Curs 3 Constanta de Echilibru - Diagrame Pourbaix
Curs 3 Constanta de Echilibru - Diagrame Pourbaix
Curs 3 Constanta de Echilibru - Diagrame Pourbaix
transfer de elecroni
Constanta de echilibru a reacţiilor redox
Diagrame Pourbaix
Cuprins
Constanta de echilibru a reacţiilor redox
Raportul concentraţiilor celor două forme participante
la echilibru redox
Diagrame Pourbaix
Constanta de echilibru a reacţiilor redox
Se consideră o reacţie redox generală:
m p
[red1 ] [ox 2 ]
K m p
[ox1 ] [red 2 ]
Sistemele redox simple care compun reacţia redox
sunt:
mox1 + mpe- ↔ mred1
m
o0,05916 [ox1 ]
E1 E1 lg m
mp [red1 ]
Rezolvând se obţine:
m p
o o 0,05916 [ ox1 ] 0,05916 [ ox 2 ]
E1 E 2 lg m lg p
mp [ red1 ] mp [ red 2 ]
adică:
p m
o o 0,05916 [ ox 2 ] [ red1 ] 0,05916
E1 E 2 lg p m mp lg K
mp [ red 2 ] [ ox1 ]
mp E1o E2o
Respectiv:
K 10 0 , 05916
Constanta redox are o valoare cu atât mai mare
(echilibrul reacţiei este cu atât mai deplasat spre dreapta)
cu cât:
- diferenţa dintre potenţialele redox standard ale cuplurilor
participante este mai mare:
- numărul de electroni schimbaţi între cele două sisteme
este mai mare.
Raportul concentraţiilor celor două
forme participante la echilibru redox
Se consideră o reacţie redox generală:
mox1 + pred2 ↔ mred1 + pox2
[red1 ] [ox 2 ] m p
K
[ox1 ] [red 2 ]
De exemplu:
Ce4+ + Fe2+ ↔ Ce3+ + Fe3+
În care cele două sisteme participante sunt:
Ce4+ + e- ↔ Ce3+ E1 0 = 1,61V
Fe3+ + e- ↔ Fe2+ E2 0 = 0,77V
K= 1014,23=1,69 · 1014
2). Raportul concentraţiilor celor două forme la echilibru
va fi:
3 4
[Fe ] [Ce ]
2
3
K 1,69 10 1,3 10
14 7
[Fe ] [Ce ]
Diagrame Pourbaix
Diagrame Eh–pH : diagrame Pourbaix, diagrame
potențial-pH diagram
Definite în 1930 de Marcel Pourbaix (Belgia)
Diagrame Pourbaix. Introducere
axa x - pH
axa y – potențialul redox E (V). Valorile pozitive indică condiții
oxidante; valorile negative indică condiții reducătoare
Linia (a) este pentru 2 H+ + 2 e– = H2 (g)
Se presupune pH2 = 1 atm
Atunci când condițiile sistemului sunt sub linia (a), reacțiile de reducere
generează H2 (g); în condițiile deasupra liniei (a), H2 (g) este oxidat la H+
Linia (b) este pentru 4 H+ + O2 + 4 e– = 2 H2O;
Deasupra liniei (b), condițiile oxidante genereazăO2; sub linie, condițiile
reducătoare generează H2O
Diagrama Eh-pH pentru sistemul
Cu–H2O
Liniile punctate reprezintă
domeniul de stabilitate al apei;
liniile solide reprezintă echilibrele
între speciile de cupru
Două specii apoase, Cu2+ și CuO22-
Cu metalic are starea de oxidare 0.
Cu înCu2O are starea de oxidare +1
Cu în Cu2+, CuO, și CuO22- are
starea de oxidare +2