........ 11 1.3 Về khả năng giải toàn cục của bài toán Cauchy và tính duy nhất của lời giải.............”

"D. A. Parshin, G. G. Zegrya Vật lý dao động Bài 14 BÀI 14 Dao động cưỡng bức. Đánh đập. Dao động tắt dần. Chất lượng tốt. Dao động cưỡng bức khi có ma sát. Nguyên lý chồng chất của dao động. Dao động cưỡng bức Bây giờ chúng ta hãy chuyển sang xét các dao động trong một hệ chịu tác dụng của ngoại lực thay đổi theo thời gian F (t). Những dao động như vậy được gọi là dao động cưỡng bức, trái ngược với những dao động tự do đã thảo luận trước đó. Phương trình dao động cưỡng bức có dạng m + kx = F(t), x(1)…”

“KHÓA HỌC ĐẶC BIỆT KINH TẾ DOANH NGHIỆP DƯỢC dành cho sinh viên năm thứ 5 chuyên ngành Hóa học (hoạt động dược phẩm) (do V.F. Gorenkov, Giáo sư Bộ môn Hóa bức xạ và Công nghệ Hóa-Dược thuộc Khoa Hóa BSU biên soạn. BÀI 1. THÀNH LẬP TỔ CHỨC, DOANH NGHIỆP, ĐĂNG KÝ, TÀI SẢN, LOẠI HOẠT ĐỘNG 1.1.Luật Cộng hòa Belarus về doanh nghiệp.1.2.Doanh nghiệp và nhiệm vụ chính của doanh nghiệp.1.3.Các loại hình hoạt động kinh tế.1.4.Các loại hình... "

“1 BÀI GIẢNG SỐ 24 VẬT LÝ VẬT LÝ HẠT NHÂN NGUYÊN TỬ Thành phần của hạt nhân nguyên tử, phân loại của chúng E. Rutherford, nghiên cứu sự truyền của các hạt có năng lượng vài megaelectronvolt qua các màng vàng mỏng, đã đi đến kết luận rằng nguyên tử bao gồm một phần tử dương hạt nhân mang điện và các electron mang điện vào nó. Sau khi phân tích những thí nghiệm này, Rutherford còn chỉ ra rằng hạt nhân nguyên tử có kích thước khoảng 10-14–10-15 m (kích thước dài của nguyên tử là khoảng 10-10 m). Hạt nhân nguyên tử bao gồm các hạt cơ bản - proton và neutron..."

“Bài giảng 5. Chiến lược phát triển công nghệ thông tin trong doanh nghiệp Khái niệm, bản chất và vai trò của chiến lược CNTT trong hoạt động của doanh nghiệp. 1. Theo quan điểm quản lý hiện đại, chiến lược được hiểu là một kế hoạch quản lý nhằm củng cố vị thế của tổ chức, đáp ứng nhu cầu của khách hàng và đạt được những kết quả hoạt động nhất định. Nói cách khác, chiến lược của tổ chức được thiết kế để trả lời câu hỏi làm thế nào để chuyển công ty này từ trạng thái hiện tại sang…”

“Giá Một Quả Dừa Truyện của O.L. Truyện Kinga Giá Dừa của O.L. Bài giảng truyền giáo của nhà vua vào những năm 1890 Lời tựa cho lần tái bản Cuốn sách nhỏ Giá Dừa đã đến tay tôi cách đây vài năm. Cuốn sách này ngay lập tức tìm thấy một nơi ấm cúng trong trái tim tôi và trở thành chủ đề trong suy nghĩ của tôi. Luôn ý thức được tầm quan trọng của những điều dường như không đáng kể, tôi hiểu rằng lời chứng nhỏ này đã công bố lẽ thật này. Câu chuyện có thật này kể về khả năng tuyệt vời của Chúa chúng ta trong việc thực hiện…”

“BÀI GIẢNG VỀ LỊCH SỬ VĂN HỌC NGA thế kỷ 19 (nửa II) UDC 811.161.0(091) BBK 83.3(2Ros=Rus)1я7 R 89 Được đề xuất xuất bản bởi Hội đồng học thuật Khoa Ngữ văn của BSU (giao thức số . 1 ngày 20/10/2004) A Người đóng góp: N. L. Blishch (I. A. Goncharov, Văn xuôi của A. P. Chekhov); SA Poznyak (Đổi mới nghệ thuật viết kịch của A.P. Chekhov, A.N. Ostrovsky) ĐÁNH GIÁ: Ứng viên Khoa học Ngữ văn, Phó Giáo sư - A.V. Ivanov; Nghiên cứu sinh Khoa học Ngữ văn, Phó Giáo sư - N. A. Bulatskaya Văn học Nga thế kỷ 19 (II..."

“TIN HỌC (học kỳ 1) Bài giảng 1. Tin học là một môn khoa học 1. Khái niệm khoa học thông tin là một môn khoa học và học thuật. 2. Các hướng chính của khoa học máy tính. 1. Khái niệm khoa học máy tính với tư cách là một môn khoa học và học thuật Môn học của môn Khoa học máy tính và Toán học là các mối quan hệ thông tin phát triển trong quá trình thu thập, xử lý, truyền tải, lưu trữ và phát hành thông tin. Việc học khóa học này cung cấp đào tạo cơ bản về lĩnh vực khoa học máy tính, máy tính, toán học và…”

“CƠ QUAN GIÁO DỤC LIÊN BANG HỌC VIỆN GIÁO DỤC TIỂU BANG CỦA GIÁO DỤC CHUYÊN NGHIỆP CAO CẤP ST. ĐẠI HỌC KINH TẾ VÀ TÀI CHÍNH TIỂU BANG PETERSBURG A.G. BÀI GIẢNG BÀI GIẢNG TỐ TỤNG HÌNH SỰ STOVPOVY Phần 1 Ấn bản thứ 2, sửa chữa và mở rộng NHÀ XUẤT BẢN ST. PETERSBURG TRƯỜNG ĐẠI HỌC KINH TẾ VÀ TÀI CHÍNH TIỂU BANG PETERSBURG 2010 BBK 67. Với Stovpova A.G. Tố tụng hình sự: Giáo trình. Phần 1. tái bản lần thứ 2, rev. và bổ sung – St. Petersburg: Nhà xuất bản Đại học Kinh tế và Kinh tế bang St. Petersburg, 2010. – 258 tr. Thứ hai..."

“nghiên cứu và xuất bản di sản sáng tạo của V.E. Meyerhold. Mối quan tâm khoa học của ông bao gồm lịch sử nghệ thuật đạo diễn Nga nửa đầu thế kỷ XX và sân khấu nhựa của mọi thời đại và mọi dân tộc. Trong chương trình Thạc sĩ đạo diễn tại CIM, ông giảng dạy các khóa học về quản lý sân khấu và con đường sáng tạo của V.E. Meyerhold. Anh ấy hút thuốc liên tục trong giờ giảng và thích làm mọi người cười…”

“Trường Elias Otis CỦA SITH Tài liệu về thư từ và diễn đàn trong Học viện Lực lượng Tập 2. Thư từ mở Phần đầu tiên của tài liệu của Học viện Sith là các bài giảng được tổng hợp từ các mảnh thư từ và thông tin liên lạc trên diễn đàn của Học viện Lực lượng, thứ hai là những bức thư ngỏ gửi đến Sinh viên. Các tài liệu từ các bức thư ngỏ có trong bài giảng thường bị loại bỏ khỏi phần thứ hai. 2 Nội dung 1. Inoku 30. Samurai 2. Ratibor 31. Fakir 3. Samurai 32. Samurai 4. Samurai 33. Inoku 5. Samurai 34. Samurai 6. Samurai…”

"D. A. Parshin, G. G. Zegrya Vật lý Nguyên lý tác dụng tối thiểu Bài 28 BÀI 28 Hàm số. Phép tính biến phân. Nguyên tắc hành động tối thiểu. Nguyên lý tác dụng tối thiểu và cơ học lượng tử. Hàm số Cùng với các bài toán cần xác định giá trị cực đại và cực tiểu của một hàm số y = f(x) nào đó, trong các bài toán vật lý thường phải tìm giá trị cực đại hoặc cực tiểu của các đại lượng của một hàm số a. loại đặc biệt, được gọi là chức năng. Các chức năng được gọi là ..."

“Bài giảng HÓA HỌC 01 HỆ HÓA HỌC. CẤU TRÚC NGUYÊN TỬ. E.A. Ananyeva, Tiến sĩ, Phó Giáo sư, Khoa Hóa học đại cương NRNU MEPhI Hóa học và Hướng đào tạo chuyên gia chính NRNU MEPhI Vật lý vật liệu và quá trình Vật lý hạt nhân và vật lý vũ trụ Y học hạt nhân Vật lý hạt và vũ trụ học Vật lý plasma Vật lý laser Vật lý chất rắn và quang tử Vật lý của các quá trình vật liệu chảy nhanh Hệ thống hóa học là tập hợp các đại lượng vi mô và vĩ mô của các chất, dưới tác động của các yếu tố bên ngoài, có khả năng…”

« CẤU TRÚC ĐƯỜNG NƯỚC VÀ CẢNG BÀI GIẢNG TASHKENT - 2013 Các bài giảng đã được Hội đồng Phương pháp Khoa học của TIIM xem xét và đề xuất xuất bản (Biên bản số 9 ngày 2 tháng 7 năm 2013) Các bài giảng cung cấp thông tin chung về đường thủy, các loại tàu thuyền, cách cải thiện điều kiện giao thông và phương án đường thủy nhân tạo. Mô tả..."

“Chủ đề 1. LỊCH SỬ PHÁT TRIỂN KHOA HỌC SINH THÁI Bài giảng 1.1. Sự xuất hiện của quan điểm môi trường trong khoa học Bài 1.2. Khái quát hóa vật liệu sinh thái trong công trình của các nhà khoa học Bài 1.3. Tách khoa học sinh thái thành một lĩnh vực kiến ​​thức riêng biệt Bài giảng 1.4. Thực trạng khoa học sinh thái Bài giảng 1.1. Sự xuất hiện của quan điểm sinh thái trong khoa học Sinh thái học với tư cách là một khoa học về mối quan hệ giữa sinh vật và môi trường chỉ có thể nảy sinh ở một giai đoạn nhất định trong quá trình phát triển kiến ​​thức sinh học. Sự hình thành của nó không giống ai..."

“Phiên bản ngày 16 tháng 1 năm 2010. Tóm tắt khóa học “Đại số” (học kỳ 1, khóa 3) (giảng viên V.T. Markov) Lời nói đầu Văn bản này không khẳng định tính đầy đủ của cách trình bày hay giá trị văn học, mục đích chính của tác giả là ngắn gọn . Trong hầu hết các trường hợp, chỉ đưa ra phần tóm tắt của chứng minh (phần đầu và phần cuối của chứng minh được đánh dấu bằng và dấu tương ứng). Khôi phục tất cả các chi tiết của tất cả bằng chứng là điều kiện tiên quyết để nắm vững khóa học và là cách tốt để kiểm tra độc lập…”

“1 THẺ CÔNG NGHỆ BÀI GIẢNG số 1 về miễn dịch lâm sàng cho sinh viên năm thứ 4 Khoa Y và Sinh học Trường Đại học Y Bang Volga năm học 2012/13. Đề tài: Giới thiệu về miễn dịch học lâm sàng. Các hình thức chính của bệnh lý miễn dịch. Đánh giá tình trạng miễn dịch của con người 1. Kế hoạch: 1. Sự hình thành và phát triển hệ thống miễn dịch của con người. 2.1. Chủ đề và mục tiêu của miễn dịch học lâm sàng. 2.2 Các dạng bệnh lý miễn dịch chính ở người. 2.2.1. Các trạng thái suy giảm miễn dịch. 2.2.2 Phản ứng dị ứng và tự miễn dịch. 2.2.3..."

“Cơ quan Giáo dục Liên bang Cơ quan giáo dục nhà nước về giáo dục chuyên nghiệp cao hơn Đại học bang Vladimir E.G. Erlygina N.V. Kapustina N.M. Filimonova KHÓA HỌC VỀ QUẢN LÝ QUỐC TẾ KỶ LUẬT Vladimir 2008 UDC 338.24.(075.8) BBK 65.291.21я73 K94 Người phản biện: Tiến sĩ Khoa học Kinh tế, Giáo sư, Trưởng khoa. Phòng Quản lý và Lập kế hoạch các quá trình kinh tế xã hội của Đại học bang St. Petersburg Yu.V. Kuznetsov..."

“Lịch sử tôn giáo. Bài giảng 20 Chủ nghĩa ngoại giáo của các dân tộc Châu Âu Thần sông, hồ, xoáy, xoáy nước - chúng cũng khác nhau và có thể khá thù địch với con người, giống như các thần nước. Nhưng, tất nhiên, không thể so sánh được với những linh hồn hỗn loạn và hủy diệt, như trong truyền thống Hy Lạp. Đây là hình ảnh của một nữ tu sĩ Celtic - một druid. Mặc dù có người nói rằng chỉ có đàn ông mới có thể trở thành Druids. Những người khác nói, không, phụ nữ cũng có thể trở thành tu sĩ. Không biết. Chúng ta biết rất ít về Druid. Mặc dù có học thức..."

(OB) VÀ OB – ĐIỆN CỰC.

Tùy thuộc vào cơ chế oxy hóa khử, các hệ thống OM khác nhau có thể được chia thành hai loại:

loại thứ nhất: OM - các hệ thống trong đó quá trình oxi hóa khử liên quan đến việc chỉ chuyển các electron, ví dụ: Fe³ + +ē ↔ Fe² +

loại thứ 2: Các hệ OB trong đó quá trình oxi hóa khử không chỉ liên quan đến sự chuyển giao điện tử mà còn liên quan đến sự chuyển giao proton, ví dụ:

C 6 H 4 O 2 + 2H + +2ē ↔ C 6 H 4 (OH) 2

quinon hydroquinone

MnO 4 - + 8H + + 5ē ↔ Mn² + + 4H 2 O

Một kim loại trơ kết hợp với hệ thống OM được gọi là điện cực oxy hóa-khử hoặc điện cực oxi hóa khử, và điện thế phát sinh ở điện cực này được gọi là thế oxy hóa-khử (OR) hoặc thế oxy hóa khử.

Kim loại trơ chỉ tham gia gián tiếp vào phản ứng xác định thế năng, là chất trung gian trong việc chuyển electron từ dạng khử của chất Đỏ sang dạng OX bị oxy hóa.

Khi nhúng một kim loại trơ vào dung dịch chứa một lượng dư sắt bị oxy hóa, tấm kim loại sẽ tích điện dương (Hình 10 a)

Khi dư thừa sắt dạng khử, bề mặt bạch kim sẽ tích điện âm (Hình 10 b).

Cơm. 10. Xuất hiện tiềm năng OB

Sự chuyển electron từ ion này sang ion khác qua kim loại dẫn đến sự hình thành DES trên bề mặt kim loại.

Có thể trao đổi giữa các điện tử mà không cần kim loại. Nhưng các ion Fe2+ và Fe³+ được hòa tan theo những cách khác nhau và để chuyển điện tử cần phải vượt qua hàng rào năng lượng. Sự chuyển đổi của các electron từ ion Fe2+ sang kim loại và từ bề mặt kim loại sang ion Fe³+ được đặc trưng bởi năng lượng kích hoạt thấp hơn.

Nếu hoạt độ của các ion Fe2+ và Fe³+ bằng nhau thì tấm bạch kim nhiễm điện dương, vì Khả năng nhận điện tử của ion Fe³+ lớn hơn khả năng cho điện tử của Fe2+.

Phương trình Peters.

Sự phụ thuộc định lượng của thế OM - vào bản chất của hệ OM - (φ°r), tỷ lệ hoạt động của các dạng oxy hóa và khử, nhiệt độ và vào hoạt động của các ion hydro được thiết lập bằng phương trình Peters.

loại thứ nhất: φr = φ°r + ∙ ln

loại thứ 2: φr = φ°r + ∙ ln

trong đó φr - OB - thế năng, V;

φ°r - OB chuẩn - thế năng, V;

z là số lượng electron tham gia quá trình OB;

a (Ox) – hoạt độ của dạng oxy hóa, mol/l;

a (Đỏ) – hoạt độ của dạng khử, mol/l;

m là số proton;

a(n +) – hoạt độ của các ion hydro, mol/l.

Điện thế OB tiêu chuẩn là điện thế phát sinh tại bề mặt tiếp xúc giữa kim loại trơ và dung dịch, trong đó hoạt độ của dạng oxy hóa bằng với hoạt độ của dạng khử và đối với hệ thống loại thứ hai, ngoài ra, hoạt động của các ion hydro bằng sự thống nhất.

Phân loại điện cực thuận nghịch.

Sau khi xem xét nguyên lý hoạt động của các điện cực, chúng ta có thể kết luận rằng theo tính chất của các chất tham gia vào quá trình xác định điện thế, cũng như theo thiết kế của chúng, tất cả các điện cực thuận nghịch được chia thành các nhóm sau:

Điện cực loại thứ nhất;

Điện cực loại thứ hai;

điện cực chọn lọc ion;

Điện cực oxi hóa khử.

1. Tế bào điện là một hệ thống tạo ra công hơn là tiêu thụ nó, do đó nên coi EMF của phần tử là giá trị dương.

2. EMF của phần tử được tính bằng cách trừ giá trị số của điện thế của điện cực bên trái khỏi giá trị bằng số của điện thế của điện cực bên phải - quy tắc “cộng bên phải”. Do đó, mạch phần tử được viết sao cho điện cực bên trái là âm và điện cực bên phải là dương.

3. Bề mặt tiếp xúc giữa dây dẫn hàng thứ nhất và hàng thứ hai được biểu thị bằng một vạch: Zn׀ZnSO4; CuCuSO4

4. Mặt tiếp xúc giữa các vật dẫn loại thứ hai được biểu diễn bằng đường chấm: ZnSO4 (p) ׃ CuSO4 (p)

5. Nếu sử dụng cầu điện phân ở mặt tiếp xúc giữa hai dây dẫn loại thứ hai thì được ký hiệu bằng hai vạch: ZnSO4 (р) ׀׀ CuSO4 (р).

6. Các thành phần của một pha được viết cách nhau bằng dấu phẩy:

Pt|Fe³+, Fe²+ ; Pt, H2 |HCl(p)

7. Phương trình phản ứng điện cực được viết sao cho các chất ở dạng oxy hóa nằm ở bên trái và ở dạng khử ở bên phải.

chẳng hạn, một quá trình tương tác giữa hai chất trong đó xảy ra phản ứng oxy hóa thuận nghịch của một chất do sự khử của chất khác và hỗn hợp các ion oxy hóa và khử được hình thành trong môi trường. - Fe"" và Fe", Sn" và Sn"", v.v... Mức cường độ của hệ oxi hóa khử được xác định bằng giá trị thế oxi hóa khử Eh, biểu thị bằng vôn, so với điện thế của điện cực hydro thông thường .

Tiềm năng của hệ thống càng tích cực thì nó càng có nhiều đặc tính oxy hóa. Thế năng thu được trong các hệ thống chứa nồng độ ion bị oxy hóa và ion khử bằng nhau được gọi là. Bình thường.

O.o.-v. Với. Theo độ lớn của điện thế chuẩn, chúng có thể được sắp xếp thành một chuỗi, trong đó mỗi hệ là chất oxy hóa đối với hệ có điện thế chuẩn dương hơn và là chất khử đối với hệ có điện thế chuẩn dương hơn. tiềm năng. Hệ thống oxi hóa khử có vai trò quan trọng trong việc hình thành khoáng vật, chuyển hóa các chất hữu cơ trong đá trầm tích, v.v..

Chất tương đương hoặc Tương đương là một hạt có thật hoặc hư cấu có thể gắn, giải phóng hoặc tương đương với cation hydro trong phản ứng trao đổi ion hoặc electron trong phản ứng oxi hóa khử.

Ví dụ: trong phản ứng:

NaOH + HCl = NaCl + H2O

chất tương đương sẽ là một hạt thực - ion Na +, trong phản ứng

tương đương sẽ là hạt ảo ½Zn(OH) 2.

Tương đương với một chất cũng thường có nghĩa là số lượng chất tương đương hoặc lượng chất tương đương- số mol chất tương đương với một mol cation hydro trong phản ứng đang xét.

[sửa]Khối lượng tương đương

Khối lượng tương đương là khối lượng của một đương lượng của một chất nhất định.

[sửa]Khối lượng mol tương đương của một chất

Tương đương khối lượng mol thường được ký hiệu là hoặc . Tỷ số giữa khối lượng mol tương đương của một chất và khối lượng mol thực tế của nó được gọi là hệ số tương đương(thường được ký hiệu là ).

Khối lượng mol đương lượng của một chất là khối lượng của một mol đương lượng, bằng tích của hệ số tương đương với khối lượng mol của chất đó.

M eq = f eq ×M

[sửa] Hệ số tương đương

Tỷ số giữa khối lượng mol tương đương và khối lượng mol của chính nó được gọi là hệ số tương đương(thường được ký hiệu là ).

[sửa]Số tương đương

Số tương đương z là số nguyên dương nhỏ bằng số đương lượng của một chất có trong 1 mol chất đó. Hệ số tương đương liên quan đến số tương đương z mối quan hệ sau: =1/z.

Ví dụ: trong phản ứng:

Zn(OH) 2 + 2HCl = ZnCl 2 + 2H 2 O

Tương đương là hạt ½Zn(OH) 2. Số ½ là hệ số tương đương, z trong trường hợp này là 2

* - đối với khí trơ Z = 1

Hệ số tương đương giúp xây dựng luật tương đương.

[sửa]Luật tương đương

Nhờ công trình của I.V. Richter (1792-1800), định luật tương đương đã được phát hiện:

§ tất cả các chất đều phản ứng theo tỷ lệ tương đương.

§ công thức thể hiện Định luật tương đương: m 1 E 2 = m 2 E 1

§ Tương đương điện hóa- lượng chất giải phóng trên điện cực, theo định luật Faraday, khi một đơn vị điện năng đi qua chất điện phân:

§ hằng số Faraday ở đâu.

§ hằng số Faraday, là hằng số vật lý xác định mối quan hệ giữa tính chất điện hóa và tính chất vật lý của một chất.

§ Hằng số Faraday bằng C mol −1.

§ Hằng số Faraday được đưa vào như một hằng số trong Định luật Faraday thứ hai(định luật điện phân).

§ Về mặt số học, hằng số Faraday bằng điện tích, khi đi qua chất điện phân trên điện cực, (1/z) mol chất A được giải phóng theo công thức:

Ở đâu:
- số electron tham gia phản ứng.

§ Đối với hằng số Faraday, mối quan hệ sau có giá trị:

§ đâu là điện tích cơ bản và là số Avogadro.

đồng vị(từ tiếng Hy Lạp cổ ισος - "bình đẳng", "như nhau", và τόπος - "địa điểm") - các loại nguyên tử (và hạt nhân) của một nguyên tố hóa học có số nơtron khác nhau trong hạt nhân. Tên gọi này là do các đồng vị nằm ở cùng một vị trí (trong cùng một ô) của bảng tuần hoàn. Các tính chất hóa học của nguyên tử hầu như chỉ phụ thuộc vào cấu trúc của lớp vỏ electron, do đó, nó được xác định chủ yếu bởi điện tích của hạt nhân Z(tức là số proton có trong nó) và hầu như không phụ thuộc vào số khối của nó MỘT(nghĩa là tổng số proton Z và neutron N). Tất cả các đồng vị của cùng một nguyên tố đều có cùng điện tích hạt nhân, chỉ khác nhau về số nơtron. Thông thường, một đồng vị được ký hiệu bằng ký hiệu của nguyên tố hóa học mà nó thuộc về, với việc bổ sung chỉ số dưới phía trên bên trái cho biết số khối (ví dụ: 12 C, 222 Rn). Bạn cũng có thể viết tên của nguyên tố theo sau là số khối có gạch nối (ví dụ: carbon-12, radon-222). Một số đồng vị có tên riêng truyền thống (ví dụ, deuterium, Actinon).

Ví dụ về các đồng vị: 16 8 O, 17 8 O, 18 8 O - ba đồng vị bền của oxy.

[sửa] Thuật ngữ

Vị trí cơ bản của IUPAC là thuật ngữ số ít chính xác cho các nguyên tử (hoặc hạt nhân) của cùng một nguyên tố hóa học có cùng khối lượng nguyên tử là nuclide, và thuật ngữ này đồng vị có thể được sử dụng để chỉ một tập hợp các hạt nhân của một nguyên tố. Thuật ngữ đồng vịđã được đề xuất và sử dụng ban đầu ở số nhiều, vì cần ít nhất hai loại nguyên tử để so sánh. Sau đó, việc sử dụng thuật ngữ ở số ít cũng trở nên phổ biến - đồng vị. Ngoài ra, thuật ngữ số nhiều thường được dùng để chỉ bất kỳ tập hợp hạt nhân nào chứ không chỉ một nguyên tố, điều này cũng không chính xác. Hiện nay, quan điểm của các tổ chức khoa học quốc tế chưa mang lại sự thống nhất và thuật ngữ đồng vị tiếp tục được sử dụng rộng rãi, kể cả trong các tài liệu chính thức của các bộ phận khác nhau của IUPAC và IUPAP. Đây là một ví dụ về cách ý nghĩa của một thuật ngữ, vốn có ban đầu của nó, không còn tương ứng với khái niệm mà thuật ngữ này được sử dụng để chỉ định (một ví dụ khác trong sách giáo khoa là nguyên tử, trái ngược với tên, không thể phân chia được) .

[sửa]Lịch sử phát hiện đồng vị

Bằng chứng đầu tiên cho thấy các chất có cùng tính chất hóa học có thể có các tính chất vật lý khác nhau thu được bằng cách nghiên cứu sự biến đổi phóng xạ của nguyên tử các nguyên tố nặng. Vào năm 1906-07, hóa ra sản phẩm phân rã phóng xạ của uranium - ionium và sản phẩm phân rã phóng xạ - radiothorium, có cùng tính chất hóa học với thorium, nhưng khác về khối lượng nguyên tử và đặc điểm phân rã phóng xạ. Sau đó người ta phát hiện ra rằng cả ba sản phẩm đều có quang phổ quang học và tia X giống hệt nhau. Những chất như vậy, giống nhau về tính chất hóa học, nhưng khác nhau về khối lượng nguyên tử và một số tính chất vật lý, theo gợi ý của nhà khoa học người Anh F. Soddy, bắt đầu được gọi là đồng vị.

[sửa] Đồng vị trong tự nhiên

Người ta tin rằng thành phần đồng vị của các nguyên tố trên Trái đất là như nhau ở tất cả các vật liệu. Một số quá trình vật lý trong tự nhiên dẫn đến sự phá vỡ thành phần đồng vị của các nguyên tố (tự nhiên sự phân chiađồng vị đặc trưng của các nguyên tố nhẹ, cũng như sự dịch chuyển đồng vị trong quá trình phân rã của các đồng vị tồn tại lâu dài trong tự nhiên). Sự tích tụ dần dần của hạt nhân trong khoáng chất - sản phẩm phân rã của một số hạt nhân tồn tại lâu dài - được sử dụng trong địa niên học hạt nhân.

[sửa]Việc sử dụng đồng vị của con người

Trong hoạt động công nghệ, con người đã học cách thay đổi thành phần đồng vị của các nguyên tố để thu được bất kỳ tính chất cụ thể nào của vật liệu. Ví dụ, 235 U có khả năng thực hiện phản ứng phân hạch dây chuyền với neutron nhiệt và có thể dùng làm nhiên liệu cho các lò phản ứng hạt nhân hoặc vũ khí hạt nhân. Tuy nhiên, uranium tự nhiên chỉ chứa 0,72% hạt nhân này, trong khi phản ứng dây chuyền trên thực tế chỉ khả thi với hàm lượng 235U ít nhất là 3%. Do sự giống nhau về tính chất vật lý và hóa học của các đồng vị của các nguyên tố nặng, quy trình làm giàu đồng vị uranium là một nhiệm vụ công nghệ cực kỳ phức tạp, chỉ có hơn chục quốc gia trên thế giới mới có thể thực hiện được. Thẻ đồng vị được sử dụng trong nhiều ngành khoa học và công nghệ (ví dụ, trong xét nghiệm miễn dịch phóng xạ).

Hằng số phân ly- một loại hằng số cân bằng cho thấy xu hướng của một vật thể lớn phân ly (tách) thuận nghịch thành các vật thể nhỏ, chẳng hạn như khi một phức chất bị phân hủy thành các phân tử thành phần của nó, hoặc khi một muối tách thành các ion trong dung dịch nước. Hằng số phân ly thường được ký hiệu Kd và nghịch đảo của hằng số liên kết. Trong trường hợp muối, hằng số phân ly đôi khi được gọi là hằng số ion hóa.

Nhìn chung phản ứng

trong đó phức A x B y chia thành xđơn vị A và yđơn vị của B thì hằng số phân ly được xác định như sau:

trong đó [A], [B] và lần lượt là nồng độ của A, B và phức A x B y.

[sửa]Định nghĩa

Theo lý thuyết Arrhenius, sự phân ly điện phân của các chất điện ly yếu là một phản ứng thuận nghịch, nghĩa là nó có thể được biểu diễn dưới dạng sơ đồ bằng các phương trình (đối với các ion hóa trị một :):

KA ↔ K ++ + A − ,

§ KA - hợp chất không phân ly;

§ K+ - cation;

§ A − là một anion.

Hằng số cân bằng của phản ứng như vậy có thể được biểu thị bằng phương trình:

,

(1)

§ - nồng độ của hợp chất không phân ly trong dung dịch;

§ - nồng độ cation trong dung dịch;

§ là nồng độ anion trong dung dịch.

Hằng số cân bằng liên quan đến phản ứng phân ly được gọi là hằng số phân ly.

[sửa]Sự phân ly của chất điện phân với các ion đa hóa trị

Trong trường hợp sự phân ly của chất điện phân với các ion đa hóa trị, sự phân ly xảy ra theo từng bước và với mỗi bước có một giá trị riêng của hằng số phân ly.

Ví dụ: Sự phân ly của axit polybasic (boric) [ nguồn không được chỉ định 332 ngày] :

Giai đoạn I: H 3 BO 3 ↔ H + + H 2 BO 3 − ,

Giai đoạn II: H 2 BO 3 − ↔ H + + HBO 3 2− ,

Giai đoạn III: HBO 3 2− ↔ H + + BO 3 3− ,

Mức độ phân ly đầu tiên của các chất điện phân như vậy luôn lớn hơn nhiều so với các mức độ tiếp theo, điều đó có nghĩa là sự phân ly của các hợp chất đó xảy ra chủ yếu ở giai đoạn đầu.

[sửa]Mối quan hệ giữa hằng số phân ly và mức độ phân ly

Dựa vào định nghĩa độ phân ly, đối với chất điện phân CA trong phản ứng phân ly = = α·c, = c - α·c = c·(1 - α), trong đó α là độ phân ly của chất điện phân.

,

(2)

Biểu thức này được gọi là định luật pha loãng Ostwald. Với α rất nhỏ (α<<1) K=cα² и

Như vậy, khi nồng độ chất điện phân tăng thì mức độ phân ly giảm, khi giảm thì độ phân ly tăng. Mối quan hệ giữa hằng số phân ly và mức độ phân ly được mô tả chi tiết hơn trong bài Định luật pha loãng của Ostwald.

[sửa]Sự khác biệt giữa kết quả thực nghiệm và mô hình Arrhenius, suy ra hằng số phân ly thông qua các hoạt động

Những tính toán trên dựa trên lý thuyết Arrhenius quá thô sơ và không tính đến yếu tố tương tác tĩnh điện của các ion. Những sai lệch so với trạng thái lý tưởng trong dung dịch điện phân xảy ra ở nồng độ rất thấp, do lực liên ion tỷ lệ nghịch với nhau. quảng trường khoảng cách giữa các tâm ion, trong khi lực liên phân tử tỉ lệ nghịch với bậc bảy khoảng cách, nghĩa là lực liên ion, ngay cả trong dung dịch loãng, hóa ra lớn hơn nhiều so với lực liên phân tử.

Lewis đã chỉ ra rằng đối với các dung dịch thực, các phương trình đơn giản có thể được bảo toàn (xem ở trên) nếu thay vì nồng độ ion, người ta đưa ra hàm của nó, cái gọi là hoạt động. Hoạt độ (a) liên quan đến nồng độ (c) thông qua hệ số hiệu chỉnh γ, gọi là hệ số hoạt độ:

Một = γ c

Do đó, biểu thức của hằng số cân bằng, theo Arrhenius, được mô tả bằng phương trình (1), theo Lewis, sẽ như sau:

§ ;

§ ;

Trong lý thuyết Lewis, mối quan hệ giữa hằng số và mức độ phân ly (trong lý thuyết Arrhenius viết bằng phương trình (2) được biểu thị bằng hệ thức:

Nếu không có ảnh hưởng nào khác làm lệch dung dịch khỏi trạng thái lý tưởng, thì các phân tử không phân ly hoạt động giống như khí lý tưởng và γ KA = 1, và biểu thức thực sự của định luật pha loãng Ostwald có dạng:

§ - hệ số hoạt độ điện giải trung bình.

Đối với c→0 và γ→1, phương trình trên của định luật pha loãng Ostwald có dạng (2). Chất điện phân càng phân ly thì hệ số hoạt độ γ lệch khỏi sự thống nhất càng nhanh và xảy ra vi phạm định luật pha loãng cổ điển càng nhanh.

[sửa] Hằng số phân ly của chất điện ly mạnh

Các chất điện ly mạnh phân ly gần như hoàn toàn (phản ứng là không thuận nghịch), do đó mẫu số của biểu thức cho hằng số phân ly bằng 0 và toàn bộ biểu thức có xu hướng tiến tới vô cùng. Vì vậy, đối với chất điện ly mạnh, thuật ngữ “hằng số phân ly” là vô nghĩa.

[sửa]Ví dụ về tính toán

[sửa]Sự phân ly của nước

Nước là chất điện li yếu, phân ly theo phương trình

Hằng số phân ly của nước ở 25°C là

Xét rằng trong hầu hết các dung dịch, nước ở dạng phân tử (nồng độ ion H + và OH − thấp) và có tính đến khối lượng mol của nước là 18,0153 g/mol và mật độ ở nhiệt độ 25 °C là 997,07 g/l, nước tinh khiết có nồng độ = 55,346 mol/l. Do đó, phương trình trước có thể được viết lại thành

Sử dụng công thức gần đúng sẽ có sai số khoảng 15%:

Dựa vào giá trị tìm được về mức độ phân ly, ta tính pH của dung dịch:

Mức độ phân ly- đại lượng đặc trưng cho trạng thái cân bằng trong phản ứng phân ly trong các hệ thống đồng nhất (đồng nhất).

Mức độ phân ly α bằng tỷ lệ số phân tử phân ly Nđến số tiền N + N, Ở đâu N- số lượng phân tử không phân ly. α thường được biểu thị dưới dạng phần trăm. Mức độ phân ly phụ thuộc cả vào bản chất của chất điện phân hòa tan và nồng độ của dung dịch.

[sửa] Ví dụ

Đối với axit axetic CH 3 COOH, giá trị của α là 4% (trong dung dịch 0,01 M). Điều này có nghĩa là trong dung dịch nước của axit, cứ 100 phân tử thì chỉ có 4 phân tử bị phân ly, nghĩa là chúng ở dạng ion H + và CH 3 COO −, trong khi 96 phân tử còn lại không bị phân ly.

[sửa]Phương pháp xác định

§ theo độ dẫn điện của dung dịch

§ bằng cách hạ thấp điểm đóng băng

[sửa]Mức độ phân ly tưởng tượng

Vì các chất điện ly mạnh phân ly gần như hoàn toàn nên người ta mong đợi hệ số đẳng trương của chúng bằng số lượng ion (hoặc nguyên tử phân cực) trong đơn vị công thức (phân tử). Tuy nhiên, trên thực tế hệ số này luôn nhỏ hơn hệ số xác định theo công thức. Ví dụ, hệ số đẳng trương của dung dịch NaCl 0,05 mol là 1,9 thay vì 2,0 (đối với dung dịch magie sunfat có cùng nồng độ thì hoàn toàn không có giá trị. Tôi= 1,3). Điều này được giải thích bằng lý thuyết về chất điện ly mạnh, được P. Debye và E. Hückel phát triển vào năm 1923: chuyển động của các ion trong dung dịch bị cản trở bởi lớp vỏ hòa tan hình thành. Ngoài ra, các ion còn tương tác với nhau: nhiễm điện trái dấu thì hút, nhiễm điện cùng loại thì đẩy nhau; Lực hút lẫn nhau dẫn đến sự hình thành các nhóm ion cùng chuyển động trong dung dịch. Những nhóm như vậy được gọi là liên kết ion hoặc cặp ion. Theo đó, dung dịch hoạt động như thể nó chứa ít hạt hơn thực tế vì sự tự do chuyển động của chúng bị hạn chế. Ví dụ rõ ràng nhất liên quan đến tính dẫn điện của dung dịch. λ , tăng khi pha loãng dung dịch. Sử dụng tỷ lệ độ dẫn điện thực tế với độ pha loãng vô hạn, người ta xác định mức độ phân ly tưởng tượng chất điện ly mạnh, còn được ký hiệu là α :

,

Ở đâu n hình ảnh- tưởng tượng, và và giải thích.- số lượng thực tế của các hạt trong dung dịch.

Có ba loại phản ứng oxi hóa khử chính:

1. Liên phân tử (oxy hóa - khử liên phân tử).

Loại này bao gồm nhiều phản ứng nhất trong đó các nguyên tử của nguyên tố oxy hóa và nguyên tố khử nằm trong các phân tử chất khác nhau. Các phản ứng được thảo luận ở trên thuộc loại này.

2. Nội phân tử (oxy hóa - khử nội phân tử).

Chúng bao gồm các phản ứng trong đó chất oxy hóa và chất khử ở dạng nguyên tử của các nguyên tố khác nhau được chứa trong cùng một phân tử. Phản ứng phân hủy nhiệt của các hợp chất tiến hành theo loại này, ví dụ:

2KCIO 3 = 2KCI + 3O 2.

3. Không cân xứng (tự oxy hóa - tự phục hồi).

Đây là những phản ứng trong đó chất oxy hóa và chất khử là cùng một nguyên tố ở cùng trạng thái oxy hóa trung gian, do phản ứng vừa giảm vừa tăng. Ví dụ:

3CI 0 2 + 6 KOH = 5 KCI + KCIO 3 + 3H 2 O,

3HCIO = HCIO 3 + 2HCI.

Phản ứng oxi hóa khử đóng vai trò quan trọng trong tự nhiên và công nghệ. Ví dụ về OVR xảy ra trong các hệ thống sinh học tự nhiên bao gồm phản ứng quang hợp ở thực vật và quá trình hô hấp ở động vật và con người. Quá trình đốt cháy nhiên liệu xảy ra trong lò hơi của các nhà máy nhiệt điện và trong động cơ đốt trong là một ví dụ về OVR.

ORR được sử dụng trong sản xuất kim loại, các hợp chất hữu cơ và vô cơ, đồng thời thực hiện quá trình tinh chế các chất khác nhau, nước tự nhiên và nước thải.

9,5. Thế oxy hóa-khử (điện cực)

Thước đo khả năng oxy hóa-khử của các chất là điện cực hoặc thế oxy hóa khử j ox / Red (thế oxy hóa khử).1 Thế oxy hóa-khử đặc trưng cho hệ oxy hóa khử, bao gồm dạng oxy hóa của chất (Ox), dạng khử dạng (Đỏ) và electron. Người ta thường viết hệ oxi hóa khử dưới dạng phản ứng khử thuận nghịch:

Sửu + ne - D Đỏ.

Cơ chế xuất hiện thế điện cực. Chúng tôi sẽ giải thích cơ chế xuất hiện của điện cực hoặc thế oxi hóa khử bằng ví dụ về một kim loại được ngâm trong dung dịch chứa các ion của nó. Tất cả các kim loại đều có cấu trúc tinh thể. Mạng tinh thể của kim loại bao gồm các ion Men + tích điện dương và các electron hóa trị tự do (khí điện tử). Trong trường hợp không có dung dịch nước thì việc giải phóng cation kim loại khỏi mạng kim loại là không thể, bởi vì quá trình này đòi hỏi chi phí năng lượng lớn. Khi nhúng kim loại vào dung dịch muối chứa cation kim loại, các phân tử nước có cực, định hướng tương ứng ở bề mặt kim loại (điện cực), sẽ tương tác với các cation bề mặt của kim loại (Hình 9.1).

Kết quả của sự tương tác là kim loại bị oxy hóa và các ion hydrat hóa của nó đi vào dung dịch, để lại các electron trong kim loại:

Me (k) + m H 2 Quá trình oxy hóa Me n+ *m H 2 O (p) + ne-

Kim loại sẽ tích điện âm và dung dịch sẽ tích điện dương. Các ion tích điện dương từ dung dịch bị hút vào bề mặt kim loại tích điện âm (Me). Một lớp điện kép xuất hiện ở bề mặt tiếp xúc kim loại-dung dịch (Hình 9.2). Hiệu điện thế xuất hiện giữa kim loại và dung dịch gọi là thế điện cực hoặc thế oxi hóa khử của điện cực φ Ме n + /Ме(φ Sửu/Đỏ nói chung). Một kim loại được ngâm trong dung dịch muối của chính nó là một điện cực (Phần 10.1). Ký hiệu điện cực kim loại Me/Me n+ phản ánh những người tham gia quá trình điện cực.

Khi các ion đi vào dung dịch, điện tích âm của bề mặt kim loại và điện tích dương của dung dịch tăng lên, ngăn cản quá trình oxy hóa (ion hóa) của kim loại.

Song song với quá trình oxy hóa, một phản ứng ngược xảy ra - sự khử các ion kim loại từ dung dịch thành nguyên tử (kết tủa kim loại) với sự mất đi lớp vỏ hydrat hóa trên bề mặt kim loại:

Me n+ * m H 2 O(p) + ne- khử Me(k) + m H 2 O.

Khi hiệu điện thế giữa điện cực và dung dịch tăng lên, tốc độ phản ứng thuận giảm và tốc độ phản ứng nghịch tăng. Ở một giá trị nhất định của thế điện cực, tốc độ của quá trình oxy hóa sẽ bằng tốc độ của quá trình khử, trạng thái cân bằng được thiết lập:

Me n + * m H 2 O (p) + ne - D Me (k) + m H 2 O.

Để đơn giản, nước hydrat hóa thường không được đưa vào phương trình phản ứng và nó được viết là

Ме n + (р) + ne - D Ме (к)

hoặc ở dạng chung cho bất kỳ hệ thống oxi hóa khử nào khác:

Sửu + ne - D Đỏ.

Điện thế được thiết lập ở điều kiện cân bằng của phản ứng điện cực được gọi là thế điện cực cân bằng. Trong trường hợp được xem xét, quá trình ion hóa trong dung dịch có thể xảy ra về mặt nhiệt động và bề mặt kim loại trở nên tích điện âm. Đối với một số kim loại (ít hoạt động hơn), quá trình khử các ion hydrat hóa thành kim loại có khả năng xảy ra cao hơn về mặt nhiệt động, khi đó bề mặt của chúng tích điện dương và lớp chất điện phân liền kề tích điện âm.

Thiết bị điện cực hydro. Không thể đo được các giá trị tuyệt đối của thế điện cực, do đó, các giá trị tương đối của chúng được sử dụng để mô tả các quá trình điện cực. Để làm điều này, hãy tìm hiệu điện thế giữa điện cực đo được và điện cực tham chiếu, điện thế của nó thường được coi là bằng 0. Điện cực hydro tiêu chuẩn, được phân loại là điện cực khí, thường được sử dụng làm điện cực tham chiếu. Nói chung, các điện cực khí bao gồm một dây dẫn kim loại tiếp xúc đồng thời với khí và dung dịch chứa dạng oxy hóa hoặc khử của một nguyên tố là một phần của khí. Chất dẫn điện kim loại có chức năng cung cấp và loại bỏ các electron, ngoài ra còn là chất xúc tác cho phản ứng điện cực. Dây dẫn kim loại không được đưa các ion của chính nó vào dung dịch. Kim loại bạch kim và bạch kim đáp ứng các điều kiện này.

Điện cực hydro (Hình 9.3) là một tấm bạch kim được phủ một lớp mỏng tấm xốp lỏng (để tăng bề mặt của điện cực) và ngâm trong dung dịch axit sulfuric có hoạt độ (nồng độ) của các ion H + bằng 1.

Hydro được truyền qua dung dịch axit sulfuric dưới áp suất khí quyển. Bạch kim (Pt) là kim loại trơ, thực tế không tương tác với dung môi hoặc dung dịch (không gửi ion của nó vào dung dịch), nhưng nó có khả năng hấp phụ các phân tử, nguyên tử và ion của các chất khác. Khi bạch kim tiếp xúc với hydro phân tử, hydro sẽ bị hấp phụ trên bạch kim. Hydro bị hấp phụ, tương tác với các phân tử nước, đi vào dung dịch dưới dạng ion, để lại các electron trong bạch kim. Trong trường hợp này, bạch kim được tích điện âm và dung dịch tích điện dương. Một sự khác biệt tiềm năng phát sinh giữa bạch kim và dung dịch. Cùng với sự chuyển các ion thành dung dịch, quá trình ngược lại xảy ra - sự khử ion H + khỏi dung dịch với sự hình thành các phân tử hydro . Trạng thái cân bằng ở điện cực hydro có thể được biểu diễn bằng phương trình

2H++ + 2e - D H2.

Ký hiệu điện cực hydro H2 , Pt│H + . Điện thế của điện cực hydro trong điều kiện tiêu chuẩn (T = 298 K, PH2 = 101,3 kPa, [H + ] = 1 mol/l, tức là pH = 0) được giả định là có điều kiện bằng 0: j 0 2H + / H2 = 0V.

Thế điện cực chuẩn . Điện thế điện cực được đo tương ứng với điện cực hydro tiêu chuẩn ở điều kiện tiêu chuẩn(T = 298 K; đối với các chất hòa tan, nồng độ (hoạt độ) C Red = C o x = 1 mol/l hoặc đối với kim loại C Men n + = 1 mol/l, và đối với các chất khí P = 101,3 kPa), được gọi là thế điện cực chuẩn và được ký hiệu là j 0 O x / Red.Đây là những giá trị tham khảo.

Giá trị đại số của thế điện cực chuẩn (oxi hóa khử) càng cao thì khả năng oxy hóa của các chất càng cao. Ngược lại, thế điện cực tiêu chuẩn của chất phản ứng càng thấp thì tính chất khử của nó càng rõ rệt. Ví dụ: so sánh tiềm năng của hệ thống tiêu chuẩn

F 2 (g.) + 2e - D 2F (p.) j 0 = 2,87 V

H 2 (r.)+ 2e - D 2H (r.) j 0 = -2,25 V

cho thấy phân tử F 2 có xu hướng oxy hóa rõ rệt, còn ion H có xu hướng khử.

Một loạt các ứng suất kim loại. Bằng cách sắp xếp các kim loại thành một chuỗi khi giá trị đại số của thế điện cực chuẩn của chúng tăng lên, người ta thu được cái gọi là “Chuỗi thế điện cực chuẩn” hoặc “Chuỗi điện áp”, hay “Chuỗi hoạt động của kim loại”.

Vị trí của kim loại trong “Dãy thế điện cực tiêu chuẩn” đặc trưng cho khả năng khử của các nguyên tử kim loại, cũng như tính chất oxy hóa của các ion kim loại trong dung dịch nước ở điều kiện tiêu chuẩn. Giá trị đại số của thế điện cực chuẩn càng thấp thì tính khử của kim loại nhất định ở dạng chất đơn giản càng lớn và tính chất oxy hóa của các ion của nó càng yếu và ngược lại. .

Ví dụ, lithium (Li), có thế tiêu chuẩn thấp nhất, là một trong những chất khử mạnh nhất, trong khi vàng (Au), có thế tiêu chuẩn cao nhất, là chất khử rất yếu và chỉ bị oxy hóa khi tương tác với rất mạnh. tác nhân oxy hóa. Từ dữ liệu của “Dòng điện áp”, rõ ràng các ion lithium (Li +), kali (K +), canxi (Ca 2+), v.v. - các tác nhân oxy hóa yếu nhất và các tác nhân oxy hóa mạnh nhất gồm có các ion thủy ngân (Hg 2+), bạc (Ag+), palladium (Pd 2+), bạch kim (Pt 2+), vàng (Au 3+, Au+) .

Phương trình Nernst. Thế điện cực không cố định. Chúng phụ thuộc vào tỷ lệ nồng độ (hoạt tính) của dạng oxy hóa và dạng khử của chất, vào nhiệt độ, tính chất của chất hòa tan và dung môi, độ pH của môi trường, v.v. Sự phụ thuộc này được mô tả Phương trình Nernst:

,

trong đó j 0 О x/ Đỏ là thế điện cực chuẩn của quá trình; R - hằng số khí phổ quát; T - nhiệt độ tuyệt đối; n là số electron tham gia quá trình điện cực; a ồ, a Đỏ – hoạt tính (nồng độ) của dạng oxy hóa và khử của chất trong phản ứng điện cực; x và y là các hệ số cân bằng hóa học trong phương trình phản ứng điện cực; F là hằng số Faraday.

Đối với trường hợp các điện cực là kim loại và trạng thái cân bằng được thiết lập trên chúng được mô tả ở dạng tổng quát

Me n++ ne - D Me,

Phương trình Nernst có thể được đơn giản hóa bằng cách xét rằng đối với chất rắn thì hoạt độ là không đổi và bằng 1. Đối với 298 K, sau khi thay thế Me =1 mol/l, x=y=1 và các giá trị không đổi R=8,314 J/K*mol; F = 96485 C/mol, thay thế hoạt độ của Men n + bằng nồng độ mol của các ion kim loại trong dung dịch C Men n + và đưa ra hệ số 2,303 (chuyển sang logarit thập phân), chúng ta thu được phương trình Nernst ở dạng

j Ме n + / Ме = j 0 Ме n + / Ме + lg С Ме n + .