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

Considerate due contenitori con livelli di fluido diversi. Quando collegati, il liquido scorre dal livello superiore a quello inferiore. Misurando i singoli livelli di fluido, sarà possibile prevedere la direzione del flusso.

Comparativamente, in una cella galvanica, conoscere i potenziali dei singoli elettrodi aiuta a prevedere l'ossidante, il riducente e il flusso degli elettroni. Qui, ogni semicella ha il suo potenziale dell'elettrodo corrispondente. Tuttavia, il potenziale del singolo elettrodo non può essere misurato direttamente ma solo la differenza di potenziale fra le due semicelle.

Allora, come viene calcolato? Per determinare i potenziali dei singoli elettrodi, ad un elettrodo viene assegnato un potenziale zero, e i potenziali dell'altro elettrodo vengono misurati rispetto ad esso. L'elettrodo con un potenziale zero è l'elettrodo dell'idrogeno in condizioni di stato standard, detto anche elettrodo dell'idrogeno standard, o SHE.

Lo SHE funziona a 25°C, costituito da un elettrodo di platino inerte parzialmente immerso in acido cloridrico 1 molare ed esposto a un flusso di idrogeno gassoso a 1 atmosfera. Quando un elettrodo di zinco è collegato allo SHE, la sua massa si riduce, indicando la sua ossidazione a ioni Zn2+L'aumento simultaneo della produzione di idrogeno gassoso, dimostra una riduzione degli ioni idrogeno. Quindi, lo zinco è l'anodo e lo SHE il catodo.

Il potenziale dell'elettrodo standard dello zinco di 0, 76 V indica un potenziale ossidativo maggiore rispetto allo SHE. Tuttavia, quando un elettrodo di rame è collegato allo SHE, la sua massa aumenta quando Cu2+viene ridotto a rame. Quindi, il rame è il catodo e lo SHE l'anodo.

Il potenziale di riduzione standard del rame di 0, 34 V indica un potenziale riduttivo maggiore rispetto allo SHE. I potenziali degli elettrodi standard forniscono una misura delle ossidazioni o delle riduzioni che si verificano più è positivo, maggiore sarà la tendenza ad una riduzione in condizioni standard. La direzione e la spontaneità di una reazione redox vengono determinate esaminando i potenziali degli elettrodi standard individuali.

Una somma positiva dei potenziali dell'elettrodo implica una reazione spontanea. Pertanto, per una cella galvanica rame-zinco, con zinco come anodo e rame come catodo e un potenziale di cella di 1.10 V, entrambe le reazioni semicellulari si verificano spontaneamente nella direzione avanti. Infine, il potenziale dell'elettrodo standard è una proprietà intrinseca e non è influenzato da alcun cambiamento nella stechiometria di semireazione.

potenziali degli elettrodi standard

Confrontando la reattività di argento e piombo, si osserva che le due specie ioniche, Ag^+ (aq) e Pb^2+ (aq), mostrano una differenza nella loro reattività redox nei confronti del rame: lo ione argento subisce una riduzione spontanea, mentre lo ione piombo no non. Questa relativa attività redox può essere facilmente quantificata nelle celle elettrochimiche mediante una proprietà chiamata potenziale cellulare. Questa proprietà è comunemente nota in elettrochimica come tensione di cella ed è una misura dell'energia che accompagna il trasferimento di carica. I potenziali vengono misurati utilizzando l'unità SI Volt, definita come un joule di energia per un coulomb di carica. Così,

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Potenziale dell'elettrodo standard

Quando misurato per scopi elettrochimici, il potenziale cellulare è una misura della forza motrice per un tipo specifico di processi di trasferimento di carica, vale a dire il trasferimento di elettroni tra reagenti. Il potenziale di un singolo elettrodo o di una singola semicella non può essere misurato poiché il trasferimento di elettroni richiede rispettivamente un donatore e un ricevente o un riducente e un ossidante. Invece, il potenziale di una semicella può essere misurato solo rispetto a un'altra semicella. Pertanto è possibile misurare solo la differenza di potenziale tra due semicelle, E_cella, che viene definita come

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dove E_catodo ed E_anodo rappresentano i potenziali di due diverse semicelle che funzionano rispettivamente come catodo e anodo. Il potenziale di cella standard, E°_cella, è il potenziale di cella misurato alle condizioni di stato standard di entrambe le semicelle (ovvero, concentrazioni di 1 M, pressioni di 1 bar, 298 K)

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Per calcolare facilmente i potenziali di semireazione, la comunità scientifica ha designato una particolare semicella che serve da riferimento universale per tutte le misurazioni del potenziale cellulare, con un potenziale di 0 V. Questa semicella è nota come elettrodo a idrogeno standard (SHE), e si basa sulla semireazione seguente:

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Tipicamente, SHE è costituito da un elettrodo di platino inerte immerso in H^+ acquoso 1 M, con un flusso di gas H^2 gorgogliante alla pressione di 1 bar, mantenuto a una temperatura uniforme di 298 K. Il potenziale dell'elettrodo (E_X) per una semicella X è quindi definito come il potenziale misurato per una cella X, che funge da catodo, mentre la SHE funge da anodo.

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Perciò,

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In condizioni di stato standard, il potenziale della semicella X è uguale al potenziale dell'elettrodo standard, E°_X. Poiché la definizione di potenziale di cella richiede che le semicelle funzionino come catodi, questi potenziali sono anche chiamati potenziali di riduzione standard.

Previsione della spontaneità e direzione di una reazione redox

I potenziali della cella e dell’elettrodo dettano la spontaneità delle reazioni redox. Si osserva che le reazioni spontanee mostrano un potenziale cellulare positivo, mentre il processo non spontaneo mostra un potenziale cellulare negativo. Se la somma dei potenziali degli elettrodi è positiva la reazione si dice spontanea. Le reazioni di semicella con potenziale di elettrodo positivo avvengono nella direzione in avanti, mentre quelle con valori inferiori a quello dell'elettrodo di idrogeno solitamente avvengono nell'ordine inverso.

Un ossidante più forte mostra un potenziale di elettrodo standard maggiore, E°. Poiché i potenziali degli elettrodi misurano la capacità di riduzione, un aumento di E° corrisponde ad una maggiore forza motrice dietro la riduzione delle specie e a migliori capacità ossidanti. Pertanto, E°_cella è positiva quando E°_catodo > E°_anodo.

Considerando ciò si spiega perché il rame viene ossidato dall’argento, ma non dal piombo:

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Previsione della dissoluzione del metallo negli acidi minerali

Una delle applicazioni essenziali dei potenziali delle semicelle è capire se un particolare metallo si dissolve nell'acido minerale. La maggior parte degli acidi come l'acido cloridrico dissolvono i metalli mediante la riduzione dei protoni in gas idrogeno e l'ossidazione dei metalli nei rispettivi ioni. Nel caso dello zinco che reagisce con l'acido cloridrico, la reazione è spontanea poiché il potenziale dell'elettrodo standard dello zinco è inferiore a quello dell'idrogeno. Tuttavia, il rame non reagisce con l'acido cloridrico a causa del suo potenziale elettrodico più elevato.

Questo testo è adattato da <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>

Potenziali degli elettrodi standard

Confrontando la reattività dell'argento e del piombo, si osserva che le due specie ioniche, Ag+ (aq) e Pb2+ (aq), mostrano una differenza nel loro redox ...

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KEY TERMS AND CONCEPTS

TERMINI E CONCETTI CHIAVE

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

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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: Chimica illustra concetti chiave di chimica attraverso video animazioni concise e di immediata comprensione. Inoltre, i video della sezione "scienziati in azione" mostrano procedure metodologiche realizzate da ricercatori provenienti dai migliori laboratori internazionali.

Using Electrode Potentials to Predict Reactions

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