Константы равновесия редокс-реакций

Таким образом, чем больше стандартный потенциал реакции, тем выше ее константа равновесия и тем больше глубина протекания реакции. Другими словами, глубина протекания окислительно-восстановительной реакции определяется разностью стандартных окислительновосстановительных потенциалов редокс-пар, участвующих в реакции, т. е. разностью Е° = Е° - Е°. [c.166]

Константы равновесия редокс-реакций [c.350]

Если электроды расположены в ряду стандартных, электродных потенциалов близко друг к др>гу, как, например, 5и2+, 5гг + н Си+, Си +, то константа равновесия редокси-реакции мало отличается от единицы, и при смеше[1ии раство )ов, содержащих такие редокси-пары, окислительно-восстановительное равновесие смещается не очень заметно. [c.183]

Из полученных результатов следуют два вывода состояние равновесия наступит при /С=10 и большая величина константы равновесия говорит о том, что реакция полностью протекает слева направо. Следовательно, чем выше числовое значение константы редокс-реак-ции, тем полнее реакция протекает до конца и тем больше разность нормальных редокс-потенциалов обеих пар. [c.350]

Для выяснения степени смещения окислительно-восстановительной реакции в нужном направлении следует иметь в виду, что между окислителем и восстановителем может установиться равновесное состояние. Константу равновесия тогда можно рассчитать по формуле, зная стандартные редокс-потенциалы пар. Например, имеем [c.350]

Если электроды расположены близко друг к другу в электрохимическому ряду, например и Си +, Си+, то константа равновесия редокси-реакции мало отличается от единицы и окислительно-восстановительное равновесие не будет заметно смеш,аться. [c.178]

В данной работе следует I) приготовить смеси с различным содержанием ионов Fe + и F + 2) измерить компенсационным методом для всех смесей э. д. с. и рассчитать стандартный окислительно-восстановительный потенциал исследуемой системы. По полученному значению Е° рассчитать константу равновесия и электродной реакции 3) исследовать влияние комплексообразователя на редокс-систему. Установить характер изменения редокс-потенциала. Построить график зависимости редокс-потенциала от состава изучаемой системы 4) построить график зависимости редокс-потенциала от логарифма отношения активности окисленной и восстановленной форм ионов определить экстраполяцией стандартный редокс-потенциал Е°. [c.306]

Уравнения (6.14) и (6.140 по шоляют рассчитывать константу равновесия окислительно-восстановительной реакции, если известен ставдарт-ный потенциал этой реакции (или же стандартные окислительно-восста-новительные потенциалы редокс-пар участников реакции). Наоборот, если известна константа равновесия окислительно-восстановительной реакции, то можно рассчитать ее стандартный потенциал. [c.166]

Из выражения (4.33) следует, что при увеличении разности стандартных потенциалов растет и константа равновесия данной реакции, т.е. происходит более полное взаимодействие двух редокс-систем. [c.117]

Значительно более сложный комплекс вопросов возникает тогда, когда нарущение равновесия на границе индикаторный электрод — раствор обусловлено тем, что в растворе находятся компоненты двух или более редокс-систем, взаимодействие между которыми протекает крайне медленно. Эта ситуация реализуется, когда или константы скоростей редокс-реакций в растворе малы, или очень низки концентрации взаимодействующих компонентов. Проиллюстрируем несколькими примерами, насколько распространено отсутствие равновесия для. ре-докс-взаимодействий и, следовательно, насколько принципиально для оксредметрии обсуждение поведения индикаторных электродов в этих условиях. [c.45]

Константа равновесия окислительно-восстановительной реакции. Факторы, влияющие на константу равновесия редокс-системы. [c.89]

Такое довольно большое значение константы равновесия показывает, что возможность протекания реакции между железом(II) и церием (IV) с точ ки зрения термодинамики является весьма благоприятной и потому реакция может быть использована для количественного определения железа (II). Однако термодинамически благоприятная реакция может не протекать с достаточно большой скоростью. В некоторых редокс реакциях скорость обмена электронами между восстановителем и окислителем настолько медленна, что такие реакции не могут быть использованы в титриметрическом анализе. Мы упомянем о некоторых характерных чертах медленных редокс реакций в следующих главах. Впрочем реакция железо(II)—церий(IV) является быстрой отчасти потому, что в ней происходит перенос только одного электрона. [c.292]

I. Изучение термодинамических характеристик редокс-систем в растворах и-реакций с участием компонентов этих систем (определение стандартных потенциалов и температурных коэффициентов, констант протолитических равновесий, комплексо-образования, ассоциации). Наиболее полно то направление представлено в работах [11—15]. [c.4]

