กระบวนการรีดอกซ์ ศักยภาพรีดอกซ์ ระบบรีดอกซ์ ระบบรีดอกซ์

(OV) และ OV - อิเล็กโทรด

ขึ้นอยู่กับกลไกของการเกิดออกซิเดชัน - รีดิวซ์ ระบบ OM ต่างๆ สามารถแบ่งออกเป็นสองประเภท:

ประเภทที่ 1: RH - ระบบที่กระบวนการรีดอกซ์เกี่ยวข้องกับการถ่ายโอนอิเล็กตรอนเท่านั้น ตัวอย่างเช่น Fe³ + +ē ↔ Fe² +

ประเภทที่ 2: OB - ระบบที่กระบวนการรีดอกซ์ไม่เพียงเกี่ยวข้องกับการถ่ายโอนอิเล็กตรอนเท่านั้น แต่ยังรวมถึงโปรตอนด้วยเช่น:

C 6 H 4 O 2 + 2H + + 2ē ↔ C 6 H 4 (OH) 2

ควิโนน ไฮโดรควิโนน

MnO 4 - + 8H + + 5ē ↔ Mn² + + 4H 2 O

โลหะเฉื่อยร่วมกับระบบ RH เรียกว่าอิเล็กโทรดรีดอกซ์หรือรีดอกซ์ ศักย์ไฟฟ้าที่เกิดขึ้นที่อิเล็กโทรดนี้เรียกว่ารีดอกซ์ (OR) หรือศักย์ไฟฟ้ารีดอกซ์

โลหะเฉื่อยใช้เพียงส่วนทางอ้อมในปฏิกิริยากำหนดศักยภาพ ซึ่งเป็นตัวกลางในการถ่ายโอนอิเล็กตรอนจากรูปแบบที่ลดลงของสารสีแดงไปยัง OX ที่ถูกออกซิไดซ์

เมื่อแช่โลหะเฉื่อยในสารละลายที่มีเหล็กออกซิไดซ์มากเกินไป แผ่นโลหะจะมีประจุเป็นบวก (รูปที่ 10 ก)

ด้วยส่วนเกินของรูปแบบเหล็กที่ลดลง พื้นผิวของแพลตตินัมจะมีประจุลบ (รูปที่ 10b)

ข้าว. 10. การเกิดขึ้นของศักยภาพ OB

การถ่ายโอนอิเล็กตรอนจากไอออนหนึ่งไปยังอีกไอออนหนึ่งผ่านโลหะทำให้เกิด DEL บนพื้นผิวโลหะ

การแลกเปลี่ยนอิเล็กตรอนระหว่างกันสามารถทำได้โดยไม่ต้องใช้โลหะ แต่ไอออน Fe²+ และ Fe³+ จะถูกละลายด้วยวิธีต่างๆ และสำหรับการถ่ายโอนอิเล็กตรอน จำเป็นต้องเอาชนะอุปสรรคด้านพลังงาน การเปลี่ยนผ่านของอิเล็กตรอนจากไอออน Fe²+ ไปเป็นโลหะ และจากพื้นผิวโลหะไปเป็นไอออน Fe³+ มีลักษณะเฉพาะด้วยพลังงานกระตุ้นที่ต่ำกว่า

เมื่อกิจกรรมของไอออน Fe²+ และ Fe³+ เท่ากัน แผ่นแพลตตินั่มจะมีประจุเป็นบวก เพราะ ความจุของตัวรับอิเล็กตรอนของไอออนFe³+ มากกว่าความจุของตัวรับอิเล็กตรอนของFe²+

สมการปีเตอร์ส

การพึ่งพาเชิงปริมาณของ OM - ศักยภาพในธรรมชาติของระบบ OM (φ°r) อัตราส่วนของกิจกรรมของรูปแบบออกซิไดซ์และลดลง อุณหภูมิ และการทำงานของไฮโดรเจนไอออนถูกกำหนดโดยสมการปีเตอร์ส

ประเภทที่ 1: φr = φ°r + ln

ประเภทที่ 2: φr = φ°r + ln

โดยที่ φr - OB - ศักยภาพ V;

φ°r - RH มาตรฐาน - ศักยภาพ, V;

z คือจำนวนอิเล็กตรอนที่เข้าร่วมในกระบวนการ OF

а (Ох) คือกิจกรรมของรูปแบบออกซิไดซ์ mol/l;

a (สีแดง) คือกิจกรรมของรูปแบบรีดิวซ์, โมล/ลิตร;

m คือจำนวนโปรตอน

a(n+) คือกิจกรรมของไฮโดรเจนไอออน โมล/ลิตร

ศักย์ OB มาตรฐานคือศักย์ที่เกิดขึ้นที่ส่วนต่อประสานระหว่างโลหะกับสารละลายเฉื่อย ซึ่งกิจกรรมของรูปแบบออกซิไดซ์จะเท่ากับกิจกรรมของรูปแบบรีดิวซ์ และสำหรับระบบประเภทที่สอง นอกจากนี้ กิจกรรมของไฮโดรเจน ไอออนมีค่าเท่ากับหนึ่ง

การจำแนกประเภทของอิเล็กโทรดแบบย้อนกลับ

เมื่อพิจารณาถึงหลักการทำงานของอิเล็กโทรดแล้ว เราสามารถสรุปได้ว่าตามคุณสมบัติของสารที่เกี่ยวข้องในกระบวนการกำหนดศักย์ไฟฟ้า เช่นเดียวกับอุปกรณ์ อิเล็กโทรดแบบย้อนกลับทั้งหมดจะถูกแบ่งออกเป็นกลุ่มต่อไปนี้ตามคุณสมบัติของอุปกรณ์:

อิเล็กโทรดชนิดแรก

อิเล็กโทรดชนิดที่สอง

อิเล็กโทรดคัดเลือกอิออน;

อิเล็กโทรดรีดอกซ์

1. เซลล์กัลวานิกเป็นระบบที่ผลิตงานและไม่กินมัน ดังนั้นจึงแนะนำให้พิจารณา EMF ของเซลล์เป็นค่าบวก

2. EMF ขององค์ประกอบคำนวณโดยการลบค่าตัวเลขของศักย์ไฟฟ้าของอิเล็กโทรดด้านขวาด้วยค่าตัวเลขของศักย์ไฟฟ้าของอิเล็กโทรดด้านซ้าย - กฎ "บวกบวก" ดังนั้นวงจรองค์ประกอบจึงถูกเขียนขึ้นเพื่อให้อิเล็กโทรดด้านซ้ายเป็นลบและอิเล็กโทรดด้านขวาเป็นบวก

3. ส่วนต่อประสานระหว่างตัวนำของแถวที่หนึ่งและสองแสดงด้วยหนึ่งบรรทัด: Zn׀ZnSO4; Cu׀CuSO4

4. ส่วนต่อประสานระหว่างตัวนำของประเภทที่สองนั้นแสดงด้วยเส้นประ: ZnSO4 (p) ׃ CuSO4 (p)

5. หากใช้อิเล็กโทรไลต์บริดจ์ที่ส่วนต่อประสานระหว่างตัวนำสองตัวของประเภทที่สองจะแสดงด้วยสองบรรทัด: ZnSO4 (p) ׀׀ CuSO4 (p)

6. ส่วนประกอบของเฟสเดียวเขียนโดยคั่นด้วยเครื่องหมายจุลภาค:

Pt|Fe³+, Fe²+ ; Pt, H2 |HCl(p)

7. สมการของปฏิกิริยาอิเล็กโทรดเขียนขึ้นเพื่อให้สารที่อยู่ในรูปแบบออกซิไดซ์อยู่ทางด้านซ้ายและอยู่ในรูปรีดิวซ์ทางด้านขวา

หน้า 4 จาก 8

กระบวนการรีดอกซ์และระบบรีดอกซ์ในไวน์

ข้อมูลทั่วไปเกี่ยวกับกระบวนการรีดอกซ์

สารถูกออกซิไดซ์เมื่อจับออกซิเจนหรือปล่อยไฮโดรเจน ตัวอย่างเช่นเมื่อเผาไหม้กำมะถัน S ซัลเฟอร์ไดออกไซด์ SO 2 จะเกิดขึ้นเมื่อกรดกำมะถัน H 2 SO3 ถูกออกซิไดซ์กรดกำมะถัน H5SO4 จะเกิดขึ้นและเมื่อไฮโดรเจนซัลไฟด์ H 2 S ถูกออกซิไดซ์ กำมะถัน S; เมื่อเฟอร์รัสซัลเฟตถูกออกซิไดซ์ต่อหน้ากรดจะเกิดเฟอร์ริกซัลเฟตขึ้น
4FeSO„ + 2H 2 SO4 + 02 \u003d 2Fe2 (SO4) 3 + 2H20
หรือในระหว่างการสลายตัวของไดวาเลนต์ซัลเฟตเป็นประจุลบ SO ~ h จะได้ Fe ++ cation
4Fe++ + 6SO "+ 4H+ + 02 = 4Fe+++ + + 6SO~~ + 2H 2 0,
หรือลดแอนไอออนที่ไม่มีส่วนร่วมในปฏิกิริยาหา
4Fe++ + 4H+ + 02 = 4Fe+++ + 2H20
ปฏิกิริยาหลังจะเหมือนกันในกรณีของการเกิดออกซิเดชันของเกลือแร่อื่น มันไม่ได้ขึ้นอยู่กับลักษณะของประจุลบ ดังนั้น การเกิดออกซิเดชันของเฟอร์รัสไอออนกับเฟอร์ริกไอออนคือการเพิ่มประจุบวกของมันด้วยค่าใช้จ่ายของไฮโดรเจนไอออน ซึ่งสูญเสียประจุเพื่อสร้างอะตอมไฮโดรเจนซึ่งรวมตัวกับออกซิเจนเพื่อให้น้ำ เป็นผลให้การเกิดออกซิเดชันนี้นำไปสู่การเพิ่มขึ้นของประจุบวกของไอออนบวกหรือเทียบเท่ากับการลดลงของประจุลบของประจุลบ ตัวอย่างเช่น การเกิดออกซิเดชันของไฮโดรเจนซัลไฟด์ H 2 S ประกอบด้วยการแปลงของซัลเฟอร์ไอออน S เป็นกำมะถัน (S) อันที่จริง ในทั้งสองกรณี มีการสูญเสียประจุไฟฟ้าลบหรืออิเล็กตรอน
ในทางตรงกันข้าม เมื่อ x ลดลง ประจุบวกของไอออนบวกจะลดลงหรือประจุลบของประจุลบจะเพิ่มขึ้น ตัวอย่างเช่น ในปฏิกิริยาก่อนหน้านี้ เราสามารถพูดได้ว่ามีการลดลงของไอออน H+ เป็นไฮโดรเจนอะตอม H และในทิศทางย้อนกลับของปฏิกิริยา การลดลงของไอออน Fe+++ เป็นไอออน Fe++ เกิดขึ้น ดังนั้นการลดลงจึงลดลงเป็นการเพิ่มจำนวนอิเล็กตรอน
อย่างไรก็ตาม เมื่อพูดถึงการเกิดออกซิเดชันของโมเลกุลอินทรีย์ คำว่า "ออกซิเดชัน" ยังคงความหมายของการเปลี่ยนแปลงของโมเลกุลหนึ่งไปเป็นอีกโมเลกุลหนึ่ง หรือการรวมกันของโมเลกุลอื่นๆ ที่อุดมด้วยออกซิเจนหรืออุดมไปด้วยไฮโดรเจนน้อยกว่า การกู้คืนเป็นกระบวนการย้อนกลับ ตัวอย่างเช่น การออกซิเดชันของแอลกอฮอล์ CH3-CH2OH เป็นอัลดีไฮด์ CH3-CHO จากนั้นเป็นกรดอะซิติก CH3-COOH:
-2N +N,0-2N
CH3-CH2OH -> CH3-CHO -->
-> CH3-COOH
กระบวนการออกซิเดชันของโมเลกุลอินทรีย์ในเซลล์ ซึ่งพบได้บ่อยในเคมีชีวภาพและจุลชีววิทยา เกิดขึ้นบ่อยที่สุดโดยการดีไฮโดรจีเนชัน พวกมันถูกรวมเข้ากับกระบวนการรีดักชันและเป็นกระบวนการรีดอกซ์ เช่น ออกซิเดชันระหว่างการหมักแอลกอฮอล์ระหว่างกลีเซอรอลและอะซีตัลดีไฮด์ เร่งปฏิกิริยาด้วยโค้ดไฮเดรสและนำไปสู่แอลกอฮอล์:
CH2OH-CHOH-CHO + CH3-CHO + H20 - + CH2OH-CHOH-COOH + CH3-CH2OH.
ที่นี้เรากำลังพูดถึงกระบวนการรีดอกซ์ที่ไม่สามารถย้อนกลับได้ ซึ่งสามารถย้อนกลับได้เมื่อมีตัวเร่งปฏิกิริยา ดังที่แสดงด้านล่าง ตัวอย่างของการลดการเกิดออกซิเดชันโดยการแลกเปลี่ยนอิเล็กตรอนและสามารถย้อนกลับได้แม้ในกรณีที่ไม่มีตัวเร่งปฏิกิริยาใด ๆ คือสมดุล
เฟ+++ + Cu+ เฟ++ + Cu++
เป็นผลรวมของปฏิกิริยาพื้นฐานสองปฏิกิริยาที่มาจากอิเล็กตรอน
Fe++++e Fe++ และ Cu+ Cu++ + e.
ปฏิกิริยาย้อนกลับเบื้องต้นดังกล่าวประกอบด้วยระบบรีดอกซ์หรือระบบรีดอกซ์
พวกเขามีความสนใจโดยตรงกับวิทยาวิทยา แท้จริงแล้ว อย่างที่แสดงให้เห็นแล้ว ไอออน Fe++ และ Cu+ สามารถออกซิไดซ์ได้โดยอัตโนมัติ กล่าวคือ ถูกออกซิไดซ์โดยตรงโดยไม่มีตัวเร่งปฏิกิริยา โดยออกซิเจนโมเลกุลที่ละลายในน้ำ และรูปแบบออกซิไดซ์สามารถออกซิไดซ์สารอื่นๆ ได้ใหม่ ดังนั้น ระบบเหล่านี้เป็นตัวเร่งปฏิกิริยาออกซิเดชัน ในทางกลับกัน พวกมันเป็นสารลดความขุ่นซึ่งมักจะเป็นอันตรายจากมุมมองของการฝึกการผลิตไวน์ และเป็นสถานการณ์ที่เกี่ยวข้องอย่างใกล้ชิดกับความสามารถในการย้ายจากความจุหนึ่งไปยังอีกความจุหนึ่ง
มุมมองทั่วไปของระบบรีดอกซ์ที่ถูกแตกตัวเป็นไอออน กล่าวคือ ก่อตัวในสารละลายโดยไอออนที่มีประจุบวกหรือลบ สามารถแสดงได้ดังนี้:
สีแดง \u003d 5 ± Ox + e (หรือ ne)
มุมมองทั่วไปของระบบรีดอกซ์อินทรีย์ที่การเปลี่ยนแปลงขององค์ประกอบที่ลดลงไปเป็นออกซิไดซ์เกิดขึ้นโดยการปล่อยไฮโดรเจน ไม่ใช่อิเล็กตรอน:
สีแดง * วัว + H2
ในที่นี้ Red และ Ox เป็นตัวแทนของโมเลกุลที่ไม่มีประจุไฟฟ้า แต่เมื่อมีตัวเร่งปฏิกิริยา เช่น หนึ่งในระบบรีดอกซ์ที่แสดงด้านบนหรือเอนไซม์บางตัวของเซลล์ H,2 อยู่ในภาวะสมดุลกับไอออนของมัน และก่อให้เกิดระบบรีดอกซ์ประเภทแรก
H2 *± 2H+ + 2e,
ดังนั้น เมื่อรวมปฏิกิริยาทั้งสองเข้าด้วยกัน เราจะได้สมดุล
แดง * วัว + 2H+ + 2e
ดังนั้นเราจึงมาในรูปแบบที่คล้ายกับระบบไอออไนซ์ที่ปล่อยอิเล็กตรอนพร้อมกันกับการแลกเปลี่ยนไฮโดรเจน ดังนั้นระบบเหล่านี้จึงเหมือนกับระบบก่อนหน้านี้
เป็นไปไม่ได้ที่จะกำหนดศักยภาพที่แน่นอนของระบบ เราสามารถวัดความต่างศักย์ระหว่างระบบรีดอกซ์สองระบบเท่านั้น:
Redi + Ox2 * Red2 + Oxj
ตามหลักการนี้ การกำหนดและการวัดค่าศักย์ไฟฟ้ารีดอกซ์ของสารละลายเช่นไวน์เป็นพื้นฐาน

การจำแนกประเภทของระบบรีดอกซ์

เพื่อให้พิจารณาระบบรีดอกซ์ของไวน์ได้ดีขึ้นและเข้าใจบทบาทของพวกเขา ขอแนะนำให้ใช้การจำแนกประเภท Wurmser ซึ่งแบ่งออกเป็นสามกลุ่ม:
1) สารอิเล็กโทรแอกทีฟโดยตรง ซึ่งในสารละลายจะแลกเปลี่ยนอิเล็กตรอนโดยตรงกับอิเล็กโทรดเฉื่อยที่ทำจากแพลตตินั่มซึ่งในสารละลายแม้จะอยู่เพียงลำพังก็ตาม สารที่แยกได้เหล่านี้ประกอบขึ้นเป็นระบบรีดอกซ์
สิ่งเหล่านี้รวมถึง: ก) ไอออนของโลหะหนักที่ประกอบขึ้นเป็นระบบ Cu++/Cu+ และ Fe++/Fe+++; b) สีย้อมหลายชนิดที่เรียกว่าสีย้อมรีดอกซ์ซึ่งใช้สำหรับการกำหนดสีของศักยภาพรีดอกซ์ c) ไรโบฟลาวินหรือวิตามิน Bg และดีไฮโดรจีเนสซึ่งรวมอยู่ด้วย (เอนไซม์สีเหลือง) มีส่วนร่วมในการหายใจระดับเซลล์ในองุ่นหรือในยีสต์ในแอโรไบโอซิส เหล่านี้เป็นระบบออกซิไดซ์อัตโนมัติ กล่าวคือ ในที่ที่มีออกซิเจน พวกมันจะอยู่ในรูปแบบออกซิไดซ์ ไม่จำเป็นต้องใช้ตัวเร่งปฏิกิริยาสำหรับการเกิดออกซิเดชันกับออกซิเจน
2) สารที่มีกิจกรรมทางไฟฟ้าอ่อนซึ่งไม่ทำปฏิกิริยาหรือทำปฏิกิริยาเล็กน้อยกับอิเล็กโทรดแพลตตินั่มและไม่ให้สภาวะสมดุลอย่างอิสระ แต่จะกลายเป็นอิเล็กโทรแอกทีฟเมื่ออยู่ในสารละลายต่อหน้าสารของกลุ่มแรกที่มีความเข้มข้นต่ำมากและใน กรณีนี้ให้ศักยภาพบางอย่าง สารของกลุ่มที่สองทำปฏิกิริยากับสารแรก ซึ่งกระตุ้นการเปลี่ยนแปลงรีดอกซ์ของพวกมันและทำให้ระบบย้อนกลับไม่ได้ ดังนั้น สีย้อมรีดอกซ์จึงทำให้สามารถศึกษาสารในกลุ่มนี้ กำหนดศักยภาพปกติของสารเหล่านี้ และจำแนกประเภทได้ ในทำนองเดียวกัน การปรากฏตัวของไอออนของเหล็กและทองแดงในไวน์ทำให้ระบบอิเล็กโทรแอกทีฟ ซึ่งเมื่อแยกออกมา จะไม่เป็นระบบรีดอกซ์
เหล่านี้รวมถึง: ก) สารที่มีฟังก์ชันอีนอลที่มีพันธะคู่ (-SON = COH-) ในสภาวะสมดุลที่มีฟังก์ชันไดคีโตน (-CO-CO-) เช่น วิตามินซี หรือกรดแอสคอร์บิก รีดักโทน กรดไดไฮดรอกซีมาลิอิกใหม่; b) ไซโตโครมซึ่งมีบทบาทสำคัญในการหายใจของเซลล์ทั้งในพืชและสัตว์
3) สารอิเล็กโทรแอกทีฟต่อหน้าไดแอสเทส ดีไฮโดรจีเนชันของพวกมันถูกกระตุ้นโดยดีไฮโดรจีเนส ซึ่งมีหน้าที่รับประกันการถ่ายโอนไฮโดรเจนจากโมเลกุลหนึ่งไปยังอีกโมเลกุลหนึ่ง โดยทั่วไปแล้ว ระบบเหล่านี้จะได้รับปฏิกิริยาทางไฟฟ้าที่อาจมีอยู่โดยการเพิ่มตัวเร่งปฏิกิริยาให้กับตัวกลางที่ให้การแปลงรีดอกซ์ จากนั้นจะสร้างเงื่อนไขสำหรับสมดุลรีดอกซ์และศักยภาพที่แน่นอน
เหล่านี้คือระบบกรดแลคติก - กรดไพรูวิกต่อหน้าแบคทีเรียแลคติกอัตโนมัติซึ่งนำไปสู่สมดุลรีดอกซ์ CH3-CHOH-COOH และ CH3-CO-COOH - ระบบที่เกี่ยวข้องกับการหมักกรดแลคติก เอทานอล - เอทานอลซึ่งสอดคล้องกับการเปลี่ยนแปลงของอัลดีไฮด์เป็นแอลกอฮอล์ในกระบวนการหมักแอลกอฮอล์หรือระบบบิวเทนไดออล - อะซิโตน ระบบหลังนี้ไม่เกี่ยวข้องกับไวน์ แม้ว่าจะสามารถสรุปได้ว่าไวน์อาจมีดีไฮเดรสในกรณีที่ไม่มีเซลล์จุลินทรีย์ แต่มีความสำคัญสำหรับการหมักด้วยแอลกอฮอล์หรือกรดแลคติก เช่นเดียวกับไวน์สำเร็จรูปที่มีเซลล์ที่มีชีวิต . พวกเขาอธิบาย เช่น การลดลงของอีทานอลเมื่อมียีสต์หรือแบคทีเรีย ซึ่งเป็นข้อเท็จจริงที่ทราบกันมานานแล้ว
สำหรับสารออกซิไดซ์หรือรีดิวซ์เหล่านี้ เป็นไปได้ที่จะกำหนดศักย์รีดอกซ์ ปกติหรือเป็นไปได้ ซึ่งระบบถูกออกซิไดซ์ครึ่งหนึ่งและลดลงครึ่งหนึ่ง ซึ่งช่วยให้สามารถจำแนกตามลำดับการออกซิไดซ์หรือลดความแข็งแรง นอกจากนี้ยังสามารถคาดการณ์ล่วงหน้าได้ว่าระบบที่กำหนดอยู่ในรูปแบบใด (ออกซิไดซ์หรือลดลง) ล่วงหน้าซึ่งมีศักยภาพในการรีดอกซ์ที่ทราบ ทำนายการเปลี่ยนแปลงของปริมาณออกซิเจนละลายน้ำ กำหนดสารที่ออกซิไดซ์หรือลดลงก่อน ปัญหานี้ครอบคลุมเพียงพอแล้วในหัวข้อ "แนวคิดของศักยภาพรีดอกซ์"

