Name: using electrode potentials to predict reactions
Uploaded: 2020-09-24T15:06:52.000Z
Duration: 3 min 2 s
Channel: JoVE

لنتأمل وعائين يحتويان على سائل بمستويين مختلفين. عند الوصل بينهما،يتدفق السائل من المستوى الأعلى إلى الأقل. بقياس مستويات السائل في كل وعاء على انفراد،يمكن التنبؤ باتجاه تدفق السائل.وعلى نحو مشابه،في خلية جلفانية،تساعد معرفة الجهد الكامن لكل قطب على انفراد،في التنبؤ بالمادة المتأكسدة،والمختزلة،واتجاه تدفق الإلكترونات. لكل نص خلية هنا طاقة كامنة للقطب المعدني الذي فيها. غير أن الطاقة الكامنة للقطب الواحد لا يمكن قياسها مباشرة،ولكن يمكن فقط قياس الفرق في الجهد بين نصفي الخليتين.فكيف يُحسب إذًا؟لتحديد الجهد الكامن لكل قطب على انفراد،تُعيّن قيمة صفر كجهد كامن لأحد القطبين،ويُقاس الجهد الكامن للقطب الآخر مقارنة بها. القطب ذو الجهد الكامن الصفري هو قطب الهيدروجين في الظروف المعيارية،ويُسمى كذلك قطب الهيدروجين المعياري أو SHE. يجري تشغيل قطب الهيدروجين المعياري في درجة 25 مئوية،ويتكون من قضيب بلاتين خام مغموس جزئيًا داخل محلول حمض الهيدروكلوريك بتركيز 1 مولار ومعرّض لبخار غاز الهيدروجين عند ضغط 1 جو.عند توصيل قضيب من الزنك بقطب الهيدروجين المعياري،تتناقص كتلته مما يدل على أنه يتأكسد إلى أيونات Zn2. وتدل الزيادة المتزامنة في إنتاج غاز الهيدروجين على اختزال أيونات الهيدروجين. بالتالي فالزنك هو المصعد،وقطب الهيدروجين المعياري هو المهبط.تشير الطاقة الكهربائيةالكامنة لقطب الزنك القياسي وقيمتها سالب 0.76 فولت،إلى وجود طاقة كامنة تأكسدية أكثر منه في قطب الهيدروجين المعياري. غير أنه عند توصيل قطب نحاسي بقطب الهيدروجين المعياري،تزداد كتلته لأن Cu2 يُختزل إلى نحاس. بالتالي فالنحاس هو المهبط،وقطب الهيدروجين المعياري هو المصعد.طاقة الاختزال الكامنة القياسية للنحاس وقيمتها 0.34 فولت تدل على طاقة اختزال كامنة أكبر منها في قطب الهيدروجين المعياري. قيم كمون القطب القياسية تعطي قياسًا لعمليات التأكسد أو الاختزال المحتملة كلما كانت القيمة موجبة أكثر،زاد الميل للاختزال في الظروف المعيارية. يُحدد اتجاه وتلقائية تفاعل الأكسدة والاختزال عن طريق اختبار قيم الكمون القياسي لكل قطب على انفراد.إذا كان مجموع قيم الكمون موجبًا فهذا يدل على أن التفاعل تلقائي. لذلك،ففي خلية جلفانية من النحاس والزنك،يكون فيها الزنك هو المصعد والنحاس هو المهبط،ويكون كمون الخلية 1.10 فولت،و كلا تفاعلي نصفي الخلية،يحدث تلقائيًا وإلى الأمام. أخيرًا،كمون القطب القياسي،هو خاصية ذاتية ولا تتأثر بأي تغيير في تكافؤ العناصر في نصف التفاعل.

جهد القطب القياسي

عند مقارنة تفاعل الفضة والرصاص ، لوحظ أن النوعين الأيونيين ، Ag + ( aq ) و Pb 2+ ( aq ) ، أظهر اختلافًا في تفاعلها مع الأكسدة والاختزال تجاه النحاس: يخضع أيون الفضة للاختزال التلقائي ، في حين أن أيون الرصاص لا يحدث. يمكن قياس نشاط الأكسدة النسبي هذا بسهولة في الخلايا الكهروكيميائية بواسطة خاصية تسمى جهد الخلية. تُعرف هذه الخاصية عمومًا باسم جهد الخلية في الكيمياء الكهربائية ، وهي مقياس للطاقة التي تصاحب نقل الشحنة. يتم قياس الجهد باستخدام وحدة SI Volts ، والتي تُعرّف على أنها جول واحد من الطاقة لكل كولوم شحنة. وهكذا ، <img alt = "Eq1" src = "/ files / ftp_upload / 11435 / 11435_Equation_1.png" style = "text-align: center؛ height: 70px؛" /> جهد القطب القياسي عند القياس للأغراض الكهروكيميائية ، فإن جهد الخلية هو مقياس للقوة الدافعة لنوع معين من عمليات نقل الشحنة ، أي نقل الإلكترون بين المواد المتفاعلة. لا يمكن قياس إمكانات قطب كهربائي مفرد أو نصف خلية واحدة لأن نقل الإلكترون يتطلب متبرعًا ومتلقيًا أو مختزلًا ومؤكسدًا ، على التوالي. بدلاً من ذلك ، لا يمكن قياس إمكانات نصف الخلية إلا بالنسبة إلى نصف خلية أخرى. وبالتالي ، من الممكن فقط قياس الفرق في الجهد بين خليتين نصفيتين ، E خلية ، والتي يتم تعريفها على أنها <img alt = "Eq2" src = "/ files / ftp_upload / 11435 / 11435_Equation_2.png" style = "text-align: center؛ height: 50px؛" /> حيث يمثل E الكاثود و E الأنود إمكانات أنصاف خلايا مختلفة تعمل ككاثود و الأنود ، على التوالي. إمكانات الخلية القياسية ، E & # 176 ؛ خلية ، هي إمكانات الخلية المقاسة في ظروف الحالة القياسية لكل من نصف الخلايا (على سبيل المثال ، 1 M تركيزات ، 1 بار الضغوط ، 298 كلفن) <img alt = "Eq3" src = "/ files / ftp_upload / 11435 / 11435_Equation_3.png" style = "text-align: center ؛ height: 50px ؛" /> لحساب إمكانات نصف التفاعل بسهولة ، حدد المجتمع العلمي نصف خلية معينة لتكون بمثابة مرجع عالمي لجميع القياسات المحتملة للخلية ، بإمكانية قدرها 0 فولت. تُعرف هذه نصف الخلية باسم الهيدروجين القياسي القطب الكهربائي (SHE) ، ويستند إلى نصف التفاعل أدناه: <img alt = "Eq4" src = "/ files / ftp_upload / 11435 / 11435_Equation_4.png" style = "text-align: center ؛ height: 50px ؛" /> عادةً ، تتكون SHE من قطب بلاتيني خامل مغمور في 1 M مائي H + ، مع تيار من الفقاعات H 2 الغاز عند ضغط 1 بار ، والمحافظة عليه عند درجة حرارة موحدة تبلغ 298 كلفن ، وبالتالي يتم تحديد جهد القطب ( E X ) لنصف خلية X على أنه الجهد المقاس لـ الخلية X ، التي تعمل ككاثود ، بينما تعمل SHE كقطب موجب. <img alt = "Eq5" src = "/ files / ftp_upload / 11435 / 11435_Equation_5.png" style = "text-align: center؛ height: 70px؛" /> لذلك <img alt = "Eq6" src = "/ files / ftp_upload / 11435 / 11435_Equation_6.png" style = "text-align: center ؛ height: 50px ؛" /> في ظل ظروف الحالة القياسية ، فإن جهد نصف الخلية X يساوي جهد القطب القياسي ، E & # 176 ؛ X . نظرًا لأن تعريف إمكانات الخلية يتطلب أن تعمل الخلايا النصفية ككاثودات ، فإن هذه الإمكانات تسمى أيضًا إمكانات الاختزال القياسية. توقع العفوية واتجاه تفاعل الأكسدة والاختزال تحدد جهود الخلية والإلكترود عفوية تفاعلات الأكسدة والاختزال. يُلاحظ أن التفاعلات العفوية تُظهر إمكانات خلية إيجابية ، بينما تُظهر العملية غير التلقائية إمكانات خلية سلبية. إذا كان مجموع جهود القطب موجبًا ، يُقال أن التفاعل يكون تلقائيًا. تحدث التفاعلات نصف الخلية التي لها جهد قطب موجب في الاتجاه الأمامي ، بينما تحدث التفاعلات ذات القيم الأقل من قطب الهيدروجين بترتيب عكسي. 
 يُظهر عامل مؤكسد أقوى قدرة أكبر على القطب الكهربي القياسي ، E & # 176 ؛. نظرًا لأن جهود القطب الكهربي تقيس سعة التخفيض ، فإن زيادة E & # 176 ؛ يتوافق مع قوة دافعة متزايدة وراء تقليل الأنواع وقدرات أكسدة أفضل. وبالتالي ، تكون E & # 176 ؛ cell موجبة عند E & # 176 ؛ cathode & # 62؛ E & # 176 ؛ الأنود . بالنظر إلى ذلك ، فإنه يفسر سبب أكسدة النحاس بالفضة وليس بالرصاص: <img alt = "Eq7" src = "/ files / ftp_upload / 11435 / 11435_Equation_7v2.png" style = "text-align: center؛ height: 125px؛" /> توقع انحلال المعادن في الأحماض المعدنية أحد التطبيقات الأساسية لجهود نصف الخلية هو فهم ما إذا كان معدن معين سيذوب في حمض معدني. تعمل معظم الأحماض مثل حمض الهيدروكلوريك على إذابة المعادن عن طريق اختزال البروتونات إلى غاز الهيدروجين وأكسدة المعادن إلى أيوناتها. في حالة تفاعل الزنك مع حمض الهيدروكلوريك ، يكون التفاعل تلقائيًا حيث أن جهد القطب القياسي للزنك أقل من الهيدروجين. ومع ذلك ، لا يتفاعل النحاس مع حمض الهيدروكلوريك بسبب إمكاناته العالية للإلكترود. هذا النص مقتبس من <a href="https://openstax.org/books/chemistry-2e/pages/17-3-electrode-and-cell-potentials">OpenStax, Chemistry 2e, Section 17.3: Electrode and Cell Potentials. </a>

عند مقارنة تفاعل الفضة والرصاص ، لوحظ أن النوعين الأيونيين ، Ag + (aq) و Pb2 + (aq) ، يظهران اختلافا في الأكسدة والاختزال ...

Education

JoVE Core

Chemistry

الكيمياء

واحد

Electrochemistry

الكيمياء الكهربائية

KEY TERMS AND CONCEPTS

المصطلحات والمفاهيم الأساسية

Standard Electrode Potentials

using electrode potentials to predict reactions

Electrode potentials help predict whether a redox reaction will happen on its own. A redox reaction involves electron transfer. In electrochemistry, the measured value is called cell potential or cell voltage. It shows the energy linked to charge transfer and is measured in volts, where 1 volt equals 1 joule per coulomb.

A single half-cell cannot be measured by itself because electron transfer needs both a donor and a receiver. For that reason, scientists measure the difference between two half-cells. The cell potential, Ecell, is defined from the cathode and anode potentials, and the standard cell potential, E°cell, is taken under standard conditions of 1 M concentration, 1 bar pressure, and 298 K.

To compare half-cells, chemistry uses the standard hydrogen electrode, or SHE, as a zero-volt reference. The SHE uses an inert platinum electrode in 1 M aqueous H+ with hydrogen gas bubbling at 1 bar and 298 K. A half-cell X is measured against the SHE when X acts as the cathode. Under standard conditions, this gives the standard electrode potential, E°X. These values are also called standard reduction potentials because the half-cell is written as a reduction.

The sign of the potential helps show the direction of a redox reaction. A spontaneous reaction has a positive cell potential, while a nonspontaneous one has a negative cell potential. When the sum of the electrode potentials is positive, the reaction is spontaneous. Half-cell reactions with positive electrode potential tend to go forward, and reactions with values below the hydrogen electrode usually go in reverse. A stronger oxidant has a larger standard electrode potential because it has a greater drive to gain electrons.

This idea explains why silver ions and lead ions behave differently toward copper. Silver ion, Ag+ (aq), is reduced spontaneously, but lead ion, Pb2+ (aq), is not. It also helps explain metal dissolution in mineral acids such as hydrochloric acid. These acids dissolve metals by reducing protons to hydrogen gas and oxidizing the metal to its ions. Zinc reacts spontaneously with hydrochloric acid because its standard electrode potential is lower than hydrogen’s, while copper does not react because its electrode potential is higher.

Using Electrode Potentials to Predict Reactions

using-electrode-potentials-to-predict-reactions

balancing redox equations

Redox Reactions and Half-Reaction Balancing

Redox reactions involve electron transfer and changes in oxidation number. In electrochemistry, these reactions connect chemical changes with electrical energy. They also power technologies such as industrial metal processing and rechargeable batteries used in electric vehicles. Oxidation number is a way to track how an atom's electronic environment changes compared with the pure element, where the oxidation number is zero. For a simple ionic compound, the oxidation number matches the ion...

electromotive force

Cell Voltage and Electron Flow

Electric current is the flow of electric charge through a conducting medium or a solution. In wires, that charge is carried by electrons. In some solutions, ions can also move and carry charge. When electrons move through a wire, they produce an electric current. This idea connects to redox reactions, where electrons are lost and gained. In the spontaneous reaction between zinc and copper ions, zinc is oxidized to zinc ions. Copper ions are reduced to solid copper. Even so, this direct...

voltaic/galvanic cells

Galvanic Cells and Battery Reactions

Galvanic cells use spontaneous redox reactions to produce electric current. A common example is a disposable AA battery, which powers devices by turning chemical energy into electrical energy. Another example is a copper wire placed in silver nitrate solution, where the solution slowly turns bright blue and a grey solid forms on the wire. In the copper and silver reaction, copper is oxidized and silver ions are reduced. Copper forms cuprous ions, which give the solution its blue color. At the...

standard electrode potentials

Electrode potentials help predict whether a redox reaction will happen on its own. A redox reaction involves electron transfer. In electrochemistry, the measured value is called cell potential or cell voltage. It shows the energy linked to charge transfer and is measured in volts, where 1 volt equals 1 joule per coulomb. A single half-cell cannot be measured by itself because electron transfer needs both a donor and a receiver. For that reason, scientists measure the difference between two...

cell potential and free energy

Redox Cell Potential, ΔG°, and K

Redox cell potential connects chemical energy, free energy change, and the equilibrium constant in an electrochemical cell. In these reactions, chemical energy is converted into electrical energy. That link helps predict whether a reaction is spontaneous and how far it may proceed. Thermodynamics is the study of how heat and other forms of energy are related. In an electrochemical cell, cell potential can also reflect oxidizing strength or reducing strength. A similar idea appears in acid-base...

the nernst equation

Cell Potential Under Changing Conditions

Cell potential changes when a redox reaction does not run at standard conditions. Standard cell potentials connect with standard free energy change, ΔG°, and the equilibrium constant K, but those relationships only hold at 1 M concentration, 298 K, and 1 atmosphere. A zinc(II) and tin(II) redox cell with E°cell = +0.291 V and ΔG° = −56.2 kJ is spontaneous under those standard conditions. As a cell discharges, the reactant concentration changes and the cell potential steadily drops. Many redox...

concentration cells

Cell Potential from Concentration Differences

Concentration cells are voltaic cells that use two almost identical half-cells. The half-cells use the same electrode and the same half-reaction. They differ only in the concentration of one redox species, so the cell potential depends on that concentration difference. In a concentration cell, the Nernst equation can be used to find the cell potential. For the zinc example shown, the calculated cell potential is positive. A positive cell potential means the overall reaction is spontaneous. <br...

batteries and fuel cells

Primary, Rechargeable Batteries and Fuel Cells

Batteries and fuel cells are galvanic cells that supply electrical power for many applications. They range from tiny button batteries in wristwatches to large systems that can provide backup energy to municipal power grids. Some are primary cells, which are single-use and cannot be recharged. Others are secondary cells, which use reversible reactions and can be charged again by an external power source. A common primary battery is the dry cell. It uses zinc as both the container and the anode,...

corrosion

Rusting and Metal Protection

Corrosion is the natural breakdown of metals through electrochemical reactions. It can appear as rust on iron, tarnish on silver, or a blue-green patina on copper. In each case, the metal is oxidized. Some corrosion products can protect the surface, while others keep damaging the metal. Rusting is the harmful type of corrosion seen in iron. It happens when iron is exposed to oxygen and water. A galvanic cell forms on the iron surface, and this drives oxidation at the anodic region and...

electrolysis

Electrolysis in Batteries and Metal Production

Electrolysis uses electrical energy to drive a nonspontaneous redox reaction. In a galvanic cell, a spontaneous redox reaction does electrical work on the surroundings by sending electrons through an external circuit. In electrolysis, an external circuit does work on the redox system by applying a voltage large enough to force the reaction in the opposite direction. This process is used in several real-world settings. Recharging a battery is one example, because an outside power source drives...

key terms and concepts

Learn how electrode potentials and the standard hydrogen electrode help predict spontaneous redox reactions, metal reactivity, and whether metals dissolve in acid.

Using Electrode Potentials to Predict Reactions | JoVE K12

chemistry

JoVE Core Chemistry brings general chemistry concepts to life using concise and easy-to-understand animated video lessons. Plus, in the scientist-in-action videos, we demonstrate classical and original research experiments performed in today's laboratories worldwide.

Using Electrode Potentials to Predict Reactions

Description

Transcript

Tags