Окислители стандартные электродные потенциалы

Металлы, обладающие более отрицательным стандартным электродным потенциалом, могут быть использованы для вытеснения (восстановления) металлов с более положительным стандартным электродным потенциалом из водных растворов их солей. Отсюда следует, что все металлы, стандартный электродный потенциал которых отрицателен, могут вытеснять водород из водных растворов кислот, а в некоторых случаях — и из воды. Металлы, стандартный электродный потенциал которых положителен, не вытесняют водород из водных растворов кислот. В некоторых случаях такие металлы обладают особой химической инертностью н противостоят даже воздействию сильных окислителей. [c.237]

Значения стандартных потенциалов металлических электродов в водных растворах приведены в табл. 20, которая является одновременно и рядом напряжения. Стандартные электродные потенциалы металлов указывают на меру восстановительной способности атомов металла и меру окислительной способности ионов металла. Чем более отрицательное значение имеет потенциал металла, тем более сильными восстановительными способностями обладает этот металл. Например, литий, имеющий наиболее отрицательный стандартный потенциал, относится к наиболее сильным восстановителям. И наоборот, чем более положителен потенциал металлического электрода, тем более сильными окислительными способностями обладают его ионы. Из табл. 20 видно, что к наиболее сильным окислителям принадлежат ионы золота, платины, палладия, серебра и ртути. [c.192]

Та, вторая полуреакция, имеющая большее положительное или меньшее отрицательное значение потенциала, обладает более высокой способностью к приему электронов. Именно так это уравнение и записано в таблице стандартных электродных потенциалов, а вещества, находящиеся перед знаком равенства в уравнении полуреакции — окислители. [c.263]

Взаимодействие металлов с хлороводородной (соляной) кислотой. Окислителем в соляной кислоте, так же как и в воде, является ион водорода. Стандартный электродный потенциал водородного электрода приравнен к нулю. Поэтому принципиально все активные металлы и металлы средней активности должны реагировать с кислотой. Так оно и есть, однако проявляется пассивация свинца [c.331]

По степени термодинамической неустойчивости все металлы делят на пять групп (Н. Д. Томашов), согласующиеся с их положением в ряду напряжений (табл. 11.5). Группу металлов повышенной термодинамической нестабильности составляют металлы, имеющие значение стандартного электродного потенциала меньше, чем потенциал водородного электрода при pH 7 (-0,413 В). К ним относятся ЕЬ, Сз, Ва, 8г, Са, Na, Mg, А1, Т1, Ът, Мп, Сг, Ъп, Ее. Эти металлы могут корродировать даже в нейтральных средах, т. е. при создании необходимых условий окисляются водой. Конечно, эти металлы корродируют и в кислых средах — под действием кислот, а также под действием других окислителей и, в частности, кислорода. При этом формально протекает следующий процесс [c.687]

ИОДОМЕТРИЯ, титриметрический метод определения восстановителей, основанный на реакции 1 -I- 2е 31- (стандартный электродный потенциал +0,536В). Титрант — р-р Ь в водном р-ре KI. При обратном титровании избыток 1 титруют стандартным р-ром Na2S2 03. Конечную точку устанавливают по исчезновению или появлению окраски иода (иногда — в слое орг. р-рителя) или с помощью индикатора — крахмала. Часто И. называют метод определения ионов Н+ по кол-ву иода, выделивщегося в р-ции Ю -I--I- 51 + 6Н+ ii ЗЬ + ЗН2О. Косвенная И.— метод определения окислителей по кол-ву иода, образовавшегося при их взаимод. с KI. В обоих случаях выделившийся Ь от- [c.224]

Отношение металлов к электрохимической коррозии определяется величинами их стандартных (нормальных) электродных потенциалов. По этому признаку все металлы можно разделить на следующие четыре группы 1) повышенной активности (повышенной термодинамической нестабильности) —от щелочных металлов до кадмия (стандартный электродный потенциал = =—0,4 В). Эти металлы корродируют даже в нейтральных водных средах, не содержащих кислорода и окислителей. Они могут окисляться ионами водорода, находящимися в воде н в нейтральных водных средах 2) средней активности (термодинамически нестабильные), от кадмия до водорода ( =0,0 В). Данные металлы устойчивы в нейтральных средах при отсутствии кислорода, но в кислых средах подвергаются коррозии и в отсутствие кислорода [c.192]

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]

