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

Weźmy pod uwagę dwa pojemniki o różnych poziomach płynów. Po podłączeniu ciecz przepływa z wyższego poziomu do niższego. Mierząc poszczególne poziomy płynu, można przewidzieć kierunek przepływu. 
Dla porównania, w ogniwie galwanicznym znajomość potencjałów poszczególnych elektrod pomaga przewidywać utleniacz, reduktor i przepływ elektronów. W tym przypadku każde półogniwo ma odpowiadający mu potencjał elektrody. Nie można jednak bezpośrednio zmierzyć potencjału poszczególnych elektrod, a jedynie różnicę potencjałów między dwoma półogniwami. Jak więc się to oblicza?
Aby określić potencjały poszczególnych elektrod, jednej elektrodzie przypisuje się potencjał zerowy, a potencjały drugiej elektrody są mierzone względem niej.
Elektroda o potencjale zerowym to elektroda wodorowa w warunkach stanu standardowego, zwana również standardową elektrodą wodorową lub SHE. SHE pracuje w temperaturze 25 °C, składa się z obojętnej elektrody platynowej częściowo zanurzonej w 1 molowym kwasie solnym i wystawionej na działanie strumienia wodoru gazowego o temperaturze 1 atmosfery.
Gdy elektroda cynkowa jest podłączona do SHE, jej masa zmniejsza się, co wskazuje na jej utlenianie do jonówZn 2+. Jednoczesna zwiększona produkcja wodoru gazowego oznacza redukcję jonów wodorowych. 
Tak więc jest anodą, a ONA katodą. Standardowy potencjał elektrody wynoszący −0,76 V wskazuje na większy potencjał oksydacyjny niż SHE.
Jednak gdy elektroda miedziana jest podłączona do SHE, jej masa wzrasta, gdy Cu2+ jest redukowany do miedzi. Stąd miedź jest katodą, a ONA anodą. Standardowy potencjał redukcyjny miedzi wynoszący +0,34 V wskazuje na większy potencjał redukcyjny niż SHE.
Standardowe potencjały elektrod stanowią miarę zachodzących utleniań lub redukcji - im bardziej dodatnie, tym większa tendencja do redukcji w normalnych warunkach.
Kierunek i spontaniczność reakcji redoks określa się poprzez badanie poszczególnych potencjałów elektrod wzorcowych.
Dodatnie zsumowanie potencjałów elektrod implikuje spontaniczną reakcję. Tak więc w przypadku ogniwa galwanicznego miedziano-cynkowego z jako anodą i miedzią jako katodą oraz potencjałem ogniwa +1,10 V, obie reakcje półogniwowe zachodzą spontanicznie w kierunku do przodu.
Wreszcie, standardowy potencjał elektrody jest właściwością samą w sobie i nie ma na nią wpływu żadna zmiana stechiometrii połowy reakcji.

standardowe potencjały elektrod

Porównując reaktywność srebra i ołowiu można zaobserwować, że dwa rodzaje jonów, Ag+ (aq) i Pb2+ (aq), wykazują różnicę w swojej reaktywności redoks w stosunku do miedzi: jon srebra ulega spontanicznej redukcji, podczas gdy jon ołowiu nie. Tę względną aktywność redoks można łatwo określić ilościowo w ogniwach elektrochemicznych na podstawie właściwości zwanej potencjałem komórkowym. Właściwość ta jest powszechnie znana w elektrochemii jako napięcie ogniwa i jest miarą energii towarzyszącej przenoszeniu ładunku. Potencjały mierzy się za pomocą jednostki SI woltów, zdefiniowanej jako jeden dżul energii na jeden kulomb ładunku. Zatem,

<img alt="Eq1" src="/files/ftp_upload/11435/11435_Equation_1.png" style="text-align: center; height: 70px;" />

Standardowy potencjał elektrody

Potencjał ogniwa mierzony do celów elektrochemicznych jest miarą siły napędowej określonego rodzaju procesów przenoszenia ładunku, a mianowicie przenoszenia elektronów pomiędzy reagentami. Potencjału pojedynczej elektrody lub pojedynczego półogniwa nie można zmierzyć, ponieważ transfer elektronów wymaga odpowiednio donora i biorcy lub reduktora i utleniacza. Zamiast tego potencjał półogniwa można zmierzyć tylko w stosunku do innego półogniwa. Zatem możliwe jest jedynie zmierzenie różnicy potencjałów między dwoma półogniwami, Ecell, które definiuje się jako

<img alt="Eq2" src="/files/ftp_upload/11435/11435_Equation_2.png" style="text-align: center; height: 50px;" />

gdzie Ekatoda i Eanoda reprezentują potencjały dwóch różnych półogniw działających odpowiednio jako katoda i anoda. Standardowy potencjał ogniwa, E°cell, to potencjał ogniwa mierzony w standardowych warunkach obu półogniw (tj. stężenia 1 M, ciśnienie 1 bar, 298 K)

<img alt="Eq3" src="/files/ftp_upload/11435/11435_Equation_3.png" style="text-align: center; height: 50px;" />

Aby łatwo obliczyć potencjały półreakcyjne, społeczność naukowa wyznaczyła jedno szczególne półogniwo, które ma służyć jako uniwersalny punkt odniesienia dla wszystkich pomiarów potencjału ogniwa, o potencjale 0 V. To półogniwo znane jest jako standardowa elektroda wodorowa (SHE) i opiera się na poniższej reakcji półreakcji:

<img alt="Eq4" src="/files/ftp_upload/11435/11435_Equation_4.png" style="text-align: center; height: 50px;" />

Standardowo SHE składa się z obojętnej elektrody platynowej zanurzonej w 1 M wodnym roztworze H+, ze strumieniem bulgoczącego gazowego H2 pod ciśnieniem 1 bara, utrzymywanego w jednolitej temperaturze 298 K. Potencjał elektrody (EX) dla półogniwa X definiuje się zatem jako potencjał zmierzony dla ogniwa X, które działa jak katoda, podczas gdy SHE działa jak anoda.

<img alt="Eq5" src="/files/ftp_upload/11435/11435_Equation_5.png" style="text-align: center; height: 70px;" />

Dlatego,

<img alt="Eq6" src="/files/ftp_upload/11435/11435_Equation_6.png" style="text-align: center; height: 50px;" />

W warunkach stanu standardowego potencjał półogniwa X jest równy potencjałowi elektrody standardowej E°X. Ponieważ definicja potencjału ogniwa wymaga, aby półogniwa działały jak katody, potencjały te nazywane są również standardowymi potencjałami redukcyjnymi.

Przewidywanie spontaniczności i kierunku reakcji redoks

Potencjały ogniwa i elektrody decydują o spontaniczności reakcji redoks. Obserwuje się, że reakcje spontaniczne wykazują dodatni potencjał komórkowy, podczas gdy proces niespontaniczny wykazuje ujemny potencjał komórkowy. Jeśli suma potencjałów elektrod jest dodatnia, reakcję nazywamy spontaniczną. Reakcje półogniwowe posiadające potencjał elektrody dodatniej zachodzą w kierunku do przodu, natomiast te o wartościach mniejszych niż elektroda wodorowa zwykle zachodzą w odwrotnej kolejności.

Silniejszy utleniacz wykazuje większy standardowy potencjał elektrody, E°. Ponieważ potencjały elektrod mierzą zdolność redukcji, zwiększone E° odpowiada zwiększonej sile napędowej odpowiedzialnej za redukcję gatunków i lepsze zdolności utleniające. Zatem ogniwo E° jest dodatnie, gdy E°katoda > E°anoda.

Biorąc to pod uwagę, wyjaśnia się, dlaczego miedź utlenia się srebrem, a nie ołowiem:

<img alt="Eq7" src="/files/ftp_upload/11435/11435_Equation_7v2.png" style="text-align: center; height: 125px;" />

Przewidywanie rozpuszczania metalu w kwasach mineralnych

Jednym z podstawowych zastosowań potencjałów półogniw jest zrozumienie, czy dany metal rozpuści się w kwasie mineralnym. Większość kwasów, takich jak kwas solny, rozpuszcza metale poprzez redukcję protonów do gazowego wodoru i utlenianie metali do odpowiednich jonów. W przypadku reakcji cynku z kwasem solnym reakcja jest samoistna, gdyż potencjał elektrody standardowej cynku jest niższy niż wodoru. Jednakże miedź nie reaguje z kwasem solnym ze względu na wyższy potencjał elektrody.

Standardowe potencjały elektrod

Porównując reaktywność srebra i ołowiu, obserwuje się, że dwa gatunki jonowe, Ag+ (woda) i Pb2+ (woda), wykazują różnicę w swoim redoks ...

Education

JoVE Core

Chemistry

Chemia

Jeden

Electrochemistry

Elektrochemia

KEY TERMS AND CONCEPTS

Kluczowe terminy i pojęcia

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