Полуреакция потенциал

Здесь ф° — стандартный электродный потенциал R — газовая постоянная Г—абсолютная температура F — постоянная Фарадея (96 500 Кл/моль) г — число электронов, участвующих в электродном процессе [Ох] и [Red] — произведения концентраций (активностей) веществ, принимающих участие в соответствующей полуреакции в окисленной (Ох) и восстановленной (Red) формах. [c.178]

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]

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]

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]

Всякая полуреакция, имеющая более высокий положительный потенциал восстановления, чем другая полуреакция, преобладает и заставляет последнюю протекать в обратном направлении, если обе полуреакции скомбинировать в одном электрохимическом элементе. Так, например, в свинцовой аккумуляторной батарее протекают две полуреакции [c.180]

Среда Уравнение полуреакции Потенциал В [c.548]

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]

Электродная полуреакция потенциал. [c.30]

Включения инородного металла очень малы. Такие включения практически не изменяют величину потенциала основного металла в данном растворе. В этом случае ускорение коррозии может наблюдаться, если перенапряжение окислительной полуреакции на металле включения меньше, чем па основном металле. [c.556]

Стандартный электродный потенциал Е° (разд. 19.3)-восстановительный потенциал полуреакции, в которой все растворенные частицы имеют концентрацию 1 М, а все газообразные вещества обладают парциальным давлением 1 атм этот потен- [c.235]

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]

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]

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]

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]

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

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]

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

Согласно международному соглашению стандартный потенциал н ) полуреакции 2Н+ + 2ёч= Н2 принят равным нулю. [c.104]

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]

Электродный потенциал любой окислительной полуреакции равен по величине, но противоположен по знаку потенциалу обратной восстановительной полуреакции. [c.208]

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]

С ростом потенциала полуреакции Окисленная форма/ Восстановленная форма (слева направо в ряду стандартных электродных потенциалов) уменьшаются восстановительные свойства восстановленной формы и увеличиваются окислительные свойства окисленной формы. [c.171]

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]

Включе1[ия инородного металла не столь малы, Потенциал таких включений отличен от потенциала основного металла. В этом случае, помимо величины перенапряжения окислительной полуреакции на металле включения, на скорость коррозии может повлиять поляризующее действие (см. 104) металла включения на основной металл. Если металл включения имеет больший потенциал, чем основной металл, то последний поляризуется анодно и скорость его коррозии возрастает. Например, алюминий, содержащий включения железа или меди, корродирует значительно быстрее, чем алюминий высокой чистоты. [c.556]

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

Электродный потенциал - один из основных электрохимичесз-ких параметров, измерение которого составляет суть метода потенциометрии, - был предметом многочисленных исследований. Впервые в 1889 г. В. Нернст вывел термодинамическую зависимость э.д.с. от концентрации ионов в растворе. В настоящее время под термином "электродный потенциал" понимают э.д.с. электрохимической цепи ( ), составленной из стандартного водородного электрода и электрода, представляющего любую другую окислительно-восстановительную полуреакцию. Таким образом, данная формулировка включает два основных типа электродов электроды, функционирующие на основе а) электронного и б) электронно-ионного равновесия, иными словами, электроды, обладающие электронной и смешанной (электронноионной) проводимостью. Однако необходимо принять также во внимание третий тип, а именно электроды, перенос зарядов в которых осуществляется за счет ионов, т.е. электроды с ионной проводимостью. По этому принципу функционируют так называемые мембранные электроды, которые рассматриваются в разделе "Ионометрия". [c.20]

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]

Некоторые полуреакции протекают с участием ионов во-поропа. В этих случаях концентрация последнего входит в уравнение Нернста и значительно влияет на величину потенциала системы. Например, для полуреакции [c.127]

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]

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]

Потенциалы полуреакций указывают, насколько легко окисляются или восстанавливаются соответствующие частицы. Чем более положительна Е° для полуреакции, тем больше тенденция к протеканию этой полуреакции в том направлении, в котором она записана. Отрицательное значение восстановительного потенциала указывает, что восстановление соответствующей частицы происходит с больигам трудом, чем восстановление иона Н" (водн.), а отрицательное значение окислительного потенциала указывает, что данная частица окисляется с большим трудом, чем Н2. Рассматривая полуреакции, указанные в табл. 19.1, можно убедиться, что легче всего восстанавливается р2, и, следовательно, он представляет собой наиболее сильный окислитель из всех веществ, перечисленных в этой таблице [c.210]

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]

Изменение концентрации Н" "- или ОН -ионов вызывает изменение потенциала так же, как изменение концентрации других ионов, входящих в уравнение полуреакции. Например, потенциал системы Мп04"/Мп +, как показывает уравнение (6.11), зависит от концентрации ионов Н . [c.109]