Сведения о различных состояниях окисления и стереохимии соединений хрома приведены в [213]. Хром имеет следующие состояния окисления 2—, 1 —, О, 14-, 2+, 3 -, 4 -, 5-Ь, 6 -. Наиболее устойчивы соединения Сг(1П) и Сг(У1). Нормальный стандартный электродный потенциал реакции Сг + Зе л Сг равен 0,71 в [397]. Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы ионов хрома приведены в табл. 3 [397]. Соединения Сг(У1) — довольно сильные окислители, а соединения Сг(П) — сильные восстановители. Потенциал в системе Сг(1П)/(Сг(11), как видно из табл. 3, очень сильно зависит от природы присутствующих в растворе анионов, образующих комплексные соединения с ионами Сг(П1) и Сг(П). Значения ионных радиусов Сг(У1), С1 (П1) и Сг(П) равны соответственно 0,35, 0,64 и 0,83 А [396]. [c.12]

Чем меньше алгебраическая величина стандартного электродного потенциала металла, тем выше восстановительная способность этого металла и тем ниже окислительная способность его ионов. Как следует из этого ряда, металлический литпй — самый сильный восстановитель, а золото — самый слабый. И наоборот, ион золота — самый сильный окислитель, а ион лития — самый слабый (на рис. 5.5 возрастание этих свойств указано стрелкой). [c.159]

Направление протекания ОВР. В качестве окислителя всегда выступает ОФ с большим значением стандартного электродного потенциала [c.161]

Если система, в которой проводят электролиз, содержит различные окислители, то на катоде будет восстанавливаться наиболее активный пз них, т. е. окисленная форма той электрохимической системы, которой отвечает наибольшее значение электродного потенциала. Так, при электролизе кислого водного раствора соли никеля при стандартных концентрациях (или, точнее, активностях) ионов Н+ и Ni + [c.189]

Взаимодействие с водой. Окислителем в воде формально является ион водорода. Поэтому принципиально окисляться водой могут те металлы, стандартные электродные потенциалы которых ниже потенциала ионов водорода в воде. Последний зависит от pH среды [c.330]

Озон (Тпл = 80,3 К Гкип= 161,1 К). Молекула озона Оз имеет угловое строение угол между связями равен 116°, длина связи 0 = 0, / = 0,1278 нм. Основное состояние молекулы Оз отвечает заполнению электронами молекулярных орбиталей (а ) (Яр х X (ор ) . Остальные электроны заполняют несвязующие орбитали. При нормальных условиях это газ синего цвета. Жидкий озон — темно-синего цвета. Стандартная теплота образования О3 АЯ = = 149,8 Дж/моль, т. е. это весьма непрочное соединение. Озон — сильнейший окислитель стандартный электродный потенциал О3 равен 2,07 В. Он способен окислить золото, платину и иридий, легко переводит сернистые соединения в сульфаты, аммиак — в нитриты и т. д., как это видно из приведенных ниже реакций [c.426]

В заключение отметим, что сопоставление окислительной и восстановительной способности различных пар окислитель — восстановитель с помощью стандартных электродных потенциалов предполагает, что все компоненты находятся при стандартных концентрациях. Между тем реальные концентрации растворов электролитов, как правило, существенно отличаются от стандартных. Поэтому электродный потенциал, который и является мерой окислительной способности соответствующей системы, может существенно отличаться от стандартного. [c.299]

Таким образом, при электрохимической коррозии (как в случае контакта разнородных металлов, так и в случае образования гальванических микроэлементов на поверхности одного металла) поток электронов направлен от более активного металла (с меньшей величиной электродного потенциала) к менее активному проводнику (с большей величиной электродного потенциала) и более активный металл корродирует. Скорость коррозии тем больше, чем дальше расположены друг от друга в ряду стандартных электронных потенциалов металлы, из которых образовался гальванический элемент (гальваническая пара). На скорость коррозии влияет и характер раствора электролита. Чем меньше его pH, а также чем больше содержание в нем окислителей, тем быстрее протекает коррозия. Значительно возрастает коррозия с ростом температуры. [c.252]

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]

Как видим, стандартный электродный потенциал для первой системы выше, чем для второй. Следовательно, при контакте первая система выступит в качестве окислителя, вторая — в качестве восстановителя. Иными словами, первая реакция протекает слева направо, вторая — справа налево, т. е. ионы Ре окисляются до ионов Ре "", а ионы Мп04 восстакавливаются до ионов [c.221]

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]

Взаимодействие с концентрированной серной кислотой. В концентрированной серной кислоте в роли окислителя формально выступает сера в степени окисления -1-6, входящая в состав сульфат-иона ЗО . Поэтому концентрированной кислотой окисляются все металлы, стандартный электродный потенциал которых меньше, чем электродный потенциал окислителя. Максимальное значение электродного потенциала в электродных процессг1ос с участием сульфат-иона в качестве окислителя равно 0,36 В. Поэтому с концентрированной серной кислотой реагируют и некоторые малоактивные металлы [c.332]

I. Металлы повышенной активности (повышенной термодинамической нестабильности) — от щелочных металлов до кадмия (стандартный электродный потенцила Е° —0,4 В). Эти металлы кородируют даже в нейтральных водных средах, не содержащих кислорода и окислителей. Они могут окисляться ионами водорода, находящимися в воде и в нейтральных водных средах. [c.225]

Мо([П), Ti(ni), V(IV), SO l Pe( N)6l , а также орг. веществ — гидрохинона, аскорбиновой к-ты и др. Часто к Д. относят метод обратного феррометрич. титрования, осно ванный па реакции Ре + -Ье Ре + (стандартный электродный потенциал -1-0,771 В) примен. для определения таких окислителей, как хлораты и нитраты [эти в ва восстанавливают стандартным р-ром соли Ре(Н), избыток к-рой оттитровывают Дихроматом]. [c.191]

В весовых кол-вах Н. не получен, его св-ва исследовались с использованием десятков атомов. Первые сведения о хим. св-вах Н. получены в 1967 в СССР. Методом фронтальной газовой хроматографии было показано, что Н. образует нелетучий хлорид, в хроматографич. колонке ведет себя подобно лантаноидам. m и, следовательно, является представителем актиноидов. В кислых р-рах в отсутствие окислителей Н. существует в виде иона No , к-рый соосаждается с BaS04, но остается в р-ре при образовании осадка ЬаРз. При экстракции с использованием триоктиламина и ди(2-этилгексил)фосфорной к-ты, ионном обмене и экстракц. хроматографии Н. ведет себя подобно Ве , Mg , Са , Сг , Ва и Ra и м.б. легко отделен от лантаноидов и актиноидов, имеющих степень окисления + 3. Действием перйодат-, пероксидисульфат- и бромат-ионов No м.б. окислен до No . Стандартный электродный потенциал для No(n)/No(ni) от - 1,4 до - 1,5 В. [c.287]

Окислительное действие кислорода. Молекулярный кислород— сильный окислитель, под действием которого окисляются многие органические и неорганические соединения. В результате присоединения электронов к Оа образуются ионы парамагнитный надпероксид-ион Ог (называемый также гипероксо-ионом, супероксо-ионом и т. п.) и диамагнитный пероксид-ион ОГ (пероксо-ион, пероксогруппа, кислородный мостик) при этом следует учесть, что достоверную величину сродства к электрону для Ог в вакууме получить не удалось (табл. 3.2). В водном растворе в зависимости от условий в той или иной форме протекают реакции с образованием различных соединений. В табл. 3.3 приведены значения электродных потенциалов для ряда реакций окисления и связанных с ними систем. Стандартный электродный потенциал о связан с изменением гиббсовской энергии реакции с другой стороны, его можно связать также с константой равновесия реакции /С [c.95]

Изметение потенциала Е отдельного электрода в зависимости от концентраций окислителя, восстановителя и других веществ, участвующих в полуреакции, выражается через стандартный электродный потенциал Е° посредстюм уравнения Нернста (11). Для электродного потенциала активности водорода и водородного иона равны единице и поэтому их логарифмы равны нулю. [c.19]

Проблема, связанная с заменой растворителя, обсуждалась многими исследователями [5—12]. Коэтзи, Мак-Гире и Гедрек [10] отмечали, что помимо диффузионного потенциала на обратимые потенциалы полуволны при замене растворителя могут влиять другие факторы изменение свободной энергии сольватации, изменение степени комнлексообразования, коэффициентов активности и степени ассоциации ионов. Эти трудности в принципе могут быть устранены, если проводить все измерения относительно стандартного электродного потенциала или же относительно обратимого полярографического или вольтамперометрического потенциала полуволны такой редокс-пары, которая не взаимодействует с растворителем и на которую, следовательно, не влияют происходящие в нем изменения. Стре лов и сотр. [7, 8] перечисляют желательные для такой пары свойства. Окисленная и восстановленная формы должны быть растворимыми, ионы должны иметь сферическую форму, большой ионный радиус и малый заряд. Реакция должна быть быстрой и обратимой. Пара не должна быть ни сильным восстановителем, ни сильным окислителем. Плесков [5, 6] предложил пару рубидий — рубидий (I), но энергия сольватации для рубидия (I) не остается постоянной при переходе от растворителя [c.27]

В заключение отметим, что еспоставление окислительной и восстановительной способности различных пар окислитель— восстановитель с помощью стандартных электродных потенциалов предполагает, что все компоненты находятся при стандартных концентрациях. Между тем в растворах электролитов возможны очень существенные отклонения от таких концентраций. За счет этого отклонения электродный потенциал, а следовательно, и окислительная способность соответствующей пары могут существенно отличаться от стандартного потенциала. [c.260]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология