Элементы нормальные окислительные потенциалы

Нормальный окислительный потенциал пары Мп /Мп равен —1,10 в. Какие процессы будут происходить при работе гальванического элемента, образованного из этой пары и нормального водородного электрода Составьте общее уравнение реакции. [c.364]

При определении нормального окислительного потенциала какой-либо данной пары, например Ре " /Ре , ее комбинируют с нормальным водородным электродом в гальванический элемент, как показано на рис. 56. [c.342]

Знак плюс показывает, что данная пара играет при комбинировании ее с нормальным водородным электродом роль положительного полюса. Наоборот, если она является отрицательным полюсом (т. е. при работе элемента отдает электроны ионам Н. восстанавливая их в Н2), то потенциал ее считается отрицательным. Полученная для пары Ре /Ре" величина нормального окислительного потенциала (-1-0,77 в) является мерой способности ионов Ре " отнимать электроны от молекул Нд, т. е. окислять их в ионы Н . [c.344]

Элемент составлен из нормального водородного электрода и пары Ni /Ni при концентрации ионов Ni , равной 0,01 г-ион/л, его э. д. с. равна 0,288 в, приичем никелевый электрод играет роль отрицательного полюса. Определите нормальный окислительный потенциал пары Ni /Ni. [c.371]

Окислительно-восстановительные реакции в растворах, применяемые в качестве индикаторных для определения микроконцентраций платиновых элементов кинетическим методом, ограничены рядом требований. Прежде всего, это термодинамические требования. Как у ке было показано, в большинстве случаев сущность катализа гомогенных окислительновосстановительных реакций соединениями платиновых металлов заключается в попеременном окислении-восстановлении катализатора. В связи с этим значение нормального окислительного потенциала катализатора должно быть меньше значения нормального окислительного потенциала окислителя и больше значения нормального окислительного потенциала восстановителя (имеется в виду нормальный окислительный потенциал пары окисленная форма/восстановленная форма соединения). Кроме того, необходимо учитывать способность катализатора и компонентов индикаторной реакции образовывать комплексные соединения между собой. [c.310]

Значение относится не к элементу, а к определенной системе, т. е. к определенной реакции изменения валентности. Поэтому для элементов, которые существуют более чем в двух валентных формах, имеется несколько значений потенциала. Так, например (см. рис. 85), для изменения валентности хром а от 6 до 3 (переход Сг О, в в кислой среде) характерна величина нормального потенциала =-1-1,36 в. Для изменения валентности хрома от 3 до 2 (т. е. для равновесия Сг" + + -Ре =Сг+ ) значение окислительного потенциала равно Е"= —0,41 в. Нельзя также говорить, например, об окислительном потенциале железа , так кал для реакции + нормальный потенциал Е = -р0,77 в, а для перехода железа из двухвалентного в металлическое (Ре -1-2е=Ре°) нормальный потенциал имеет совершенно другое значение "=—0,44 в наконец, возможен прямой переход железа из трехвалентного в металлическое (Ре" + -рЗе=Ре°) для которого характерна величина E "=—0,04 в. [c.351]

Стандартные (нормальные) окислительно-восстановительные электродные потенциалы. Измерение потенциала отдельного электрода практически неосуществимо, тогда как измерение э. д. с. гальванического элемента, состоящего из двух полуэлементов, не представляет сложности. Поэтому если в гальванических элементах принять один и тот же произвольно выбранный полуэлемент, а в качестве второго использовать электрод в различных ред-окс системах в стандартных условиях, т. е. когда активность каждого из участвующих в электродной реакции компонентов равна единице, то измеренные э. д. с. позволяют судить об относительных величинах потенциалов этих электродов (полуэлементов). Электрод, относительно которого измеряют потенциал других электродов, принято называть электродом сравнения., [c.35]

Кроме того, для краткости вместо термина окислительновосстановительный потенциал пары употребляют просто окислительный потенциал пары. Для нахождения величины окислительного потенциала какой-либо пары, например, Fe +ZEe - ее собирают с нормальным водородным электродом в гальванический элемент (рис. 4.) При замыкании внешней цепи проводником 1 рода потенциометр зарегистрирует в нашем примере поток электронов от нормального водородного электрода к противоположному. Таким образом, нормальный водородный электрод окажется катодом (название электроду дают, как обычно, по отношению к внешней цепи). Анодом (+) является Pt электрод, опущенный в исследуемый раствор, содержащий пару Fe - /Fe . На катоде происходит процесс отдачи электронов молекулами водорода,jr. е. реакция окисления их в ионы Н согласно схеме H2—2е = 2Н . [c.25]

Как уже отмечалось, для определения Электродного потенциала целесообразно рассматривать окислительно-восстановительные потенциалы системы или пар [19]. Чем выше окислительный потенциал пары, тем более сильным окислителем является ее окисленная форма и тем более слабым восстановителем восстановленная форма. На практике обычно соединяют две пары в гальванический элемент и определяют его ЭДС, измеряя относительные потенциалы различных пар в сравнении с одной и той же стандартной парой, получают абсолютные величины измеряемых потенциалов. В качестве стандартной пары применяют нормальный водородный электрод. Если водородный электрод является катодом, а пара Fe "/Fe — анодом, то результатом реакций на аноде и на катоде будет [c.14]

Значение нормального электродного потенциала является величиной, характерной для данной электрохимической реакции и не зависящей от концентрации ионов в растворе. Она определяет способность реагирующего иона принимать или отдавать электроны. Чем больше абсолютная величина отрицательного нормального потенциала, тем сильнее стремление металла (элемента) к ионизации, тем выше его восстановительная способность с увеличением потенциала возрастает окислительная способность элементов. Щелочные металлы кал ий, натрий, литий, имеющие сильно отрицательные нормальные потенциалы, являются хоро- [c.64]

Значение нормального электродного потенциала — величина, характерная для данной электрохимической реакции и определяющая способность реагирующего иона принимать или отдавать электроны. Чем больше абсолютная величина отрицательного и нормального потенциала, тем сильнее способность элемента к ионизации и выше его восстановительная способность. С увеличением потенциала возрастает окислительная способность элементов. Щелочные металлы — калий, натрий, литий, имеющие сильно отрицательные нормальные потенциалы, являются хорошими восстановителями. Галогены — хлор, бром, иод, фтор, нормальные потенциалы которых достигают высоких положительных значений, являются сильными окислителями. [c.191]

В 81 было показано, что при титровании по методу окисления-восстановления окислительный потенциал раствора претерпевает более или менее резкий скачок около точки эквивалентности. Поэтому, если погрузить в титруемый раствор платиновый электрод и соединить полученный таким образом полуэлемент с каким-либо стандартным полуэлементом с точно известным потенциалом (например, с нормальным водородным электродом или, удобнее, с каломельным электродом), получится гальванический элемент, э. д. с. которого вблизи от точки эквивалентности изменяется резким скачком. Следовательно, если при титровании периодически измерять указанную э. д. с. при помощи потенциометра, то по возникновению резкого скачка э. д с. легко фиксировать достижение точки эквивалентности. На этом принципе основано потенциометрическое титрование окислителей и восстановителей. [c.360]

Для измерения нормальных окислительно-восстановитель-ных потенциалов в одну из ячеек элемента помещают раствор, содержащий исследуемое вещество в виде смеси его окисленной и восстановленной форм при условии и red—1- Другой ячейкой элемента является нормальный водородный электрод. Измеряемая электродвижущая сила (ЭДС) такого элемента равна Ej —Ену где Е —потенциал исследуемой системы, Ец—потенциал водородного электрода. [c.174]

Значение о относится не к элементу, а к определенной системе, т. е. к определенной реакции изменения валентности. Поэтому для элементов, которые существуют более чем в двух валентных формах, имеется несколько значений потенциала. Так, например (см. рис. 85), для изменения валентности хрома от 6 до 3 (переход СггО в Сг в кислой среде) характерна величина нормального потенциала п = -Ь 1,36 в. Для изменения валентности хрома от 3 до 2 (т. е. для равновесия Сг +е = (2г +) значение окислительного потенциала равно = —0,41 в. Нельзя также говорить, например, [c.345]

Для измерения нормальных окислительно-восстановительных потенциалов в одну из ячеек элемента помещают раствор, содержащий исследуемое вещество в виде смеси его окисленной и восстановленной форм, причем [окисл]== [восст]. Другой ячейкой является нормальный водородный электрод. Электродвижущая сила (э.д.с.) такого элемента равна разности Е —Е , где Ех— потенциал измеряемой системы и - нормальный потенциал водородного электрода, принятый равным нулю. [c.48]

Разность потенциалов такого гальванического элемента довольно велика и составляет 1,36 В, а так как потенциал нормального водородного электрода равен О, то стандартный потенциал хлора будет равен 1,36 В. Зависимость от концентрации и температуры сохраняется и для этих электродов, но появляется новый фактор — давление газа. Если хлор заменить кислородом, получим водороднокислородный гальванический элемент, но в этом случае Аё не будет постоянной величиной, так как молекула кислорода вызывает в зависимости от условий окислительно-восстановительные процессы различного типа [c.277]

Окисление и восстановление ионов кислородсодержащих кислот. Кислородсодержащие кислоты обладают значительным окислительным или восстановительным действием, а некоторые из них, например сернистая, действуют в обоих направлениях. Сила окислительного и восстановительного действия связана с особенностями элемента и важна с практической точки зрения. Эта сила меняется в зависимости от pH и может быть выражена через потенциал стандартного электрода Ей. В табл. 4.11 приведены ряд реакций для кислот с центральными атомами подгрупп УИБ—1ИБ и последовательность изменения потенциалов относительно нормального водородного электрода. Слева приведены окислители, а справа—восстановители. Отрицательные величины о показывают, что при [c.172]

Нормальные потенциалы ( ) различных окислительно-восстановительных (редокс) систем относительно потенциала нормального водородного электрода приведены в табл. 41. Знаки -Ь или — этих потенциалов указывают, в каком направлении происходит реакция в соответствующих полуэлементах (при стандартном их состоянии), когда они образуют гальванический элемент с нормальным водородным электродом. [c.314]

Что произойдет в каждом случае Нормальный окислительный потенциал для элемента, в котором присутствуют восстановленные и окисленные формы дифениламинсуль- [c.91]

Элемент составлен из нормального водородного электрода и пары N + /N4 при концентрации ионов равной 0,01 г-ион/л, он имгет э. д. с., равную 0,172 в. причем никелевый электрод играет роль катода. Опрелелить нормальный окислительный потенциал пары >-<Ч + - /КИ. [c.369]

Как известно, потенциал водородного электрода при концентрации водородных ионов 1 и. (точнее — при активности водородных ионов, равной 1) принят равным нулю. Если окисленная форма связывает электроны сильнее, чем их связывают ионы Н+, то в гальваническом элементе поток электронов будет идти через потенциометр от водородного электрода к испытуемому. Направление электрического тока принимают обратным движению электронов таким образом, испытуемый электрод будет в данном случае положительным. Знак потенциала и его численное значение в вольтах определяется потенциометром. Если, как было указано, взят раствор 1 М по отношению к Аокио И Авосст. ТО измерение дает величину нормального окислительного потенциала , который обозначается через Е . [c.343]

Э. д. с. ЭТОГО элемента равна 0,75 в. Так как платиновая пластинка, погрзокенная в раствор, содержащий ионы Ре и Ре+ , заряжается положительно, то можно сказать, что этот электрод на +0,75 в более положителен, чем водородный электрод, или можно просто считать, что нормальный окислительный потенциал иона Ре" равен +0,75 в, так как потенциал водородного электрода условно принят равным нулю. Следовательно, знак потенциала соответствует знаку заряда электрода. [c.107]

В отсутствие комплексообразователей волна восстановления Ре , например в соляной кислоте, начинается уже при нулевом значении приложенного напряжения, так как нормальный окислительный потенциал системы Ре" /Ре имеет положительное значение (около +0,5 в). Вследствие этого невозможно точно определить потенциал полуволны восста- новления Ре . Однако количественное определение железа в солянокислом растворе вполне возможно, так как между диффузионным током и концентрацией Ре в растворе соблюдается линейная пропорциональность. На этом фоне железо может быть определено в присутствии ряда элементов (РЬ, Сс1, N1, 2п и др.). Например, показано что Ре" можн о определить в присутствии свинца на фоне 2 н. раствора Р1С1. [c.355]

Для определения стандартного потенциала какого-лйбо металла можно воспользоваться гальваническим элементом — системой из двух электродов, одним из которых служит нормальный водородный электрод, а другим — электрод испытуемого металла, погруженный в раствор его соли с активностью катиона 1 моль л . Электродвижущая сила такого гальванического элемента характеризует окислительно-восстановительную способность металла относительно стандартного водородного электрода и представляет собой, таким образом, его стандартный потенциал. [c.159]

Окислительно-восстановительная способность различных атомов и ионов характеризуется значением их нормального окислительно-восстановительного потенциала. Его измеряйт гальваническим элементом, срсюяшим ич иу р.ифмйаемого металла по- [c.147]

Потенциал окислительно-восстановительной системы, измеренный по отношению к обратимому водородному электроду, принятому за нуль, при условии, когда отношение концентраций окисленной и восстановленной форм равно 1, называется нормальным окислительно-восстановительным потенциалом. Так, если при указанных условиях составить гальванический элемент из системы Мп04 + 8Н+/Мп+++ 4НгО и водородного электрода, то нормальный окислительно-восстановитель-ный потенциал ,] будет равен - -1,51 в. Знак + означает что электроны движутся от водородного электрода. Если электроны движутся к водродному электроду, то знак потенциала будет отрицательный (например, Еп для 2п++/2п = = — 0,76 в). [c.194]

Цинк и кадмий близки друг другу, в то же время ртуть заметно отличается от них как по своему агрегатному состоянию, так и но химическому поведению. Например, она образует ион Ндз, где формально ее степень окисления +1 имеет аномально высокий потенциал ионизации и отличается от цинка и кадмия положительным значением нормального окислительно-восстановительного потенциала, Цинк и кадмий вытесняют водород из разбавленных кислот, а ртуть нет. Радиусы атомов в подгруппе незначительно возрастают от цинка к ртути, а радиусы ионов увеличиваются довольно резко. Соответствеино этому увеличивается доля ковалентной составляющей в связи с электроотрицательными элементами и падает растворимость оксидов и сульфидов. Гидроксид цинка 2п(ОН)2 амфотерен, Сс1(0Н) проявляет более основные свойства, а Н (0Н)2 — соединение неустойчивое и представляет собой слабое основание. Аномалии в свойствах ртути объясняются так называемым эффектом инертной пары . Известно, что Л5 -электроны способны проникать к ядру сквозь экран из предшествующих электронов. Поэтому б5-электронная пара, несмотря на то, что расположена после полностью занятых 4/ - и 5й °-подуровней, очень З стойчи-ва к воздействиям. Этот эффект сказывается далее по периоду на свойствах таллия, свинца, висмута. Вероятно поэтому ртуть относится к благородным металлам, не вытесняющим водород из кислот. [c.300]

Характеристика элемента. Ртуть в подгруппе ПВ стоит несколько обособленно. Она отличается от двух других членов аномально высоким потенциалом ионизации, большим положительным значением нормального окислительно-восстановительного потенциала и меньшей реакционной способностью. Большая энергия ионизации ртути объясняется проникновением электронов в б5 -состоянии глубже к ядру не только за экран яз но и под 4/ -подуровень электронов. Одновременно с возрастанием устойчивости внешней электронной пары из-за увеличения размера 5 -орбитали возрастает, по сравнению с цинком и кадмием, способность ртути к комплексообразованию. Особенностью ее является возможность образования кроме ионного состояния +2 еще и ионов +1, образующих радикальную группировку —Hg—Hg—. При электрической диссоциации группировка эта не разрушается и в раствор переходит сложный ион Hg +. Поэтому можно различить два ряда соединений в одних ртуть имеет степень окисления -Ь1 [Hg2 l2, Нд2(1ХОз)2], а в других +2[Hg l2, Hg(NOз)2]. Связь в соединениях ртути в значительной степени ковалентна. Это проявляется, в частности в способности ее образовывать большое количество ртутноорганических соединений. Соединения ртути значительно более устойчивы, чем соответствующие соединения цинка и кадмия. [c.312]

Каждая пара имеет определенный окислительный потенциал и представляет собой полуэлемент. Так как обе эти пары соединены между собой проводом, они образуют гальванический элемент, имеющий собственную электродвижущую силу (э. д. с.). Направление этой э. д. с. противоположно той внешней э. д. с., которую прилагают при электролизе. Действительно, например, в случае электролиза 1 М. раствора СиС1, потенциал образующейся у катода пары Си /Си равен нормальному потенциалу ее, т. е. -(-0,34 в (поскольку концентрация ионов Си равна 1 г-ион л), а потенциал пары С12/2С1 равняется +1,36 б. Как известно, пара с меньшим потенциалом (Си /Си) играет в элементе роль отрицательного полюса, т. е. отдает в цепь электроны. Следовательно, при работе возникающего в результате электролиза гальванического элемента у катода происходит процесс [c.511]

Для измерения окислительного потенциала составляется гальванический элемент, включающий окислительно-восстановительный полуэлемент. В качестве второго (стандартного) полуэлемента обычно применяется не нормальный водородный электрод, а какой-либо вспомогательный электрод. Широкое использование насыщенного каломельного электрода в качестве вспомогательного объясняется малой величиной диффузионного потенциала, возникающего на границе со- Хфшшснодешш дасыщенного раствора хлористого кал .. - [c.21]

Опыт показывает, что э. д. с. элемента, составленного из платинового электрода, погруженного в раствор Fe" , и нормального водородного электрода, а следовательно и окислительный потенциал изменяются с изменением логарифма отношения концентраций окисленной и восстановленной форм. Например, окислительный потенциал Fe+++, т. е. его способность принимать элек- роны, очевидно будет меньше в присутствии ионов Fe , кото-(№16 могут отдавать электроны. Для сравнения потенциалов раз- [c.105]

Фтор обладает наибольшей реакционной способностью среди неметаллических элементов, его окислительный потегт-циал выше потенциала озона. Высокая электроотрицатель-ность фтора обусловлена максимальным (по сравнению с другими элементами) сродством к электрону и очень большим потенциалом ионизации. Нормальный электродный потенциал фтора 2,85 в, тогда как для хлора и кислорода эта величина составляет 1,36 и 1,22 в. Если электроотрицательность фтора, выраженную в условных единицах, сравнить с электроотрицательностью некоторых других элементов, получается следующий ряд фтор (4), кислород (3,5), азот и хлор (3,0), углерод (2,5), литий (1). [c.14]

Здесь Е° — стандартный электродный потенциал металла, т. е. потенциал, измеренный относительно нормального водородного электрода при концентрации (или, точнее, активности) ионов металла в растворе 1 г-ион/л. По таблице окислительно-восстанови-тельных потенциалов (приложение 6) находим, что Е° для пары СиIСц2+=4-0,337 В 0,34 В , а для пары 2п 2п +=—0,763 В —0,76 В. Тогда э. д. с. элемента =0,34—(—0,76) —1,10 В. [c.159]

До сих пор мы описывали окислительно-восстановительные реакции только с помощью их стехиометрических уравнений. Обратимся теперь к обсуждению степени заверщенности химических реакций подобного типа. В табл. 16.2 по существу указана способность различных химических элементов к окислению, определяемая их электрохимическим потенциалом. Существует несколько условных способов записи окислительно-восстановительных реакций и соответствующего им электрохимического потенциала. Один из них называется методом Латимера. Например, окисление цинка при нормальных условиях описывается, согласно этому методу, уравнением [c.294]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология