Относительная активность ионов водорода

Иногда к электродам первого рода относят газовые электроды, обратимые относительно катиона или аниона. Такие электроды состоят из инертного металла, находящегося в одновременном контакте с газом и с раствором, содержащим ионы этого газа. Например, в водородном электроде имеется платиновая пластинка, покрытая слоем электролитической платины для обеспечения достаточной площади поверхности и опущенная в раствор, содержащий ионы водорода. К платиновой пластинке подводится газообразный водород, постоянно обтекающий ее поверхность. Водородный электрод называется стандартным (или нормальным), если активность ионов водорода в растворе а > [c.238]

ОТНОСИТЕЛЬНАЯ АКТИВНОСТЬ ИОНОВ ВОДОРОДА [c.200]

На основании установленных закономерностей представляется возможным измерение относительной активности ионов водорода в водно-спиртовых растворах. Для этих целей можно применить обычный рН-метр со стеклянным электродом, так как потенциал последнего проявляет почти теоретическую зависимость от ионов водорода, если содержание спирта не превышает 90%. Обратимся к выбору шкалы pH и установлению точек отнесения в спиртовой среде. [c.202]

Таким же образом, как определяют относительную активность иона водорода в растворе в виде щкалы pH, может быть определена и относительная активность электрона [c.267]

Поскольку активность ионов водорода в стандартном растворе равна единице, относительная активность a + оказывается численно равной активности ионов водорода в данном растворе и, следовательно, для расчета pH ее можно логарифмировать. Молярная концентрация в стандартном растворе также равна единице, поэтому относительная концентрация в данном растворе совпадает с молярной концентрацией и для приближенного расчета pH в растворах невысоких концентраций можно брать логарифм этой величины. Эту оговорку всегда следует иметь а виду, когда производится логарифмирование. [c.40]

Нормальный водородный электрод принадлежит к обратимым электродам первого рода, поскольку он обратим относительно только одного из ионов в растворе — водорода. Этот электрод представляет в наиболее простой форме и-образную трубку с одним закрытым концом (рис. 16), в который введена платиновая проволочка с приваренной к ней платинированной платиновой пластинкой (т. е. платиной, электролитически покрытой слоем губчатой платины, что увеличивает поверхность соприкосновения металла с водородом). Трубка заполняется раствором кислоты с активностью ионов водорода, равной единице. [c.47]

Нормальный водородный электрод принадлежит к обратимым электродам первого рода, поскольку он обратим относительно только одного нз ионов в растворе — водорода. Этот электрод представляет в наиболее простой форме и-образную трубку с одним закрытым концом (рис. 20), в который введена платиновая проволочка с приваренной к ней платинированной платиновой пластинкой (т. е. платиной, электролитически покрытой слоем губчатой платины, что увеличивает поверхность соприкосновения металла с водородом). Трубка заполняется раствором кислоты с активностью ионов водорода, равной единице. Затем в закрытое колено впускают чистый водород под давлением 1 атм. Газ поднимается вверх, создает в конце колена газовый пузырек и адсорбируется на платине. Молекулы Н2 в платине частично диссоциируют на ионы водорода [c.64]

Стандартные химические нотенциалы неизвестны, и поэтому ф° и абсолютный скачок нотенциала ф не могут быть рассчитаны. Нет также экспериментальных методов измерения абсолютного скачка нотенциала на границе электрод - раствор. Поэтому для сопоставления значений нотен-циалов различных электродов условились измерять их относительно нотенциала равновесного водородного электрода в стандартных условиях, нри которьк активность ионов водорода в растворе равна единице, а давление водорода равно нормальному атмосферному давлению. Нормальное атмосферное давление в единицах СИ равно 1,013-10 На, однако но водородной шкале потенциалов нормальное давление условно принято равным единице. Выражение для равновесного абсолютного скачка нотенциала в случае водородного электрода нри давлении газообразного водорода, равном нормальному атмосферному давлению, можно записать в виде [c.42]

В тех случаях, когда измеряется э. д. с. ячейки, вопрос об электроде сравнения отпадает, поскольку величина э. д. с. численно равна разности двух электродных потенциалов. Когда же с помощью уравнения Нернста рассчитывают электродные потенциалы, нельзя не учитывать потенциал электрода сравнения. Электродные потенциалы всегда рассматривают относительно электрода сравнения. В настоящее время для их вычисления применяют водородную шкалу, в которой за нуль принят потенциал стандартного водородного электрода (СВЭ) с активностью ионов водорода в растворе, равной единице, и давлением водорода, равном 0,1013 МПа. [c.107]

Поэтому для сопоставления равновесных величин потенциалов различных электродов их измеряют относительно стандартного водородного (нормального) электрода, который изготовлен из платины, покрытой слоем губчатой платины, и погружен в раствор кислоты с активностью ионов водорода а + = 1 при продувании через раствор пузырьков водорода под парциальным давлением Рн, = 0,1 МПа. Схема указанного электрода приводится практически в любом учебнике по электрохимии. [c.199]

Ионселективным электродом называют индикаторный или измерительный электрод с относительно высокой специфичностью к отдельному иону или типу ионов. Самым первым ионселективным электродом, который получил широкое практическое применение, был стеклянный электрод, используемый для измерения pH — активности ионов водорода. [c.43]

Величину Ef называют также стандартным потенциалом полуреакций, протекающих на катоде и аноде (в нашем случае на цинковом и платиновом электродах соответственно). Абсолютное значение измерить нельзя, так как в любой гальванической ячейке протекают две полуреакции и э. д. с. такой ячейки равна, разности электродных потенциалов. Поэтому пользуются относительными величинами электродных потенциалов. Условно принимают равным нулю потенциал водородного электрода (платиновый электрод в растворе кислоты, насыщенной газообразным водородом) при 25°С, давлении водорода 10,10.10 Па и при концентрации (активности) ионов водорода, равной I моль/л . [c.49]

Потенциометрическое кислотно-основное титрование заключается в определении изменения потенциала соответствующего индикаторного электрода относительно электрода сравнения в зависимости от объема добавленного, титранта. Причем индикаторный электрод является чувствительным к активности ионов водорода в растворе. Кривые титрования имеют вид, показанный на рис. 5-2 точка эквивалентности может быть определена из графика визуально или путем графического анализа всей кривой титрования. [c.165]

Водным контрольным раствора.м, по которым стандартизируют стеклянный электрод рН-метра, были приписаны значения pH (8), основанные на стандартном контрольном состоянии и условии для активностей, подобном условию, приведенному в уравнении (36). Если бы не было неопределенного остаточного диффузионного потенциала Е , то этот практический гальванический элемент позволял бы определять активности иона водорода по условной шкале, отнесенной к тем стандартным растворам, по которым гальванический элемент был отрегулирован перед измерениями. Поэтому инструментальные значения pH, определенные в неводных или смешанных растворителях, формально могут быть выражены в единицах р/ н относительно стандартного состояния в воде следующим образом [c.342]

Относительно неводных растворов остается в силе условие, по которому равен нулю потенциал стандартного водородного электрода, т. е. электрода с идеальным газом при атмосферном давлении, в растворе с активностью ионов водорода, равной единице. С помощью этого условия и методов, подобных описанным выше, были определены стандартные потенциалы ряда электродов в метиловом и этиловом спиртах и в жидком аммиаке. [c.334]

Чтобы определить шкалу pH, более целесообразно прибегнуть к выражению не через термодинамические представления. В поиске такого выражения существенную помощь оказывает тот факт, что главным назначением шкалы pH является определение относительных кислотности и щелочности системы. Таким образом, мы прежде всего заинтересованы в таком определении, которое позволило бы проводить измерение кислотности, даже если бы оно и не давало истинную активность ионов водорода. Попытаемся при этом построить шкалу pH, согласующуюся насколько возможно с термодинамическим определением. Учитывая последнее, обратимся вновь к уравнению (12-56). Когда разработаны методы определения pH стандартного раствора и измерена э. д. с. ячейки, неизвестной величиной в уравнении будет постоянная величина Е° -1- Е ). Если даже принять, что эта величина может изменяться каким-либо образом с изменением pH, можно приготовить серию стандартных растворов с различными значениями pH. Наконец, можно даже отказаться от термодинамического соотношения и, в конце концов, найти способ измерения какого-либо свойства, связанного с кислотностью. В основном в настоящее время метод определения шкалы pH таковым и является. [c.545]

Э., д. с. рассматриваемой ячейки определяет активность иона водорода, который появляется в результате диссоциации слабой кислоты. Концентрации [НА] и [А ] находят из известных количеств кислоты и соли, введенной в раствор. Таким образом, с учетом соответствующих поправок может быть вычислена константа равновесия. В этой ячейке водородный электрод обратим относительно ионов водорода и является эталоном для определения их активности в растворе. Его поэтому называют индикаторным электродом. [c.43]

В этом случае величина pH обозначает кислотность по отношению к стандартному состоянию, определяемую по предельному относительному поведению ионов водорода в испытуемом растворителе [82], а величина рШ — это pH водного буферного эталона с поправкой на жидкостное соединение и на коэффициент активности переноса [c.104]

Предположим, что различие потенциалов жидкостного соединения при калибровке и измерениях pH, описанных в задаче 13, составляет — 0,0005 В. Рассчитайте в процентах относительную ошибку определения pH и активности ионов водорода [c.461]

Равновесный водородный электрод при активности ионов водорода в растворе, равной 1 г-ион/л (рН = 0), и парциальном давлении водорода, равном 0,098 МПа, принят за эталон, по отношению к которому определяют значения всех других стандартных электродных потенциалов. Нормальный водородный электрод показан на рис. 1.3, а на рис. 1.3,6 показано, как составляется цепь из водородного и другого электрода при измерении относительных электродных потенциалов. [c.33]

Измерения производят относительно потенциала другого электрода, называемого электродом сравнения. В качестве последнего выбирают такой электрод, потенциал которого практически не зависит от активности ионов водорода, например, каломельный, хлор-серебряный. [c.28]

Как указывалось выше, ОВ потенциал характеризует электрическую энергию, эквивалентную свободной энергии окислительно-восстановительной полуреакции. Поскольку, как показал А. П. Фрумкин [24] (подробнее см. ниже), принципиально невозможно создать электрод с абсолютным нуль-потенциалом, то для измерения ОВ потенциала электрода, соответствующего определенной полуреакции. необходимо выбрать ОВ потенциал сравнения, или потенциал сравнительного электрода. С этой целью выбирают один из электродов с хорошо воспроизводимой полуреакцией, протекающей в строго заданных (стандартных) условиях, и принимают его потенциал условно равным нулю (относительный нуль-потенциал). В качестве такого электрода использован стандартный или, по старой терминологии, нормальный водородный электрод (с. в. э., но чаще н. в. э.), которому соответствует полуреакция (1.6) при активности ионов водорода он+=1 моль/дмз, летучести газообразного водорода 1 атм (1,013-10 гПа) ) и при любой температуре. При давлении. [c.13]

Записывая равновесную электродную реакцию, рекомендуется в левой части уравнения ставить окисленную форму О, а в правой — восстановленную форму К. Значения стандартного потенциала электродных реакций Е°, как правило, приводятся относительно потенциала стандартного водородного электрода. Если Е° приводится относительно другого электрода сравнения, то это следует специально оговаривать. Поскольку нельзя приготовить раствор с активностью ионов водорода, равной 1, то при измерениях электродных потенциалов используют другие электроды сравнения, нанример, каломельный, хлор- [c.9]

Относительно просто получить экспериментальные зависимости окислительного потенциала от pH при постоянстве общих концентраций окисленной и восстановленной форм и кислоты. При использовании кривых этой зависимости для нахождения состава комплексов необходимо помнить, что в некоторой области pH величина углового коэффициента линейного участка может быть искажена протолитической диссоциацией кислоты. Действительно, угловой коэффициент определяется не только числом молекул НА или анионов А и ОН", координированных катионами металла в обеих степенях окисления, но зависит также от активности ионов водорода, так как, согласно уравнению ( .27) [c.144]

Для сопоставления равновесных потенциалов различных электродов условились измерять их относительно так называемого нормального или стандартного водородного электрода, представляющего собой платину, покрытую слоем губчатой платины и опущенную в раствор кислоты с активностью ионов водорода [c.40]

Как уже отмечалось [41], в принципе относительные активности ионов водорода могут быть установлены экспериментально для значительного числа неводных и смешанных с водой растворителей. Можно предполагать, что в большинстве этих растворителей ион водорода должен иметь определенную структуру. Экспериментально найденные отношения активностей ионов водорода равны произведению отношений концентраций ионов водорода и их коэффициентов активности, которые в значительной степени отражают межионные взаимодействия в каждом растворителе. Иные эффекты среды в данном случае не наблюдаются. С другой стороны, оценки активностей протона или его способности переходить из раствора в растворителе А по отношению к раствору в растворителе В чисто спекулятивны. Для какого-либо количественного обоснования этих оценок необходимо знать тенденцию перехода протона из ионов водорода в структуре А относительно таковой в структуре В (ср. с рис. 1). Другими словами, нужны данные о разности химических потенциалов протона в стандартных состояниях в двух растворителях. К ним можно отнести RT 1ПпгУн- [c.331]

При строгом подходе следовало бы отметить, что величины, имеющие размерность, не логарифмируются и под знаком логарифма в (3.16) находится относительная активность (3 +), или активность ионов водорода в данном растворе (ан+), отнесенная к его активности в стандартном растворе (0 +) [c.39]

Д. Н. Стржеско и И. А. Тарковской [17, 25, 26] показано, что окисленный уголь, получающийся при обработке обычного активного угля-анионита окислителями, представляет собой полифункциональный катионит, основная часть обменной емкости которого обусловлена обычными функциональными группами типа карбоксильных и фенольных, остальная часть — относительно свободными ионами водорода, образующими наружную обкладку двойного электрического слоя. Окисление поверхности угля коренным образом меняет его адсорбционное поведение в растворах электролитов. [c.50]

Выше отмечалось, что потенциал стандартного водородного электрода (СВЭ) в растворе кислоты с активностью ионов водорода, равной единице, при давлении водорода 1 атм принят равным нулю. Первоначально за нуль принимали потенциал водородного электрода в растворе серной кислоты с концентрацией ионов водорода 1 моль/л. Во избежание недоразумений измеренные относительно этого электрода потенциалы называют пормальньши потенциалами, а электрод - нормальным водородньш электродом (НВЭ). Потенциалы СВЭ и НВЭ можно считать практически равными друг другу, если только измерения не проводятся с особо высокой точностью. [c.115]

Относительно высокая концентрация ионов НСО3 во внутреннем растворе гарантирует прямую связь между концентрацией СОг во внешнем растворе и активностью ионов водорода во внутреннем растворе. В качестве ион-селективного электрода на водородный ион используют обычный стеклянный электрод, а градуировка основана на уравнении Нернста. Измерение pH можно использовать и для определения других газов, таких, как 80г или N02. Подходящие химические реакции приведены в табл. 7.7-3. [c.498]

Низкозарядные ионы марганца, образующиеся в процессе восстановления МПО4-ИОНОВ, сами способны окисляться перманганатом в более высшие степени окисления. Поэтому состояние динамического равновесия, устанавливаемого между указанными ионами, зависит от концентрации (активности) ионов водорода и избытка Мп04. Так как реакции окисления-восстановления, совершаемые в присутствии КМПО4, протекают с измеримой скоростью, то во избежание образования промежуточных форм-окисления ионов марганца титрование раствором перманганата рекомендуется проводить относительно медленно, при определенных значениях [Н ] и температуры. [c.191]

Давно установлено, что термодинамические. методы позволяют изучать свойства лишь комбинаций ионов, особенно нейтральных комбинаций, но не могут дать точной инфор.мации относительно активности индивидуальных ионов. Тем не менее удобно н полезно pa ютpeть стеклянный водородный электрод и более новые ионоселективные электроды, электрохимически реагирующие на свойства отдельных видов ионов. Можно показать, что таким свойством иона, на изменение которого реагирует потенциал ионоселективного электрода, является активность. Ранее было сформулировано [1], 12] практическое условие для определения активности ионов водорода, а стандарты pH, основанные на этом условии, рекомендованы для международного использования. [c.463]

Для многих стекол член Коб ив1Ии)Ъ мал по сравнению с активностью ионов водорода щ при pH раствора ниже 9. В этих условиях вместо уравнения (17-19) можно использовать уравнение (17-14). Однако при высоких концентрациях однозарядных катионов и при более высоких значениях pH второй член в уравнении (17-19) играет чрезвычайно важную роль в определении Е. Величина oб(t в/i/н)Ьl определяется составом стеклянной мембраны данный параметр относительно мал для стекол, предназначающихся для работы в щелочных растворах. Таким электродом являет- [c.431]

Сёренсен определял концентрацию ионов водорода в растворах, основываясь на результатах измерения элект-ропроводпости. Он установил, что потенциал 0,1 н. каломельного электрода равен 0,338 В относительно нормального водородного электрода. В 1924 г. он повторил расчеты и получил более точную величину 4-0,3357 В [653]. Введенная позднее поправка пренебрежимо мала, поэтому мы и по сей день пользуемся именно этой величиной. Следует заметить, что по величинам pH, установленным методом измерения э.д.с., нельзя точно определить концентрацию, поскольку электродный потенциал зависит не от концентрации, а от активности ионов водорода. Однако в аналитической практике можно пользоваться первоначальным определением Сёренсена, поскольку каких-либо существенных ошибок при этом не возникает. [c.235]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология