Orice reacție redox care apar în soluția de electrolit, poate fi o sursă de energie electrică. De exemplu, dacă o soluție de sare de fier Fe 3+ (FeCl3) iodură de soluție de supratensiune (KJ), soluția devine galbenă datorită evoluției de iod liber:
2Fe 3+ + 2J - ® 2Fe 2+ + J2.
Această reacție redox între fier ionii de Fe 3+ și ionii de iodură poate fi realizată astfel încât ionii de iodură a dat electroni ionii lor Fe 3+ nu direct, ci prin conductor metalic. În acest scop, recipientele cu soluții care conțin ioni de Fe 3+ și J -. inert imersate (carbon sau platină), electrozi și scurt (conductorul metalic) exterior și un lanț interior (soluție de electrolit secundar). Dispozitive similare pentru conversia energiei de reacție chimică în energie electrică sunt numite celule electrochimice. Electronii turnate ioni de iodură la electrodul, va curge prin conductorul metalic la electrodul imersat în soluția de săruri de Fe 3+. ioni Iodura, dand electronii sunt oxidate:
Ionii Fe 3+. electronii care acceptă sunt restaurate:
2Fe 3+ + 2 e - ® 2Fe 2+.
Procedeele de iodură de oxidare ioni și reducerea ionilor Fe 3+ la Fe 2+ apar pe suprafața electrozilor inerte. Potențialul care are loc la limita dintre un electrod inert și soluția care conține formele oxidate și reducând numit potențial redox de echilibru.
Potențialul redox este determinat de natura substanței și depinde de concentrația de oxidare și de reducere a formelor de pH și temperatura soluției. Această dependență este exprimată prin ecuația Nernst
j = j a + R × T / (n × F) × ln ([Ox] / [Red]),
în cazul în care un j - potențial electronic standard - potențialul procesului de electrod la concentrații (mai precis, activitatea) a tuturor substanțelor participante, egală cu una, și o temperatură a soluției de 25 ° C = 298 K; R - constanta de gaz. 8,31 J / (mol x K); T este temperatura absolută; n - numărul de electroni da un electron reducător agent inert la trecerea la oxidarea și formează un oxidant luate la trecerea la forma de reducere; F - Faraday constanta, 96500 C / mol; [Ox] și [Red] - concentrația molară (mai precis, activitatea) a substanțelor implicate în procesul de oxidare într-un [Ox] și reducerea formelor [Red].
Potențialul redox al o vedere în perspectivă de reacție, care
prin ecuația Nernst va fi determinată de relația
În particular, ecuația Nernst pentru reducerea redox permanganat de reacție de ioni în mediu acid
va arata
j = j o + R × T / (5 x F) × ln (([MnO4 -] x [H +] 8) / [Mn 2+]).
Potențialele redox standard ale unor sisteme, măsurate în raport cu electrodul standard de hidrogen sunt prezentate în tabelul de la sfârșitul colecției.
Dacă două sisteme electrochimice creează un element galvanic, atunci când electronii se vor deplasa în mod spontan de la un sistem electrochimic cu o valoare mai mică a potențialului de electrod al sistemului cu mai mare valoarea sa, adică un curent electric. Valoarea maximă a tensiunii unui astfel de element se numește o forță electromotoare (EMF).
Dacă concentrația (mai active) substanțelor implicate în IAD, egal cu una, m. E. Respectate condițiile standard, elementul EMF numit forța standard electromotoare. denotat E o și egală cu diferența potențialelor de electrod standard de oxidant si reducator, de exemplu, dacă vom colecta celula electrochimică, care ar funcționa datorită oxidării ionilor de iodură de ionii de Fe 3+. FME ar avea valoarea ei
E o = E o (Fe 3+ / Fe 2+) - E o (J2 / 2J -) = + 0,77-0,54 = + 0,23 B.
In concluzie, reacția redox se va produce spontan dacă potențialul redox al sistemului care implică oxidantul este mai mare decât sistemele care implică un agent de reducere, adică. E. EMF celulei, format din jumătate de celula va avea o valoare pozitivă . De exemplu, reacția de mai sus este redus în condiții similare cu cele standard, capabile de scurgere spontană, t. K. E o = 0.23 V, în timp ce oxidarea ionilor bromură de Fe 3+ ioni imposibilă deoarece
E o = E o (Fe 3+ / Fe 2+) - E o (Br2 / 2Br -) = + 0,77-1,08 = -0,31B<0.
Bromul este un oxidant mai puternic decât ionii de Fe 3+. In schimb, ionii de brom oxidează Fe 2+ la 3+ Fe. . T. E din această reacție este pozitiv:
2Fe 2+ + Br2 ® 2Fe 3+ + 2Br -
E o = E o (Br2 / 2Br -) - E o (Fe 3+ / Fe 2+) = +1,08 - 0,77 = + 0,31B
Astfel, amploarea EMF, de asemenea, posibil de a judeca direcția de curgere a reacțiilor redox - reacția are loc în direcția în care sistemul electrochimic cu un electrod superior potențiale acționează ca oxidant (emf> 0).