Окисление-восстановление константы равновесия

Константы равновесия реакций окисления —восстановления 357 [c.357]

Возможность изменения направления реакций окисления — восстановления на прямо противоположное является, очевидно, следствием обратимости этих реакций. Обратимые реакции, как известно, приводят к установлению химического равновесия. Константу равновесия нетрудно рассчитать, зная. стандартные потенциалы обеих окислительно-восстановительных пар. [c.357]

В первой части книги рассматриваются вопросы формальной кинетики простых реакций (порядок реакции, константа скорости, кинетические уравнения различных порядков), математические характеристики сложных кинетических систем и экспериментальные характеристики простых и сложных кинетических систем. Вторая часть имеет вспомогательный характер — она посвящена статистическим методам, применяемым к системам из большого числа частиц при равновесии. В третьей — рассматриваются вопросы кинетики гомогенных реакций в газах (реакции мономолекулярные, бимолекулярные, тримолекулярные, сложные реакции в газовой фазе взрывные процессы и процессы горения). Четвертая, последняя, часть посвящена реакциям в конденсированной фазе (кислотно-основной катализ, реакции окисления-восстановления, радикальная полимеризация, гетерогенный катализ). [c.4]

ПО стандартным электродным потенциалам полуэлементов [М.] напишите уравнение и вычислите константы равновесия реакции окисления — восстановления. Вычислите ЭДС элемента при 298 К. Укажите, можно ли практически изменить направление реакции за счет изменения концентраций компонентов. Считайте, что ан.о = 1, йн, = = 0,2. [c.335]

Потенциометрические кривые могут быть использованы для количественной оценки результатов титрования и для получения физико-химических величин константы диссоциации слабой кислоты, pH при титровании многоосновных кислот с учетом гидролиза, растворимости малорастворимых солей, константы нестойкости комплекса. Используя потенциометрические кривые реакции окисления — восстановления, можно рассчитать стандартные окислительно-восстановительные потенциалы, константы равновесия электродных реакций, энергию Гиббса и т. п. Если проводить потенциометрическое титрование в небольшом интервале температур, то по кривым титрования можно определить температурный коэффициент э. д. с., энергию Гиббса, тепловой эффект и реакции. [c.314]

Для экстраполяции используют такие участки кривой титрования, где в избытке находится или титруемый ион, или реагент, т. е. участки, где равновесие практически полностью сдвинуто в сторону образования продукта реакции. На этих участках кривой зависимость А = = f (с) [или А = f (а)] обычно имеет прямолинейный характер, т. е. закон Бера соблюдается. Конечную точку титрования находят, продолжая прямолинейные участки кривой титрования до их пересечения (рис. 24, кривая 2). Благодаря этому спектрофотометрический метод определения конечной точки титрования позволяет проводить титрование растворов с низкими концентрациями и использовать реакции, обладающие малыми константами равновесия (например, образование малоустойчивых комплексов, титрование слабых кислот и оснований, реакции окисления — восстановления при малых значениях разности потенциалов), и имеет большие преимущества по сравнению с методами, в которых точку эквивалентности определяют по скачку титрования (например, потенциометрическое титрование). Помимо графического метода определения конечной точки титрования рекомендуется применять также алгебраический метод, основанный на использовании метода наименьших квадратов. Для прямолинейных участков кривой 1 (см. рис. 24) до и после момента эквивалентности будут справедливы соответственно следующие уравнения прямых [c.57]

Метод СФ-титрования позволяет использовать реакции образования малоустойчивых комплексов, реакции нейтрализации слабых кислот и оснований, реакции окисления — восстановления систем с малой константой равновесия, так как для нахождения К. Т. Т. можно применять экстраполяцию участков кривых, соответствующих избытку титруемого иона и реагента (полное смещение равновесия реакции в одну сторону, поэтому зависимость D — f ) прямолинейна). [c.478]

В данной работе следует I) приготовить смеси с различным содержанием ионов Fe + и F + 2) измерить компенсационным методом для всех смесей э. д. с. и рассчитать стандартный окислительно-восстановительный потенциал исследуемой системы. По полученному значению Е° рассчитать константу равновесия и электродной реакции 3) исследовать влияние комплексообразователя на редокс-систему. Установить характер изменения редокс-потенциала. Построить график зависимости редокс-потенциала от состава изучаемой системы 4) построить график зависимости редокс-потенциала от логарифма отношения активности окисленной и восстановленной форм ионов определить экстраполяцией стандартный редокс-потенциал Е°. [c.306]

Для каждой индивидуальной реакции окисления—восстановления константа равновесия реакции окисления равна обратно ли-и"Л1е константы реакции восстановления, т. е. [c.172]

Из приведенны.1с примеров видно, что направление реакций окисления — восстановления, константы равновесия этих реакций, а также концентрации реагирующих веществ в состоянии равновесия всегда можно найти, если известны стандартные потенциалы и другие константы, характеризующие различные побочные процессы. К последним относятся, в частности, процессы образования комплексных или малорастворимых соединений и др. Однако в реальных условиях анализа влияние этих побочных процессов удается оценить далеко не всегда из-за отсутствия необходимых данных о константах протекающих реакций. В этих случаях целесообразно пользоваться так называемыми формальными или реальными потенциалами. [c.385]

Для реакции окисления — восстановления константу равновесия можно подсчитать на основании табличных значений стандартных окислительно-восстановительных [c.31]

Многие реакции окисления —восстановления проводят в солянокислых или сернокислых растворах, имеющих достаточно высокую концентрацию кислоты, поэтому в ходе реакции изменения ионной силы практически не происходит. Для строгого расчета равновесий в таких системах следует использовать формальные (реальные) потенциалы и соответствующие константы равновесия. Однако и приближенные расчеты, опирающиеся на значения стандартных потенциалов, обычно дают вполне достаточную точность. [c.116]

Напишите уравнение реакций окисления и восстановления, рассчитайте ЭДС, А G и константу равновесия. Составьте полное уравнение реакции и рассчитайте количества диоксида марганца и соляной кислоты, требующиеся для получения заданного количества хлора или хлорной воды. [c.267]

Тепловые эффекты АН реакций окисления — восстановления довольно велики и температурный коэффициент констант равновесия значителен. Так, например, тепловой эффект реакции (6.6) составляет ДЯ= —630 кДж/моль. При подстановке этого значения в уравнение (2.12) получаем, что производная [c.117]

Выведите формулу, позволяющую по стандартным электродным потенциалам процессов окисления и восстановления вычислить константу равновесия окислительно-восстановительной реакции. [c.243]

Пользуясь этим уравнением, легко рассчитать константу равновесия (полуреакции и всей реакции в целом), если известна ЭДС реакции (или стандартные потенциалы реакций окисления и восстановления) [c.261]

И. Для всех проведенных реакций составьте уравнения окисления и восстановления и, пользуясь стандартными электродными потенциалами, рассчитайте ЭДС, А 0° и константу равновесия реакции. [c.266]

При подготовке к экспериментам составьте уравнения реакций окисления и восстановления и полное уравнение, выпишите из таблиц стандартные электродные потенциалы и рассчитайте ЭДС, А G%8 и константу равновесия реакции (см. 21). [c.289]

Составьте уравнения реакций окисления и восстановления, рассчитайте А и константу равновесия реакции. [c.268]

Составьте уравнения процессов окисления и восстановления. Рассчитайте ЭДС А и константу равновесия. [c.272]

Напишите уравнение разложения пероксида водорода и раздельно уравнения окисления и восстановления. Рассчитайте ЭДС А 0 298 и константу равновесия реакции. [c.274]

Восстановленная форма любого элемента или иона при активности, равной единице, будет восстанавливать окисленную форму такого элемента или иона (при активности равной единице), стандартный электродный потенциал которого имеет менее отрицательное, т. е. более положительное значение. Помещенные в табл. 40 стандартные электродные потенциалы могут быть использованы для вычисления ЭДС электрохимических элементов и констант равновесия соответствующих химических реакций. [c.250]

Полуреакции также можно охарактеризовать показателями констант равновесия реакций окисления и восстановления [c.50]

Напишите уравнения реакций окисления и восстановления и суммарное уравнение. Рассчитайте ЭДС, А О гэв и константу равновесия (при р = 1 атм и давлении кислорода в воздухе). [c.296]

Напишите уравнения реакций окисления и восстановления. Рассчитайте ЭДС и константу равновесия. То же самое сделайте и для всех ниже приводимых реакций. [c.307]

Известно, что степень протекания реакции слева направо определяется константой (равновесия, так как переход электронов в окислительно-восстановительной реакции происходит лишь до тех пор, пока существует разность потенциалов. Реакция окисления-восстановления переходит в состояние равновесия, когда разность потенциалов становится равной нулю, т. е. в данном состоянии (в состоянии равновесия) потенциалы окислителя и восстановителя становятся одинаковыми, равными. Например, при равновесии для реакции восстановления перманганата калия ионом Ре2+ потенциал окислителя равен потенциалу восстановителя т. е. [c.348]

Отсюда следует и возможность вычисления константы равновесия в гальваническом элементе (см. расчет в XII. 2). Измерив э. д. с. любого гальванического элемента, состоящего из с. в. э., потенциал которого, конечно, один и тот же во всех системах, и стандартного исследуемого полуэлемента, получаем величины стандартных потенциалов электродов в водородной шкале. Зная их, можно вычислить потенциалы полуэлементов при любых активностях потен-циалопределяющих ионов. Знак потенциала положителен относительно с. в. э., когда в данном полуэлементе происходит восстановление, и отрицателен — в случае окисления. [c.138]

Выражение под знаком логарифма составляется как константа равновесия при обратимо протекающем процессе с той разницей, что концентрации веществ являются произвольными, а не равновесными. При этом концентрации веществ окисленной формы и других, стоящих в той же части уравнения электродной реакции, ставятся под знак логарифма в числителе, а концентрации веществ восстановленной формы и им сопутствующих — в знаменателе. Для газообразных веществ вместо концентрации под знак логарифма проставляют давление в атмосферах. [c.201]

Напишите уравнения процессов окисления и восстановления. Укажите окислитель и восстановитель. Рассчитайте тепловой эффект реакции, воспользовавшись А/У др, 98 и энергиями ионизации атомов. Сравните тепловые эффекты и попытайтесь объяснить причины расхождения. Как влияют температура и давление на равновесие реакции Напишите константу равновесия и рассчитайте ее для стандартной температуры и более высокой. В какую сторону смещено равновесие [c.140]

Совместное влияние концентрации одноименных ионов и ионной силы раствора на растворимость иллюстрирует рис. 3.1, на котором представлено влияние концентрации N32804 на растворимость РЬ504. Кривая б отражает уменьшение растворимости в соответствии с уравнением (3.3.1) без учета ионной силы. Кривая а построена с учетом ионной силы. Из рисунка следует, что первоначальное уменьшение растворимости во втором случае (а) меньше, чем в первом б). При высоких концентрациях N32804 растворимость вновь возрастает. Далее, если по крайней мере один ион малорастворимого соединения А Вп участвует в каком-либо другом равновесии, то это оказывает влияние на растворимость. Оно становится заметным тогда, когда константа этого равновесия К. приближается к произведению растворимости Кь- Особое внимание следует обращать а это в том случае, когда /С<С При этом Ь 1//С, и поэтому растворимость пропорциональна концентрации второго партнера конкурирующего равновесия. Такими конкурирующими реакциями могут быть комплексообразование, процессы окисления — восстановления, кислотно-основного взаимодействия, обменные процессы при осаждения или ионный обмен. В практике чаще всего встречаются реакции [c.58]

Oxi и 0x2 — характеризует величину активности или концентрации окисленной формы, а Redi и Red2 — восстановленной. Константа равновесия этой реакции [c.263]

С нонижением степени окисления прочность оксидов увеличивается и константа равновесия восстановления подобных реакций сильно уменьшается. Поэтому возможность иолучеиия металлов и неметаллов восстановлением оксидов водородом определяется прочностью низших оксидов. В соответствии с теорией А. Байкова оксиды рассматриваются как вещества, находящиеся в состоянии термической лиссоц1[ации [c.7]

Оксид марганца МпО получается из оксида марганца (IV) МпОг или из оксида МП3О4 восстановлением водородом при 400—500 °С (рис. 1, 2). Процесс можно вести и при более высокой температуре, так как даже при 1200 °С константа равновесия восстановления металла из оксида марганца (II) равна 5,89-10 , т. е. при такой температуре для образования, наиример, 0,001 г марганца потребовалось бы пропустить над его оксидом несколько тысяч литров абсолютно сухого водорода. Между тем даже тщательно осушенный водород содержит влаги больше, чем это соответствует константе равновесия реакции окисления металла до оксида марганца (II). [c.249]

Из уравнений (X. 108) и (X. 109) следует, что константы К равновесия реакций окисления и восстановления тем больше, чем больше разность стандартных (или кажущихся стандартных) окислительных потенциалов взаимодействующих систем. Большая константа равновесия оксред-реакции означает, что при равновесии в точке эквивалентности концентрации (активности) продуктов реакции много больше концентраций (активностей) исходных вешеств. [c.641]

Цель работы состоит в определении кажущегося стандартного окислительного потенциала титруемой системы и титранта, числа электронов, переносимых в каждой системе, константы равновесия оксред-реакции, потенциала в точке эквивалентности и концентрации исходной окисленной или восстановленной формы титруемой системы. [c.661]

Константу равновесия вычисляют по уравнениям (X. 109) или (X. 110). Точку эквивалентности и отвечающий ей потенциал находят из графика зависимости 1д[0х] и 1д[Нес11 от Дф. Зная концентрацию титранта находят концентрацию окисленной или восстановленной формы в титруемом растворе. [c.661]