Стандартный электродный потенциал диспропорционирования меди
У меня возникли трудности с приведенным ниже.
В нем говорится, что стандартный потенциал для $\ce{2Cu+ (aq) -> Cu (s) + Cu^2+ (aq)}$ является $\pu{0.36 V}$.
Соответствующие полууравнения:
$\ce{Cu+ + e- -> Cu}$ (потенциал $= \pu{0.52 V}$)
а также
$\ce{Cu^2+ + e- -> Cu+}$ (потенциал $= \pu{0.16 V}$)
Чтобы получить общее уравнение, я перевернул вторую половину уравнения и изменил знак потенциала, чтобы получить $\pu{-0.16 V}$.
Таким образом, первая половина уравнения - это восстановление, а вторая - окисление.
Если стандартный электродный потенциал равен $\mathrm{RHS (reduction)} -\mathrm{LHS (oxidation)}$, разве ответ не был бы $\pu{0.52 V} - (\pu{-0.16 V}) = \pu{0.68 V}$? Почему это$\pu{0.36 V}$?
Ответы
Увы, неразбериха, связанная со знаками в электрохимии, никогда не исчезнет. Вы упомянули, что
$\ce{2Cu+ (aq) -> Cu (s) + Cu^2+ (aq)}$ является $\pu{0.36 V}$.
Позвольте мне начать с одного уравнения: xy = 10; Возможны неопределенные решения, если вы можете одновременно изменять значения x и y. Однако в тот момент, когда вы фиксируете значение x, значение y фиксируется.
You stated that the overall cell potential is $\pu{+0.36 V}$. Electrochemically, this means that this reaction is spontaneous.
Now you also know that,
$$E_\text{cell} = E_\text{reduction} - E_\text{anode} \tag{1}$$
You are not supposed to change any sign of the half-cell from the electrode potential tables. People should stop teaching this nonsense to relatively innocent students. Suppose, I write
\begin{align} &\ce{H2O (liquid) -> H2O (gas)} &T &= \pu{100 ^\circ C} \\ &\ce{H2O (gas) -> H2O (liquid)}, &T &=\pu{ -100 ^\circ C} ?? \end{align}
The equation (1), itself takes care of all sign flipping and all.
Your half-cell corresponding to the reduction is
$\ce{Cu+ + e- -> Cu}$ (potential $= \pu{0.52 V}$)
And your half-cell potential for the oxidation is
$\ce{Cu^2+ + e- -> Cu+}$ (potential $= \pu{0.16 V}$)
Using equation (1), what you do get (remember no sign flipping) = $\pu{+0.36 V}$