ข้อใดต่อไปนี้เป็น / เกิดขึ้นเอง? (i) Cl_2 + 2Br ^ (-) -> Br_2 + 2Cl ^ (-) (ii) Br_2 + 2I ^ (-) -> I_2 + 2Br ^ (-)

ตอบ:

ปฏิกิริยาทั้งสองนั้นเกิดขึ้นเอง

คำอธิบาย:

คุณกำลังรับมือกับปฏิกิริยารีดอกซ์สองครั้งซึ่งหมายความว่าคุณสามารถหาได้ง่ายว่าอันไหนถ้าเกิดขึ้นเองโดยดูที่ ศักยภาพการลดมาตรฐาน สำหรับครึ่งปฏิกิริยา

ทำปฏิกิริยาแรก

#Cl_ (2 (g)) + 2Br _ ((aq)) ^ (-) -> Br_ (2 (l)) + 2Cl _ ((aq)) ^ (-) #

ศักยภาพการลดมาตรฐาน สำหรับปฏิกิริยาครึ่งคือ

#Br_ (2 (l)) + 2e ^ (-) rightleftharpoons 2Br _ ((aq)) ^ (-) #, # E ^ @ = "+1.09 V" #

#Cl_ (2 (g)) + 2e ^ (-) rightleftharpoons 2Cl _ ((aq)) ^ (-) #, # E ^ @ = "+1.36 V" #

เพื่อให้ปฏิกิริยาเกิดขึ้นคุณต้องใช้คลอรีน รวมตัวกับอ๊อคซิเจน ไอออนโบรไมด์เป็นโบรมีนเหลวและจะลดลงเป็นไอออนคลอไรด์ในกระบวนการ

เนื่องจากว่าคลอรีนนั้นมี คิดบวกมากขึ้น #E ^ @ # คุณค่ามันจะยิ่งใหญ่กว่าการทำเช่นนั้น ซึ่งหมายความว่าปฏิกิริยาสมดุลแรกจะย้ายไปที่ ซ้ายและปฏิกิริยาสมดุลที่สองจะย้ายไปที่ ขวา.

ศักยภาพของเซลล์มาตรฐานสำหรับปฏิกิริยาโดยรวมจึงเป็นเช่นนั้น

#E_ "cell" ^ @ = E_ "แคโทด" ^ @ + E_ "แอโนด" ^ @ #

#E_ "cell" ^ @ = "1.36 V" + Underbrace ((- "1.09 V")) _ (color (blue) ("เพราะสมดุลย้ายไปทางซ้าย!")) = "+0.27 V" #

ความเป็นธรรมชาติของเซลล์นั้นได้มาจากสมการ

# DeltaG ^ @ = -nF * E_ "cell" ^ @ #ที่ไหน

# n # - จำนวนของอิเล็กตรอนที่แลกเปลี่ยนในปฏิกิริยา

# F # - ค่าคงที่ของฟาราเดย์.

โดยพื้นฐานแล้วสิ่งนี้บอกคุณว่าเพื่อให้ปฏิกิริยาของเซลล์เกิดขึ้น โดยธรรมชาติ, #DeltaG ^ @ # จะต้องเป็น เชิงลบซึ่งหมายความว่า #E_ "มือถือ" ^ @ # จะต้องเป็น บวก.

เนื่องจากเป็นกรณีสำหรับปฏิกิริยาแรกมันเป็นจริง โดยธรรมชาติ.

วิธีการเดียวกันนี้สามารถใช้สำหรับปฏิกิริยาที่สอง

#Br_ (2 (l)) + 2I _ ((aq)) ^ (-) -> I_ (2 (aq)) + 2Br _ ((aq)) ^ (-) #

ใช้ขั้วศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานอีกครั้ง

#I_ (2) +2e ^ (-) rightleftharpoons 2I _ ((aq)) ^ (-) #, # E ^ @ = "+0.54 V" #

#Br_ (2 (l)) + 2e ^ (-) rightleftharpoons 2Br _ ((aq)) ^ (-) #, # E ^ @ = "+1.09 V" #

คราวนี้คุณต้องโบรมีนไป รวมตัวกับอ๊อคซิเจน ไอออนไอโอไดด์กับไอโอดีนและลดลงในกระบวนการ คิดบวกมากขึ้น #E ^ @ # ค่าสำหรับการลดลงครึ่งปฏิกิริยาของโบรมีนยืนยันว่านี่คือสิ่งที่จะเกิดขึ้น

ความสมดุลแรกจะเปลี่ยนเป็น ซ้ายและความสมดุลที่สองของ ขวา. ซึ่งหมายความว่าคุณมี

#E_ "cell" ^ @ = E_ "แคโทด" ^ @ + E_ "แอโนด" ^ @ #

#E_ "cell" ^ @ = "+1.09 V" + Underbrace ((- "0.54 V")) _ (สี (สีน้ำเงิน) ("เพราะดุลเลื่อนไปทางซ้าย!")) = "+0.55 V" #

อีกครั้ง บวก #E_ "มือถือ" ^ @ # แสดงถึง เชิงลบ #DeltaG ^ @ #และดังนั้น ปฏิกิริยาที่เกิดขึ้นเอง.