Простая электродная реакция

Разряд ионов гидроксония, приводящий к выделению молекулярного водорода, казалось бы, является простейшей электродной реакцией, но и она оказывается довольно сложной, таь как включает ряд последовательных стадий [c.621]

Для простых электродных реакций, не связанных с разрывом химических связей, например Ре(СЫ)5 +е Ре(СЫ)в , электронный терм включает потенциальную энергию системы (растворитель + + заряженная частица) и полную энергию электрона при д=да. Таким образом, электронные термы по-прежнему имеют форму парабол в координатах 11—д [см. уравнение (55.23)]. [c.285]

Перенос электрона относится к наиболее фундаментальным явлениям физической химии, лежащим в основе большинства окислительно-восстановительных и кислотно-основных реакций, исследуемых в самых различных областях химии и биологии. Их широкое исследование стимулировало развитие как теоретических представлений, так и поиск достаточно простых модельных систем для проверки предсказаний теории. Среди изучаемых моделей особое место принадлежит электродным реакциям, важной особенностью которых по сравнению с гомогенными реакциями переноса электронов в конденсированной фазе является линейная связь энтальпии процесса с потенциалом электрода, позволяющая плавно ее изменять при сохранении остальных условий протекания реакции. Благодаря этой дополнительной степени свободы можно определить не только температурную зависимость константы скорости реакции (например, энергию активации в случае аррениусовской зависимости), но и установить ее связь с энергетикой элементарного акта. Именно по этой причине результаты изучения простейших электродных реакций обеспечивают более всестороннюю проверку выводов теории переноса электронов в полярных средах. [c.202]

Уравнению (56-1) удовлетворяют многие простые электродные реакции, возможно, с некоторым учетом влияния строения двойного слоя (разд. 58). Однако поведение многих практически важных реакций значительно различается. Наиболее ярким примером могут служить процессы анодного растворения, которым [c.196]

В гл. 6 были рассмотрены основные закономерности простых электродных реакций без учета возможности образования промежуточных продуктов. Между тем электрохимические реакции, в которых участвуют два или более электронов, почти всегда протекают в виде ряда последовательных более простых стадий с образованием стабильных или мало стабильных промежуточных продуктов, т. е. имеют стадийный характер. [c.263]

За последние годы развиваются представления о механизме и кинетике перехода электронов между электродом и реагирующим ионом или молекулой. Эти работы касаются относительно простых электродных реакций, в которых не разрываются старые связи и ые образуются новые процесс переноса электрона приводит, однако, к изменению длины связей в молекулах или реагирующих сольватированных ионах. [c.87]

Обычно кинетика электрохимических реакций изучается на выборочных и наиболее простых электродных реакциях. [c.5]

Для простых электродных реакций типа [c.262]

Здесь А и — ионы зарядности гиг — 1 соответственно. Реакции типа (1) являются простейшими электродными реакциями. Реакции электронного обмена несколько условно можно разбить на три класса. [c.21]

Отмеченные выше обстоятельства приводят к тому, что метод потенциостатических разверток, который с успехом применяется для исследования простых электродных реакций (посадка и ионизация водорода или кислорода), позволяет получить сведения о стационарном процессе окисления только при соответствующем подборе скорости развертки потенциала (например, при изучении окисления этилена скорость должна быть меньше 10- е/сек) [172]. [c.299]

Пусть в катодном процессе участвуют частицы находящейся в растворе окисленной формы О, а в анодном процессе — частицы также находящейся в растворе восстановленной формы Н. Рассматриваемая простая электродная реакция записывается уравнением [c.6]

Формы влияния фоновых электролитов на равновесия электродных реакций многообразны, и заключения о природе этих влияний в ряде случаев могут быть сделаны на основании зависимости равновесного потенциала электродной реакции от природы и концентрации отдельных компонентов раствора. Прежде чем переходить к рассмотрению подобных сложных реакций, обычно встречающихся на практике, рассмотрим простую электродную реакцию вида (1.1). [c.11]

ПРОСТАЯ ЭЛЕКТРОДНАЯ РЕАКЦИЯ [c.12]

Механизмы практически важных электродных реакций, которые имеют место, например, при электроосаждении и анодном растворении металлов, при электросинтезе или электроанализе различных неорганических и органических веществ, очень сложны и часто включают несколько электрохимических и химических стадий. Прежде чем обсуждать кинетику и механизм сложных электродных реакций, необходимо рассмотреть взаимосвязь между скоростью электродного процесса, потенциалом электрода и концентрациями реагирующих веществ для простой электродной реакции, которая включает одну электрохимическую стадию и не осложнена химическими реакциями. [c.104]

Рассмотрим простую электродную реакцию [c.105]

При рассмотрении простых электродных реакций далее предполагается, что соотношение (3.11) справедливо, и используются обозначения [c.108]

Вернемся к рассмотрению простых электродных реакций. Сильные сдвиги тяжелых частиц должны происходить при разряде простых одноатомных ионов с образованием адсорбированных атомов эти сдвиги — порядка разности ионных и ковалентных (металлических) радиусов. [c.158]

Хотя известны три формы простейшей электродной реакции, однако в гальваническом элементе с однородным электролитом невозможны реакции, в которых и Ох-и 7 й -формы локализованы в электролите. Поэтому в рассматриваемых элементах возможны только реакции [c.65]

Простые электродные реакции вида (1.1), в которых участвуют одна окисленная и одна восстановленная форма, очень редки, так как реагирующие на электроде частицы образуют в растворах различного рода ассоциаты (сольваты, ионные пары разного вида и др.). Поэтому равновесия электродных реакций часто зависят от природы и концентрации ионов фонового электролита. Подобные эффекты относительно слабо выражены при небольших зарядах реагирующих частиц (системы Ag+ Ag, H+IH2) и возрастают с увеличением их заряда, а также заряда ионов фонового электролита. Так, формальный потенциал Е° системы Fe( N)e , Fe( N) в 0,1 М растворах Na l, Ba lg и Ьа(МОз)з составляет соответственно 0,180, 0,200 и 0,250 В, а в 1 М растворах тех же электролитов — 0,240, 0,265 и 0,310 В по отношению к насыщенному каломельному электроду (Кута, Егер, 1975). Смещение формального потенциала системы Fe( N)6 , Fe( N)i в положительном направлении с увеличением концентрации и заряда катионов фонового электролита объясняется способностью более высокозарядной восстановленной формы Fe( N)i прочнее связывать катионы фона по сравнению с окисленной формой Fe( N) . [c.11]

Если в 30—40-е годы наибольшие усилия затрачивались на выяснение механизма сравнительно простых электродных реакций, в частности механизма выделения водорода на ртутном катоде, то в 50—60-е годы центр тяжести переместился к изучению более сложных процессов, в которых существенно влияние нескольких стадий процесса. Первые работы, в которых рассматривалась теория многостадийных процессов, были выполнены еще в 30-х годах применительно к реакции выделения водорода (Н. И. Кобозев, Н. И. Некрасов, А. Н. Фрумкин, О. А. Есин, М. А. Лошкарев, П. Д. Луковцев). В 50—60-е годы был достигнут значительный прогресс в понимании одной из наиболее важных и вместе с тем наиболее сложных анодных реакций — реакции выделения кислорода (В. И. Веселовский, Н. А. Изгарышев, Б. Н. Кабанов, А. И. Красильщиков, Н. А. Федотов, А. А. Раков, Я. И. Турьян и др.). К этим же работам относятся исследования по анодному получению сильных окислителей — надкислот, озона и т. д., что представляет не только теоретический, но и весьма серьезный практический интерес. Особенностью такого рода процессов является сильное (вплоть до образования фазовых окислов) окисление поверхности анода, причем хемосорбированный кислород в той или иной форме участвует в электродном процессе. Интересно, что в этих многостадийных, часто конкурирующих друг с другом параллельных реакциях очень существенное влияние на направление процесса оказывает температура. При низких температурах резко повышается эффективность синтеза многих окислителей (В. И. Веселовский, М. А. Герович [c.154]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология