標準還原電位差(三) Standard Reduction Potentials

化學原理啟迪269

1.     我們要研究如何完整地描述電池反應，清楚解釋它的半反應。說明的重點包含電池反應、電池的電位差與電池的物理設定。

2.     讓我們開始討論以下這2個半反應構成的電池

    Fe^2＋ ＋ 2e^－ → Fe           E°＝－0.44V

MnO4^－＋5e^－＋8H^＋→Mn^2＋＋4H2O  E°＝1.51V

正常運作的電池，必須要逆轉其中一個還原半反應，通常是逆轉電位差比較小的那一個反應。

3.     用這個原則調整之後，整個電池的電位差會成為正數（因為是 大數值－小數值），電池一定會自發性地朝向製造電池正電位差的方向反應。

4.     因此，在這個例子，鐵的半反應必須逆轉：

Fe → Fe^2＋＋2e^－                                   陽極反應Anode reaction

MnO4^－＋5e^－＋8H^＋→Mn^2＋＋4H2O  陰極反應Cathode reaction

5.     電位差是

E°cell＝E°cathode－E°anode＝1.51V－(－0.44V)

注：教科書是「E°cell＝E°cathode－E°anode＝1.51V－0.44V」，應該是不小心寫錯了，鐵的標準還原電位差E°＝－0.44V，改為氧化反應的電位差正負號必須更改成「0.44V」或寫成－(－0.44V)。

6.     平衡的電池反應如下：

7.     現在我們將討論電池的裝置

8.     左邊裝置進行的反應的物質是，標準狀態下的純鐵Fe和1.0MFe²⁺，溶液中是哪種陰離子要看使用的是什麼樣的鐵鹽；左邊燒杯內的陰離子並沒有參與反應，只是單純地平衡電荷。

9.     左端電極進行的半反應是：

Fe → Fe^2＋＋2e^－

這是一個氧化反應，因此這是陽極，這個電極由純鐵金屬組成。

10. 右邊電極燒杯內裝的是，標準狀態下的1.0 M MnO4^－、1.0 M H^＋和1.0M Mn^2＋，與適量不參與反應的離子反離子counter ions來平衡電荷。

11. 右邊燒杯的半反應是：

MnO4^－＋5e^－＋8H^＋→Mn^2＋＋4H2O

這是還原反應，所以這是陰極。

12. 因為MnO4^－和Mn^2＋都無法做成電極棒，因此我們必須用不會起反應的導體裝置做電極，通常選擇的材料是鉑。

13. 下一步是判斷電子的流動方向，左邊的半反應是鐵的氧化反應：

Fe→Fe^2＋＋2e^－

14. 右邊邊裝置的半反應是MnO4^－的還原反應

MnO4^－＋5e^－＋8H^＋→Mn^2＋＋4H2O

15. 在這個電池，電子從Fe^2＋流到MnO4^－，這就是從陽極流到陰極。

n   翻譯編寫Steven S. Zumdahl 《Chemical Principles》