Процессы в растворах электродные

Том П1. Химическое равновесие и кинетика, свойства растворов, электродные процессы, аналитическая химия, спектральный анализ, общие сведения по технической химии. [c.3]

Электропроводность растворов н числа переноса Вязкость растворов Поверхностное натяжение растворов Показатели преломления растворов Электродные процессы [c.13]

Электродные процессы в растворах Электродные процессы в расплавах Химическая кинетика и диффузия Кинетика химических реакций Диффузия [c.13]

Чистые металлы корродируют медленно (даже железо). Однако технические металлы, содержащие различные примеси, корродируют гораздо быстрее. Значит, наличие примесей в металлах — одна из причин ускорения коррозии. Поясним это на примере. Чистые цинк и железо в воде корродируют медленно, но если пластинки этих металлов привести в соприкосновение, коррозия цинка резко ускорится, железа — прекратится вообще. Объясняется это явление следующим образом. Как известно, вследствие частичной растворимости на поверхности металла, погруженного в воду, возникает отрицательный заряд, а контактирующий с поверхностью металла раствор заряжается положительно. Возникающий скачок потенциала между металлом и раствором (электродный потенциал) препятствует дальнейшему выходу катионов из кристаллической решетки металла в раствор, т. е. растворению металла. Этот скачок потенциала будет тем больше, чем левее в ряду напряжений расположен металл. Если в растворе присутствует кислород, то он будет выступать как окислитель, снимая с поверхности металла электроны, и процесс растворения металла, следовательно, будет продолжаться (см. уравнение реакции ржавления железа). Окислителем по отношению к металлу в растворе могут также выступать ионы водорода при растворении металлов в растворах кислот или воде. Но поскольку концентрация ионов водорода в чистой воде очень мала, то для вытеснения водорода из воды, т. е. ра- [c.261]

Для количественной характеристики окислительно-восстановительных процессов пользуются электродными потенциалами, т. е. разностью потенциалов между металлом и раствором его соли. Измерить непосредственно электродный потенциал не представляется возможным, поэтому условились определять электродные потенциалы по отношению к так называемому нормальному водородному электроду, потенциал которого принят равным нулю. [c.190]

При различных электродных процессах нормальный электродный потенциал железа на границе фазы железо—раствор может находиться в пределах от —0,97 до +1,7 В. [c.15]

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ И КИНЕТИКА СВОЙСТВА РАСТВОРОВ ЭЛЕКТРОДНЫЕ ПРОЦЕССЫ [c.1]

Карбонатный комплекс О (1 ") окисляется на ртутном капельном электроде при напряжении от - -0,031 до —0,094 в в зависимости от pH и ионной силы раствора. На анодных кривых также образуется максимум (в бикарбонатных растворах). Электродные процессы восстановления и окисления карбонатных комплексов урана протекают необратимо. [c.184]

Справочник химика. T. Ill Химическое равновесие и кинетика. Свойства растворов. Электродные процессы / Гл. ред. Б.П. Никольский. М.-Л. Химия, 1965. 1005 с. [c.33]

Равновесие газ — жидкость Равновесие твердое — газ Равновесие жидкость — жидкость Криоскопические и эбуллиоскопические константы Свойства гомогенных жидких растворов Плотность растворов Коэффициенты активности Энергетические свойства растворов Теплопроводность растворов Электропроводность растворов и числа переноса Вязкость растворов Поверхностное натяжение растворов Показатели преломления растворов Электродные процессы [c.14]

Справочник химика / Под ред. Б. П. Никольского. Т. 3. Химическое равновесие и кинетика. Свойства растворов. Электродные процессы. М. Л. Химия, 1964. [c.277]

Справочник химика / Под ред. Б.П. Никольского. Том 3. Химическое равновесие и кинетика. Свойства растворов. Электродные процессы. М.-Л. Химия, 1964. С.229-234. [c.342]

Другая методика предполагает определение хрома в виде хромат-ионов. Хромат-ионы дают хорошо выраженные катодные ф —/-кривые при восстановлении на ртутном электроде в щелочном растворе [223]. В кислых растворах электродный процесс осложняется предшествующей химической реакцией [224]. [c.137]

В разделе Б главы IV было показано, что вследствие заметной поверхностной активности многих органических веществ на границе ртуть —раствор электродные процессы с их участием, как правило, носят ярко выраженный поверхностный характер. Тоже относится и к каталитическим волнам водорода. [c.216]

Определение свинца методом инверсионной вольтамперометрии основано на накоплении свинца в виде металла на поверхности графитового электрода при потенциале предельного диффузионного тока свинца —0,9 В с последующим растворением свинца при линейно изменяющемся потенциале. Определение осуществляется в три стадии 1) концентрирование при потенциале —0,9 В при перемешивании раствора. Электродный процесс РЫ+- -2е РЪ [c.170]

Т. III. Химическое равновесие и кинетика. Свойства растворов. Электродные процессы, 1006 стр., цена 4 р. 80 к. [c.248]

Зкспериментальные данные для индия указывают на протекание нескольких параллельных реакций. Так, в разделе II было показано, что в простых перхлоратных растворах электродные процессы на амальгаме протекают по двум параллельным реакциям — с участием простых и гидролизованных ионов индия. Наблюдаемые в некотором узком интервале концентраций галогенид-ионов дробные порядки по анионам (см. напр., рис. 10) свидетельствуют, по-видимому, об участии в. электродном процессе комплексов различного состава. Увеличение скорости катодного процесса в присутствии при потенциалах отрицательнее —0,6 в в области высоких концентраций фторида, вероятно, также свидетельствует об участии, наряду с простыми и гидролизованными ионами индия фторидных комплексов индия [95]. Кроме того, такое представление о параллельности реакций с участием комплексов предопределяет в определенных условиях наличие минимума на кривой зависимости тока обмена от концентрации аниона [95, 109]. [c.56]

Ионы ОН из щелочной среды часто связывают ионы металла, способствуя тем самым переходу металла в раствор. Электродные потенциалы таких металлов в щелочной среде становятся более отрицательными, и, следовательно, сами металлы менее коррозионно устойчивыми. Химические процессы, происходящие, например, при растворении алюминия в щелочах, можно представить следующим образом [c.185]

Коррозия возможна при условии, если электродный потенциал процесса II превышает электродный потенциал процесса I. С ростом pH раствора электродный потенциал процесса II падает. При pH 7,5 потенциалы обоих процессов выравниваются, и растворение становится невозможным. [c.10]

Гальванический элемент Якоби—Даниэля. Рассмотрим систему, в которой два электрода находятся в растворах собственных ионов. Примером может служить гальванический элемент Якоби —Даниэля, схема которого приведена на рис. 64. Он состоит из медной пластины, погруженной в раствор Си504, и цинковой пластины, погруженной в раствор 2п504- Для предотвращения прямого взаимодействия окислителя и восстановителя электроды отделены друг от друга пористой перегородкой. На поверхности цинковой пластины возникает двойной элект )ический слой и устанавливается равновесие 2п 2п + 2е". В результате протекания этого процесса возникает электродный потенциал цинка. На поверхности медной пластины также возникает двойной электрический слой и устанавливается равновесие Си + 2е . В результате возникает электродный потенциал меди. [c.185]

Для некоторых электродов величину брдд можно определить экспериментально, используя потенциометрическую схему (например, потенциал медного электрода в растворе Си304 средней концентрации). В ряде случаев наличие побочных и вторичных процессов в электродной системе может маскировать истинное значение вравн в таких системах экспериментально найденная величина потенциала неполяризованного электрода не совпадает с (например, цинковый электрод [c.10]

Добавка ЩОД к буровым растворам существен о изменяет электрохимические свойства сплава Д16Т, используемого для изготовления легкосплавных бурильных груб (рис. 56). Происходит смещение стационарного электродного потенциала от —1150 мВ в щелочном растворе без инги-бито ра до —600 мВ в растворе с добавкой 2 % ЩОД, а также увеличение анодной и в несколько меньшей степени катодной поляризации. Преимущественное торможение анодного процесса указывает на выраженный анионный характер добавки. При введении ЩОД в соленасыщенный раствор электродный потенциал смещается от —600 до —500 мВ. [c.113]

Электрохимическая защита основана на характерной зависимости скорости коррозионных процессов от электродного потенциала металла. Катодную защиту широко используют для снижения скорости коррозии подземных сооружений (трубопроводов, кабелей связи, свайиых и стальных фундаментов), корпусов морских судов, эстакад, морских буровых скважин. Обычно катодная зашита применяется в нейтральных средах, когда коррозия протекает с кислородной деполяризацией, и, следовательно, в условиях повыш. катодной поляризуемости металла. Существуют два варианта катодной защиты. В первом варианте требуемое смещение электродного потенциала достигается путем катодной поляризации с помощью внеш. источника тока и вспомогат. инертных анодов (защита с наложенным током) во втором - посредством контакта его с массивными электродами из более электроотрицат. металла, к-рые, анодно растворяясь, обеспечивают протекание катодного тока к защищаемой конструкции (гальванич. защита). В качестве жертвенных анодов используют сплавы. Первый вариант применяют для защиты протяженных конструкций, обычно в комбинации с изолирующими покрытиями, в средах как с низким, так и с высоким электрич. сопротивлением. Преимущество его-в легкости регулирования защитного тока и поддержании защитного потенциала даже в условиях изменения изолирующих св-в покрытия во времени. Однако при использовании катодной защиты с наложенным током др. металлнч. конструкция, расположенная вблизи защищаемой, может служить проводником и подвергаться усиленной коррозии. Гальванич. вариант катодной защиты обычно применяют для 3. от к. небольших конструкций с хорошим покрытием и низким потреблением тока или для локальной защиты. Обычио при этом не наблюдается коррозия соседних металлич. конструкций. [c.166]

Применение полярографии в нейтральных и щелочных растворах наиболее целесообразно для определения небольших концентраций рения, так как восстановление в этих условиях протекает с участием восьми электронов, а в кислых — с участием трех. В работе Рубинской и Майрановского [1322] сообщается, что наиболее вероятно трехэлектропное восстановление Re(VII) до Re(IV) как в щелочных, так и в нейтральных растворах. Электродный процесс сопровождается диспропорщюнированием неустойчивых проыегкуточных продуктов реакции. [c.155]

Равновесный потенциал электрода можно определить непосредственно из эксперимента, используя обычную потенциометрическую схему, однако наличие побочных и вторичных процессов в электродной системе сильно маскирует истинное значение величины Е (к маскирующим процессам относятся пассивация электродов, образование соединений с выделяющимися продуктами и т. д.). В электрохимии водных растворов за нулевой электрод сравнения при определении равн исследуемого электрода принимают стандартный водородный. Кроме, него в водных растворах употребляют еще несколько электродов сравнения с точно известным потенциалрм — каломельный, хингидроновьш, хлорсеребряный и др. [c.260]

Основная причина влияния скачка потенциала на скорость элек-трохимичес1сих реакций заключается в том, что скорость таких реакций лимитируется стадией переноса заряда, энергия активации которого является функцией потенциала на границе металл-раствор. В подобных случаях количественная связь между скоростью электрохимического процесса и электродным потенциалом описывается уравнением, носящим название уравнение Фольмера-Фрумкина. Применительно к реакции (4.1) для простейшего случая протекания процесса в одну стадию, т.е. при одновременном отщеплении п электронов, это уравнение имеет вид [c.81]

В описанных случаях создание надлежащей кислотности фона необходимо для протекания химической реакции в растворе, электродный же процесс восстановления элементарного иода или окисления иодид-иона до иода почти не зависит от кислотности среды. Иначе обстоит дело при восстановлении на платиновом электроде кислородсодержаших анионов — перманганата, бихромата и ванадата, имеющих большое применение в практике амперометрического титрования. Восстановление этих анионов на платиновом электроде происходит необратимо. Это значит, что если в растворе присутствуют одновременно окисленная и восстановленная ормы, например СГ2О7 и Сг , то непрерывной катодно-анодной [c.74]

С другой стороны, скорость стадии разряда, независимо от знака заряда разряжающихся частиц, должна быть тем выше, чем больше абсолютная величина разности потенциалов фа —г151 . Конечно, при любом значении 1 )1-потенциала мы можем увеличить эту разность и тем самым ускорить электродный процесс, изменяя электродный потенциал фа. Однако это приведет к резкому снижению коэффициента полезного использования электрической энергии, как уже отмечалось при рассмотрении реакции разложения воды на водород и кислород. Поэтому следует искать такого пути изменения скорости схадаи разряда, который ис был бы связан с изменением электродного потенциала. Ясно, что при использовании электрода из даншого металла и при заданной температуре этот путь будет связан с изменением г )1-потенциала за счет изменения состава раствора. [c.84]

Электроды сравнения. Применяемые обычно в водных растворах электродные пары А /А + и Hg/Hg+ в ДМФ ведут себя неудовлетворительно. Был использован электрод Ag/Ag", но, по сообщению разных исследователей, ионы Ag+ постепенно восстанавливаются диметилформамидом, что обусловливает нестабильное поведение электрода. Неудовлетворительное поведение электрода Hg/Hg+ вызвано медленным диспропорциониро-ванием НдгС12 в ДМФ. Однако, по данным Гивена и сотр. [5], аноды со стационарным ртутным электродом стабильны в галогенидных растворах в ДМФ. Эти авторы показали, что реакции на поверхности ртути в галогенидных растворах в ДМФ включают растворение ртути и образование комплексов Hg + [6]. В иодидных растворах продуктом растворения является HgI4 а в хлоридных — вероятно, образуется смесь комплексов Hg +. Стабильность потенциала стационарного ртутного электрода обычно приписывают тому, что ион галогена связывает ртуть по мере ее растворения в процессе снятия полярограмм, что предотвращает рост активности ионов Hg2+. [c.25]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология