MeRSZ online
okoskönyvtár
Több száz tankönyv egy helyen.
Online. Bárhol. Bármikor.
Általános és bioszervetlen kémia
Elektródpotenciál
A galvánelem elektromotoros ereje (Eel) az elem maximális munkavégző képességének mértéke, és az oxidációs és redukciós potenciálok összegeként számítható:
Az elektródpotenciálokat () egységesen a redukciós folyamatokra adják meg (48. táblázat), így az oxidációs potenciál:
Nem lehet azonban egyetlen elektród abszolút potenciálját megmérni, mivel sem az oxidáció, sem a redukció nem játszódhat le önmagában. Mindig két elektród közti potenciálkülönbség mérhető. Az elektródpotenciál relatív (összehasonlítható) értékének megadására vonatkoztatási alapra, standard elektródra van szükség. Ez a standard hidrogénelektród, és az összes többi elektród potenciálját ehhez viszonyítva mérik.
A standard hidrogénelektród 0,1 MPa (1 bar) nyomású hidrogéngázt, 1 м hidrogénion-oldatot (helyesebben egységnyi aktivitású hidrogéngázt és egységnyi aktivitású hidrogéniont, pl. 1,18 M HCl-oldatot) és finom eloszlású platinával bevont (,,kormozott”) Pt-elektródot tartalmaz. Standard redukciós potenciálja az alábbi folyamatra:
2 H+ (1M) + 2 e–→ H2(g; 0,1 MPa)
definíciószerűen nulla, ɛ° = 0,00 V. Adott elektródból és standard hidrogénelektródból álló galvánelem elektromotoros ereje (potenciálkülönbsége) az adott elektród potenciáljával egyenlő. A standard elektródpotenciál (jelölése ɛ°) az anyagok standard állapotára vonatkozik 25 °C-on, amikor az elektród vizes oldatában az ionok egységnyi aktivitásúak, a gázok nyomása 0,1 MPa és a szilárd anyagok pedig a termodinamikailag legstabilabb állapotukban vannak (48. táblázat).
A 48. táblázat elektródreakcióira (félcella-reakcióira) jellemző elektródpotenciálok pozitív előjele arra utal, hogy ezeken az elektródokon redukció játszódik le, ha a standard hidrogénelektróddal galvánelemet alkotnak. Így pl. a
(Pt) H2(g; 0,1 MPa) | H+(1 M) || Cu2+(1 M) | Cu
galvánelem potenciálkülönbsége 0,337 V.
48. táblázat. Standard redukciós elektródpotenciálok 25 °C-on
|
Elektródfolyamat (redukció)
|
ɛ° (V)
|
|
Li+·+ e–·→ Li(s)
|
–3 ,045 |
|
K+ + e–·→ K(s)
|
–2 ,925 |
|
Ba2+ + 2e–·→ Ba(s)
|
–2 ,906 |
|
Ca2+·+ 2e–·→ Ca(s)
|
–2 ,866 |
|
Na+ + e–·→ Na(s)
|
–2.714 |
|
Mg2+ + 2e–·→ Mg(s)
|
–2 ,363 |
|
Al3+ + 3e–·→ Al(s)
|
–1 ,662 |
|
Zn2+ + 2e–·→ Zn(s)
|
–0 ,763 |
|
Cr3+ + 3e–·→ Cr(s)
|
–0 ,744 |
|
Fe2+ + 2e–·→ Fe(s)
|
–0 ,440 |
|
Cr3+ + e–·→ Cr2+
|
–0 ,408 |
|
Ni2+ + 2e–·→ Ni(s)
|
–0 ,250 |
|
Pb2+ + 2e–·→ Pb(s)
|
–0.126 |
|
2 H+ + 2e–·→ H2(s)
|
0 ,000
|
|
Cu2+ + e–·→ Cu+·
|
0 ,153 |
|
AgCl(s) + e–·→ Ag(s) + Cl–
|
0 ,222 |
|
Cu2+ + 2e–·→ Cu(s)
|
0 ,337 |
|
I2(s) + 2e–·→ 2 I–
|
0 ,536 |
|
Fe3+ + e–·→ Fe2+
|
0 ,771 |
|
0 ,788 |
|
|
Ag+ + e–·→ Ag(s)
|
0 ,799 |
|
Pd2+ + 2e–·→ Pd(s)
|
0 ,987 |
|
Br2(l) + 2e–·→ 2 Br–
|
1 ,065 |
|
Br2(aq) + 2e–·→ 2 Br–
|
1 ,087 |
|
1/2 O,(g) + 2 H' + 2e–·→ H,0(1)
|
1 ,225 |
|
1 ,330 |
|
|
Cl2(l) + 2e–·→ 2 Cl–
|
1 ,360 |
|
Au3+ + 3e–·→ Au(s)
|
l ,498 |
|
l ,510 |
|
|
F2(g) + 2e–·→ 2 F–
|
2 ,870 |
A két félcella-reakcióból
megállapítható, hogy a standard rézelektród redukálódik, ezért elektródpotenciálja, ε° = 0,337 V.
A standard hidrogénelektród összekapcsolása standard cinkelektróddal
Zn | Zn2+(1 M) || H+(1 M) | H2(g; 0,1 MPa) | (Pt)
is jól mérhető potenciálkülönbséget (0,763 V) szolgáltat. Az önként lejátszódó redoxireakcióban
a Zn oxidálódik. Ezért az ilyen elektródra meghatározott standard redukciós potenciál negatív előjelű. Ez arra utal, hogy ezeken az elektródokon nem játszódik le spontán redukció, ha hidrogénelektróddal galvánelemet alkotnak. A továbbiakban a standard redukciós elektródpotenciál elnevezésből elhagyjuk a ,,redukciós” jelzőt az egyszerűbb fogalmazás érdekében.
A 48. táblázat reakcióegyenletei oxidált reaktánsokat és redukált termékeket tartalmaznak. A legnegatívabb elektródpotenciálú reaktánsok (pl. Li+, Ba2+, Na+, Zn2+) a leggyengébb oxidálószerek. Ugyanakkor ezek a termékek (pl. Li, Ba, Na, Zn) a legerősebb redukálószerek. A pozitív elektródpotenciálú reaktánsok (pl. Ag+, Pd2+, Cl2, F2) a legerősebb oxidálószerek, míg ezek a termékek (pl. Ag, Pd, Cl–, F–) a leggyengébb redukálószerek.
Két tetszés szerinti elektród összekapcsolásával létrejött galvánelemben a spontán redoxireakció iránya megállapítható. A két redoxirendszer közül a negatívabb standard elektródpotenciálú termék oxidálódik és a kevésbé negatív (vagy pozitív) standard elektródpotenciálú reaktáns redukálódik.
A 106. ábrában bemutatott cink–réz galvánelem redoxireakciója és potenciálkülönbsége a 48. táblázat felhasználásával közvetlenül számítható, amennyiben standard állapotú elektródokat használunk:
A 48. táblázat nemcsak fémelektródok, hanem gáz- és redoxielektródok standard potenciáljait is tartalmazza. A redoxielektródok esetében standard redoxipotenciálról beszélünk. A fém–csapadék elektródra egyetlen példával, a 191. oldalon már bemutatott AgCl(s)|Ag elektróddal szolgálunk. Elektródpotenciálja természetesen különbözik az ezüstelektródétól (Ag+|Ag), mivel az elektródreakció is eltér.
A standard elektródpotenciálok ismeretében érthetővé válik, hogy savakban H2-fejlődés közben csak a hidrogénelektródnál negatívabb potenciálú fémek (pl. Zn, Fe) oldódnak. A pozitív elektródpotenciálú fémek (nemesfémek) még erős savakban sem oldódnak H₂ képződésével, a H+-t nem képesek redukálni. Az atomos hidrogén viszont redukálja a nála pozitívabb elektródpotenciálú, ún. nemesfémek ionjait (pl. Ag+, Au3+). A halogének közül a klórgáz oxidálja a bromid- vagy jodidiont. A legerősebb oxidálószer, a F2 pedig a kloridiont is képes oxidálni.
Tartalomjegyzék
- ÁLTALÁNOS ÉS BIOSZERVETLEN KÉMIA
- Impresszum
- Az Olvasóhoz
- Általános kémia
- Kémiai alapfogalmak
- Az atomok elektronszerkezete és a periódusos rendszer
- A molekulák szerkezete
- Halmazállapotok
- Oldatok és kolloidok
- A víz és a vizes oldatok
- Kémiai egyensúlyok
- A kémiai egyensúly törvénye
- Egyensúlyok elektrolitoldatokban
- A víz disszociációs egyensúlya: Kv, pH és pOH
- Savakdisszociációs egyensúlya: Ks
- Bázisok disszociációs egyensúlya: Kb
- Összefüggés a Ks, Kb és Kv között
- Ionok reakciója vízzel
- Vizes sóoldatok kémhatása: hidrolízis
- A közös ion hatása
- Titrálási görbék
- Többértékű savak disszociációja
- Pufferoldatok
- Foszfátpuffer
- Hidrogén-karbonát–szén-dioxid puffer
- A víz disszociációs egyensúlya: Kv, pH és pOH
- Elektrolitok oldhatósága és az oldhatósági szorzat
- Kémiai termodinamika
- Reakciókinetika
- Elektrokémia
- A redoxifolyamatok termodinamikája
- Az elektrokémia gyakorlati alkalmazásai
- Bioszervetlen kémia
- Komplex vegyületek
- Az élethez szükséges elemek áttekintése
- Az alkálifémek szerepe biológiai rendszerekben
- A magnézium és a kalcium biológiai jelentősége
- Az átmenetifémek komplexei
- A vas biológiai jelentősége
- A réz biológiai jelentősége
- A cinkcsoport elemeinek biológiai jelentősége
- Metallotioneinek és funkciójuk
- A molibdén és a mangán biológiai szerepe
- A vanádium, króm, kobalt és nikkel élettani hatása
- A platinakomplexek daganatellenes hatása
- Az alumínium- és az óncsoport elemeinek biológiai szerepe
- A szilíciumvegyületek biológiai szerepe
- A nitrogén és foszfor szerepe a biológiai rendszerekben
- Az oxigéncsoport elemeinek biológiai jelentősége
- A halogének bioszervetlen kémiája
- Irodalom a bioszervetlen kémia fejezeteihez
- Rendszám- és atomtömeg-táblázat
Kiadó: Semmelweis Kiadó
Online megjelenés éve: 2026
ISBN: 978 963 331 705 1
A könyv feladata, hogy az orvostudományt, gyógyszerésztudományt és biológiát választó egyetemi szak hallgatóit és e téma iránt érdeklődőket megismertesse egyrészt a kémia tudomány alapjaival, az általános kémiával, másrészt a fémek és nemfémes elemek biológiai szerepével, a bioszervetlen kémiával vagy másképp, szervetlen biokémiával.
Hivatkozás: https://mersz.hu/erdoddi-gergely-vereb-altalanos-es-bioszervetlen-kemia//
BibTeXEndNoteMendeleyZotero
gomb segítségével választhatsz, hogy fejezetről fejezetre lapozva vagy inkább folyamatosan görgetve olvasnád-e a könyvet.
