Нормальные окислительно-восстановительные потенциалы Е по отношению к нормальному водородному электроду при

Цериметрия в растворах хлорной кислоты дает возможность проводить титрования окислителем с таким высоким окислительным потенциалом, какой не имеет ни один из ранее известных стойких в растворе окислителей. Этот потенциал равен 1,7 в в 1 н. растворе кислоты и 1,87 в в 8 н. растворе кислоты (по отношению к нормальному водородному электроду). Титрование при таких высоких окислительных потенциалах можно проводить потенциометрическим методом или с применением обратимых окислительно-восстановительных индикаторов, таких, как ферроин или нитроферроин, у которых потенциалы перехода равны соответственно 1,06 и 1,25 в. [c.202]

Инертный проводник I рода (например, Р1), находящийся в контакте с равновесной системой (1), становится электродом данного полуэлемента —приобретает определенный потенциал, называемый окислительно-восстановительным (редокси-потенциал). Знак и величина его измеряются по отношению к нормальному водородному [c.327]

В окислительно-восстановительных реакциях, протекающих в растворах между сложными веществами, количественным выражением меры стремления электронов к переходу от одних атомов или ионов к другим служат стандартные окислительно-восстановитель-ные потенциалы. Они определяются экспериментально по отношению к так называемому водородному электроду, нормальный потенциал которого принимается за нуль. Таким образом, нормальный водородный электрод играет роль эталона сравнения, потому что с ним сопоставляют потенциалы других электродов. Ряд стандартных потенциалов называется также рядом напряжения. В этом ряду каждый свободный металл вытесняет из растворов солей все металлы, которые следуют за ним. Металлы, стоящие ранее водорода, вытесняют его из растворов кислот. [c.44]

Систематическое изучение протолитических равновесий в окислительно-восстановительных системах начинается работами Кларка с сотрудниками [22—24]. В этих работах рассмотрена сложная зависимость окислительного потенциала от протолитических процессов, протекающих в окислительно-восстановительных системах. Состояние вещества в раство-при протолитических равновесиях существенным образом зависит от pH раствора и от способности тех продуктов, которые образуют окислительно-восстановительную систему, присоединять или отщеплять ион водорода или гидроксил. Метод Кларка основан на изучении зависимости окислительного потенциала, измеренного по отношению к нормальному водородному (или каломельному) электроду, т. е. величины ф или ф" от pH раствора. Кривая названной зависимости состоит из линейных участков, соединенных друг с другом плавными изгибами. Анализ этой кривой позволяет по точкам пересечения линейных участков определять величины констант окисленной и восстановленной форм вещества. Какой из форм— окисленной Или восстановленной — соответствует та или иная константа диссоциации определяется по характеру изменения тангенса угла, наклона линейных участков. Тангенс угла наклона — величина кратная — (где п — число электронов, [c.47]

Одновременно в таблице 19 приведены стандартные окислительновосстановительные потенциалы Е°, которые измерены для систем типа (10), находящихся в равновесном состоянии но отношению к нормальному водородному электроду (окислительно-восстановительный потенциал этого электрода обычно принимают равным нулю). [c.90]

Пользуясь потенциалом пар, измеренным по отношению к нормальному водородному электроду (потенциал его условно принят за нуль), можно судить об окислительной и восстановительной активности входящих в состав этих пар окислителя и восстановителя. Чем больше [c.107]

Из уравнения (189) следует, что, если [окисл.] = [восст.], то окисл = °окисл, т. е. потенциал редокс-системы, наблюдаемый при равенстве концентраций (активностей) окисленной и восстановленной формы, является нормальным окислительно-восстановительным потенциалом. Нормальные окислительно-восстановительные потенциалы многих систем в настоящее время измерены по отношению к нормальному водородному электроду. Некоторые из этих потенциалов приводятся в табл. 19. [c.303]

Значения стандартных (нормальных) электродных потенциалов ф°дз по отношению к водородному электроду для некоторых полуреакций указаны в табл. 2.5 приведенные данные расположены по убывающему значению отрицательного потенциала, чему отвечает падение восстановительной и рост окислительной активности. [c.195]

Силу окислителей и восстановителей можно условно оценить количественно с помощью электрохимических методов, обозначив в виде так называемых нормальных окислительно-восстановительных потенциалов (Ео). Эти потенциалы выражают в вольтах, причем их значения находят экспериментально, условно принимая за нуль потенциал нормального водородного электрода, т. е. потенциал равновесной системы, содержащей 2 н. раствор серной кислоты, насыщенный при 25° газообразным водородом. Нормальные потенциалы других систем возрастают от нуля как по мере увеличения окислительной активности данной системы, так и по мере увеличения ее восстановительной активности. Но эти значения принимают различный знак. Чаще всего для всех систем, которые являются окислителями по отношению к системе водорода, ставят знак плюс , а для всех систем, которые являются восстановителями по отношению к системе водорода, — знак минус . Значения этих потенциалов приведены в таблице на стр. 268. Каждая система, стоящая в ней выше, является окислителем по отношению к системе, стоящей ниже, независимо от абсолютного значения и знака потенциала и, наоборот, каждая система, стоящая ниже, является восстанови- [c.82]

Ф — окислительный потенциал, измеренный по отношению к нормальному водородному электроду при любых концентрациях окислительно-восстановительной системы, составе среды и pH [c.19]

Количественная зависимость окислительно-восстановительного потенциала от концентрации (по отношению к нормальному водородному электроду) выражается уравнением [c.81]

Окислительно-восстановительный потенциал каждого полуэлемента измеряется по отношению к нормальному водородному электроду. [c.332]

Окислительно-восстановительный потенциал обычно относится к нормальному водородному электроду, который определяется как имеющий нулевой потенциал. Вообще, на практике удобнее употреблять каломельный полуэлемент и вносить поправку на его потенциал. Ео в уравнении (6) имеет большое значение. Как указывалось, если концентрация окисленной формы равна концентрации восстановленной формы, то член, выражающий отношение обеих форм, будет равен нулю и наблюдаемая разность потенциалов будет равна о- о называется стандартным окислиТельно-восстановительным потенциалом и применяется для сравнения окислительно-восстановительных систем друг с другом. [c.166]

Все это приводит к выводу о том, что величина окислительновосстановительного потенциала служит мерой интенсивности процессов окисления — восстановления, протекающих в данной системе, и зависит от соотношения в ней концентраций (активностей) окисленной и восстановленной форм ионов, образующих данную систему. Величина ео в уравнениях (VH,75) и (VII,76) называется нормальным потенциалом окислительно-восстановительного электрода. Она определяется по отношению к нормальному водородному электроду и равна потенциалу данного окислительно-восстановительного электрода при условии, что активные концентрации ионов обеих зарядностей равны между собой, т. е. [Ox]=[Red]. В качестве иллюстрации в табл. 32 приведены некоторые величины нормальных потенциалов для различных окислительно-восстановительных электродов. [c.256]

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]

Другими словами, за стандартную окислительно-восстановительную систему условно принимается система Н+, H , определяющая действие водородного электрода. За стандартное стояние вддорадншх , электрода д инн мается та ве -ев стояние, при котором давление водорода Ян, = 1 атм, а активность ионов водорода в растворе ан= 1. Тогда окислительный потенциал ф измеряется в вольтах или милливольтах по отношению к нормальному водородному электроду. (В литературе его обозначают также символом /,). Такой способ отсчета удобен для растворов, в которых протекают окислительно-восстановительные реакции без участия ионов водорода или гидроксила и процесс окисления сводится только к изменению степени окисления участников реакции. Для таких реакций, если нет процессов комплексообразования и протолитических процессов, окислительный потенциал по отношению к нормальному водородному электроду не должен зависеть ат pH раствора, если изменения pH не влияют н коэффициенты активности. Для неорганических систем в качестве нуля отсчета, как правило, принимают потенциал нормального водородного электрода. Так, в частности, составлены таблицы окислительных (восстановительных) потенциалов [11, 12, 19—21]. [c.15]

Платиновый электрод, погруженный в раствор, содержащий нафтохинон и нафтогидрохинон, приобретает электрический потенциал, который можно измерить относительно полуэлемента сравнения. Термин нормальный окислительно-восстановительный потенциал , Ео, определяется как потенциал (по отношению к водородному электроду), приобретаемый электродом в растворе, содержащем хинон и гидрохинон в равных молярных концентрациях при нормальной концентрации ионов водорода (рН = 0) . Раствор нафтохинона и нафтогидро.хинона готовят путем растворения соответствующего хингидрона или путем потенциометрического тигрования нафтохинона восстановителем до средней точки кривой титрования. В растворах с неизвестной величиной pH (например, в растворах в этиловом спирте) необходимо применять водородный электрод, погруженный в тот же растворитель, который применяется для растворения нафтохинона . [c.445]

Потенциал окислительно-восстановительной системы, измеренный по отношению к обратимому водородному электроду, принятому за нуль, при условии, когда отношение концентраций окисленной и восстановленной форм равно единице, называется нормальным окислительно-восстановительным потенциалом. Так, если при указанпых условиях составить гальванический элемент из системы МпОГ + 8Н+/Мп ++ 4Н.2О и водородного электрода, то нормальный окислительно-восстановительный потенциал Ео будет равен +1,52 в. Знак + означает, что электроны движутся от водородного электрода. Если электроны движутся к водородному электроду, то знак потенциала будет отрицательный (например, Ео для 2п +/2п = —0,76 в). [c.118]

В табл. 7 даны нормальные окислительно-восстановительные потенциалы равновесных систем типа (VI 1.7), измеренные по отношению к нормальному водородному электроду, редоксо-потенциал которого условно принят равным нулю. Значений потенциалов относятся к концентрации атомов или ионов, участвующих в равновесии (VII.7), равной 1 г-ион л. [c.142]

Знак электрического потенциала по отношению к водородному электроду должен сохраняться в обозначениях электродных потенциалов. Например, потенциалы металлов, более активных, чем водород, обозначают знаком минус. Если активность катионов металла в растворе его соли не равна единице, то электродный потенциал имеет другое значение, чем при стандартных условиях. Зная нормальные потенциалы, можно вычислить э. д. с. любой гальванической пары двух металлов по алгебраической разности их нормальных потенциалов. Э. д. с. гальванической пары позволяет судить о направлении данной окислительно-восстановительной реакции в каждом отдельном с.гтучае. [c.108]

Окислительная способность хинонов (восстановительная способность диоксиаренов) характеризуется нормальным потенциалом ре-докс-системы, который определяется как потенциал полуячейки с концентрациями [Н+] — 1 ц [Хинон] = [Диоксиарен] по отношению к нормальному водородному электроду. Нил<е приведены нормальные потенциалы о некоторых хинонов (в воде при 298 К) [c.384]

Если красные ионы Ре + и светло-синие ионы Ре + находятся в равновесии, то, казалось, можно было бы измерить окислительно-восстановительный потенциал. Однако провести эти измерения с дипиридильными соединениями не удалось, по-видимому, вследствие неустойчивости образующегося комплекса с ионами трехвалентного железа. Для о-фенантролин-железного комплекса измерить точный окнслительно-восстановнтельный потенциал легче величина его по отношению к нормальному водородному электроду равна 1,06 в [91]. Вальден и Эдмондс [92] приводят слегка завышенную величину 1,14 в. [c.289]

Электроны во внешней цепи гальванического элемента перемещаются от отрицательного полюса к положительному. Отрицательным полюсом окислительно-восстановительного гальванического элемента является тот электрод, который погружен в раствор с большей способностью отдавать свои электроны. Электродные потенциалы обычно рассчитываются по отношению к нормальному водородному электроду, потенциал которого принимается за нулевую точку на щале потенциалов. [c.264]

Из уравнения для окислительно-восстановительного потенциала, не зависящего от pH, можно выключить правый член, если принять отношение активностей (или концентраций) О/В = 1. Тогда измеренный потенциал дает непосредственно для обратимого редокспотенциала характеризующую его величину Е°. При сравнении с нормальным водородным электродом Е° является нормальным потенциалом (стандартным окислительно-восстановительным потенциалом) неорганической редокссистемы. Чем сильнее окислена система, тем поло-жительнее значение стандартного °-потенциала. [c.254]

Количественной характеристикой окислительновосстановительной способности веществ, находящихся в растворах (или в контакте с ними), служат электродные, или окислительно-восстановительные, потенциалы. Если пластинку металла поместить в раствор, содержащий ионы этого же металла (например, медную пластинку погрузить в раствор СиЗОч), то на границе металла с раствором электролита возникает разность потенциалов, которая и называется электродным потел-циалом. Абсолютное значение электродных потенциалов определить нельзя, поэтому находят потенциалы электродов по отношению к какому-то электроду сравнения. Обычно определяют электродные потенциалы по отношению к так называемому нормальному водородному электроду, потенциал которого условно принят равным нулю. Некоторые значения стандартных электродных потенциалов (при температуре 298 К и активности ионов, равной единице), определенные по отношению к нормальному водородному электроду, приведены, в [c.54]

Гоксир [19] установил, что окислительно-восстановительный потенциал системы тетраметилтиурамдисульфид — диметилдитиокарбамат равен —0,34 в по отношению к нормальному водородному электроду. Его данные почти точно совпадают с данными Грегга и Тайлера [22] (—0,303 в) для диэтильной системы. Соответствующее Е° для системы Ре — е"->Ре2+ равно 0,771 в [33]. Однако известно, что двух- и трехвалентные ионы существуют только при малом pH. В щелочных средах присутствует гидроксил и потенциал для пдры РеЗ+ — Ре + становится Ре(ОН) — ->-Ре(0Н)2 -Ь ОН- с Е ", равным—0,56 в. Почти аналогичное явление наблюдается для потенциалов Си+ — Си +. На основе изложенного выше легко понять, почему диметилдитио-карбаматный ион окисляется до тиурамдисульфида ионом железа при pH 3 и ниже, в то время как при высоком pH эта реакция не протекает. Реакция восстановления тирама Си лежит в основе стандартного аналитического метода [16]. Окислительновосстановительный потенциал системы тетраметилтиурамдисульфид— диметилдитиокарбамат может приниматься во внимание только в том случае, когда он сравнивается с потенциалом металлического комплекса. [c.144]

При pH = 5 окислительно-восстановительный потенциал дитиоби-урета по отношению к нормальному водородному электроду при 25° С равен +0,102 в. [c.63]

Значение окислительно-восстановительного потенциала цистин-ци-стеиновой пары по отношению к нормальному водородному электроду при 25° С оказалось равным +0,074 в. [c.64]

Регенерация отработанных травильных растворов в производстве печатных плат (см. задачу 355) производится электрохимическим методом. Катодный потенциал в примененном электролизере-регенераторе, измеренный по отношению к платиновому электроду сравнения, помеш,енному в католит, равен е — 0,41 В. Потенциал анода по отношению к платиновому электроду сравнения, находящемуся в анолите, был равен ба = + 0,86 В. Температура процесса 40° С. Равновесный окислительно-восстановительный потенциал в регенерируемом растворе равен ер -= - - 0,445 В по отношению к насыщенному каломельному электроду (н. к. э ). Окислительновосстановительный потенциал в растворе аналогичной ионной силы с таким же содержанием СиСМг, как и в регенерируемом растворе, и некоторым количеством одновалентной меди, но в отсутствие солей железа равен ер = - - 0,646 В по нормальному водородному электроду (н. в. э.). Равновесный потенциал медного электрода в растворе последнего вида, но в отсутствие СиС12 составляет - + 0,033 В (н.в.э.). Разница между потенциалами платиновых электродов, установленных у поверхностей катода и анода, равна Д V, 2,84 В, а при установке таких электродов по обе стороны диафрагмы, вплотную к ней — ЛКд 0,60 В. [c.260]