ในการก่อตัวของคุณสมบัติทางเคมีของดินกระบวนการรีดอกซ์ครอบครองหนึ่งในสถานที่ชั้นนำ ปัจจัยที่สำคัญที่สุดที่กำหนดสถานะรีดอกซ์ของขอบฟ้าดินคือออกซิเจนของอากาศในดินและสารละลายของดิน ออกไซด์และสารประกอบเหล็กของเหล็ก แมงกานีส ไนโตรเจน กำมะถัน อินทรียวัตถุ และจุลินทรีย์

ปฏิกิริยาออกซิเดชันและรีดักชันจะดำเนินไปพร้อม ๆ กันเสมอ การเกิดออกซิเดชันของสารหนึ่งที่มีส่วนร่วมในปฏิกิริยานั้นมาพร้อมกับการลดลงของสารอีกชนิดหนึ่ง

กระบวนการรีดอกซ์เป็นที่เข้าใจกันว่าเป็นกระบวนการซึ่งรวมถึงการเปลี่ยนผ่านของอิเล็กตรอนจากอนุภาคหนึ่งของสารไปยังอีกอนุภาคหนึ่ง ออกซิเดชันเป็นปฏิกิริยาที่ออกซิเจนถูกเติมลงในสารหรือสารสูญเสียไฮโดรเจนหรืออิเล็กตรอน การฟื้นตัวคือการสูญเสียออกซิเจนจากสาร การเติมไฮโดรเจนหรืออิเล็กตรอนลงในสาร

ความสามารถของดินในการเกิดปฏิกิริยารีดอกซ์วัดโดยค่าศักย์ไฟฟ้ารีดอกซ์ (ORP)

ศักย์รีดอกซ์เทียบกับไฮโดรเจนเรียกว่า เอ๊ะ ค่านี้ขึ้นอยู่กับความเข้มข้นและอัตราส่วนของตัวออกซิไดซ์และตัวรีดิวซ์ที่เกิดขึ้นในกระบวนการสร้างดิน เนื่องจากการมีอยู่ของระบบรีดอกซ์บางอย่างในขอบฟ้าของดิน จึงเป็นไปได้ที่จะกำหนดความต่างศักย์ (Eh) ในหน่วยมิลลิโวลต์โดยใช้อิเล็กโทรดคู่หนึ่งที่แช่อยู่ในดิน ค่าของ Eh ในดินประเภทต่างๆ และขอบฟ้าของดินจะแตกต่างกันไปภายใน 100–800 mV และบางครั้งก็มีค่าลบ ค่าของ Eh ขึ้นอยู่กับสภาวะกรดเบสของสิ่งแวดล้อม พืช และจุลินทรีย์อย่างมีนัยสำคัญ

ภายใต้สภาพดิน ส่วนประกอบสำคัญที่เกี่ยวข้องกับปฏิกิริยารีดอกซ์จะแสดงด้วยเฟสของแข็ง ในปฏิกิริยาที่เกี่ยวข้องกับเฟสของแข็ง ดินจะมีความสามารถในการบัฟเฟอร์สูงจนกว่าส่วนประกอบเหล่านี้จะทำปฏิกิริยา ความสามารถในการบัฟเฟอร์คือความสามารถของดินในการต้านทานการเปลี่ยนแปลงของรีด็อกซ์ภายใต้อิทธิพลภายนอกใดๆ แนวคิดนี้แสดงถึงความเสถียรของระบบรีดอกซ์ของดินภายใต้สภาวะไดนามิกตามธรรมชาติ และสามารถเรียกได้ว่าบัฟเฟอร์ไดนามิก ในสภาพแวดล้อมตามธรรมชาติ สารฮิวมิกและแร่ธาตุเหล็กไฮดรอกไซด์ทำปฏิกิริยาในอัตราต่ำ

ดินประกอบด้วยระบบรีดอกซ์จำนวนมาก: Fe3+ - Fe2+, Mn2+ - Mn3+ - Mn4+, Cu+ - Cu2+, Co2+ - Co3+, NO3‾ - NO2‾ - NH3‾, S6‾ - S2‾

มีระบบรีดอกซ์แบบย้อนกลับและย้อนกลับไม่ได้ ย้อนกลับได้เป็นระบบดังกล่าวซึ่งในกระบวนการเปลี่ยนระบอบรีดอกซ์จะไม่เปลี่ยนสต็อคส่วนประกอบทั้งหมด ระบบที่ไม่สามารถย้อนกลับได้ในกระบวนการเปลี่ยนระบอบรีดอกซ์จะสูญเสียสารบางอย่างไป สารเหล่านี้กลายเป็นก๊าซหรือตกตะกอน ตามกฎแล้วระบบที่ไม่สามารถย้อนกลับได้จะครอบงำในดิน

ระบบรีดอกซ์แบบย้อนกลับได้รวมถึง:

ระบบ Fe3+ ⇆Fe2+ ระบบนี้ใช้พื้นที่พิเศษในระบบย้อนกลับ มีความไวต่อการเปลี่ยนแปลงเพียงเล็กน้อยในสภาพแวดล้อมรีดอกซ์ ความสามารถในการละลายของสารประกอบเฟอริกต่ำมาก การย้ายถิ่นของสารประกอบเหล็กส่วนใหญ่เป็นไปได้ในรูปของสารประกอบเหล็กภายใต้สภาวะที่เป็นกรดสูงและ Eh ต่ำ

ระบบ Mn2+ ⇆ Mn4+ ระบบนี้ไวต่อการเปลี่ยนแปลง ORP อย่างมาก สารประกอบของแมงกานีสเตตระวาเลนต์ไม่ละลายในสภาวะทั่วไปของขอบฟ้าดิน แมงกานีสที่แลกเปลี่ยนได้เป็นไดวาเลนต์ ความเข้มข้นของไอออนแมงกานีสไดวาเลนต์ที่มีความเป็นกรดเพิ่มขึ้นและลด Eh เพิ่มขึ้นหลายหมื่นเท่า การอพยพของสารประกอบแมงกานีสในกระบวนการสร้างดินในทิศทางแนวตั้งและแนวนอนนั้นคล้ายคลึงกับการอพยพของสารประกอบเหล็ก

ระบบรีดอกซ์แบบย้อนกลับไม่ได้รวมถึง:

ระบบ NO3 → NO2 → NO → N. กระบวนการไนตริฟิเคชั่นและการสะสมของไนเตรตเกิดขึ้นภายใต้เงื่อนไขของระบอบการออกซิไดซ์และที่ Eh 400-500 mV สูง ความชื้นในดินลด Eh และส่งเสริมการพัฒนากระบวนการดีไนตริฟิเคชั่น

ระบบซัลเฟต ⇆ ซัลไฟด์ ระบบรีดอกซ์นี้มีบทบาทสำคัญในดินทั้งหมดที่มีเกลือซัลเฟตอยู่ ด้วยการมีส่วนร่วมของจุลินทรีย์ระบบซัลเฟต - ซัลไฟด์ในที่ที่มีสารอินทรีย์และการขาดออกซิเจนจะเปลี่ยนไปสู่ซัลไฟด์ มีกระบวนการลดซัลเฟตเป็นโลหะกำมะถัน:

Na2SO4 + 2C = Na2S + CO2

ภายใต้อิทธิพลของคาร์บอนไดออกไซด์ที่มีอยู่ในดิน โลหะที่มีกำมะถันจะสลายตัวและก่อตัวเป็นไบคาร์บอเนตและคาร์บอเนตของโลหะอัลคาไลและอัลคาไลน์เอิร์ธได้อย่างง่ายดาย ในกรณีนี้ กระบวนการของการลดซัลเฟตเกิดขึ้น:

Na2S + H2CO3 = Na2CO3 + H2S

อย่างไรก็ตาม เนื้อหาของธาตุที่มีความจุแปรผันในสารละลายของดินนั้นค่อนข้างต่ำ ดังนั้น สารละลายในดินจึงมีความจุ OM และความจุบัฟเฟอร์ต่ำ และค่า Eh จึงไม่เสถียร

ออกซิเจนที่ละลายในสารละลายในดิน จุลินทรีย์ในดิน และน้ำ มีผลอย่างมากต่อกระบวนการ OM ในดิน

ปฏิกิริยาของดินเกือบทั้งหมดเกิดขึ้นในสภาพแวดล้อมทางน้ำ และตัวน้ำเองก็สามารถทำหน้าที่เป็นทั้งตัวออกซิไดซ์และเป็นตัวรีดิวซ์

ตามคุณสมบัติของกระบวนการรีดอกซ์ ดินสามชุดมีความโดดเด่น: 1) ดิน automorphic ที่มีความโดดเด่นของสภาพแวดล้อมที่ออกซิไดซ์ 2) ดินที่มีสภาพแวดล้อมของ gley ลดลง 3) ดินที่มีสภาพแวดล้อมของไฮโดรเจนซัลไฟด์ลดลง

การเปลี่ยนแปลงของเศษซากพืช การสะสมและองค์ประกอบของสารอินทรีย์ที่เกิดขึ้น และด้วยเหตุนี้ การก่อตัวของโปรไฟล์ของดินจึงมีความเกี่ยวข้องอย่างใกล้ชิดกับกระบวนการ OM

ศักย์ไฟฟ้ารีดอกซ์ (หมายถึงศักย์รีดอกซ์ จากภาษาลาติน รีดักซิโอ - รีดักชัน และ ออกซีดาทิโอ - ออกซิเดชัน) - ศักยภาพที่เกิดขึ้นบนอิเล็กโทรดเฉื่อย (ปกติคือ แพลตตินั่ม) ที่แช่อยู่ในสารละลายที่มีระบบรีดอกซ์แบบย้อนกลับได้ตั้งแต่หนึ่งระบบขึ้นไป

ระบบรีดอกซ์แบบย้อนกลับ (ระบบรีดอกซ์) เป็นสารละลายที่ประกอบด้วยสารออกซิไดซ์และสารรีดิวซ์ ซึ่งแต่ละรูปแบบเกิดขึ้นจากปฏิกิริยาอื่นผ่านปฏิกิริยารีดอกซ์แบบผันกลับได้

ระบบรีดอกซ์ที่ง่ายที่สุด ได้แก่ ไอออนบวกของโลหะชนิดเดียวกันที่มีความจุต่างกัน ตัวอย่างเช่น

หรือแอนไอออนที่มีองค์ประกอบเดียวกัน แต่มีความจุต่างกัน เป็นต้น

ในระบบดังกล่าว กระบวนการรีดอกซ์จะดำเนินการโดยการถ่ายโอนอิเล็กตรอนจากรูปแบบรีดิวซ์ไปเป็นแบบออกซิไดซ์ ระบบรีดอกซ์ดังกล่าวรวมถึงเอ็นไซม์ระบบทางเดินหายใจจำนวนหนึ่งที่มีเฮมิน เช่น ไซโตโครม ศักยภาพรีดอกซ์ของระบบดังกล่าวสามารถคำนวณได้โดยใช้สูตรปีเตอร์ส:

ที่ไหน อี- ศักย์รีดอกซ์ในหน่วยโวลต์, T - อุณหภูมิในระดับสัมบูรณ์, n - จำนวนอิเล็กตรอนที่สูญเสียไปโดยหนึ่งโมเลกุลหรือไอออนของรูปแบบที่ลดลงระหว่างการเปลี่ยนผ่านเป็นรูปแบบออกซิไดซ์ [Ox] และ - ความเข้มข้นของฟันกราม (กิจกรรมที่แม่นยำยิ่งขึ้น) ของรูปแบบออกซิไดซ์และลดลงตามลำดับ; e0 คือศักย์รีดอกซ์ปกติของระบบนี้ เท่ากับศักย์รีดอกซ์ของระบบ โดยที่ = ศักยภาพรีดอกซ์ปกติของระบบรีดอกซ์จำนวนมากสามารถพบได้ในหนังสืออ้างอิงทางเคมีกายภาพและชีวเคมี

ในระบบทางชีววิทยาหลายระบบ ปฏิกิริยารีดอกซ์เกิดขึ้นโดยการถ่ายโอนจากรูปแบบรีดิวซ์ไปยังอิเลคตรอนที่ออกซิไดซ์ ไม่เพียงแต่อิเล็กตรอนเท่านั้น แต่ยังมีโปรตอนจำนวนเท่ากันอีกด้วย เป็นต้น

ค่าศักย์ไฟฟ้ารีดอกซ์ของระบบดังกล่าวไม่ได้กำหนดโดยอัตราส่วน [Ox] : = และ pH = 0 เท่านั้น ค่าอื่นๆ มีค่าเท่ากับในสมการ (1) ค่าศักย์ไฟฟ้ารีดอกซ์ของระบบชีวภาพตามกฎกำหนดไว้ที่ pH=7 และค่า e0-1.984·10-4·T·pH จะถูกแทนด้วย e0 ในกรณีนี้ สมการ (2) จะอยู่ในรูปแบบ:

จากการทดลอง ศักย์ไฟฟ้ารีดอกซ์ถูกกำหนดโดยโพเทนชิโอเมตริก (ดู โพเทนชิโอเมตริก) ศักย์ไฟฟ้ารีดอกซ์ของเซลล์ที่แยกได้และวัตถุทางชีววิทยาอื่นๆ มักจะวัดด้วยสีโดยใช้ตัวบ่งชี้รีดอกซ์ (ดู) ขนาดของศักย์ไฟฟ้ารีดอกซ์คือการวัดความจุรีดอกซ์หรือรีดอกซ์ของระบบที่กำหนด ระบบรีดอกซ์ที่มีศักยภาพรีดอกซ์สูงกว่าจะออกซิไดซ์ระบบที่มีศักย์รีดอกซ์ต่ำกว่า ดังนั้นเมื่อทราบค่าศักยภาพรีดอกซ์ของระบบรีดอกซ์ทางชีวภาพจึงเป็นไปได้ที่จะกำหนดทิศทางและลำดับของปฏิกิริยารีดอกซ์ในตัว การรู้ศักย์ไฟฟ้ารีดอกซ์ยังทำให้สามารถคำนวณปริมาณพลังงานที่ปล่อยออกมาในขั้นตอนหนึ่งของกระบวนการออกซิเดชันที่เกิดขึ้นในระบบชีวภาพได้ ดูเพิ่มเติมที่ การเกิดออกซิเดชันทางชีวภาพ

ปฏิกิริยารีดอกซ์มีสามประเภทหลัก:

1. โมเลกุล (ออกซิเดชันระหว่างโมเลกุล - รีดิวซ์)

ประเภทนี้รวมถึงปฏิกิริยาจำนวนมากที่สุดซึ่งอะตอมขององค์ประกอบออกซิไดซ์และองค์ประกอบรีดิวซ์อยู่ในองค์ประกอบของโมเลกุลของสารต่างๆ ปฏิกิริยาข้างต้นเป็นประเภทนี้

2. โมเลกุล (ออกซิเดชันภายในโมเลกุล - ลดลง).

ซึ่งรวมถึงปฏิกิริยาที่ตัวออกซิไดซ์และตัวรีดิวซ์ในรูปของอะตอมขององค์ประกอบต่าง ๆ เป็นส่วนหนึ่งของโมเลกุลเดียวกัน ปฏิกิริยาการสลายตัวทางความร้อนของสารประกอบดำเนินการตามประเภทนี้ ตัวอย่างเช่น

2KCIO 3 = 2KCI + 3O 2 .

3. การไม่สมส่วน (การเกิดออกซิเดชันในตัวเอง - การรักษาตัวเอง)

ปฏิกิริยาเหล่านี้เป็นปฏิกิริยาที่ตัวออกซิไดซ์และตัวรีดิวซ์เป็นองค์ประกอบเดียวกันในสถานะออกซิเดชันระดับกลางเดียวกัน ซึ่งเป็นผลมาจากปฏิกิริยา ทั้งสองลดลงและเพิ่มขึ้นพร้อมกัน ตัวอย่างเช่น:

3CI 0 2 + 6 KOH = 5 KCI + KCIO 3 + 3H 2 O,

3HCIO = HCIO 3 + 2HCI

ปฏิกิริยารีดอกซ์มีบทบาทสำคัญในธรรมชาติและเทคโนโลยี ตัวอย่างของ OVR ที่เกิดขึ้นในระบบชีวภาพตามธรรมชาติ ได้แก่ ปฏิกิริยาของการสังเคราะห์ด้วยแสงในพืชและกระบวนการหายใจในสัตว์และมนุษย์ กระบวนการของการเผาไหม้เชื้อเพลิงที่เกิดขึ้นในเตาเผาของหม้อไอน้ำของโรงไฟฟ้าพลังความร้อนและในเครื่องยนต์สันดาปภายในเป็นตัวอย่างของ RWR

OVR ใช้ในการผลิตโลหะ สารประกอบอินทรีย์และอนินทรีย์ ใช้เพื่อทำให้สารต่างๆ บริสุทธิ์ น้ำธรรมชาติและน้ำเสีย

9.5. ศักย์ไฟฟ้ารีดอกซ์ (อิเล็กโทรด)

การวัดความสามารถในการรีดอกซ์ของสารคืออิเล็กโทรดหรือศักย์ไฟฟ้ารีดอกซ์ j ox / เรด (ศักย์ไฟฟ้ารีดอกซ์) อิเล็กตรอน เป็นเรื่องปกติที่จะเขียนระบบรีดอกซ์ในรูปแบบของปฏิกิริยารีดักชันแบบย้อนกลับได้:

โอ้ + เน - D แดง.

กลไกการเกิดศักย์ไฟฟ้า. ให้เราอธิบายกลไกการเกิดขึ้นของอิเล็กโทรดหรือศักย์รีดอกซ์โดยใช้ตัวอย่างของโลหะที่แช่ในสารละลายที่มีไอออนของมัน โลหะทั้งหมดมีโครงสร้างเป็นผลึก ผลึกขัดแตะของโลหะประกอบด้วยไอออน Me n + ที่มีประจุบวกและอิเล็กตรอนวาเลนซ์อิสระ (แก๊สอิเล็กตรอน) ในกรณีที่ไม่มีสารละลายที่เป็นน้ำ การปล่อยไอออนบวกของโลหะออกจากโครงตาข่ายโลหะจะเป็นไปไม่ได้เพราะ กระบวนการนี้ต้องใช้พลังงานเป็นจำนวนมาก เมื่อโลหะถูกแช่ในสารละลายที่เป็นน้ำของเกลือที่มีไอออนบวกของโลหะในองค์ประกอบของมัน โมเลกุลของน้ำขั้วโลกตามลำดับโดยปรับทิศทางตัวเองที่พื้นผิวของโลหะ (อิเล็กโทรด) จะมีปฏิกิริยากับไอออนบวกของโลหะบนพื้นผิว (รูปที่ 9.1)

อันเป็นผลมาจากปฏิสัมพันธ์ โลหะถูกออกซิไดซ์และไอออนไฮเดรตของมันจะเข้าสู่สารละลาย ปล่อยให้อิเล็กตรอนอยู่ในโลหะ:

ฉัน (k) + m H 2 การเกิดออกซิเดชันของฉัน n + * m H 2 O (p) + ne-

โลหะจะมีประจุลบและสารละลายมีประจุบวก ไอออนที่มีประจุบวกจากสารละลายจะถูกดึงดูดไปยังพื้นผิวโลหะที่มีประจุลบ (Me) ชั้นไฟฟ้าสองชั้นปรากฏขึ้นที่ขอบของสารละลายโลหะ (รูปที่ 9.2) ความต่างศักย์ระหว่างโลหะกับสารละลายเรียกว่า ศักย์ไฟฟ้าของอิเล็กโทรดหรือศักย์รีดอกซ์ของอิเล็กโทรด φ Me n + / Me(φ Ox / Red โดยทั่วไป). โลหะที่แช่ในสารละลายเกลือของตัวเองคืออิเล็กโทรด (ข้อ 10.1) สัญลักษณ์ของอิเล็กโทรดโลหะ Me/Me n + สะท้อนถึงผู้เข้าร่วมในกระบวนการอิเล็กโทรด

เมื่อไอออนผ่านเข้าไปในสารละลาย ประจุลบของพื้นผิวโลหะและประจุบวกของสารละลายจะเพิ่มขึ้น ซึ่งจะช่วยป้องกันการเกิดออกซิเดชัน (ไอออไนซ์) ของโลหะ

ควบคู่ไปกับกระบวนการออกซิเดชัน ปฏิกิริยาย้อนกลับจะเกิดขึ้น - การลดลงของไอออนของโลหะจากสารละลายเป็นอะตอม (การตกตะกอนของโลหะ) ด้วยการสูญเสียเปลือกไฮเดรชั่นบนพื้นผิวโลหะ:

ฉัน n+ * m H 2 O (p) + ne-reduction Me (k) + m H 2 O

ด้วยการเพิ่มขึ้นของความต่างศักย์ระหว่างอิเล็กโทรดและสารละลาย อัตราการเกิดปฏิกิริยาไปข้างหน้าจะลดลง ในขณะที่ปฏิกิริยาย้อนกลับจะเพิ่มขึ้น ที่ค่าศักย์ไฟฟ้าของอิเล็กโทรดที่ค่าหนึ่ง อัตราของกระบวนการออกซิเดชันจะเท่ากับอัตราของกระบวนการรีดักชัน และสร้างสมดุล:

ฉัน n + * m H 2 O (p) + ne - D Me (k) + m H 2 O.

เพื่อให้เข้าใจง่ายขึ้น น้ำที่ให้ความชุ่มชื้นมักจะไม่รวมอยู่ในสมการปฏิกิริยาและเขียนเป็น

ฉัน n + (p) + ne - D ฉัน (k)

หรือในแง่ทั่วไปสำหรับระบบรีดอกซ์อื่นๆ:

โอ้ + เน - D แดง.

ศักยภาพที่กำหนดภายใต้สภาวะสมดุลของปฏิกิริยาอิเล็กโทรดเรียกว่า ศักย์ไฟฟ้าสมดุลในกรณีที่พิจารณา กระบวนการไอออไนซ์ในสารละลายเป็นไปได้ทางเทอร์โมไดนามิกส์ และพื้นผิวโลหะจะมีประจุเป็นลบ สำหรับโลหะบางชนิด (แอคทีฟน้อยกว่า) กระบวนการลดไอออนไฮเดรตให้เป็นโลหะมีความเป็นไปได้มากกว่าในทางเทอร์โมไดนามิก จากนั้นพื้นผิวของพวกมันจะถูกประจุบวก และชั้นอิเล็กโทรไลต์ที่อยู่ติดกันจะมีประจุลบ

อุปกรณ์อิเล็กโทรดไฮโดรเจนไม่สามารถวัดค่าสัมบูรณ์ของศักย์ไฟฟ้าได้ดังนั้นจึงใช้ค่าสัมพัทธ์เพื่อกำหนดลักษณะกระบวนการอิเล็กโทรด ในการดำเนินการนี้ ให้ค้นหาความต่างศักย์ระหว่างอิเล็กโทรดที่วัดได้กับอิเล็กโทรดอ้างอิง ซึ่งศักย์ของอิเล็กโทรดแบบมีเงื่อนไขจะเท่ากับศูนย์ ในฐานะที่เป็นอิเล็กโทรดอ้างอิง มักใช้อิเล็กโทรดไฮโดรเจนมาตรฐานที่เกี่ยวข้องกับอิเล็กโทรดแก๊ส ในกรณีทั่วไป อิเล็กโทรดของแก๊สประกอบด้วยตัวนำโลหะที่สัมผัสกับแก๊สพร้อมกันและสารละลายที่มีองค์ประกอบที่อยู่ในรูปของก๊าซออกซิไดซ์หรือลดลง ตัวนำโลหะทำหน้าที่จ่ายและกำจัดอิเล็กตรอนและนอกจากนี้ยังเป็นตัวเร่งปฏิกิริยาสำหรับปฏิกิริยาอิเล็กโทรด ตัวนำโลหะต้องไม่ส่งไอออนของตัวเองเข้าไปในสารละลาย โลหะแพลตตินัมและแพลตตินัมเป็นไปตามเงื่อนไขเหล่านี้

อิเล็กโทรดไฮโดรเจน (รูปที่ 9.3) เป็นแผ่นแพลตตินั่มเคลือบด้วยชั้นบาง ๆ ของแผ่นรูพรุนหลวม (เพื่อเพิ่ม พื้นผิวอิเล็กโทรด) และแช่ในสารละลายกรดซัลฟิวริกในน้ำที่มีกิจกรรม (ความเข้มข้น) ของ H + ไอออนเท่ากับหนึ่ง

ไฮโดรเจนถูกส่งผ่านสารละลายกรดซัลฟิวริกภายใต้ความดันบรรยากาศ แพลตตินัม (Pt) เป็นโลหะเฉื่อยที่แทบไม่ทำปฏิกิริยากับตัวทำละลาย สารละลาย (ไม่ส่งอิออนเข้าไปในสารละลาย) แต่สามารถดูดซับโมเลกุล อะตอม ไอออนของสารอื่นๆ ได้ เมื่อแพลตตินัมสัมผัสกับโมเลกุลไฮโดรเจน ไฮโดรเจนจะถูกดูดซับบนแพลตตินั่ม ไฮโดรเจนที่ดูดซับซึ่งมีปฏิสัมพันธ์กับโมเลกุลของน้ำจะเข้าสู่สารละลายในรูปของไอออนโดยปล่อยให้อิเล็กตรอนอยู่ในแพลตตินัม ในกรณีนี้ แพลตตินัมจะมีประจุเป็นลบ และสารละลายจะมีประจุบวก แพลตตินั่มและสารละลายมีความแตกต่างที่อาจเกิดขึ้นได้ นอกจากการเปลี่ยนไอออนในสารละลายแล้ว กระบวนการย้อนกลับยังเกิดขึ้น - การลดลงของไอออน H + จากสารละลายด้วยการก่อตัวของโมเลกุลไฮโดรเจน . สมดุลของอิเล็กโทรดไฮโดรเจนสามารถแสดงได้โดยสมการ

2Н + 2е - D Н 2 .

สัญลักษณ์ของอิเล็กโทรดไฮโดรเจน H 2 , Pt│H + . ศักยภาพของอิเล็กโทรดไฮโดรเจนภายใต้สภาวะมาตรฐาน (T = 298 K, P H2 = 101.3 kPa, [H + ]=1 mol/l, i.e. pH=0) จะถือว่าปกติเป็นศูนย์: j 0 2H + / H2 = 0 วี

ศักย์ไฟฟ้ามาตรฐาน . ศักย์ไฟฟ้าของอิเล็กโทรดที่วัดโดยเทียบกับอิเล็กโทรดไฮโดรเจนมาตรฐานภายใต้สภาวะมาตรฐาน(T = 298K สำหรับสารที่ละลายความเข้มข้น (กิจกรรม) C สีแดง = C ox = 1 mol / l หรือโลหะ C Me n + = 1 mol / l และสำหรับสารที่เป็นก๊าซ P = 101.3 kPa) เรียกว่าศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานและแสดงด้วย j 0 O x / Redเหล่านี้เป็นค่าอ้างอิง

ความสามารถในการออกซิไดซ์ของสารยิ่งสูง ค่าพีชคณิตของศักย์ไฟฟ้ามาตรฐาน (รีดอกซ์) ก็จะยิ่งมากขึ้น ในทางตรงกันข้าม ยิ่งค่าศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของตัวทำปฏิกิริยามีค่าน้อย สมบัติการรีดิวซ์ก็จะยิ่งเด่นชัดมากขึ้นเท่านั้น เช่น การเปรียบเทียบศักยภาพมาตรฐานของระบบ

F 2 (g.) + 2e - D 2F (p.) j 0 \u003d 2.87 V

H 2 (r.) + 2e - D 2H (r.) j 0 \u003d -2.25 V

แสดงให้เห็นว่าโมเลกุล F 2 มีแนวโน้มออกซิเดชันที่เด่นชัด ในขณะที่ไอออน H มีแนวโน้มลดลง

ความเค้นของโลหะจำนวนหนึ่งโดยการจัดเรียงโลหะเป็นแถวในขณะที่ค่าพีชคณิตของศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานเพิ่มขึ้น จะได้รับ “ซีรีย์ศักยภาพอิเล็กโทรดมาตรฐาน” หรือ “ซีรีย์แรงดันไฟฟ้า” หรือ “ซีรีย์กิจกรรมโลหะ”

ตำแหน่งของโลหะใน "แถวศักย์ไฟฟ้ามาตรฐาน" แสดงถึงความสามารถในการรีดิวซ์ของอะตอมของโลหะ ตลอดจนคุณสมบัติการออกซิไดซ์ของไอออนของโลหะในสารละลายที่เป็นน้ำภายใต้สภาวะมาตรฐาน ยิ่งค่าของค่าพีชคณิตของศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานต่ำเท่าใด คุณสมบัติการรีดักชันของโลหะที่กำหนดในรูปของสารธรรมดาก็จะยิ่งมากขึ้น และคุณสมบัติการออกซิไดซ์ของไอออนก็จะยิ่งอ่อนลง และในทางกลับกัน .

ตัวอย่างเช่น ลิเธียม (Li) ซึ่งมีศักย์มาตรฐานต่ำที่สุด เป็นหนึ่งในสารรีดิวซ์ที่แรงที่สุด ในขณะที่ทองคำ (Au) ซึ่งมีศักย์มาตรฐานสูงสุด เป็นสารรีดิวซ์ที่อ่อนแอมากและออกซิไดซ์เฉพาะเมื่อมีปฏิสัมพันธ์กับแรงมากเท่านั้น ตัวออกซิไดซ์ จากข้อมูลของ "อนุกรมของแรงดันไฟฟ้า" จะเห็นได้ว่าไอออนของลิเธียม (Li +) โพแทสเซียม (K +) แคลเซียม (Ca 2+) เป็นต้น - ตัวออกซิไดซ์ที่อ่อนที่สุดและตัวออกซิไดซ์ที่แรงที่สุดคือไอออนของปรอท (Hg 2+), เงิน (Ag +), แพลเลเดียม (Pd 2+), แพลตตินัม (Pt 2+), ทอง (Au 3+, Au +)

สมการเนิร์สศักย์ไฟฟ้าไม่คงที่ ขึ้นอยู่กับอัตราส่วนของความเข้มข้น (กิจกรรม) ของรูปแบบออกซิไดซ์และลดลงของสาร อุณหภูมิ ลักษณะของตัวถูกละลายและตัวทำละลาย ค่า pH ของตัวกลาง ฯลฯ การพึ่งพาอาศัยกันนี้อธิบายไว้ สมการเนิร์ส:

,

โดยที่ j 0 О x / Red คือศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของกระบวนการ R คือค่าคงที่แก๊สสากล T คืออุณหภูมิสัมบูรณ์ n คือจำนวนอิเล็กตรอนที่เกี่ยวข้องกับกระบวนการอิเล็กโทรด และวัวและสีแดงเป็นกิจกรรม (ความเข้มข้น) ของรูปแบบออกซิไดซ์และลดลงของสารในปฏิกิริยาอิเล็กโทรด x และ y เป็นสัมประสิทธิ์ปริมาณสัมพันธ์ในสมการปฏิกิริยาอิเล็กโทรด F คือค่าคงที่ของฟาราเดย์

สำหรับกรณีที่อิเล็กโทรดเป็นโลหะและดุลยภาพที่สร้างขึ้นบนอิเล็กโทรดนั้นอธิบายไว้ในรูปแบบทั่วไป

ฉัน n + + ne - D ฉัน

สมการ Nernst สามารถทำให้ง่ายขึ้นได้โดยพิจารณาว่าสำหรับของแข็ง กิจกรรมจะคงที่และเท่ากับเอกภาพ สำหรับ 298 K หลังจากแทนค่า Me =1 โมล/ลิตร x=y=1 และค่าคงที่ R=8.314 J/K*mol; F \u003d 96485 C / mol แทนที่กิจกรรม a Me n + ด้วยความเข้มข้นของโมลาร์ของไอออนโลหะในสารละลาย C Me n + และแนะนำปัจจัย 2.303 (เปลี่ยนเป็นลอการิทึมทศนิยม) เราได้สมการ Nernst ในรูปแบบ

j ฉัน n + / ฉัน = j 0 ฉัน n + / ฉัน + lg C ฉัน n + .