В реакции, полуреакции и потенциалы

На этот вопрос следует дать отрицательный ответ. Э.д.с. восстановления Ре в Ре(тв.) не равна + 0,36 В. Допустимо вычитание потенциала одной электродной реакции из потенциала другой при вычитании соответствующих полуреакций в том случае, когда для результирующей полной реакции в электрохимическом элементе соблюдается баланс числа теряемых и приобретаемых электронов. Но недопустимо суммирование потенциала двухэлектронной полуреакции с потенциалом одноэлектронной полуреакции для получения потенциала результирующей трехэлектронной полуреакции. [c.181]

Для оценки окислительно-восстановительной способности более удобной оказалась другая термодинамическая величина — потенциал. Это связано с уникальной особенностью данного типа реакций полуреакции окисления и восстановления можно разделить в пространстве, поскольку при переносе электронов возникает электрический ток. Следовательно, энергию химической реакции можно преобразовать в электрическую. Практически такое преобразование осуществляется в гальваническом элементе. [c.178]

Рассмотрим теперь вторую проблему, т. е. зависимость между точкой пулевого тока и равновесным потенциалом. Дл.ч того чтобы результативный ток отсутствовал, необходимо лишь, чтобы общий катодный ток равнялся общему анодному току. Если катодная полуреакция не является точно обратной анодной полуреакции, то у электрода происходит некоторая результирующая химическая реакция и потенциал не характеризует ни одну из полуреакций. [c.326]

Газообразные восстановителя. Сероводород раньше был очень распространенным восстановителем Fe , обеспечивавшим избирательность реакции. Стандартный потенциал полуреакции [c.383]

Реакция включает перенос электронов, что может быть использовано в гальванической ячейке. Ее электродвижущая сила, или электродный потенциал , является характеристикой реакции. Этот потенциал — мера движущей силы окислительно-восстановительной реакции. Он представляет собой сумму индивидуальных потенциалов следующих полуреакций [c.265]

Чтобы вычислить напряжение гальванического элемента, в котором протекает заданная реакция, прежде всего представляют эту реакцию в виде двух полуреакций. Одну из них выбирают так, чтобы она представляла собой восстановительную реакцию на катоде, а другая должна быть окислительной реакцией на аноде. Уравнение второй реакции для этого записывают в обратном порядке, чтобы при чтении слева направо она выглядела как реакция окисления. Затем находят стандартные восстановительные потенциалы для обеих полуреакций и записывают с обратным знаком потенциал реакции, рассматриваемой как процесс окисления. Теперь складывают эти две нол> реакции, чтобы убедиться, что пол чится исходное полное уравнение одновременно складывают потенциалы двух полуреакций. Если в результате получается положительный полный потенциал, рассматриваемая реакция, в том виде, как она записана, является самопроизвольной. Если же полный потенциал получается отрицательным, [c.178]

Очевидно, для получения положительного полного напряжения следует вычесть вторую полуреакцию из первой, а стало быть, обратить знак второго потенциала. Самопроизвольная полная реакция описывается уравнением [c.179]

Полную реакцию, протекающую в гальваническом элементе, можно представить в виде двух полуреакций, которые соответствуют процессам на аноде и на катоде. Каждой из этих полуреакций можно приписать свой электродный потенциал такой потенциал наблюдался бы, если бы данная полуреакция была скомбинирована с водородным электродом, т. е. с полуреакцией [c.193]

Указывает ли высокий положительный восстановительный потенциал электродной полуреакции на сильную способность данной окислительно-восстановительной реакции восстанавливать другие вещества [c.195]

И. Если скомбинировать две указанные в табл. 19-1 электродные полуреакции марганца со стандартными восстановительными потенциалами + 1,68 В и +1,21 В, то получится третья полуреакция с потенциалом + 1,49 В. Объясните, почему восстановительный потенциал этой третьей реакции не равен сумме потенциалов двух первых полуреакций, т.е. не равен +1,68 В + 1,21 В = +2,89 В. Объясните, каким образом наблюдаемое значение + 1,49 В получается из табличных значений потенциалов двух первых реакций [c.196]

Допустим, что потенциал реакции Pt - Pt + 2е условно принят равным нулю. Вычислите в этом предположении потенциалы следующих электродных полуреакций [c.199]

Студентам следует разъяснить, что поскольку принятое правило записывать все полуреакции как восстановительные процессы и выбор потенциала водородного электрода в качестве нулевой точки отсчета произвольны, знак потенциала конкретной полуреакции не имеет решающего значения лишь знак напряжения всего гальваническою элемента (разность между двумя электродными потенциалами) может использоваться для установления направления самопроизвольного протекания реакции. [c.580]

Иа изложенного следует, что в одном иа двух полуэлементов должно всегда происходить электроокисление, а в другом -электровосстановление, чтобы в замкнутой цепи протекал ток. Эти процессы в отдельности представляют собой происходящие на электродах полуреакции, сумма которых дает общую реакцию в ячейке в целом. Возникновение потенциала является следствием именно протекающей на электроде полуреакции, характер которой обусловливает и величину потенциала. [c.126]

Точно так же как полную реакцию, протекающую в гальваническом элементе, можно представить в виде суммы двух полуреакций, так и э. д. с. гальванического элемента можно представить в виде суммы двух электродных потенциалов один из них обусловлен отщеплением электронов на аноде (окислительный потенциал окисл). а другой-присоединением электронов на катоде (восстановительный потенциал восст) [c.207]

Решение, а) По данным табл. 19,1, определим сначала потенциалы необходимых полуреакций. Поскольку полная реакция приводит к превращению Си в Си " , следует обратиться к стандартному окислительному потенциалу для Си. Поскольку полная реакция приводит к превращению в Н2, из табл. 19.1 следует взять значение восстановительного потенциала для Н . Суммируя эти значения, мы получим стандартный потенциал полной реакции [c.212]

Если в уравнение полуреакции входят Н -, ОН -ионы или какие-либо другие, то их активности также следует включить в уравнение Нернста. Например, потенциал редокс-пары окислителя в реакции (6.4) вычисляется по уравнению [c.107]

Запись данных опыта. Составить уравнения полуреакций окисления и восстановления для протекающей окислительно-восстановительной реакции. Рассмотреть данную реакцию как процесс, протекающий при работе гальванического элемента. Выписать значения соответствующих электродных потенциалов (см. Приложение, табл. 11) и вычислить э. д. с. Отметить положительное значение э. д. с. для протекающего окислительно-восстановительного процесса, а также тот факт, что окислителем является окисленная форма гальванической пары, имеющая более высокий электродный потенциал, а восстановителем — восстановленная форма пары с меньшим потенциалом. [c.113]

При протекании окислительно-восстановительных реакций концентрации исходных веществ падают, а продуктов реакции — возрастают. Это приводит к изменению величин потенциалов обеих полуреакций электродный потенциал окислителя падает, а электродный потенциал восстановителя возрастает. Когда потенциалы обоих процессов становятся равными друг другу, реакция заканчивается — наступает состояние химического равновесия. [c.281]

Включения инородного металла очень малы. Такие включения практически не изменяют величину потенциала основного металла в данном растворе. В этом сл чае ускорение коррозии может наблюдаться, если перенапряжение окислительной полуреакции на металле включения меньше, чем на основном металле. В качестве примера можно указать на коррозию цинка, содержащего небольшие примеси железа или меди, в соляной или в разбавленной серной кислотах (рис. 38.6). При содержании в цинке сотых долей процента какого-либо из этих металлов скорость взаимодействия его с указанными кислотами в сотни раз выше, чем в случае цинка, подвергшегося специальной очистке. Это объясняется тем, что перенапряжение выделения водорода на меди и на железе ниже, чем на цинке, а лимитирующей стадией реакции [c.688]

Величины электродных потенциалов зависят от концентрации всех компонентов, участвуюш,их в окислительно-восстановительной полуреакции. Зависимость эта выражается уравнением Нернста (VI.21). Стандартная э. д. с. для цепей типа (3) и (И) называется стандартным электродным потенциалом. Если некоторые компоненты окислительно-восстановительных полуреакций являются твердыми веш,ествами, то их химический потенциал не изменяется в ходе реакции и учитывается стандартным электродным потенциалом. [c.116]

Возможность прохождения окислительно-восстановительной реакции определяют следующим образом. Уравнение реакции следует представить в виде двух полуреакций, записанных как процессы восстановления (перед знаком равенства прибавляются электроны) рядом с уравнением справа записывают найденное из справочных таблиц отвечающее ему значение стандартного электродного потенциала. Одно из уравнений следует переписать в противоположном направлении, при этом изменяют знак электродного потенциала. Это уравнение суммируют с другим уравнением, а электродные потенциалы полуреакций складывают. При этом стехиометрические коэффициенты полуреакций умножаются на такие числа, чтобы числа принятых и отданных электронов были равны. Электродные потенциалы на эти числа не умножаются, а алгебраически складываются. [c.243]

Положительное значение э.д.с. (алгебраическая сумма потенциалов полуреакций) соответствует отрицательному значению изменения изобарного потенциала (А0°=—пЕ°Е, где п — число участвующих в окислительно-восстановительной реакции электронов) и оно показывает, что реакция возможна, т. е. протекает в том направлении, в котором записано уравнение. Если э. д. с. оказалась отрицательной величиной, отвечающий ей процесс термодинамически невозможен. Другими словами, для вычисления э. д. с. гальванического элемента Е следует из значения потенциала более положительного электрода вычесть значение менее положительного (более отрицательного). [c.243]

Заметим, что символом Е будем ниже обозначать как ЭДС окислительно-восстановительной реакции в целом, так и электродный потенциал отдельной полуреакции, иногда обозначаемый символом ф, помня, что электродный потенциал — это ЭДС в цепи с водородным электродом. [c.261]

Из любых двух полуреакций может быть составлено одно уравнение окислительно-восстановительной реакции, при этом уравнение одной из двух полуреакций переписывается в противоположном направлении, знак его потенциала изменяется на противоположный, стехиометрические коэффициенты обоих уравнений умножаются на такие множители, при которых числа отданных и принятых электронов равны некоторому общему наименьшему числу, и оба уравнения и их потенциалы суммируются, давая величину ЭДС реакции (потенциалы полуреакций на множители не умножаются ). [c.262]

Для стандартизации активностей и замены их молярными концентрациями здесь используют такой же прием, как и при описании равновесия при помощи закона действующих масс (см. стр. 43). Если полуреакции обратимы, то после окончания реакции устанавливается общий равновесный потенциал поэтому для состояния равновесия справедливо следующее равенство [c.50]

Значение стандартного потенциала полуреакции Hg - -2е =Hg( , больше нуля. Однако ртуть реагирует с иодоводородной кислотой (при этом выделяется Нз). Объясните этот факт и составьте уравнение реакции. [c.262]

Если в окислительно-восстановительных реакциях участвуют ионы водорода, то в выражение для окислительно-восстановительного потенциала редокс-пары входят также активности ионов водорода а(НзО"). Найдем, например, окислительно-восстановительный потенциал редокс-пары МпО I Мп " участвующей в полуреакции [c.152]

Реальный потенциал зависит от ионной силы раствора и от потенциала жидкостного соединения между электродом сравнения и исследуемым полуэлементом ( 169). Ионная сила раствора влияет на величину коэ(Й>ициентов активности. Чтобы охарактеризовать надежно данную полуреакцию, нужно знать реальные потенциалы, отвечающие действительному составу электролита. Например, в случае полу-реакции Ре ++ =Ре2+ нужно знать реальные потенциалы различных концентраций серной и соляной кислот и другие, измеряемые с насыщенным каломельным электродом сравнения ( 169). [c.109]

Отметим, что Ео исл Для Р имеет знак, противоположный восстановительному потенциалу для 12, указанному в табл. 19.1. Кроме того, отметим, что, хотя полуреакцию с иодид-ионом прищлось умножить на 3, чтобы получить сбалансированное уравнение полной реакции, соответствующий потенциал полуреакции на 3 не умножается. Стандартный потенциал представляет собой интенсивное свойство-он не зависит от количества взятых реагентов и продуктов, а только от их концентрации. Поэтому не имеет значения, взяты ли 6 молей 1 или только один моль, лищь бы концентрация иодид-иона оставалась равной 1 М. [c.210]

В предыдущем разделе мы ввели понятие стандартного электродного потенциала химической реакции. Для практических целей полезно шать, какой вклад вносит в ЭДС цепи каждая полуреакция. Потенциал полной реакции складывается из суммы потенциалов по-луреакций. Однако невозможно осуществить процесс восстановления без процесса окисления и наоборот. Поэтому, если мы составим 1 альванический элемент на основе какой-либо реакции, то мы не сможем экспериментально измерить потенциалы полуреакций. Мы получим одно уравнение с двумя неизвестными (потенциалы двух полуреакций). Однако можно сравнить между собой потенциалы двух полуреакций, если проводить их по очереди в гальваническом элементе, в одну из ячеек которою поместить некоторую стандартную систему, в 01ад которой в ЭДС принять за условный ноль. Такую систему называют электродом сравнения. Поясним сказанное на примере. [c.167]

Когда любую полуреакцию записывают как процесс восстаиовлвния (либо отдельно, либо комбинируя с полуреакцией газообразный водород—ион водорода в стандартных условиях), потенциал этой полу-реакции (или э.д.с. суммарной реакции, поскольку потенциал стандартного водородного электрода равен нулю) равен по знаку и значению потенциалу реально действующего электрода, на котором протекает эта полуреакция. Характерно, что если реагенты и продукты находятся 1в их стандартных состояниях, потенциал полуреакции восстановления равен потенциалу электрода, на которО М протекает эта полуреакция. Например, в условиях стандартного. состояния потенциал полуреакции свинец(II)—металлический свинец, записанной как процесс восстановления [c.281]

И затем приписать каждой нолуреакции потенциал, наблюдаемый в элементе, где эта полуреакция скомбинирована с реакцией [c.175]

Окислительно-восстановительные свойства кажцой сопряженной пары не абсолютны, а зависят от другой пары, участвующей в окислительно-восстановительной реакции. Прецвицсть напра -ление окислительно-восстановительной реакции можно только на основе количественной характеристики донорно-акцепторных по отношению к электрону свойств, участвующих в реакции окислительно-восстановительных пар. Такой характеристикой является величина окислительно-восстановительного потенциала пары. Окислительно-восстановительный потенциал является мерой цо-норно-акцепторных свойств пары по отношению к электрону и описывается уравнением Нернста. Для обратимой полуреакции [c.125]

Реальный потенциал полуреакции зависит от применяемой кислоты в 1 М НС1 он равен 1,00 В, в 2 М Н25О4 - 1,11 В. При восстановлении бихромата в растворе образуются неустойчивые промежуточные соединения Сг (У) и Сг (1У), которые в некоторых случаях приводят к возникновению индуцированных реакций. [c.141]

Стандартные восстановительные потенциалы называют просто стандар1ными электродными потенциалами их значения табулированы для большого числа восстановительных полуреакций. Окислительный потенциал какой-либо окислительной полуреакции должен быть равен по величине, но противоположен по знаку электродному потенциалу обратного восстановительного процесса. Чем положительнее потенциал некоторой полуреакции, тем больше тенденция этой реакции протекать в записанном направлении. С помощью электродных потенциалов можно определить максимальное напряжение, создаваемое гальваническим элементом, или минимальное напряжение, необходимое для работы электролитической ванны. С их помощью можно также определить, является ли самопроизвольной конкретная окислительно-восстановительная реакция (э.д.с. реакции должна быть положительной). Э.д.с. окислительно-восстановительной реакции связана с изменением свободной энергии этой реакции уравнением ДС = — и , где -постоянная, называемая числом Фарадея и равная 96 500 Дж/(В моль). [c.234]

Составьте полную сбалансированную полуреакцию восстановления 10J до С), и полное уравнение восстановления СЮ до I2 при 1ЮМОЩИ Ге (водн.), который окисляется в Fe " (водн.). Вычислите стандартный потенциал этой реакции (воспользуйтесь приложением Е и рис. 21.10). [c.333]

Составьте сбалансированные уравнения полуреакций и полное уравнение реакции восста(Ювления lOj до I, хлорид-ионом в водном растворе. Вычислите стандартный потенциал этой реакции. [c.333]

В настояшее время электродным потенциалом называют ЭДС электрохимической цепи, построенной из стандартного водородного электрода и электрода окислительно-восстановительной полуреакции. В стандартном водородном электроде (с. в. э.) платинированный платиновый электрод в растворе кислоты с единичной активностью (фактически используют растворы с а =, хотя теоретически следовало бы использовать растворы с током водорода, давление которого равно 1,01Х Х 0 Па (1 атм). Предполагается, что диффузионный потенциал на границе двух растворов элиминирован, а на границе второго элестрода с раствором протекает исследуемая окислительно-восстановительная полуреакция. При записи электродного потенциала стандартный водородный электрод всегда располагается слева Pt, Hj I H l раствор (1) Mi Pt Pt, H, I H l i раствор(II) i M, I Pt Предположим, что на границах раздела раствор(I)/Mi и раствор (11)/Мг в этих цепях осуществляются электродные процессы соответственно (Г) и (Д). Электродные потенциалы Е и Ei соответствуют, однако, не этим процессам, а полным химическим реакциям [c.126]

Окислительно-восстановительная реакция складывается из двух процессов — полуреакций окисления и восстановления, протекающих одновременно с переходом электронов от восстановителя к окислителю. Эти процессы могут происходить пространственно раздельно, но зависимо друг от друга, например в гальваническом элементе. Каждая полуреак-ция, как и реакция в целом, может быть охарактеризована изменениями энтальпии А Я , энтропии А 5° и изобарного потенциала (энергии Гиббса) А а также величиной работы, которую она может совершить. [c.261]

Определение в системе реагирующих веществ той реакции, которая термодинамически способна проходить, можно осуществить также на основании следующих соображений. Та полуреакция, у которой меньшее положительное или большее отрицательное значение электродного потенциала, обладает большей способностью отдавать электроны, и поэтому уравнение цереписывается в противоположном направлении с изменением знака потенциала. В уравнении этой реакции вещества, стоящие перед знаком равенства и отдающие электроны, являются восстановителями. [c.263]

Е° — стандартный электродный потенциал полуреакции или стандартная ЭДС окислительно-восстановительной реакции Е— электродный потенциал полуреакции или ЭДС окислительно-восстановительной реакции при нестандартных, любых заданных концентрациях веществ, входящих в произведения ПСпрод и ПСисх- [c.264]

Для окисления ионов брома пригодны окислители, у которых электродные потенциалы полуреакций Ео меньше, чем электродный потенциал полуреакцин 2Вг "з г Вг2,ж+2ё (т, е. меньше 1,06 В). Другими словами, для окисления Вг - нужно выбрать электродную реакцию, в которой отдача электронов происходит с большим трудом, чем в полуреакцин 2Br -5 Br2, -b2e Среди перечисленных веществ этому условию отвечают только СЬ и Мп04 ", [c.417]