Электрохимический эквивалент ионов

Электрохимический эквивалент иона С(1 + [c.18]

Закон Фарадея. Количества веществ, превращенных при электролизе, пропорциональны количеству прошедшего электричества и электрохимическим эквивалентам ионов, участвующих в превращении. [c.672]

Главное достоинство рафинирования в хлоридном электролите— значительно меньший расход энергии, чем в обычном процессе, обусловленный в 2 раза более высоким электрохимическим эквивалентом ионов Си+. Напряжение на электролизере с хлорид-ным раствором составляет около 0,25 В, выход по току (по u ) равен примерно 90%, что близко отвечает показателям рафинирования в сульфатных растворах. Таким образом, удельный расход электроэнергии при хлоридном электролите примерно в 2 раза ниже, чем при сульфатном электролите. [c.33]

Электрохимический эквивалент ионов [c.12]

ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЙ ЭКВИВАЛЕНТ ИОНОВ [c.13]

Электрохимический эквивалент ионов в мг/а-сек и в г/а-час приведи в табл. 6. [c.13]

Пропускание постоянного электрического тока через растворы электролитов сопровождается химическими процессами на электродах. Количество превращенного при электролизе вещества пропорционально количеству протекшего электричества и электрохимическим эквивалентам ионов, участвующих в процессе. Ток через раствор всегда сопровождается возникновением между электродами некоторой разности потенциалов, действующей против э.д.с., наложенной извне. Это явление получило название поляризации. Различают химическую и концентрационную поляризации. Химическая поляризация — следствие замедленности одного или нескольких элементарных процессов, протекающих во время разряда или образования ионов, причем тип поляризации зависит от природы процесса. Например, поляризация может определяться скоростью дегидратации разряжающихся ионов и приобретения электрона, затруднением при образовании конечного продукта реакции образования молекул газа из атомов или формирования кристаллической решетки при выделении металлов на электроде и т. д. I [c.174]

Определите электрохимический эквивалент ионов Ni +, u , u , S0 -, Br-, [c.217]

Электрохимические эквиваленты некоторых ионов [c.337]

Электрохимический эквивалент 50Г-иона равен [c.164]

Вычислить электрохимический эквивалент гидроксил-иона в г/а-ч и в мг/а - сек. [c.164]

Для каждого иона характерен свой электрохимический эквивалент. Последний можно вычислить, зная мольную массу и заряд иона. В процессах электролиза отношение мольной массы иона к его заряду называется химическим эквивалентом иона Э. Например [c.77]

В окислительно-восстановительных реакциях (к ним, очевидно, относятся и все реакции с участием простых веществ) говорят об электрохимическом эквиваленте (подробнее см. гл. 15), которым называют количество вещества, приходящееся на единицу изменения степени окисления или (с учетом записи таких реакций в электронном или электронно-ионном виде) на 1 моль присоединенных или отданных электронов (6,022-10 , или 96 485 Кл). Так, в реакции (1) для водорода можно написать [c.40]

Чтобы судить о реальной скорости выделения металлов в сплав, нужно на основании экспериментально полученной суммарной поляризационной кривой совместного разряда ионов рассчитать и построить парциальные поляризационные кривые. Для этого необходимо учитывать состав сплавов цри различных потенциалах (при плотностях тока), электрохимические эквиваленты и выход сплава по току. При этом определяют парциальные доли тока ( ь 2, 3,...), приходящиеся на восстановление ионов каждого компонента сплава по формуле [c.257]

Растворение железа на аноде происходит с образованием двухвалентных ионов железа (Ре Ре + 2е), поэтому электрохимический эквивалент железа принимаем равным 1.0424 г/А-ч [c.38]

Параметр l/ zy ранее называли химическим эквивалентом иона при диссоциации, а массу этого эквивалента М// 2/ (где Mj—молярная масса)—эквивалентной массой. Эквивалентная концентрация иона (eq)j связана с молярной концентрацией С/ соотношением (eq)i= Zj j. Поскольку для одного и того же вещества химические эквиваленты при диссоциации и при электрохимической реакции (см. разд. 1.5.3) могут отличаться, этим термином необходимо пользоваться с осторожностью. [c.20]

Рассчитаем для примера, сколько растворится в анодном заземлении катодной установки железа, если в течение года пропускать ток силой в один ампер. Растворение железа на аноде происходит с образованием двухвалентных ионов железа (Ре- Ре +Ч-Зе), поэтому электрохимический эквивалент железа принимаем равным 1,0424 г/а-ч [c.15]

Хлор — молекулярный вес 70,91, атомный вес 35,46. В растворе поваренной соли ионы. хлора однозарядные — СЬ. Электрохимический эквивалент [c.72]

Электрохимический эквивалент легко вычислить, зная массу атома или радикала него валентность. Возьмем такой пример железо образует положительно двух- и трехвалентные ионы масса атома этого элемента 55,85. Соответственно имеем [c.154]

Химический эквивалент. Закон эквивалентов. Эквивалент элементов. Соотношение между эквивалентом, валентностью и атомным весом элемента. Структурная формула и нахождение по ней валентности и эквивалента отдельного элемента, входящего в данную молекулу. Эквивалент окисла, кислоты, основания и соли. Электрохимический эквивалент. Понятие об окислительно-восстановительном эквиваленте. Ионная и атомная связь. Расчетные и экспериментальные методы определения эквивалентов. [c.46]

Отличие строения атомов различных элементов от строения атомов инертных газов. Валентные электроны. Образование ионов и молекул с ковалентной и электровалентной связью. Понятие об ионизационном потенциале и сродстве к электрону. Перемена валентности элемента как окислительно-восстановительный процесс. Приемы составления уравнений окислительно-восстанови-тельных реакций электронная схема, ионное и молекулярное уравнения. Примеры окислительно-восстановительных реакций в кислой, нейтральной и щелочной среде. Окислительно-восстановительные процессы как источник электрического тока. Гальванические элементы. Нормальные окислительно-восстановительные потенциалы и их значение. Электролиз. Законы Фарадея. Электрохимический эквивалент и химический эквивалент. Расчет химических эквивалентов элементов и сложных веществ в окислительно-восстановительных реакциях. [c.73]

Поясним проведение кулонометрического анализа на некоторых примерах. Предположим, что необходимо определить кислотность какого-либо раствора. В этом случае используют платиновые электроды катод опускают непосредственно в анализируемый раствор, а анод отделяют от него пористой перегородкой, пропускающей электрический ток, но препятствующей смешению электролитов. Через анализируемый раствор пропускают постоянный ток до тех пор, пока раствор не сделается нейтральным, что устанавливается при помощи индикатора. Количество электричества, израсходованное до достижения точки нейтрализации, пересчитывают затем на число грамм-эквивалентов водорода. Зная объем исходного раствора, можно рассчитать его кислотность. Для определения кадмия, присутствующего в растворе наряду с таллием, используют ртутный катод и платиновый анод. Потенциал ртутного катода должен обеспечивать разряд только ионов кадмия. Окончание выделения кадмия определяют по падению силы тока до постоянной величины. Количество протекшего электричества находят по кулонометру, включенному последовательно с электролизером, а затем, зная электрохимический эквивалент кадмия, вычисляют его содержание в растворе. Если в том же растворе необходимо определить также и таллий, [c.293]

Для определения кадмия, присутствующего в растворе наряду с таллием, используют ртутный катод и платиновый анод. Потенциал ртутного катода должен обеспечивать разряд только ионов кадмия. Окончание выделения кадмия определяют по падению силы тока до постоянной величины. Количество протекшего электричества находят по кулонометру, включенному последовательно с электролизером, а затем, зная электрохимический эквивалент кадмия, вычисляют его содержание в растворе. Если в том же растворе необходимо определить также и таллий, то, сместив потенциал ртутного катода до требуемой величины, проводят анализ, как для кадмия. [c.288]

Поскольку значение электрохимического эквивалента всякого элемента зависит от валентности его ионов в растворе, из которого он выделяется, в таблице приведены валентности, для которых вычислены эти значения. [c.45]

В качестве электролита при хромировании применяют подкисленные серной кислотой растворы хромового ангидрида СгОз. В связи с тем, что перенапряжение водорода на хроме невелико, выход хрома по току в кислых растворах обычно ниже 20%, большая часть тока идет на выделение водорода. Применение высоких и очень высоких плотностей тока до 100 а/дм (10 000 а/м ) позволяет получать несколько более высокие выходы по току. В растворе, содержащем шестивалентные ионы хрома, электрохимический эквивалент его очень мал, а в совокупности с малым выходом по току скорость осаждения хрома также очень мала и расход количества электричества на единицу веса металла очень велик. Это и является основной причиной того, что растворы хромовой кислоты применяются главным образом для осаждения тонких покрытий, в то время как в области гидроэлектрометаллургии хрома ( 71) работают над внедрением трехвалентных солей. [c.351]

Пропускание постоянного электрического тока через растворы электролитов сопровождается химическими процессами на электродах, причем количества превращенных при электролизе веществ пропорциональны количеству протекшего электричества и электрохимическим эквивалентам ионов, участвующих в процессе. Экспериментально доказано, что для выделения (или иного электрохимического превращения) одного грамм-эквивалента любого вещества нужно одно и то же количество электричества, называемое фарадеем. Один фарадей Р равен 96494 к или округленно — 96500 к. Эта зависимооть была установлена Фарадеем (1830). [c.265]

Существуют, однако, условия, когда соединения одновалентной меди превалируют в растворе и разряжаются преимущественно ионы одновалентной меди. Такое положение возможно в кислых хлоридных растворах, содержащих хлорид натрия [41]. В этих растворах медь образует комплексное соединение типа ЫагСиС1з (здесь медь одновалентна). Наличие комплексного иона сильно снижает активность Си+ и равновесная реакция 2Си+ Си -f- u + протекает с образованием Си+. При этом на катоде разряжаются ионы одновалентной меди, электрохимический эквивалент которых [2,3725 г/(А-ч)] в два раза больше, поэтому количество электроэнергии значительно снижается, [c.307]

Вычислите электрохимический эквивалент для лития, магния, кислорода, гидроксоионов, сульфат-ионов. [c.272]

Существуют, однако, условия, когда соединения одновалентной меди преобладают в растворе и в разряде участвуют преимущественно ионы Си+. Это возможно в кислых хлоридных растворах, содержащих хлорид натрия. В этих растворах медь образует комплексное соединение типа ЫагСиСЬ, наличие которого сильно снижает активность Си+. Тогда равновесная реакция 2Си+=ё=Си- -Си + протекает с образованием Си+. При этом на катоде разряжаются ионы одновалентной меди. Электрохимический эквивалент таких ионов [2,3725 г/(А-ч)] в два раза больше, чем Си +, поэтому количество электроэнергии, затрачиваемой на единицу массы меди, меньше. [c.421]

Т — температура в градусах абсолютной шкалы п — валентность ионов металла, переходящих в раствор F — электрохимический эквивалент, равный 96 493 куло-нам1г же [c.69]

Определение иона хлора этим методом отличается удобством и быстротой. Допускаемые относительные отклонения при выборочном статистическом контроле составляют для количества эквивалентов ионов хлорида до 2 ммоль в 100 г сухого образца - 21 % свыше 2 до 6 ммоль И % свыше 6 ммоль — 7 %. Для определения ионов Вг, Г, F , СГ разработан ряд новых методов (хемилюминесцентнйй, флуоресцентный, электрохимический),, которые перспективны для анализа вод благодаря высокой чувствительности и. селективности. Однако в отечественной практике анализа сточных вод они пока не нашли широкого распространения. [c.149]

На практике применяются как кислые, так и щелочные электролиты. В кислых олово находится ц двухвалентном состоянии, поэтому они имеют преимущество высокого электрохимического эквивалента. Когда раньше пытались осаждать олово из щелочных электролитов, содержащих ионы 5п +, то возникали значительные трудности и получить качественные покрытия не удавалось. Соединения олова (И) легко окисляются. Поэтому в растворе присутствуют соединения обеих валентностей. В кислых растворах олово (IV) обычно выпадает в осадок, а в щелочныхостается в растворе. Поэтому щелочные ванны обычно представляют собой растворы олова (IV). [c.706]

ЧТО ЭТИ лучи ОТКЛОНЯЮТСЯ под действием магнитного и электростатического полей. Направление отклонения указало на отрицательный заряд последних. Далее было установлено, что катодные лучи отбрасывают тень, проникают сквозь тонкие металлические листки и проявляют различные механические свойства, указывающие на их корпускулярную, а не волновую природу, причем эти корпускулы должны быть крайне малы. В настоящее время нам известно, что частицы катодных лучей представляют собой электроны, т. е. отрицательно заряженные частицы с массой ничтожно малой по сравнению с массой самого легкого атома. Для надежного доказательства сзгществования таких частиц необходимо было осуществить количественное измерение их заряда и массы. Здесь следует вспомнить, что величина элементарного заряда электричества давно уже была рассчитана. Это сделал Стони, основываясь на электрохимическом эквиваленте, найденном Фарадеем, и на грубой оценке числа Авогадро, выведенном из кинетической теории газов при этом не было, однако, ничем доказано, что этот заряд обязательно связан с какой-либо массой или что он является тем же зарядом, который несут на себе частицы катодных лучей. В последующих исследованиях, произведенных в лаборатории Томсона, газы удалось сделать электропроводными не при полющи таких электрических разрядов, какими пользовались в катодных трубках, а посредством рентгеновских лучей или лучей, испускаемых радием. Эти работы показали, что и рентгеновские и т-лучи создают газовые ионы, делая таким образом газы электропроводными, причем отрицательные ионы имеют ту же величину пе (где е — заряд, ап — число молекул в 1 см ), что и у одновалентных ионов при электролизе, а величина е/т (где т — масса) примерно в 1800 раз больще величины elm, найденной для ионов водорода. Поэтому было весьма вероятно, что данные отрицательно заряженные частицы несут тот же элементарный заряд, который был найден из опытов по электролизу, и имеют массу в 1800 раз меньшую. массы водородного атома. Получение этих данных и составило открытие электрона [39]. [c.28]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология