Справочник химика 21

Химия и химическая технология

Статьи Рисунки Таблицы О сайте English

Потенциалы комплексов железа

    В и 0,68 В. Здесь кроме изменения ионной силы раствора имеет значение также образование хлоридных или сульфатных комплексов железа ионы Fe + образуют более прочные комплексы, чем ионы Fe +, поэтому концентрация первых уменьшается в значительно большей степени, чем вторых, что приводит к уменьшению потенциала системы. [c.386]

    При изучении силикатных и алюмосиликатных расплавов, содержащих различные катионы, установлено, в частности, следующее. При наличии катиона Са + в расплаве присутствуют анионы [5 04] - и [5 Оз] -. Анион [5 205]т в этом случае неустойчив и распадается. В присутствии На+ устойчив анион[5 Оз]п , но стабилен и анион Ион Ре + вызывает разрушение всех кремнекислородных комплексов, малоустойчивым становится даже [ 04] . Высокий электростатический потенциал ионов железа не благоприятствует и образованию сложных анионных комплексов алюмосиликатного типа. [c.110]


    Изучение зависимости окислительного потенциала системы ферри —ферро от равновесной активности адденда (ацетатных ионов), приведенное в настоящей работе, подтвердило предполагаемый состав комплексов железа. [c.261]

    Зная нормальный потенциал системы Ре " + е Ре , можно, исходя из значения нормального потенциала любого комплекса железа, вычислить отношение концентраций свободных ионов Ре и Ре +, имеющихся в растворе. [c.398]

    ЧТО концентрации каждого реагирующего вещества и продукта равны одному молю и концентрации любых других компонентов раствора точно известны. Формальные потенциалы для многих систем приведены в приложении 2. Например, формальный потенциал полуреакции восстановления железа(П1) до железа(II) равен -fO,731 В в одномолярной хлорной кислоте и -f-0,700 В в одномолярной соляной кислоте, тогда как стандартный потенциал этой полуреакции +0,771 В. В присутствии хлорной кислоты формальный потенциал снижается вследствие того, что при высокой ионной силе коэффициент активности железа (III) меньше, чем коэффициент активности железа (И). Более сильное влияние соляной кислоты обусловлено большей устойчивостью хлоридных комплексов железа(III) по сравнению с устойчивостью комплексов железа (II). [c.347]

    Сведения о составе и устойчивости много- и одноядерных комплексов железа, полученные. из зависимости равновесного потенциала системы Fe (HI), Fe (И) от концентраций, участвующих в электродных реакциях частиц, в том числе ионов водорода, хорошо согласуются с результатами, полученными спектрофотометрическим и другими методами [24]. [c.72]

    Измерения равновесного потенциала системы Ре(И1)/Ре(П) проводились Д. Перрином, изучавшим состав и устойчивость комплексов железа с глицином [17], аминокислотами [18, 19] и алифатическими кислотами [20]. [c.44]

    Вследствие особой устойчивости наполовину заполненных -орбиталей энергия спаривания электронов в Ее довольно высока (см. табл. 4). Кроме того, сила полей лигандов, являющихся анионами органических кислот и фенолов, сравнима с силой поля воды, так что в комплексах с такими лигандами следует ожидать только высокоспиновые состояния. В этих условиях никакой стабилизации Ее не происходит, а величина ЭСПЛ для октаэдрических комплексов Ее +(0,4А) составляет всего лишь - 10 ккал, что равно соответствующей величине для акво-иона. Это позволяет предположить, что в комплексах железа с органическими анионами такого типа факторами, определяющими величину потенциала, будут электростатические и энтропийные эффекты, ведущие к преимущественной стабилизации состояния Ре (III). Это подтверждается и значениями потенциалов для пар Ре(III)-Ре(II) [1]. Для однозарядных анионов потенциалы комплексов состава 1 1 примерно на 0,2—0,4 в ниже, чем для акво-ионов (0,771 в), и еще меньше в случае комплексов состава 1 2 и более сложных. Двух- и более высокозаряженные анионы приводят к большему снижению. Бидентатные лиганды, комплексообразующая группа которых в качестве координирую- [c.84]


    Еще в конце прошлого века было известно, что 2,2 -дипиридил и 1,10-фенантролин, а также 2,2 -дипиперидил образуют очень прочные, ярко-красные, растворимые в воде комплексы с железом (II). Теперь мы знаем, что эти комплексы имеют низкоспиновую электронную структуру (т. е. они диамагнитны). Центральный атом железа(II) окружен тремя лигандами в октаэдрической симметрии. Образование комплекса стабилизирует степень окисления железа (II) формальный окислительно-восстановительный потенциал комплексов (-Ы,06 В) выше, чем у акво-комплексов железа. Стабилизация железа (II) объясняется обратной координацией с переносом электрона от металла к лиганду. [c.68]

    Для очистки газа наиболее целесообразно использовать комплексы железа. При введении в раствор, содержащий ионы железа, хелатирующего агента, потенциал системы уменьшается. Это объясняется тем, что изменяется отношение свободных ионов (ионы металла в высшей степени окисления, как правило, связываются в более прочные комплексы и их концентрация в растворе оказывается меньше). [c.141]

    Фотометрический метод с использованием комплекса железа(1П) с 1,10-фенантролином позволяет определять 10 % кобальта с погрешностью 3% [1248]. Метод основан на окислении кобальта комплексом и измерении оптической плотности трис-фенантролината же-леза(П). На этом же принципе основан метод потенциометрического титрования кобальта в присутствии 1,10-фенантролината раствором железа(111). Метод позволяет определять >10 % кобальта с погрешностью 2,5%. Скачок потенциала в конечной точке тйтрования составляет 120 мВ на 0,05 мл 10 М раствора Fe lg. [c.199]

    Потенциометрическое и кондуктометриче-ское титрование бериллия. Метод потенциометрического титрования растворов солей бериллия фторидом натрия предложен Тараян [419]. Индикаторным электродом служит платина,, электродом сравнения — насыщенный каломельный электрод. В эквивалентной точке после образования фторобериллата натрия ЫагВер4 изменяется окислительно-восстановительный потенциал системы Fe2 "/Fe +. Вследствие резкого понижения кислотности раствора при титровании хлорида бериллия фторидом натрия, последнее следует производить при рП 2,5 (но не ниже pH 2, так как при этом разлагается фторидный комплекс железа). Лучше использовать водно-спиртовой раствор, насыщенный хлоридом натрия, при пропускании СО2. Алюминий мешает титрованию, магний может присутствовать. [c.65]

    Реальный потенциал ферроина можно в значительной степени изменить введением в ядро 1,10-фенантролина различных заместителей. Первым таким производным, предложенным в качестве окислительно-восстановительного индикатора, был нитроферро-ин — 5-нитро-1, 10-фенантролиновый комплекс железа (II). [c.373]

    Чтобы избежать этих неопределенностей, связанных с незнанием точных коэффициентов активности, с образованием комплексов и С другими химическими взаимодействиями, дредложено использовать реальные потенциалы. Реальным потенциалом называется потенциал электрода (относительно стандартного водородного электрода), Н а котором происходит интересующая нас полуреакция в заданном растворе электролита, когда формульные концентрации и окислителя, и восстановителя равны единице. Реальный потенциал обычно обозначают символом °. Для примера можно сказать, что реальный потенциал полуреакции железо (III) —железо (II) равен +0,70 В в 1 растворе хлористоводородной кислоты и значительно Отличается от стандартного потенциала (+0,77 В) для пары железО (1П) —железо (II). [c.283]

    Нами показано, что нанесенные на активированный уголь АР-Б хлоридные комплексы железа(Ш) в прюутствии хлорной кислоты эфдактивно окисляют фосфин при нормальных услошях и Ррн = 0,1%об Исследование кинетики реакции и потенциала сис емы НзО-АУ показало, что с увми-г [c.71]

    Методом окислительного потенциала и электронной спектроскопии в том же интервале pH изучены процессы комплексообра-зования железа (И,Ш) с имидазолом. Сопоставление данных по каталитической активности железоимидазольных комплексов с данными по составу комплексов показало на участие в каталитическом процессе гетеровалентных комплексов железа с имидазолом. [c.110]

    Поэтому стандартный ОВ-потенциал o L уменьшается от o q = + 1,84 В до ot Nie =—0,83 )В [64]. Большая разница в поведении комплексов железа и кобальта с такими лигандами, как 1,10-фенантролин, обусловлена тем, что энергия стабилизации поля лигандов для комнлексов железа (II) и кобальта(III) выше, чем для соответствующих комплексов железа (III) и кобальта (II). [c.162]

    Формальный электродный потенциал пары трис-2,2 -дипири-дилжелезо(П)—трис-2,2 - дипиридилжелезо(III) в 0,1 М растворе перхлората лития в ацетонитриле равен приблизительно +0,9 В относительно водного НКЭ [114, 118]. Голубовато-зеленый комплекс железа(III) устойчив в ацетонитриле [141] однако комплекс железа(III) неустойчив в пропиленкарбонате [141] и окисляет растворитель, восстанавливаясь при этом до красного [c.156]


    В отличие от классических кривых комплекса железа (II) с а,а -дипирид1и0м в водных растворах, где восстановление протекает по двухэлектронному механизму до свободного металла 145], растворы в ацетонитриле в присутствии (Et)4N I04 дают на полярограммах пять ступеней диффузионного характера. Добавление лиганда к раствору приводит к увеличению высоты последних двух ступеней, а первые три по высоте и практически не меняются. Форма и высоты пиков, полученных па переменнотоковом полярографе, и полярограммы, снятые при помощи переключателя Калоусека при последовательном уве.личении вспомогательного потенциала соответственно предельному току отдельных ступеней, свидетельствуют об обратимости первых трех стадий восстановления комплекса. [c.269]

    Изучено поведение трилоновых комплексов железа, меди и свинца в процессе электродиализа при градиентах потенциала 100 е/сж. [c.335]

    Введение в раствор катиона обоих комплексообразую-щих агентов при равных их концентрациях приводит к изменению как потенциала полуволны железа (Е 2 = —0,34 в), так и высоты его восстановления, что указывает на образование в растворе комплекса, отличного от цитрата и этилен-диаминтетраацетата железа и вероятного восстановления его от Ре до Ре°. [c.276]

Рис. VIII-4. Изменение потенциала системы железо(1П) — же-лезо(П) в присутствии комплексующих агентов. Рис. VIII-4. <a href="/info/1694043">Изменение потенциала системы</a> железо(1П) — же-лезо(П) в <a href="/info/563797">присутствии комплексующих</a> агентов.
    Комплекс железа(П1) имеет бледно-голубой цвет в результате восстановления его окраска из почти бесцветной переходит в красную. Поскольку переход окраски очень заметен, конечная точка обычно фиксируется, когда около 10% индикатора находится в виде комплекса железа(II). Потенциал перехода окрасш составляет приблизительно -Ь 1,11 В в 1 М серной кислоте. [c.366]

    При изучении салицилатных комплексов железа и меди А. К. Бабко [5, 6] и А. М. Васильев [3] для создания определенной кислотнэсти среды пользовались различными буферными растворами. Однако, по их наблюдениям, введение буферкы.х растворов, особенно боратных, изменяет картину комплексообразования и сдвигает потенциал полуволны. В данной работе опыты проводились в отсутствие ионов, дающих комплексные соединения с кадмием, свинцом и цинк. м, и определенная кислотность среды создавалась сочетанием салициловой кислоты, салицилата натрия и избытка щелочи или азотной кислоты. [c.26]

    Трйэтаноламин в щелочной среде образует с Ре + комплекс, восстанавливающийся на р. к. э. при 1/2 =—1.25 В. Другие металлы или не вступают в реакцию с ТЭА или образуют с ним комплексы, восстанавливающиеся при 1/2, достаточно отличающихся от потенциала полуволны комплекса железа. Это созда- ет возможность селективного определения железа в присутствии большого числа металлов (см. табл. 7), а также одновременного определения железа с рядом вторых металлов (см. табл.. 8). [c.216]

    Кривая 3 характеризует окислительно-восстановительные свойства цитрохома с. Белковая часть этого фермента (рис. 40) — полиэлектролит. Простетическая группа фермента представляет собой порфириновый комплекс железа, окислительно-восстановительные свойства которого схематически описываются уравнением (2.3). Протолитические реакции простетической группы и обусловливают зависимость окислительно-восстановительного потенциала цитохрома с от pH. [c.114]

    Соответствие между экспериментальными данными и теоретической зависимостью равновесного потенциала окислительно-восстановительной системы от ионной силы раствора в области небольших р,, при которых справедлива теория Дебая—Хюккеля, получено при исследовании систем Fe ( N)4 Ьру" Fe (Ьру) " [113], Fe( N)r [114, 115]. Для последней системы с учетом ассоциации гексацианидных комплексов железа с ионами калия для == О получено = 355 1 мВ (25 °С) [114]. В отличие от работы [114], в которой гальванический элемент с переносом содержал в качестве электрода сравнения насыщенный каломельный электрод, в работе [115] использовался гальванический элемент без переноса в этом элементе электродом сравнения служил стеклянный электрод, обратимый относительно ионов калия. С использованием средних коэффициентов активности в работе [115] для системы Fei N) " получено стандартное значение потенциала Е — 361 0,5 мВ (25 С), 1. е. на 6 мВ более высокое, чем в работе [114]. Это расхождение авторы [115] связывают с возможным осложняющим влиянием диффузионного потенциала, не учтенным в работе [114]. Другая возможная причина расхождения в значениях определенных для системы Fe( N)r в работах [114, 115], — недоста- [c.57]

    В работе [143] установлено, что емкость ДЭС Аи-электрода в 1 М КР, содержавшем комплексы Fe( N) ", составляет 20 — 25 мкФ-см" и не зависит от концентрации указанных комплексов. В связи с этим наблюдавшаяся слабая зависимость плотности тока обмена от концентрации гексацианидных комплексов железа связывается авторами [143] с возможной зависимостью коэффициента активности изучавшихся высокозарядных комплексов от их концентрации и с возможной зависимостью коэффициента активности активированного комплекса от потенциала электрода. Следует напомнить, что плотности тока обмена, определенные вблизи равновесного потенциала системы Р11 Ре(СЫ) 1 М КС1 [234], подчиняются уравнению (У.24), что свидетельствует о выполнении соотношения  [c.132]

    Окислительно-восстановительный потенциал пары Pu(III) — Pu(IV) в 1 М НС1 равен 0,97 в в 1 Ai H IO4—0,98 в и в 1 М H2SO4 — 0,75 в. Плутоний(III) можно титровать сульфатом церия (IV), используя в качестве индикатора комплекс железа(II) с 1, 10-фенантролином [32]. Для фотометрического определения плутония (IV) используют такие реагенты, как ализаринсульфонат натрия [33], который дает комплекс, имеющий при 530 ммк и pH 3 8=9870, торон (е = 11 ООО при 540 ммк) [34] и арсеназо I [35], который образует комплекс 1 1с е=21 ООО при 580 ммк в 0,1 М азотной кислоте. Pu(III) (при pH 5,5—6,5), Pu(IV) и Pu(VI) (при pH 8,5—9,5) также образуют с арсеназо I окрашенные комплексы. Ни один из этих реагентов не является достаточно избирательным, так что необходимо предварительное отделение мешающих ионов металлов, а также некоторых анионов. [c.347]

    Сдвиг потенциала при комилексообразовании может быть очень 5ольп1ИМ. Для примера в табл. 6 приведены потенциалы полуволн восстановления некоторых комплексов железа как трехвалентного, так и двухвалентного. [c.71]

    Хорошим комплексообразователей оказался триэтаноламин- . В растворе 0,3 М триэтаноламин+1 М НН40Н+0,85 М НН4С1 волна Ре " Ре" получается при —0,5 в, а волна Ре"- Ре при —1,6 в. Однако на этом фоне первая волна совпадает с волной меди. В щелочном растворе триэтаноламина (0,2 и. по триэтаноламину и 1 тИ по МаОН) потенциал полуволны железа равен —1,0 в, и его определению не мешают Си, РЬ и Сс1. Этот фон особенно пригоден для совместного определения железа и марганца. Оба металла находятся в комплексах в трехвалентной форме. Сначала появляется волна марганца, а затем волна железа, что дает возможность определять малые количества марганца в присутствии избытка железа. [c.356]

    Впервые мысль о роли негеминового железа в осуществлении реакций фотосинтеза была высказана в нашей стране Е. А. Бойченко. Этот элемент еще в 1949 г. был найден ею в каталитически активном комплексе, выделенном из листьев различных растений. Фермент мог восстанавливать углекислоту в атмосфере молекулярного водорода и содержал 1,1% железа. Окислительно-восстановительный потенциал комплекса был близок к гидро-геназным системам ( о — 0,42 о, pH 7). При дальнейшем исследовании в его составе был обнаружен марганец (0,1%) и ФАД. [c.194]

    Ответ на вопрос о механизме окисления ионов, в том числе и марганца in vivo, не столь прост в основном потому, что окислительно-восстановительный потенциал простых ионов существенно изменяется при образовании комплексов. Это отчетливо видно из сравнения величин окислительно-восстановительных потенциалов различных физиологически активных соединений железа [Eq (у)рН7,0] для цитохрома а-Ь0,29 цитохрома с + 0,26, цитохрома Ь — 0,04 НАД-Н-цитохром-с-редуктазы 0,00 ксантиноксидазы — 0,350, ферредоксина шпината — 0,432. Редокс потенциал гидроокиси железа + 0,56 (Grani k а. Gilder, 1947). [c.241]


Смотреть страницы где упоминается термин Потенциалы комплексов железа: [c.189]    [c.37]    [c.76]    [c.290]    [c.290]    [c.270]    [c.322]    [c.107]    [c.158]    [c.271]    [c.76]    [c.231]    [c.254]    [c.196]    [c.145]    [c.193]    [c.159]   
Смотреть главы в:

Органические аналитические реагенты -> Потенциалы комплексов железа




ПОИСК





Смотрите так же термины и статьи:

Железа комплексы

Попытки измерения окислительно-восстановительного потенциала систем этилендиаминовых комплексов других металлов группы железа



© 2025 chem21.info Реклама на сайте