Уравнени Нернста

На самом деле, если считать, что в растворе совершенно отсутствует одна из форм окислительно-восстановительной пары, потенциал согласно уравнению Нернста должен быть равен +< или —оо, что невозможно. С другой стороны, как было сказано выше, растворитель (в данном случае вода) способен окисляться и восстанавливаться, в результате при весьма большом или малом начальном значении потенциала системы приходят в равновесие и возникает концентрация отсутствовавшей сопряженной формы окислительно-восстановительной пары, при которой раствор приобретает некоторое конечное значение потенциала. Этот потенциал невозможно вычислить, но можно экспериментально измерить. По этой причине при вычислении кривых титрования редоксиметрии обычно не приводят значение потенциала для точки, соответствующей моменту, когда в исследуемый раствор еще не прибавлен титрант, [c.360]

Поскольку в уравнение Нернста входит отношение концентраций [Ре ]/[Ре2 -], его можно заменять равным по величине отношением объемов оттитрованной и неоттитрованной части исследуемого раствора (в данном случае первоначальный обьем раствора равен 100 мл, а это отношение равно 50 50). [c.361]

В то же время кривые редокси- метрического титрования обычно не зависят от разбавления раствора, поскольку в уравнение Нернста входит отношение концентрации окисленной и восстановленной форм, которое с разбавлением раствора не изменяется. [c.363]

Если концентрация электролита не равна 1 М, то величины и fit в формуле (1) находят по уравнению Нернста. Особенно [c.431]

Из уравиении (6.15) и (6.20) вытек.ает уравнение Нернста — Эйнштейна [c.142]

Решение (17.22) относительно дает уравнение Нернста для об- [c.351]

Реакции на электродах представляют собой обычное окисление (на аноде) и восстановление (на катоде) ионных или молекулярных частиц, присутствующих в растворе. Если реакции на электродах являются обратимыми, то потенциал распада Ев связан уравнением Нернста с изменением свободной энергии реакций [c.553]

Пример. Подсчитать Кр реакции окисления окиси азота но приближенному уравнению Нернста при t = 427° С и сравнить результаты с вычисленными по уравнению (34) табл. 24 и с данными по графику рис. 32. [c.190]

Ответ, а), 716° С (решение по уравнению Нернста) б) 835° С, [c.214]

Прн погружении металла в раствор любого электролита на границе между металлом (электродом) и раствором возникает разность потенциалов, которая носит название потенциала электрода. Это же явление наблюдается и на границе соприкосновения растворов двух электролитов. Величина электродного потенциала Е между. металлом и электролитом определяется уравнением Нернста [c.249]

Условные химические константы для подсчета по уравнению Нернста константы равновесия химических реакций [c.463]

Для расчета констант равновесия по приближенному уравнению Нернста принимаем [c.125]

Уравнение (IV, 63) часто заменяется менее точными уравнениями, например уравнением Нернста [c.148]

Электроды этого типа обратимы как относительно катиона (например, Ag+), так и относительно аниона (С1"). Здесь можно регулировать концентрацию С1" и только таким образом влиять на концентрацию Ag , а следовательно, и на электродный потенциал, используя уравнение Нернста. Таким образом, эти электроды практически являются электродами второго рода. [c.550]

Предельное значение этой величины для определенных условий (активность соответствующих ионов должна быть известна) может быть вычислено при помощи таблицы стандартных потенциалов, соответствующих возникающим электродным процессам, и уравнения Нернста [c.614]

Зависимость электродного потенциала от концентраций веществ, участвующих в электродных процессах, и от температуры выражается уравнением Нернста [c.178]

При осуществлении процесса в стандартных условиях концентрация (активность) каждого вещества, участвующего в реакции, равна единице, так что логарифмический член уравнения Нернста обращается в нуль и, следовательно, ф = ф . [c.179]

Применительно к рассмотренным выше примерам электродных процессов уравнение Нернста после подстановки в него значений R, F и Т приобретает для 25 С (298 К) следующий вид [c.179]

Электрод Электродный процесс Уравнение Нернста [c.179]

Решение. Чтобы определить э. д. с. элемента, необходимо вычислить электродные потенциалы. Для этого в табл. 9 приложения находим значения стандартных электродных потенциалов систем 2п2+/2п(—0,76 В) и РЫ+/РЬ(—0,13 В), а затем рассчитываем значения <р по уравнению Нернста [c.180]

Рещение. Запишем уравнение Нернста для системы Ag+/Ag [c.181]

В данной работе следует ознакомиться с компенсационным методом измерения э. д. с. на примере элемента Якоби — Даниэля, измерить потенциалы отдельных электродов и сопоставить полученные результаты с теоретически рассчитанными величинами по уравнению Нернста. [c.302]

Полученные данные сопоставить с рассчитанными величинами по уравнению Нернста, указав ошибки опыта в процентах. [c.303]

Зависимость напряжения электрохимического элемента от концентрации. Уравнение Нернста. Электродные потенциалы. [c.156]

ЗАВИСИМОСТЬ НАПРЯЖЕНИЯ ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКОГО ЭЛЕМЕНТА ОТ КОНЦЕНТРАЦИИ. УРАВНЕНИЕ НЕРНСТА [c.183]

Эта зависимость получила название уравнения Нернста по имени Вальтера Нернста, установившего ее в 1881 г. Здесь -стандартный потенциал, 2-соотношение между концентрациями при заданных экспериментальных условиях, а -напряжение элемента, измеряемое при этих же условиях. Например, для медного концентрационного элемента, обсуждавшегося [c.183]

Часто оказывается удобнее иметь дело с концентрационной зависимостью каждой электродной полуреакции в отдельности, а затем комбинировать результаты. С этой целью можно разделить уравнение Нернста на две части, условно считая, что каждая полуреакция, окислительная и восстановительная, скомбинирована со стандартной водородной реакцией [c.185]

Подобные индивидуальные уравнения зависимости потенциалов полуреакций от ионных концентраций могут быть заготовлены раз и навсегда, а затем их надлежащие комбинации позволяют получить полное уравнение Нернста для любого интересующего нас гальванического элемента. [c.186]

При 1 М концентрации всех ионных частиц и парциальном давлении всех газов 1 атм электрохимическая система находится в стандартном состоянии и ее Э.Д.С. обозначается символом (аналогично стандартной свободной энергии АС°). Если не все реагенты и продукты имеют стандартные концентрации, то напряжение электрохимического элемента определяется уравнением Нернста [c.194]

Что представляет собой уравнение Нернста и как оно связывает напряжение гальванического элемента с концентрациями [c.196]

Зависимость между окислительно-восстановительным потенциалом (Е) какой-либо данной пары и концентрациями (точнее, активностями) соответствуюпдих окисленной [Ок] и восстановленной [Вое] форм выражается уравнением Нернста [c.351]

Причина подобного несоответствия между предположением,, основанным на величинах стандартных потенциалов, и опытом объясняется, очевидно, тем, что здесь вследствие малой растворимости ul сильно понижается концентрация Си+, и поэтому значительно изменяется значение потенциала пары Си Си+. Таким образом, в расчете следует пользоваться стандартным потенциалом пары u V uI, равным -)-0,86 в, а не Е° пары uV u+. Согласно сказанному, окислительно-восстановительной реакцией иа электроде является u +-f 1 + е-> СиЦ, для которой уравнение Нернста записывается в следующем виде [c.354]

Хотя Н+-ИОИЫ имелись в растворе и до прибавления кислоты, но их концентрация ( - 10" г-ион1л), очевидно, была недостаточной для того, чтобы потенциал пары N02 /N0 превысил потенциал пары 12/21-. Поэтому без подкисления эта реакция идти не могла. Вычисление по уравнению Нернста подтверждает справедливость этого объяснения. Подобных примеров, когда для течения окисли-тельно-восстановительного процесса требуется создание определенной концентрации Н+, можно было бы привести много. [c.356]

Очевидно, система, состоящая из IndoK и IndBn . представляет собой окислительно-восстановительную пару. Применяя к ней уравнение Нернста, получим [c.366]

Выше уже говорилось, что напряжение разложения должно превышать э. д. с. поляризации, которая представляет собой разность потенциалов, возникающих на электродах окислительно-вос-становительных пар. Эти потенциалы вычисляют по уравнению Нернста. Например, при электролизе 1 М раствора С(1504, подкисленного до pH = О (т. е. до [Н+] =1), потенциал пары Сё +/Сс1 равен стандартному потенциалу н= °=—0,40 в. Точно так же и потенциал пары О2 + 4Н+/2Н20 при [Н+] = 1 равен стандартному потенциалу этой пары, т. е. — +1,23 в. Поэтому следовало бы ожидать, что напряжение разложения 1 М раствора С(1504 должно равняться э. д. с. элемента, образующегося из данных пар, т. е. р = - = 1,23 - (-0,40) = 1,63 8. [c.429]

Это подтверждается следующим расчетом. Так как растворимость кислорода мала, раствор у анода насыщен им. Следовательно, концентрация Ог постоянна и как величина постоянная в уравнение Нернста не входит, так же как и практически постоянная величина концентрации Н2О. Следовательно, ураннение Иерн-ста для данной пары имеет вид [c.432]

Размерность эффективного коэффициента диффузии такая же, как и ионного коэффициента, т. е. [м -с ]. Чтобы получить значение коэффициента диффузии в единицах СИ, необходимо подставлять Я в Дж-моль (В-Кл-моль ), / = 8,313 Дж-моль Т = = 295,15 К X — в См моль (В А м - моль- ) / в Кл моль- (А-с-моль- ), / = 96500 Кл-моль . В табл. 6.1 для ряда ионов приведены значения рассчитанные по уравнению Нернста — Энштейна (6.22) с использованием значений предельной ионной электропроводности, собранных в табл. 4.2, а в табл. 6.2— эффективные коэффициенты диффузии. [c.144]

Зависимость значения электродного потенциала от концентрации окисленной и восстановленной qюpм и температуры описывается уравнением Нернста [c.222]

Приближенное уравнение Нернста, являясь п о л у э м п и р и ч е с к и м, дает следующую з а в и с и-мость1дАГр от температуры и теплового эффекта реакций. [c.190]

Рассмотрим в качестве примера процесс электролиза раствора азотнокислого серебра с концентрацией с° г-моль1см в присутствии значительного количества KNOз. В качестве катода используем маленькую серебряную проволоку, а в качестве анода — кусок платиновой жести с очень большой поверхностью. В отсутствие тока потенциал катода может быть вычислен по уравнению Нернста [см. уравнение (XX, 15)] [c.608]

Уравнение Нернста позволяет показать, что поскольку ПР для Agi равно приблизительно 10 в 1,0 М растворе 1 потенциал электродной реакции Ag I Ag понижается на величину 16 0,0592, т. е. приблизительно на 1,0 В, а в 1,0 М растворе Ag потенциал электродной реакции I2IP повышается приблизительно на ту же самую величину. Поскольку стандартный потенциал электродной реакции Ij I всего на 0,25 В выше стандартного потенциала Ag Ag, указанных изменений более чем достаточно, чтобы поменять местами положение этих электродных реакций в таблице. [c.189]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология