Потенциал ионный II окисл.-восст

На окислительный потенциал системы в некоторых случаях большое влияние оказывает кислотность раствора, т. е. концентрация ионов Н+ в растворе. Величина потенциала окислитель-но-восстановительной системы зависит от величины нормального окислительно-восстановительного потенциала данной системы и от концентрации окислителя [окисл.] и восстановителя [восст.]. Эту зависимость выражают общим уравнением [c.36]

Комплексные ионы характеризуются совершенно иными окислительно-восстановительными потенциалами по сравнению с исходными ионами. Вследствие этого при комплексообразовании изменяется значение потенциала системы. В случае, когда ионы окисленной и восстановленной форм комплексуются при добавлении того или иного лиганда в различной степени, отношение [Окисл]/[Восст] либо увеличивается, либо уменьшается. [c.193]

Потенциал системы зависит от величины нормального окислительновосстановительного потенциала окисл/восст, концентрации окислителя [Окисл ], восстановителя [Восст], ионов водорода [Н- -] и от температуры Т. [c.213]

Но не все элементы могут быть выделены электролизом в свободном виде. Так, при электролизе растворов солей щелочных металлов, на катоде вместо Ыа или К выделяется водород, образующийся при разряде ионов водорода воды. Это происходит потому, что ионы водорода отдают свои заряды (т. е. присоединяют электроны) легче, чем ионы ЫаН- или К+, так кгк окисли-тельно-восстановительный потенциал водорода больше окислительно-восста-новительного потенциала натрия и калия. [c.322]

Изменение величины потенциала окислительно-восстано тельной системы в зависимости от значения pH раствора ча используется в аналитической практике. Так, например, при р делении в растворе ионов галоидов применяют дробное окис ние при помощи перманганата калия. При pH = 6 легко ок ляется лишь ион J- Ео = +0,53 в), в то время как ионы ] Ео = + 1,01 в) и С1- Ео = + 1,36 в) не окисляются. При уве чении кислотности раствора, при pH = 3, окисляется также ион Вг", но не окисляется ион С1 . Последний окисляется ли при рн = 0. [c.146]

Потенциалы электрода, соответствующие окислитель-но-восстановительному равновесию, являются функциями активностей веществ, участвующих в процессе переноса электрона. Эти потенциалы описываются уравнением Нернста (1-10). Активность участвующего в электродной реакции вещества можно определять, таким образом, по равновесному потенциалу электрода Ер, если данная электродная реакция обратима (обладает большим током обмена) и равновесный потенциал устанавливается достаточно быстро. Для химического анализа представляет интерес аналитическая концентрация данного вещества, ее значение можно вычислить по уравнению (1-10), если известен коэффициент актив- ости определяемой формы вещества (/окисл или /восст)-Эти величины известны для ограниченного числа веществ (в основном для сильных электролитов). Данное обстоятельство несколько сужает область применения собственно потенциометрии. Однако она широко применяется для определения активности водородных ионов (pH) и является в настоящее время наиболее распространенным методом измерения этого важнейшего параметра растворов. [c.30]

Во время титрования потенциал электрода, погружаемого в титруемый раствор, меняется соответственно изменению концентрации ионов в этом растворе. Для вычисления потенциала можно брать ионно-электронное уравнение реакции либо для титруемого иона, либо для титрующего, однако до точки эквивалентности известны концентрации обеих форм (Окисл. и Восст.) лишь для титруемого иона, после этой точки — для титрующего. [c.109]

Некоторые благородные металлы, например золото, платина,-имеют настолько химически прочную кристаллическую решетку, что, будучи погруженными в растворы не содержащие их катионов, не могут посылая свои ионы в раствор, создать скачок потенциала. Токи обмена у- таких металлов исчезающе малы, и поэтому в указанных случаях они не имеют своего характерного скачка потенциала, отвечающего равновесию с раствором. Однако поверхность таких металлов может адсорбировать молекулы, атомы или ионы многих веществ, способных окисляться и восста- навливаться, и, следовательно, при помощи электродов из инертных металлов могут быть созданы системы, способные находиться в равновесии с растворами. [c.196]

Можно также, пользуясь комплексообразованием, регулировать процесс окисления, т. е. замедлять окислительно-восстано-вительную реакцию или даже обращать ее в другую сторону. Так, в обычных условиях трехвалентное железо является окислителем по отношению к ионам иода. Нормальный окислительно-восстановительный потенциал системы Лг/Л равен 0,54 в, т. е. меньше такового для пары Ре +/Ре + (0,77 в). Однако если в раствор ввести фосфорную кислоту, как это показано выше, окислительно-восстановительный потенциал системы Ре +/Ре + понизится и может стать меньше окислительно-восстановительного потенциала системы Лг/Л", а это приведет к тому, что окислителем будет не трехвалентное железо, а иод, который начнет окислять двухвалентное железо до трехвалентного. [c.56]

И.-м. р. с переходом электронов — окисл.-восст. бнмо-лекул. р-ции в газ. фазе наэ. р-циями перезарядки. Эти р-ции идут столь же быстро, что и р-ции с переходом тяжелых частиц. Из всех стехиометрически возможных путей р-ции перезарядка выбирает> резонансный канал, в к-ром потенциал ионизации нейтр. частицы равен потенциалу образования перезаряжаемого иона из нейтр. частицы соответствующего этому иону состава. Точный резонанс характерен только для столкновений одноименных частиц, напр. Аг+ 4- Аг -) Аг -Ь Аг+ или N0+ -f N0 N0 + N0+ (т. н. симметричная резонансная перезарядка). Поскольку многоатомные частицы (молекулы) обладают большим числом колебат. и вращат. энергетич. уровней, электронный переход легко находит случайный резонанс, и константы скорости экзотермич. перезарядки обычно так же велики, как и при столкновении одноименных частиц. Из-за требования [c.225]

Рис. 18. Зависимость окислительно-восстановительного потенциала ( окисл -восст ) системы из лутео-иона и аммиачных комплексов кобальта (II) от ра [ННз] в 1 и 2 н. растворах НН4НОз, а также в 1 н. растворе КН4С1 при 30°.

Например, при добавлении к системе Ре +в" Ре +, характеризующейся Фр з+ур 2-н равным 0,771В, фторида Ре +-ионы образуют комплексные ионы [РеРб ] и поэтому отношение [РеЗ+]/[Ре2+] (т. е. отношение [Окисл]/[Восст]) уменьшается и потенциал сИ стемы достигает ср° = 0,40 В. [c.193]

Благодаря тому, что ионы окисленной и восстановленной форм ком-плексуются добавляемыми реагентами в различной степени, отношение [Окисл]/[Восст] либо увеличивается, либо уменьшается, а следовательно, изменяется и величина потенциала системы. Допустим, что в системе [c.215]

Изменение окислительно-восстановительного потенциала раствора в процессе титрования. Если опустить в раствор, содержащий и Fe -ионы, пластинку из инертного металла (например, платины) и соединить такой электрод с какшм-либо другим окисл ительно-восста нови-тельным (или ред-окс ) электродом, то образуется гальванический элемент. При этом происходит окисление Fe" " в Fe " или восстановление в Fe" [c.178]

Направление редоксреакций определяется разностью окислительновосстановительных потенциалов реагирующих веществ (ЭДС). При контакте окислителя с несколькими восстановителями (и наоборот), одновременно присутствующими в растворе, в первую очередь окисляется (или восстанавливается) то вещество, у которого разность потенциалов (ЭДС реакции) между окислителем и восстановителем наибольшая. В редокско-лонке значение окислительно-восстановительного потенциала реакции будет определять пе только последовательность окисления (восстановления), но и порядок расположения зон в хроматограмме. В верхней части окислительной колонки, модифицированной окислителем, будет располагаться продукт реакции окисления—восстановления, образовавшийся в первую очередь, т. е. с наибольшим значением окнслительно-восстано-вительного потенциала, в нижней — продукт реакции с наименьшим значением окислительно-восстановительного потенциала реакции. На восстанавливающей колонке, модифицированной восстановителем, продукты реакции располагаются в обратном порядке. Рассчитав ЭДС соответствующих редоксреакций, можно предположить порядок расположения зон. Порядок расположения зон в хроматограммах зависит от концентрации разделяемых ионов, концентрации окислителя или восстановителя и pH раствора, а поэтому указанной выше закономерности но мере нрохожде-ния раствора через колонку может и не наблюдаться. [c.127]

Из курса общей химии известно, что реакции окисления—восстановления в отличие от реакций нейтрализации не протекают мгновенно, так как обмен зарядов обычно происходит последовательно, в несколько стадий. Подобно тому как реакции нейтрализации характеризуются величиной pH, реакции окисления — восстановления характеризуются величиной окислительно-восстано-вительного потенциала. Чем легче какой-либо атом или ион теряет электроны, тем более сильным восстановителем он является чем больше у какого-либо атома или иона стремление к присоединению электронов, тем больше активность его как окислителя. Так, например, МПО4 (в кислой среде) при взаимодействии с ионами галогенов способен окислять не только Л , но и Вг , а также С1 в то же время СгаО в разбавленном растворе уже не окисляет С1", но окисляет и Вг , а ион Ре окисляет лишь Л". [c.124]

Не меньшее влияние, чем образование осадка, на ход окислительно-восстановительного процесса оказывает комплексооб-разоваяие, так как, изменяя равновесную концентрацию тех или иных ионов, оно изменяет и величину окислительно-восстановительного потенциала системы. Так, например, золото принадлежит к числу наиболее трудно окисляемых металлов. Нормальный окис-яительно-восстано вительБый потенциал золота при окислевии его в ион Аи Нравен 1,68 в. Однако в присутствии ионов СН , вследствие образования комплексного аниона [Аи(СМ) .] , величина нормального окислительно-восстановительного потенциала снижается до—0,60 в. В результате этого золото легко окисляется [c.308]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология