Окислительный потенциал вычисление

Для окислительно-восстановительных методов кривые титрования могут быть построены на основании вычисления окислительного потенциала титруемого раствора по формуле Нернста. Окислительный потенциал все время изменяется в процессе титрования. Он может быть измерен гальванометром, отмечающим изменение потенциала платинового индикаторного электрода (опущенного в титруемый раствор) по отношению к водородному электроду [c.393]

Необходимость пользоваться различными формулами при вычислении величины окислительного потенциала объясняется тем, что, например, при титровании железа (Н) перманганатом до точки эквивалентности вследствие обратимости реактива остается неизвестная концентрация перманганат-ионов, однако не равная [c.510]

Нормальный окислительный потенциал пары Со " /Со равен —0,28 в, а пары Сс1 " /Сс1 равен —0,40 в. Учитывая это, выясните путем вычисления, можно ли, подвергнув электролизу смесь, содержащую по 0,1 М СоЗО, и С(]504 в 1 л, количественно разделить кобальт и кад.мий (при pH 0). [c.543]

В случае церия окислительный потенциал пары Се + — Се + известен. Вычисленная свободная энергия реакции (3) равна [c.109]

Для вычисления искомой константы полуреакции Ki обычно используют так называемый нормальный окислительный потенциал, обозначаемый через Ей или Eq. Он получается, если при [c.146]

Поскольку два полуэлемента идентичны, стандартный окислительный потенциал одного из полуэлементов равен по величине, но противоположен по знаку восстановительному потенциалу другого и, следовательно, = 0. Э. д. с. элемента Г определяется, таким образом, только отношением концентраций ь члене Q уравнения (5.5). Величина Кщ концентрационного элемента всегда равна единице. Пример вычислений, проводимых обычно при использовании концентрационных элементов, мы рассмотрим в разд. 5.6. [c.300]

Следует учесть, что при изменении состава растворителя меняется сольватное состояние ионов. Если энергию сольва-гации ионов адденда в первом приближении можно считать мало меняющейся с изменением состава растворителя, то для ионов водорода такое предположение неприемлемо. Иными словами, кривые ф — pH и ф — рА не равноценны. Если на кривой ф — рА определяются не только изменения окислительного потенциала от рА, но известны с некоторой степенью достоверности и сами значения рА, то кривая ф — pH показывает только изменения окислительного потенциала с изменением pH в данном растворителе при неопределенности самих величин pH. Когда растворитель является слабой кислотой или основанием, образующим ионы адденда, то возможно приближенное вычисление величин рА, но не pH. В этом случае, однако, может быть применен метод измерения изменений pH [63, 64, 65, 66], позволяющий учитывать влияние изменений концентрации соли на диссоциацию растворителя. Нахождение состава комплексов требует изучения изменений окислительного потенциала при постоянстве всех. параметров кроме одного. Сохранение постоянства pH или рА не требует знания каждой из этих величин и может быть осуществлено в ячейке с переносом при условии сохранения постоянства диффузионного потенциала. Последнее выполняется при изменении состава растворителя в сравнительно узких пределах. Такой метод изучения комплексообразования применим с известной степенью приближения только при отсутствии смещанных комплексов, включающих ионы Н+ или ОН". [c.74]

Вычисление окислительного потенциала. Если через С и С обо- [c.107]

Нормальный окислительный потенциал системы цистин—цистеин, рассчитанный из полярографических данных, равен +0,076 в (нас. к. э.) при рН=3,3—6,8. Эта величина находится в хорошем согласии с величиной +0,08 в, вычисленной из равновесия системы железо—цистеин—цистин. [c.470]

На самом деле, если считать, что в растворе совершенно отсутствует одна из форм окислительно-восстановительной пары, потенциал согласно уравнению Нернста должен быть равен +< или —оо, что невозможно. С другой стороны, как было сказано выше, растворитель (в данном случае вода) способен окисляться и восстанавливаться, в результате при весьма большом или малом начальном значении потенциала системы приходят в равновесие и возникает концентрация отсутствовавшей сопряженной формы окислительно-восстановительной пары, при которой раствор приобретает некоторое конечное значение потенциала. Этот потенциал невозможно вычислить, но можно экспериментально измерить. По этой причине при вычислении кривых титрования редоксиметрии обычно не приводят значение потенциала для точки, соответствующей моменту, когда в исследуемый раствор еще не прибавлен титрант, [c.360]

Принимая во внимание существование перенапряжения, при вычислении потенциала разложения надо учитывать пе только величины окислительно-восстановительных потенциалов пар, образующихся на аноде ( д) и на катоде ( к), но и соответствующие перенапряжения на указанных электродах (т)а и tik). Формула для вычисления потенциала разложения принимает вид [c.431]

Используя таблицу 4 (см. приложение), приведите три-четыре примера окислительно-восстановительных систем, электродный потенциал которых зависит от pH среды. На основании вычислений покажите, как изменяется величина окислительновосстановительного потенциала выбранных систем при повышении и понижении pH среды. [c.103]

Нормальные окислительно-восстановительные потенциалы характеризуют окислительно-восстановительную способность веществ по отношению друг к другу, так как они являются мерой изменения изобарного потенциала AG (максимальной работы) при окислительно-восстановительном взаимодействии веществ. Нормальный потенциал любой окислительно-восстановительной системы может быть вычислен по формуле [c.256]

Для всех приготовленных смесей измерить компенсационным методом э. д. с, и рассчитать стандартный окислительно-восстановительный потенциал изучаемой системы. По вычисленному значению рассчитать константу равновесия изучаемой реакции. [c.309]

Положительное значение э.д.с. (алгебраическая сумма потенциалов полуреакций) соответствует отрицательному значению изменения изобарного потенциала (А0°=—пЕ°Е, где п — число участвующих в окислительно-восстановительной реакции электронов) и оно показывает, что реакция возможна, т. е. протекает в том направлении, в котором записано уравнение. Если э. д. с. оказалась отрицательной величиной, отвечающий ей процесс термодинамически невозможен. Другими словами, для вычисления э. д. с. гальванического элемента Е следует из значения потенциала более положительного электрода вычесть значение менее положительного (более отрицательного). [c.243]

При этом можно построить кривую окислительно-восстановительного титрования, используя значения потенциалов смеси. После каждого добавления небольшого объема раствора окислителя (восстановителя) определяется (экспериментально или вычислением) потенциал смеси. [c.317]

Общее уравнение для вычисления потенциала в точке эквивалентности для любой окислительно-восстановительной реакции [c.394]

Для определения стандартных окислительно-восста-новительных потенциалов можно воспользоваться уравнением типа (56), если раствор, содержащий окисли-тельно-восстановительную систему — идеальный . Идеальность достигается только при бесконечном разбавлении. Поэтому окислительно-восстановительный потенциал измеряют при убывающих равновесных значениях концентраций окисленной и восстановленной форм вещества и затем экстраполируют до нулевых концентраций. Для этого строят график, на оси абсцисс которого откладывают концентрации, а на оси ординат— вычисленные по уравнению (56) значения фо/в. Отрезок на оси ординат, отсекаемый при экстраполяции полученной кривой до нулевой концентрации, и представляет собой искомую величину ф . [c.152]

Вычисление окислительно-восстановительного потенциала для различных моментов титрования необходимо для выяснения условий титрования и применения индикаторов, для определения возможных ошибок данного титрования и т. п. [c.124]

Так как эти концентрации в точке эквивалентности неизвестны, окислительно-восстановительный потенциал в этой точке не может быть вычислен из одного [c.299]

Многие окислительно-восстановительные реакции, особенно реакции с перманганатами, бихроматами, нитратами и другими подобными окислителями, сильно зависят от величины pH раствора. Вычисление потенциала в этих случаях усложняется, следуя, однако, тому же самому принципу. [c.155]

При вычислении изменения наклона кривой потенциала (в координатах потенциал — pH) для окислительно-восстановительной системы красящих веществ не только на прямолинейных участках кривой, но также и в той области, где один из компонентов присоединяет или отщепляет ион водорода . [c.31]

Большую часть измерений проводили в 2 н. растворе нитрата аммония, и поэтому кривую потенциалов в этой солевой среде использовали как основу для вычислений. Исходя из рассматриваемой кривой потенциалов, которую вычерчивали в большом масштабе, получили ряд данных, соответствующих округленным значениям ра[ЫНз]. Эти результаты приведены в табл. 77 окислительно-восстановительный потенциал окисл.-восст., наклон кри вой с/ / ра[ЫНз], а также число молекул аммиака, связываемых [c.258]

Вычисления, основанные на нормальных окислительных потенциалах, могут быть точными только для строго обратимых реакций и при условии, что в формулах концентрации ионов заменены их активностями. Особенно это относится к ионам высокой валентности, например в системах Се +/Се= + Т +/Т = + [Ре(СМ)в1 /[РеСМ)бИ . В этих примерах окислительной потенциал сильно зависит от ионной силы раствора. [c.388]

Необходимость пользоваться различными формулами при вычислении величины окислительного поте1Щиала объясняется тем, что, например, при титровании железа (И) перманганатом калня до точки эквивалентности остается неизвестной концентрация перманганат-иона однако она не равна нулю. Принять ее за нуль нельзя, так как тогда по уравнению Нернста получим бесконечно большой окислительный потенциал. Концентрации катионов Ре2+, Ре +, Мп + известны [c.394]

Теплота образования ферроцена из элементов в их стандартном состоянии при 25°, вычисленная на основании теплоты сгорания [55], равна. 33,8 ккал/моль. Используя принятые значения теплоты образования циклопентадиенильных радикалов, получаем для теплоты образования ферроцена из СбНз-ради-калов и газообразного железа величину, равную примерно —147 ккал/моль. Это и есть энергия связи кольцо — металл. Если мы прибавим к этому еще энергию, необходимую для превращения железа в двухвалентное состояние (примерно 125 ккал/моль), то получим значительно большую величину энергии связи, отражающую замечательную устойчивость соединения [139]. Известно, что ферроцен не изменяется при температурах ниже 400° [140]. На него не действуют щелочи и кислоты в отсутствие окисляющих агентов. Однако кислоты облегчают его окисление, так что при большой концентрации водородных ионов даже воздух окисляет ферроцен в значительно менее устойчивый феррициний-катион. Окислительный потенциал ферроцена, измеренный полярографически, равен 0,16 в в воде и 0,30 в в 95%-ном этаноле [141]. Эти величины лежат в интервале между значениями окислительных потенциалов для систем [c.127]

Хотя ионы Н+ имелись в растворе и без прибавления кислоты, но их концентрация ( 10- г-ыон/л), очевидно, была недостаточной для того, чтобы окислительный потенциал пары N07/NO превысил потенциал пары 23 . Поэтому без подкисления эта реакция итти не могла. Вычисление по уравнению Нернста подтверждает справедливость этого объяснения. Подобных примеров, когда для течения окислительно-восстановительного процесса требуется создание опредгленной концентрации ионов Н+, можно было бы привести много. [c.345]

Объем титрованного раствора У2 можно определить путем измерения зависимости pH раствора pH = f Уили Е (окислительно-восстановительного потенциала) Е = I У2) и вычисления значения У2, соответствующего точке перегиба этих зависимостей. Если зависимость Е = I (Уг) имеет точку перегиба, то при переходе через эту точку, соответствующую искомому значению У2, конечные разности второго порядка Е меняют знак. Поэтому удобным способом определения У2 является линейное интерполирование по разностям второго порядка [10] [c.312]

Чрезвычайно важно соотношение А0° = —ПТ1пК, позволяющее из константы равновесия вычислять изменение изобарного потенциала и наоборот. Это соотношение верно не только для окислительно-восстановительных реакций, но и для всех других процессов, имеющих константу равновесия. Напишите формулы для вычисления Д( ° 1) образования газообразной воды из простых веществ, 2) испарения воды, 3) диссоциации воды на ионы, 4) восстановления РезОч водородом до железа, 5) диссоциации карбоната кальция, [c.160]

Расчет стандартного окислительно-восстановительного потенциала по уравнению (6.43) возможен путем непосредственной подстановки значений аналитической концентрации окислителя и восстановителя с од1ювременным учетом ионной силы раствора для вычисления поправочного слагаемого, в которое входит отношение коэффициентов активности /oxZ/r i- Второй косвенный прием состоит в том, что уравнение (6.42) переписывается в виде [c.150]

Чем ниже pH раствора, тем более высок реальный стандартный потенциал, т. е. тем большей окислительной способностью обладает окисленная форма Ох. Реальным стандартным потенциалом, конечно, можно пользоваться только при такой ионной силе и таком pH раствора, при которых он вычислен. Значения потенциала в этих условиях зависят только от отношения концентраций обеих форм редоксипары, т. е. потенциал можно вычислять по формуле [c.95]

Решение. В любой момент титрования раствор всегда содержит две окислительно-восстановительные пары — Fe /Fe и Сг20 /2Сг , следовательно, для вычисления потенциала инерт [c.75]

В любой момент титрования раствор всегда содержит две окислительно-восстановительные пары Fe +/Fe + и МПО4 + - -8Н+/Мп . Концентрация реагирующих веществ устанавливается таким образом, что при равновесии потенциалы двух систем равны в любой точке кривой титрования. Следовательно, для вычисления потенциала пригодны два уравнения [c.281]

Аммины кобальта (II) были изучены не только путем измерений со стеклянным электродом, но также измерением окислительно-восстановительного потенциала аммиачных растворов кобальта (II), к которым добавляли соль гексамминкобальта (III). Экспериментальные подробности этих окислительно-восстановительных измерений будут рассмотрены ниже (стр. 250), но результаты измерений использованы здесь для расчета констант системы комплексов кобальта (II). Аммины никеля исследовали не только измерением со стеклянным электродом, но также определением светопоглощения. Из полученного спектра поглощения в сочетании с константами устойчивости, найденными измерением со стеклянным электродом, можно рассчитать спектр отдельных амминовых комплексов никеля аналогично вычислению спектра отдельных ионов амминмеди (II), проведенному ранее автором [II, стр. 46]. [c.187]

При помощи вычисленных ступенчатых констант рассчитано распределение ионов марганца (II), железа (II), кобальта (II) и никеля между различными этилендиаминовымп комплексами для ряда округленных концентраций свободного этилендиамина, т. е. значений р[еп]. По результатам расчетов, приведенных в табл. 64, можно судить об устойчивости отдельных этилендиаминовых комплексов. Однако область существования различных комплексов лучше всего видна из рис. 22, стр. 296, который составлен на основании данных табл. 64. Вычисленные значения функции образования (приведенные в последней колонке табл. 64) графически представлены на рис. 14, откуда следует, что во всех случаях они представляют экспериментальный материал самым лучшим образом. Для дальнейшего использования в связи с некоторыми измерениями окислительно-восстановительного потенциала в смесях этилендиаминовых комплексов кобальта (II) и кобальта (III) в табл. 64 даны значения аз с тремя значащими цифрами для систем комплексов кобальта (II) также в случае очень малых [c.225]

ФУНКЦИЯ ОБРАЗОВАНИЯ СИСТЕМЫ КОМПЛЕКСОВ КОБАЛЬТА (И) НА ОСНОВАНИИ ИЗМЕРЕНИЙ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ ПОТЕНЦИАЛОВ И ИЗМЕРЕНИЙ С ВОДОРОДНЫМ ЭЛЕКТРОДОМ И ВЫЧИСЛЕННЫЕ ЗНАЧЕНИЯ НОРМАЛЬНОГО ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНОГО ПОТЕНЦИАЛА СИСТЕМЫ ИОНОВ ТРИЭТИЛЕНДИ-АМИНКОБАЛЬТА В 1 н. РАСТВОРЕ ХЛОРИДА КАЛИЯ ПРИ 30 [c.238]

Для расчетов нормального окислительно-восстановительного потенциала системы акво-ионов кобальта в растворах серной кислоты имеются данные измерений Оберера [9], Яна [10], Лама и Ларсона [11], а для расчета соответствующего потенццада в растворе азотной кислоты — данные Нойса и Дила [12]. Значения нормальных потенциалов, вычисленных различными исследователями при различных условиях, сведены в табл. 70. Эти потенциалы, насколько возможно, приведены к нормальному водородному электроду. [c.239]

Было найдено, что нормальный окислительно-восстановительный потенциал в случае триэтилендиаминкобальт-ионов в 1 н. растворе хлорида калия при 30° равен —0,259 (см. стр. 239). Если использовать этот потенциал и вычисленный в настоящем исследовании потенциал акво-ионов кобальта в 1 н. растворе азотной кислоты, можно получить, используя уравнение для окислительно-восстановительного потенциала и уравнение закона действия масс [c.241]

Если нормальный потенциал системы ионов гексамминкобальта уже известен, устойчивость лутео-иона можно рассчитать непосредственно для данных значений ионной силы, так как соответствующий нормальный окислительно-восстановительный потенциал гексакво-ионов в 1 и 2 н. растворах азотной кислоты при 30° уже был вычислен (см. стр. 241). Если разность между данными нормальными потенциалами обозначить через [c.259]