Хемосорбционная хроматография включает в себя несколько вариантов хроматографических процессов, общим для них является различие в термодинамических константах того или иного вида химического равновесия констант растворимости (осадочная хроматография), констант нестойкости комплексных соединений адсорбционно-комплексообразовательная хроматография), констант реакций с переносом электрона [редокс-хромато-графия). [c.447]

Реакции (II) были записаны в соответствии с общими представлениями о природе редокс-процессов. В связи с уравнениями полуреакций (Па) и (Иб) отмечались принципиальные трудности определения константы равновесия, в то же время появление методов, связанных с использованием меченых атомов, позволило во многих случаях конкретизировать представления о скорости и механизме электронного переноса в изучаемой редокс-системе, другими словами, получить основу для ее количественного описания. [c.13]

Термин ОВ потенциал употребляют не всегда. Глесстон [1, с. 365] по-видимому, впервые основываясь на увеличении потенциала с ростом окислительных свойств системы, предложил вместо термина ОВ потенциал термин окислительный потенциал . Правда, сам Глесстон [1, с. 364] применял оба эти термина. С тех пор ряд авторов [2—6], опять таки учитывая симбатное изменение потенциала и окислительных свойств системы [3], пользуются только термином окислительный потенциал . Напротив, другие авторы [7—9] применяют только термин ОВ потенциал (редокс потенциал [8], редокси потенциал [9]). Поскольку рассматриваемый потенциал характеризует константу равновесия образования в полуреакции восстановителя, то имеются основания и для применения термина восстановительный потенциал [10]. Таким образом, имеет место недопустимая неоднозначность в выборе термина очень важной для характеристики ОВ реакций величины. Мы полагаем, что из указанных терминов термин окислительно-восстановительный (ОВ) потенциал следует предпочесть, поскольку именно этот [c.5]

Измерение ЭДС гальванических элементов позволяет решать ряд научных и прикладных задач. Некоторые из них уже были описаны. Это определение констант равновесия и изменений термодинамических характеристик токообразуюш,ей реакции (с. 220) коэффициентов активности электролитов (с. 229— 230) чисел переноса (с. 233) величин pH и концентраций ионов мембранных и редокс-потенциалов. [c.245]

Приведенные рассуждения применимы, однако, только к редокс-реакциям с хорошо выраженной обратимостью. Вычисление константы равновесий теряет смысл, если реакция практически необратима, как, например, окисление железа (П) перманганат-ноном в сернокислой среде. [c.73]

По величинам стандартной энергии реакции (I), где Oxi/Red2—опорная система, либо по константам равновесия для реакций типа (I) (AG° = — RTlnK), все изучаемые системы можно расположить в ряды по убывающей или возрастающей окислительной (восстановительной) способности этих систем по отношению к системе Oxz/Reda. Величины AG°(/ ) во многих случаях можно рассчитать на основе имеющихся в литературе термодинамических данных по энтальпиям и энтропиям образования веществ, являющихся компонентами редокс-систем [14]. [c.8]

Любое состояние химического равновесия может быть описано константой равновесия К. Это очень полезный параметр, и он может быть использован для описания большого ряда аналитически важных химических процессов, та- ких, как кислотно-основные взаимодействия, комплексообраэованне, а также окислительно-восстановительные (редокс) реакции. Гетерся енные равновесия играют важную роль в современных аналитических методах разделения, таких, как экстракция и хроматография. Константа равновесия — это средство, с помопц>ю которого могут быть представлены и подробно описаны химиче-ские равновесия всех типов. Введение этой характеристики системы позволяет объяснять и моделировать особенности химических процессов в сложных системах. [c.121]

Изучение динамики давления паров и последующее определение констант равновесия переноса из водной среды в газовую фазу позволило оценить степень гидрофильности п-бензохино-на и -гидрохинона [227]. По сравнению с п-бензохиноном п-гидрохинон сольватируется водой примерно в 3200 раз эффективнее, поэтому его восстанавливающая способность в воде примерно на 18 кДж-моль (0,2 В) ниже, чем в среде с диэлектрической проницаемостью, равной единице. В этой связи становится понятным, почему среда должна оказывать большое влияние на редокс-потенциал биологически важных гидро-хинон-хиноновых систем, особенно если соответствующая реакция с переносом электрона является частью цепи переноса электронов в митохондриальных внутриклеточных мембранах [227]. [c.180]

Первоначально в растворе присутствует 2,500 ммоль железа (И). Добавление 1,00 мл 0,1000 М раствора (или 0,100 ммоль) nepnfl(IV) приведет к образованию 0,100 ммоль железа (III) и 0,100 ммоль церия (III), а 2,400 ммоль железа (II) не прореагирует. Это следует из стехиометрии реакции титрования, поскольку константа равновесия настолько велика (К=8-Ш ), что реакция между церием(IV) и железом (II) должна протекать до конца. По этой же причине, количество непрореагировавшего титранта церия(IV) чрезвычайно мало, однако его можно рассчитать, зная количества церия (III), железа (И) и железа (III), а также константу равновесия. Следует подчеркнуть, что потенциал платинового индикаторного электрода в смеси редокс пар может иметь только одно значение, которое в данном примере обуславливается либо отношением концентраций железо(II) —железо(III), либо отношением концентраций церий (III)—церий(IV). Однако если первое соотношение до точки эквивалентности можно легко определить из стехиометрии реакции, то для вычисления отношения церий(III)-—церий (IV) необходимо использовать выражение константы равновесия. Поэтому для расчета положения точек на кривой титрования до достижения точки эквивалентности более просто применять уравнение Нернста для полуреакции железо(III) —железо(II) [c.294]

Почти одновременно несколькими группами ученых [32, 137, 292] было найдено, что описанные выше эффекты заместителей могут быть выражены количественно посредством эмпирических уравнений органической химии. Влияние заместителя на изменение свободной энергии активации или на изменение стандартной свободной энергии может быть разделено на независимые составляющие полярный, резонансный и, если необходимо, стерическип эффекты. Эмпирические константы, характеризующие эти эффекты каждого заместителя, были получены при сравнении логарифмов констант скоростей или равновесий подходящих реакций производных с такими заместителями. Различия в стандартных редокс-потенциалах обратимых систем пропорциональны изменению стандартной свободной энергии, а в потенциалах полуволн необратимых систем — изменению свободной энергии активации. Это позволяет использовать указанные выше константы для редокс-потенциалов. [c.266]

Основное кислотно-основное равновесие А В-ЬН+ формально очень похоже на окислительно-восстановительную реакцию Я Ох + е. И в том и в другом случае реализуемые на практике процессы получают как комбинацию двух кислотно-основных или редокс-систем. Следовательно, представляет интерес указать на главные различия между обоими упомянутыми классами явлений. Прежде всего отметим, что равновесие между двумя кислотно-основными парами почти всегда устанавливается быстро, в то время как две редокс-системы часто реагируют очень медленно. Далее, вода и аналогичные растворители обратимо участвуют в кислотно-основных реакциях, однако обычно являются индифферентными растворителями для редокс-систем (в том случае, если они не окисляются или не восстанавливаются необратимо). По этой причине силу кислот и оснований всегда определяют, рассматривая равновесие со стандартной кислотно-основной парой, обычно с растворителем, тогда как редокс-системы характеризуют потенциалом относительно стандартного электрода. Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы, конечно, тесно связаны с константами равновесия. Например, если окислительно-восстановительный потенциал системы К—Ох измеряют по отношению к стандартному водородйому электроду, величина потенциала определяется равенством РЕ = кТ пК, где К — константа равновесия процесса К + + HзO+ч Ox- /гИг + НгО. В общем случае, однако, термодинамику таких реакций нельзя исследовать непосредственно кроме того, соответствующие константы равновесия изменяются в пределах 50—60 порядков. Для характеристики кислотно-основных равновесий, вообще говоря, можно было бы использовать редокс-потенциал на том основании, что потенциал водородного электрода в растворе, содержащем кислотноосновную пару А—В, определяется константой равновесия процесса А- -е В + /гНг. Если окислительно-восстановитель-ный потенциал данной системы измерять относительно стандартного водородного электрода, соответствующую э. д. с. можно непосредственно связать с константой равновесия реакции А-)-Н20ч=ьВ + Нз0+. Значения констант равновесия [c.57]

Б. Среднеточечные редокс-потенциалы соседних переносчиков электронов, находящихся на донорной и акцепторной сторонах реакционного центра, отличаются, как правило, не менее чем на 60—100 мВ. Это означает, что все константы равновесия А Д./, т,/ m.i (/=1, 2,. .., п—1 7=1,2,..., 5—1) на схеме (9.1) больше 10 и, следовательно, при анализе кинетики переноса электронов можно пренебречь константами скорости обратных реакций к. , т./. Кроме того, редокс-потенциалы переносчиков >1, Вг,..., Вп выше потенциалов переносчиков , Аг,..., А (рис. 42). [c.192]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология