Фтор электродный потенциал

ДЛЯ воды (при pH 7) составляет 298 = 0,82 В, По указанному механизму взаимодействует фтор, электродный потенциал которого равен 29я = 2,87 В [c.239]

Металлы проявляют почти всегда только восстановительные свойства. Неметаллы же ведут себя в окислительно-восстановительных реакциях двойственным образом. Они бывают не только окислителями, но и восстановителями (за исключением фтора), причем иногда весьма активными. Так, например, электродный потенциал кремния в кислой среде, содержащей ионы фтора Е , по своему значению близок к значению электродного потенциала марганца [c.338]

Стандартный электродный потенциал Е р /2р -, равный 2,87 в, обозначает, что молекула фтора является очень сильным окислителем, весьма энергично присоединяет электроны, восстанавливаясь во фторид-ионы ион же фтора яв- [c.33]

Ha аноде разряжаются ионы l" фтор не выделяется, так как его электродный потенциал больше потенциала хлора. Только в очень обедненном хлором электролите разряжаются ионы F элементарный фтор тотчас же реагирует с графитом анода, образуя F4. Суммарная реакция на ванне выражается уравнением [c.351]

Полуреакция р2 + 2е" 2р имеет максимальное значение стандартного электродного потенциала (+2,87 В). Какой вывод это позволяет сделать об окислительно-восстановительных свойствах свободного фтора и фторид-ионов [c.310]

Существует два основных возражения против механизма реакции электрохимического фторирования, согласно которому фторирующим агентом служит элементарный фтор. Первое возражение заключается в том, что свободный фтор не выделяется при фторировании . Второе возражение состоит в том, что электродный потенциал реакции [c.517]

На аноде разряжаются ионы хлора фтор не выделяется, так как его электродный потенциал больше потенциала хлора (64) [c.468]

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]

Изменение окислительной способности количественно выражается изменением значений Е . Нормальный электродный потенциал реакции (4), равный —2,87 в, указывает на то, что ион фтора Р" с трудом отдает свой электрон. Наоборот, молекула Рг стремится присоединить электроны. Следовательно, Ра легко восстанавливается, т. е. является сильным окислителем. Потенциал Е реакции (7) равен —0,53 в. Иод-ион Г имеет умеренную склонность к отдаче электрона, т. е. к окислению Г до 1г. [c.530]

При переходе от фтора к йоду вниз по группе периодической системы электродные потенциалы галогенов понижаются. У фтора самый высокий электродный потенциал, характеризующий его как самого сильного окислителя, хотя энергия связи в молекуле фтора меньше ( ) энергии связи в молекуле хлора, а сродство к электрону понижается от фтора к йоду. Столь высокий потенциал фтора объясняется крайне высокой теплотой гидратации ионов фтора. Теплота гидратации зависит от радиусов катионов и анионов, уменьшаясь с их ростом. [c.152]

Многочисленные попытки выделения фтора электролизом водных растворов остались безуспешными. Нормальный электродный потенциал разрядки гидратированных ионов фтора не мог быть определен экспериментально вычисленное значение этой величины равно 2,85 в. Очевидно, на аноде в первую очередь разряжаются ионы гидроксила. Безуспешным остался и ряд старых попыток получения фтора электролизом расплавленных фторидов повидимому, при требовавшихся для проведения процесса высоких температурах фтор реагировал с материалом анода или стенок электролизной ванны. [c.38]

Попытки определить электродный потенциал фтора из напряжения разложения расплавленных фторидов [96] привели к величине 1,923 в, повидимому преуменьшенной. [c.38]

Потенциометрическим методом измеряется ЭДС в зависимости от величины pF — обратного десятичного логарифма активной концентрации фторид-ионов. Функция фторидного электрода (статическая характеристика) подчиняется уравнению Нернста в широком интервале концентрации 10 - 0,5-10" М (1900 - 0,095 мг/л). Прямая зависимость концентрации фтора от ЭДС на электродах имеет вид, показанный на рис. Vn.3. Динамические свойства электродной пары в большей степени зависят от интенсивности диффузии вещества из раствора к электроду. При перемещивании магнитной мешалкой в колбе эти свойства характеризуются следующими данными, полученными Г. В. Михайловой. При внезапном повышении концентрации фтор-ионов на 0,1 — 2000 мг/л стабилизация потенциала на электродах на 90% происходит за 5 - 10 с, [c.129]

Для повышения точности определения фтор-иона методами прямой потенциометрии авторы [124] использовали несколько приемов, позволяющих свести к минимуму такие источники погрешностей, как неопределенность величин коэффициента активности и диффузионного потенциала, температурный и временной дрейф потенциала. Был использован одинаковый фоновый электролит для всех растворов (градуировочный, внутренний электролит ионоселективного электрода и электрода сравнения и жидкостное соединение) градуировку электродной системы по известным растворам проводили одновременно с [c.130]

Расчет. По полученным экспериментальным данным рассчитывают содержание фторида графическим или расчетным методами Грана. При графическом методе строят график зависимости (100 + 10 от (где V— объем добавки стандартного раствора NaF, см Е — потенциал фтор-селективного электрода, измеренный после введения добавки 5 — крутизна электродной функции). Экстраполяцией функции на ось в точке пересечения находят значение — (рис. 5.7), по которому рассчитывают содержание Р -ионов (%) в анализируемом препарате [c.135]

Соединения ксенона — сильные окислители. Так, ион ХеОГ в кислой среде более сильный окислитель, чем даже ион МпО и фтор (стандартный электродный потенциал системы ХеОе /Хе составля- [c.501]

Торий — активный металл, стандартный электродный потенциал его ти1+/тн=—1,9 В. На воздухе и в воде торий довольно устойчив вследствие пассивации его поверхности пленкой ТЬОг. Металлический торий медленно растворяется в минеральных кислотах. Концентрированная азотная кислота его пассивируег, как 2г и НГ. При накаливании на воздухе торий сгорает с большим выделением теплоты, образуя устойчивый оксид ТЬОг (АЯ , 298 —1200 кДж/моль). ТЬОз — один из самых тугоплавких оксидов (4,=3200 °С). Прокаленный ТЬОг нерастворим в кислотах и щелочах. При взаимодействии солей ТЬ (+4) со щелочами и аммиаком образуется осадок ТЬ(0Н)4 белого цвета, обладающий основными свойствами. При комнатной температуре ТЬ реагирует со фтором, а при нагревании — и с остальными галогенами, образуя солеобразные галогениды ТЬГ4. Фторид ТЬр4 в воде нерастворим, а остальные галогениды растворимы. [c.435]

Применяя фторидный электрод следует учитывать два обстоятельства. Во-первых, фтороводородная кислота является слабой кислотой и в кислой среде активность ионов фтора существенно отличается от их общей концентрации даже в сильно разбавлённых растворах. Во-вторых, при высоких значениях pH на поверхности электрода может образоваться слой Ьа(ОН)з, растворимость которого соизмерима с растворимостью ЬаРз. В результате освобождается дополнительное количество ионов фтора, что приводит к уменьшению электродного потенциала. Поэтому pH растворов поддерживают постоянным с помощью буферных растворов в диапазоне 5,0 - 5,5. [c.194]

Нормальный электродный потенциал реакции В4-ЗН2О—Зега=НзВОз+ +ЗН+ фо=—0,73 В электрохимический эквивалент 0,0373 мг/Кл, В соединениях проявляет степень окисления -ЬЗ, —3. Прн обычных условиях бор взаимодействует активно лишь со фтором, при этом кристаллический бор менее активен, чем аморфный. С повышением температуры активность бора возрастает, и он соединяется с кислородом, серой и галогенами. [c.153]

Подобного же рода ориентпровочные оценки могут быть сделаны для комбинаций разных металлов с разными анионами, для которых известны величины нормальных потенциалов. Подобное рассмотрение также приводит к выводу, что связи металл — фтор должны быть в основном ионными, а связи металл — иод могут быть таковыми лишь при условии, что электродный потенциал металла будет много ниже, чем 0,54 в. [c.305]

Висмут при обыкновенной температуре в сухом и влажном воздухе и кислороде устойчив, но при нагреве на воздухе он покрывается тонкой окисной пленкой. Электродный потенциал в 3%-ном растворе Na l составляет —0,18 в. Висмут корродирует во фторе и вступает в реакцию с хлором и парами брома и иода. Разбавленная H l не действует на висмут. Окислители ускоряют растворимость висмута в кислотах. [c.15]

