Redox-systemer og deres typer. Typer af redox (redox) reaktioner i den menneskelige krop
Information kemiske egenskaber jordredox-processer indtager et af de førende steder. De vigtigste faktorer, der bestemmer redoxtilstanden af jordhorisonter, er ilten i jordluft og jordopløsninger, oxid og jernholdige forbindelser af jern, mangan, nitrogen, svovl, organisk materiale og mikroorganismer.
Oxidations- og reduktionsreaktioner forløber altid samtidigt. Oxidationen af et stof, der deltager i reaktionen, ledsages af reduktionen af et andet stof.
Redox-processer forstås som processer, hvori som et muligt trin overgangen af elektroner fra en partikel af et stof til en anden indgår. Oxidation er en reaktion, hvor ilt tilsættes et stof, eller et stof mister brint eller elektroner. Genvinding er tab af ilt ved et stof, tilsætning af brint eller elektroner til et stof.
En jords evne til at gennemgå redoxreaktioner måles ved redoxpotentialet (ORP).
Redoxpotentialet med hensyn til brint kaldes Eh. Denne værdi afhænger af koncentrationen og forholdet mellem oxidationsmidler og reduktionsmidler dannet under jorddannelsesprocessen. På grund af eksistensen af visse redoxsystemer i jordhorisonter er det muligt at bestemme potentialeforskellen (Eh) i millivolt ved hjælp af et par elektroder nedsænket i jorden. Eh værdier i forskellige typer jord og jordhorisonter varierer inden for 100-800 mV, nogle gange har det negative værdier. Værdien af Eh afhænger væsentligt af syre-base-forholdene i miljøet, vegetationen og mikroorganismerne.
Under jordforhold er en betydelig del af komponenterne involveret i redoxreaktioner repræsenteret af faste faser. I reaktioner, der involverer faste faser, vil jorden udvise høj bufferkapacitet, indtil disse komponenter reagerer. Bufferkapacitet er jordens evne til at modstå ændringer i ORP under evt ydre påvirkninger. Dette koncept karakteriserer stabiliteten af jordens redoxsystemer under naturlige dynamiske forhold og kan kaldes dynamisk buffering. I naturlige omgivelser reagerer humusstoffer og jernhydroxidmineraler lavt.
Jordbund indeholder et stort sæt redoxsystemer: Fe3+ - Fe2+, Mn2+ - Mn3+ - Mn4+, Cu+ - Cu2+, Co2+ - Co3+, NO3‾ - NO2‾ - NH3‾, S6‾ - S2‾.
Der er reversible og irreversible redoxsystemer. Reversible er sådanne systemer, der i færd med at ændre redoxregimet ikke ændrer det samlede lager af komponenter. Irreversible systemer i færd med at ændre redoxregimet går nogle af stofferne tabt. Disse stoffer går over i en gasformig tilstand eller bundfalder. Som regel dominerer irreversible systemer i jord.
Reversible redoxsystemer omfatter:
Fe3+ ⇆Fe2+ system. Dette system indtager en særlig plads blandt reversible systemer. Hun er følsom overfor den mindste ændring redox miljø. Opløseligheden af ferriforbindelser er ekstremt lav. Migrationen af jernforbindelser er hovedsageligt mulig i form af jernholdige jernforbindelser under betingelser hyperaciditet og reduceret Eh.
Mn2+ ⇆ Mn4+ system. Dette system er ekstremt følsomt over for ændringer i ORP. Forbindelser af tetravalent mangan er uopløselige under forhold, der er typiske for jordhorisonter. Udskifteligt mangan er bivalent. Koncentrationen af divalente manganioner med stigende surhedsgrad og faldende Eh stiger titusindvis af gange. Migrationen af manganforbindelser i forløbet af jorddannende processer i lodret og horisontal retning ligner migrationen af jernforbindelser.
Irreversible redoxsystemer omfatter:
Systemet NO3 → NO2 → NO → N. Processen med nitrifikation og akkumulering af nitrater sker under betingelser med et oxiderende regime og ved høje Eh 400-500 mV. Jordfugtighed reducerer Eh og fremmer udviklingen af denitrifikationsprocesser.
Systemsulfater ⇆ sulfider. Dette redoxsystem spiller en vigtig rolle i alle jordarter, hvor sulfatsalte er til stede. Med deltagelse af mikroorganismer skifter sulfat-sulfid-systemet i nærvær af organisk stof og mangel på ilt mod sulfider. Der er en proces med reduktion af sulfater til svovlholdige metaller:
Na2SO4 + 2C = Na2S + CO2
Under påvirkning af kuldioxid, der er til stede i jorden, nedbrydes svovlholdige metaller let og danner bikarbonater og carbonater af alkali- og jordalkalimetaller. I dette tilfælde sker processen med reduktion af sulfater:
Na2S + H2CO3 = Na2CO3 + H2S
Indholdet af grundstoffer med variabel valens i jordopløsningen er dog ret lavt. Derfor har jordløsningen en lav OM-kapacitet og bufferkapacitet, og værdien af Eh er ustabil.
Ilt opløst i jordopløsningen, jordens mikroflora og vand har en mere signifikant effekt på OM-processer i jord.
Næsten alle jordreaktioner finder sted i vandmiljø, og vand i sig selv kan virke både som et oxidationsmiddel og som et reduktionsmiddel.
Ifølge funktionerne i forløbet af redoxprocesser skelnes der mellem tre serier af jordarter: 1) automorfe jordarter med en overvægt af et oxiderende miljø, 2) jord med et reducerende gley-miljø, 3) jord med et reducerende hydrogensulfidmiljø.
Omdannelsen af planterester, akkumuleringen og sammensætningen af de dannede organisk stof, og som et resultat, dannelsen af jordprofilen.
Et karakteristisk træk ved redoxreaktioner er overførslen af elektroner mellem de reagerende partikler - ioner, atomer, molekyler og komplekser, som et resultat af, at disse partiklers oxidationstilstand ændres, f.eks.
Fe2+? e? = Fe3+.
Da elektroner ikke kan akkumuleres i en opløsning, skal to processer finde sted samtidigt - tab og gevinster, dvs. processen med oxidation af nogle og reduktion af andre partikler. Enhver redoxreaktion kan således altid repræsenteres som to halvreaktioner:
aOx1 + bRed2 = aRed1 + bOx2
Udgangspartiklen og produktet af hver halvreaktion udgør et redoxpar eller et redoxsystem. I ovenstående halvreaktioner er Red1 konjugeret til Ox1 og Ox2 er konjugeret til Red1.
Ikke kun partikler i opløsning, men også elektroder kan fungere som elektrondonorer eller -acceptorer. I dette tilfælde sker redoxreaktionen ved grænsefladen mellem elektrode og opløsning og kaldes elektrokemisk.
Redoxreaktioner, som alt andet kemiske reaktioner er reversible til en vis grad. Reaktionsretningen bestemmes af forholdet mellem elektrondonoregenskaberne af komponenterne i systemet af en redox-halvreaktion og elektronacceptoregenskaberne for den anden (forudsat at de faktorer, der påvirker ligevægtsskiftet, er konstante). Bevægelsen af elektroner under en redoxreaktion fører til et potentiale. Således tjener potentialet, målt i volt, som et mål for en forbindelses redoxevne.
For at kvantificere systemets oxidative (reduktive) egenskaber nedsænkes en elektrode lavet af et kemisk inert materiale i opløsningen. Ved fasegrænsen sker der en elektronudvekslingsproces, der fører til fremkomsten af et potentiale, der er en funktion af elektronaktiviteten i opløsningen. Værdien af potentialet er større, jo højere opløsningens oxidationsevne er.
Den absolutte værdi af systemets potentiale kan ikke måles. Men hvis et af redoxsystemerne vælges som standard, bliver det muligt at måle potentialet af ethvert andet redoxsystem i forhold til det, uanset den valgte indifferente elektrode. Som standard vælges H+/H2-systemet, hvis potentiale antages at være nul.
Ris. 1.
1. Platinelektrode.
2. Brintgas leveret.
3. En sur opløsning (normalt HCl), hvor koncentrationen af H+ = 1 mol/l.
4. En vandtætning, der forhindrer indtrængning af ilt fra luften.
5. Elektrolytisk bro (bestående af koncentreret opløsning KCl), så du kan forbinde den anden halvdel af den galvaniske celle.
Potentialet for ethvert redoxsystem, målt i standardbetingelser i forhold til brintelektroden kaldes standardpotentialet (E0) for dette system. Standardpotentialet anses for at være positivt, hvis systemet fungerer som et oxidationsmiddel, og der opstår en oxidationshalvreaktion på brintelektroden:
eller negativ, hvis systemet spiller rollen som et reduktionsmiddel, og en reduktionshalvreaktion forekommer på brintelektroden:
Den absolutte værdi af standardpotentialet karakteriserer "styrken" af oxidationsmidlet eller reduktionsmidlet.
Standardpotentialet - en termodynamisk standardiseret værdi - er en meget vigtig fysisk-kemisk og analytisk parameter, der gør det muligt at vurdere retningen af den tilsvarende reaktion og beregne aktiviteterne af de reagerende partikler under ligevægtsbetingelser.
For at karakterisere redoxsystemet under specifikke forhold anvendes begrebet det reelle (formelle) potentiale E0", som svarer til det potentiale, der etableres ved elektroden i netop denne opløsning, når startkoncentrationerne af de oxiderede og reducerede former for potentialbestemmende ioner er lig med 1 mol/l og den faste koncentration af alle andre komponenter i opløsningen.
Fra et analytisk synspunkt er reelle potentialer mere værdifulde end standardpotentialer, da systemets sande opførsel ikke bestemmes af standarden, men af det reelle potentiale, og det er sidstnævnte, der gør det muligt at forudsige forekomsten af en redoxreaktion under specifikke forhold. Systemets reelle potentiale afhænger af surhedsgraden, tilstedeværelsen af fremmede ioner i opløsningen og kan variere over et bredt område.
Redoxpotentiale (synonymt med redoxpotentiale; fra latin reductio - reduktion og oxidatio - oxidation) - det potentiale, der opstår på en inert (normalt platin) elektrode nedsænket i en opløsning indeholdende et eller flere reversible redoxsystemer.
Et reversibelt redoxsystem (redoxsystem) er en opløsning, der indeholder oxiderede og reducerede former for stoffer, som hver især dannes fra hinanden gennem en reversibel redoxreaktion.
De enkleste redoxsystemer omfatter f.eks. kationer af det samme metal med forskellig valens
eller anioner af samme sammensætning, men af forskellig valens, f.eks
I sådanne systemer udføres redoxprocessen ved overførsel af elektroner fra den reducerede form til den oxiderede. Sådanne redoxsystemer indbefatter en række respiratoriske enzymer indeholdende hemin, for eksempel cytochromer. Redoxpotentialet for sådanne systemer kan beregnes ved hjælp af Peters formlen:
Hvor e- redoxpotentiale i volt, T - temperatur på en absolut skala, n - antallet af elektroner tabt af et molekyle eller ion af den reducerede form under dens overgang til den oxiderede form; [Ox] og - molære koncentrationer (mere præcist, aktiviteter) af henholdsvis de oxiderede og reducerede former; e0 er det normale redoxpotentiale for dette system, lig med dets redoxpotentiale, forudsat at =. De normale redoxpotentialer for mange redoxsystemer kan findes i fysisk-kemiske og biokemiske opslagsbøger.
I mange biologiske systemer redoxreaktioner udføres ved at overføre fra den reducerede form til den oxiderede ikke kun elektroner, men også et lige så stort antal protoner, f.eks.
Værdien af redoxpotentialet for sådanne systemer bestemmes ikke kun af forholdet [Ox] : = og pH = 0; de andre værdier har de samme værdier som i ligning (1). Redoxpotentialet for biologiske systemer bestemmes som regel ved pH=7, og værdien e0-1,984·10-4·T·pH er angivet med e0. I dette tilfælde har ligning (2) formen:
Eksperimentelt bestemmes redoxpotentialet potentiometrisk (se Potentiometri). Redoxpotentialet for isolerede celler og andre biologiske objekter måles ofte kolorimetrisk ved hjælp af redoxindikatorer (se). Størrelsen af redoxpotentialet er et mål for et givet systems redox- eller redoxkapacitet. Et redoxsystem med et højere redoxpotentiale oxiderer et system med et lavere redoxpotentiale. Ved at kende værdierne af redoxpotentialet for biologiske redoxsystemer er det således muligt at bestemme retningen og rækkefølgen af redoxreaktioner i dem. At kende redoxpotentialet gør det også muligt at beregne mængden af energi, der frigives på et bestemt trin af de oxidative processer, der forekommer i biologiske systemer. Se også biologisk oxidation.
(OV) OG OV - ELEKTRODER.
Afhængigt af mekanismen for oxidation - reduktion kan forskellige OM - systemer opdeles i to typer:
1. type: RH - systemer, hvor redoxprocessen er forbundet med overførsel af kun elektroner, for eksempel: Fe³ + +ē ↔ Fe² +
2. type: OB - systemer, hvor redoxprocessen er forbundet ikke kun med overførsel af elektroner, men også af protoner, for eksempel:
C 6 H 4 O 2 + 2H + + 2ē ↔ C 6 H 4 (OH) 2
quinon hydroquinon
MnO 4 - + 8H + + 5ē ↔ Mn² + + 4H 2 O
Et inert metal i kombination med et RH-system kaldes en redox- eller redoxelektrode, og potentialet, der opstår ved denne elektrode, kaldes et redox- (OR) eller redoxpotentiale.
Det inerte metal tager kun en indirekte del i den potentialebestemmende reaktion, idet det er et mellemled i overførslen af elektroner fra den reducerede form af det røde stof til den oxiderede OX.
Når et inert metal nedsænkes i en opløsning, der indeholder et overskud af den oxiderede form af jern, er metalpladen positivt ladet (fig. 10 a).
Med et overskud af den reducerede form af jern bliver overfladen af platin negativt ladet (fig. 10b).
Ris. 10. Forekomst af OB-potentialet
Overførslen af elektroner fra en ion til en anden gennem et metal fører til dannelsen af en DEL på metaloverfladen.
Interion-udveksling af elektroner er også mulig uden metal. Men Fe²+ og Fe³+ ionerne opløses på forskellige måder, og for elektronoverførsel er det nødvendigt at overvinde energibarrieren. Overgangen af elektroner fra Fe²+ ioner til metallet og fra metaloverfladen til Fe³+ ionen er karakteriseret ved en lavere aktiveringsenergi.
Når aktiviteterne af Fe²+ og Fe³+ ionerne er ens, er platinpladen positivt ladet, pga. elektronacceptorkapaciteten af Fe³+ ioner er større end elektrondonorkapaciteten af Fe²+.
Peters ligning.
Den kvantitative afhængighed af OM-potentialet af OM-systemets beskaffenhed (φ°r), forholdet mellem aktiviteterne af de oxiderede og reducerede former, temperatur og aktiviteten af brintioner er fastlagt af Peters-ligningen.
1. type: φr = φ°r + ln
2. type: φr = φ°r + ln
hvor φr - OB - potentiale, V;
φ°r - standard RH - potentiale, V;
z er antallet af elektroner, der deltager i OF-processen;
а (Ох) er aktiviteten af den oxiderede form, mol/l;
a (rød) er aktiviteten af den reducerende form, mol/l;
m er antallet af protoner;
a(n+) er aktiviteten af hydrogenioner, mol/l.
Standard OB-potentialet er potentialet, der opstår ved den inerte metal-opløsning-grænseflade, hvor aktiviteten af den oxiderede form er lig med aktiviteten af den reducerede form, og for systemet af den anden type er aktiviteten af hydrogenioner desuden lig med en.
Klassificering af reversible elektroder.
Efter at have overvejet elektrodernes funktionsprincip kan vi konkludere, at i henhold til egenskaberne af de stoffer, der er involveret i de potentialbestemmende processer, såvel som ifølge enheden, er alle reversible elektroder opdelt i følgende grupper:
Elektroder af den første slags;
Elektroder af den anden art;
Ion-selektive elektroder;
Redox elektroder.
1. En galvanisk celle er et system, der producerer arbejde og ikke forbruger det, så det er tilrådeligt at betragte cellens EMF som en positiv værdi.
2. Elementets EMF beregnes ved at trække fra den numeriske værdi af potentialet for højre elektrode den numeriske værdi af potentialet for venstre elektrode - reglen om "højre plus". Derfor er elementkredsløbet skrevet således, at venstre elektrode er negativ og højre elektrode er positiv.
3. Grænsefladen mellem lederne i første og anden række er angivet med én linje: Zn׀ZnSO4; Cu׀CuSO4
4. Grænsefladen mellem ledere af den anden slags er afbildet med en stiplet linje: ZnSO4 (p) ׃ CuSO4 (p)
5. Hvis der anvendes en elektrolytbro ved grænsefladen mellem to ledere af den anden art, er det angivet med to linjer: ZnSO4 (p) ׀׀ CuSO4 (p).
6. Komponenterne i én fase er skrevet adskilt med kommaer:
Pt|Fe³+, Fe²+ ; Pt, H2 |HCl(p)
7. Elektrodereaktionens ligning er skrevet således, at stofferne i den oxiderende form er placeret til venstre og i den reducerende form til højre.
Redoxreaktioner er reaktioner ledsaget af en ændring i oxidationstilstanden af de atomer, der udgør reaktanterne. Oxidationstilstanden (n) forstås som den betingede ladning af et atom, som beregnes ud fra den antagelse, at molekylet kun består af ioner. Med andre ord: oxidationstilstand- dette er den betingede ladning, som et atom i et grundstof ville opnå, hvis vi antager, at de modtog eller gav et eller andet antal elektroner væk.
Oxidationsreduktion er en enkelt, indbyrdes forbundet proces. Oxidation fører til en stigning i reduktionsmidlets oxidationstilstand og reduktion- til dets fald i oxidationsmidlet.
En stigning eller et fald i oxidationstilstanden af atomer afspejles i de elektroniske ligninger: Oxidationsmidlet accepterer elektroner, og reduktionsmidlet afgiver dem. I dette tilfælde er det lige meget, om elektronerne går fra et atom til et andet fuldstændigt, og der dannes ionbindinger, eller om elektronerne kun trækkes til et mere elektronegativt atom, og der opstår en polær binding. Et stofs evne til at udvise oxiderende, reducerende eller dobbelte (både oxiderende og reducerende) egenskaber kan bedømmes ud fra graden af oxidation af oxidationsmidlets og reduktionsmidlets atomer.
Et atom af et grundstof i sin højeste grad oxidation kan ikke øge den (donere elektroner) og udviser kun oxiderende egenskaber, og i sin laveste oxidationstilstand kan den ikke sænke den (acceptere elektroner) og udviser kun reducerende egenskaber. Et atom af et grundstof med en mellemliggende oxidationstilstand kan udvise både oxiderende og reducerende egenskaber. For eksempel:
I redoxreaktioner ændres atomernes valens muligvis ikke. For eksempel i redoxreaktionen H ° 2 + C1 ° 2 \u003d H + Cl - er valensen af hydrogen- og chloratomer før og efter reaktionen lig med en. Deres oxidationstilstand har ændret sig. Valens bestemmer antallet af bindinger dannet af et givet atom, og har derfor intet ladningstegn. Oxidationstilstanden har et plus- eller minustegn.
Eksempel 1 Baseret på graden af oxidation (P) nitrogen, svovl og mangan i forbindelserne NH 3, HNO 2, HNO 3, H 2 S, H 2 SO 3, H 2 SO 4, MnO 2 og KMnO 4, bestemmer hvilke af dem der kun kan være reduktionsmidler, kun oxidationsmidler og som udviser både oxiderende og reducerende egenskaber.
Løsning. Oxidationstilstanden for nitrogen i disse forbindelser er henholdsvis lig med: -3 (laveste), +3 (mellemliggende), +5 (højest); n(S) er henholdsvis lig med: -2 (laveste), +4 (mellemliggende), +6 (højeste); n(Mn) er henholdsvis lig med: + 4 (mellemliggende), +7 (højest). Derfor: NH3, H2S - kun reduktionsmidler; HNO 3, H 2 SO 4, KMnOd - kun oxidationsmidler; HNO 2, H 2 SO 3, MnO 2 - oxidations- og reduktionsmidler.
Eksempel 2 Kan der forekomme redoxreaktioner mellem følgende stoffer: a) H 2 S og HI; b) H2S og H2S03; c) H 2 SO 3 og HC1O 4?
Løsning: a) graden af oxidation i H 2 S w (S) \u003d -2; i HI og (1) = -1. Da både svovl og jod er i deres laveste oxidationstilstand, udviser begge stoffer kun reducerende egenskaber og kan ikke interagere med hinanden;
b) i H 2 S n (S) \u003d -2 (lavere), i H 2 SO 3 n (S) \u003d +4 (mellemliggende);
Derfor er vekselvirkningen mellem disse stoffer mulig, og H 2 SO 3 er et oxidationsmiddel;
c) i H2S03 n(S) = +4 (mellemprodukt); i HC1O 4 n (C1) \u003d +7 (højest). De indtagne stoffer kan interagere, H 2 SO 3 vil i dette tilfælde udvise reducerende egenskaber.
Eksempel 3 Skriv ligningerne for redoxreaktionen efter skemaet:
+7 +3 +2 +5
KMnO 4 + H 3 PO 3 + H 2 SO 4 → MnSO 4 + H 3 PO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O
Løsning. Hvis både de oprindelige stoffer og produkterne af deres interaktion er givet i problemets tilstand, reduceres skrivning af reaktionsligningen som regel til at finde og arrangere koefficienterne. Koefficienterne bestemmes af den elektroniske balancemetode ved hjælp af elektroniske ligninger. Vi beregner, hvordan reduktionsmidlet og oxidationsmidlet ændrer oxidationstilstanden, og afspejler dette i elektroniske ligninger:
reduktionsmiddel 5 P 3+ - 2e - \u003d P 5+ oxidationsproces
oxidationsmiddel 2 Mn 7+ + 5e - = Mn 2+ reduktionsproces
Det samlede antal elektroner doneret af reduktionsmidlet skal være lig med antallet af elektroner, som oxidationsmidlet tilfører. Det fælles mindste multiplum af donerede og modtagne elektroner er ti. Ved at dividere dette tal med 5 får vi en faktor 2 for oxidationsmidlet og dets reduktionsprodukt, og når vi dividerer 10 med 2, får vi en faktor 5 for reduktionsmidlet og dets oxidationsprodukt. Koefficienten foran stoffer, hvis atomer ikke ændrer deres oxidationstilstand, findes ved selektion. Reaktionsligningen vil se sådan ud:
2KMpo 4 + 5H 3 RO 3 + 3H 2 SO 4 \u003d 2MnSO 4 + 5H 3 RO 4 + K 2 SO 4 + ZN 2 O
Eksempel 4 Skriv en ligning for reaktionen mellem zink og koncentreret svovlsyre under hensyntagen til den maksimale genvinding af sidstnævnte.
Løsning. Zink, som ethvert metal, udviser kun reducerende egenskaber. I koncentreret svovlsyre hører den oxiderende funktion til svovl (+6). Den maksimale reduktion af svovl betyder, at den opnår en minimal oxidationstilstand. Minimum oxidationstilstand af svovl som s-element i VIA-gruppen er lig med -2. Zink, som et metal fra IIB-gruppen, har en konstant oxidationstilstand på +2. Vi afspejler, hvad der er blevet sagt i elektroniske ligninger:
reduktionsmiddel Zn - 2e - = Zn 2+ oxidationsproces
oxidationsmiddel S 6+ + 8e - \u003d S 2- reduktionsproces
Vi sammensætter reaktionsligningen:
4Zn + 5H2SO4 = 4ZnSO4 + H2S + 4H2O
H 2 SO 4 er forudgået af en faktor på 5, ikke 1, fordi fire H 2 SO 4 molekyler går til at binde fire Zn 2+ ioner.
Eksempel 5. Bestemmelse af redoxreaktionens retning ved størrelsen af redoxpotentialet. Er det muligt at bruge K 2 Cr 2 O 7 som et oxidationsmiddel i et surt miljø i følgende processer under standardbetingelser:
a) 2 F - -2 e - F \u003d + 2,85 V;
b) 2 Cl - - 2 e - Cl2 \u003d + 1,36 V;
c) 2 Br - - 2 e - Br 2 \u003d + 1,06 V;
d) 2 I - -2 e - I 2 \u003d + 0,54 V.
System standard redox potentiale: \u003d 1,33 V.
Løsning: For at bestemme retningen af redoxreaktionen er det nødvendigt at bestemme EMF:
EMF = oxid. - gendanne.
hvor oxid er potentialet for oxidationsmidlet;
Gendan - reduktionsmidlets potentiale.
Reaktionen er mulig, hvis EMF er 0. For at bestemme muligheden for redoxreaktioner bestemmer vi EMF for følgende systemer:
a) F / 2F - II (Cr 2 O 7) 2– + 14 H + / 2 Cr 3+ + 7 H 2 O
EMF \u003d 1,33 - 2,85 \u003d -1,52 V;
b) Cl 2 / 2 Cl - II (Cr 2 O 7) -2 + 14 H + / 2 Cr 3+ + 7 H 2 O
EMF \u003d 1,33 -1,36 \u003d - 0,03 V;
c) Br 2 / 2 Br - II (Cr 2 O 7) 2– + 14 H + / 2 Cr 3+ + 7 H 2 O
EMF = 1,33 -1,06 = + 0,27 V;
d) I 2 / 2 I – II(Cr 2 O 7) 2– + 14 H + / 2 Cr 3+ + 7 H 2 O
EMF = 1,33 -0,54 = + 0,79 V.
Således kan kaliumdichromat K 2 Cr 2 O 7 kun anvendes som oxidationsmiddel til processer:
2 Br - - 2 e - Br
2 I - - 2 e - I
Eksempel 6 Bestemmelse af muligheden for, at en redoxreaktion forløber ud fra størrelsen af ændringen i Gibbs-energien (isobarisk-isotermisk potentiale). I hvilken retning vil reaktionen fortsætte?
2 NO 2 (g) + H 2 O (l) \u003d 2 HNO 3 (aq) + NO (g).
Hvis standard Gibbs energier er ens.