Влияние кислотно-основного взаимодействия, комплексообразования и образования малорастворимых соединений на редокс-потенциал

Влияние кислотно-основного взаимодействия, комплексообразования и образования малорастворимых соединений на редокс-потенциал

• Влияние кислотно-основных взаимодействий, комплексообразования и образования малых растворимых соединений на окислительно-восстановительный потенциал Влияние концентрации вещества, участвующего в электродной реакции, на редкий потенциал c передается уравнением Периста (6.12).

• Изменение концентрации ионов Н ~ или ОН приводит к изменению потенциала, так же как и изменение концентрации других ионов в уравнении полуреакции. Зависит от концентрации ионов Концентрации или OH для ионов не включены в уравнение Нернста, но кислотность раствора может влиять на потенциал. Это связано с тем, что кислотность раствора влияет на форму присутствующих ионов и ингибирует или усиливает процесс гидролиза или другое химическое равновесие в растворе.

Например, введение кислоты ингибирует диссоциацию ионов железа (III), поэтому потенциал системы Fe3- / Fe увеличивается с увеличением кислотности. Людмила Фирмаль

Fe (Hj0) $ + = Fe (H20b0H2 + + H + Увеличить равновесную концентрацию ионов Fe3r, включенных в уравнение Нернста. Таких примеров много. Следовательно, расчет окислительно-восстановительного потенциала с использованием уравнения Нернста должен предшествовать расчету равновесной концентрации ионов с учетом кислотно-основного и другого равновесия в растворе.

Среди других равновесий образование координационных соединений и труднорастворимых соединений является наиболее важным на практике. Рассмотрим последствия комплексообразования. Потенциал окислительно-восстановительной пары, например, M3 + / M2 ~, если не происходит комплексообразования при 25 ° С, — £ M »VM * — + 0,059 log — ^ -. (6,15) «M8g

Образование комплекса с лигандом L снижает активность не-M3 + M3 + + L * ~ = ML3- * И равняется: eML * — Константа стабильности pLE pML-ML3 «» Комплексообразование M2 ~ и L * ~ игнорируется. Подстановка vm ”-Nernst формула (6.15): * м «/ м» — £ м «/ м» + 0,0591 г d ^ 1, ‘, 0 мл «7M- + 0,059 фунта, где / м — = — 0,059lgpM |. (6.Ui) Уравнение (6.16) показывает, что чем выше устойчивость комплекса, тем больше изменение стандартного потенциала.

Для пар Fe3 + / Fe2 ~ в присутствии этилендиаминтетрауксусной кислоты подстановка числа в (6.16) дает рpcu- / Fo *. = 0,77-0,059-25,1 = -0,71 В. Из-за образования комплекса этилендиаминтетрауксусной кислоты стандартный потенциал пары Fe быстро уменьшается: + / Fe2 + + представляет собой пару FeY / Fe2 и ее стандартный потенциал Связано с соответствующим значением пары Fe: J + / Fe2 + уравнением (6.16).

• Другим примером является изменение стандартного потенциала пары Hg в присутствии йодида. Поскольку стандартный потенциал пары Hg2 ~ / Hg составляет 0,85 В, растворения металлической ртути в минеральных кислотах вследствие выделения водорода не происходит. В избытке иодид-иона ртуть образует стабильный ион Hgl2 ~ (logpHfti? = 30,0). Подставим числовое значение формулы (6.16). £ hri «- / HR = ° -85 ~ ° — () 29 • З0-0 = ~ 002 в Стандартный потенциал пары Hgl2 ~ «/ Hg теперь ниже нуля.

Поэтому в присутствии йодида металлическая ртуть растворяется в минеральных кислотах, выделяя газообразный водород. Образование труднорастворимых соединений Hg + 4I + 2Hf = HKir + Hv оказывает значительное влияние на потенциал реакции и направление окислительно-восстановительной системы.

Типичным примером является взаимодействие между ионами Cu2 + и I ″. Людмила Фирмаль

Стандартный потенциал пары Cu2f / Cu + составляет 0,159 В. Пара b / 21 составляет 0,536 В. Вы можете увидеть, сравнив эти числа. Не может «окисляться» в растворе. Тем не менее, Cu и 1 «образуют труднорастворимое соединение Cul, значительно снижая концентрацию ионов (дГ (продукт растворимости Cul 1,1-10). Активность ионов Cu + заключается в следующем.

Присвойте это значение уравнению Нернста. £ cu «/ Cu» ^ Cu’VCu * + 0,0591 г — ^ — Ecu’VCu * + АКУ ‘ -f 0,059ig | C «2 | p ./ Chi- • / s, -0.059 log ORS || Числовой • / «*»! Это: «/ <: ||, = 0,159 + 0,059 • 11,96 = 0,865 В Это число намного выше стандартного потенциала пары U / ~%, поэтому ионы Cu2 + легко окисляются йодидом. 2Ci2 + -M1 = 12+ 2CuI Новая окислительно-восстановительная пара Cu2 + / Cul имеет существенно иной потенциал по сравнению с потенциалом пары Cu2 + / Cu ~.

Смотрите также:

Решение задач по аналитической химии

Уравнения окислительно-восстановительных реакций	Окислительно-восстановительные свойства воды
Окислительно-восстановительные потенциалы	Константы равновесия окислительно-восстановительных реакций