Бериллий. По своим свойствам сходен с магнием и алюминием. Равновесный потенциал его равен —1,7 В. Стационарный электродный потенциал бериллия в растворе 0,5 н. Na l равен —0,76 В. Бериллий имеет большое сродство к кислороду, но вследствие образования защитных пленок оя довольно устойчив на воздухе. Окисление идет очень медленно и ускоряется по мере увеличения температуры нагрева, при 1200° С он сгорает. Холодная и горячая вода не влияет на бериллий. Пар при высокой температуре вызывает коррозию металла. Бериллий нестоек в плавиковой кислоте. Уксусная, лимонная и винная кислоты реагируют довольно энергично, и через некоторое время реакция растворения прекращается. Фтор реагирует с бериллием при комнатной температуре, а хлор, бром, иод, NO2, H2S действуют при повышенной температуре. Водород не вступает [c.15]

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]

Фтор, первый элемент груипы галоидов, является наиболее электроотрицательным элементом и значительно превосходит в зтом отношении своих ближайших соседей — хлор и кислород. Потенциал нормального фторного электрода равняется 2,85 вольта [11], в то время как электродные потенциалы хлора и кислорода равны, соответственно, 1,36 и 1,22 вольта. Эти величины показывают не только то, что фтор является более электроотрицательным, чем любой другой элемент, но также и то, что разница между электродными потенциалами фтора и его ближайших. соседей очень велика. Поэтому можно ожидать, что свойства соединений фтора и их реакции будут значительно отличаться от соответствующих свойств, и реакций соединений других электроотрицательных элементов. Экстраполирование свойств других галоидов применительно к фтору является мало надежным, и лредполржение о существовании реакций по аналогии с реакциями соответствующих соединений, не содержащих фтора, обычно приводит к ошибкам. [c.22]

Определение фтор-иона производится титрованием раствором нитрата тория при рН = 6—7 с электродной парой платина — нормальный каломелевый электрод (н. к. э.). Если присутствуют бром- и хлор-ионы, они могут быть оттитрованы раствором AgNOs с электродной парой серебро — н. к. э. Первый скачок потенциала соответствует бром-иону, второй — хлор-иону . [c.131]

Ход анализа. Измерения проводят на рН-метре ЛПУ-01. Э. д. с. электродной системы фиксируют после установления значения потенциала, не изменяющегося в течение 5 мин. Скорость установления потенциала фторидного электрода в растворах с концентрацией нонов фтора >0,019 г/л составляет 1—2 мии. В разбавленных растворах время установления потенциала 5—10 лиги. Все измерения проводят при 20 2° С и непрерывном перемешивании. С течением времени (примерно один месяц)фторидная функция электрода падает. Для ее возобновления необходимо периодически (—2 раза в месяц) помещать его в концентрированный по фтор-иону раствор (>0,1 г/л). Для проведения анализа 20 мл анализируемого раствора, нейтрализованного метилоранжем до pH = 4 8, вносят в полиэтиленовую термостатируемую ячейку и добавляют 20 мл буферного раствора фона (б,5М NaNOg и 0,5М уксусноацетатный буфер pH 6,0). Ячейку устанавливают на магнитную мешалку, погружают в раствор электроды. После установления потенциала отсчитывают значения э. д. с. [c.468]

Градуировочный график. Для определения крутизны электродной функции фтор-селективного электрода готовят серию градуировочных растворов разбавлением стандартного раствора. В полученных растворах измеряют потенциал F-селективного электрода. По полученным результатам методом наименьших квадратов находят 5 = А /Д(—Ig p). [c.134]

Метод позволяет определять суммарную концентрацию фторидов (всех его форм иона фтора, его комплексных соединений). Для определения используют электродную систему, состоящую из фторидного ионселективного электрода и вспомогательного хлор-серебряного электрода. Измерение потенциала фторидного элекфода проводят высокоомным рН-метром-милливольтметром, заменив стеклянный электрод на фторидный, или прибором иономером. [c.66]