Окислительно-восстановительные равновесия потенциалы стандартные

Таким образом, чем больше стандартный потенциал реакции, тем выше ее константа равновесия и тем больше глубина протекания реакции. Другими словами, глубина протекания окислительно-восстановительной реакции определяется разностью стандартных окислительновосстановительных потенциалов редокс-пар, участвующих в реакции, т. е. разностью Е° = Е° - Е°. [c.166]

Зная соотношение aQJa , можно по величине измеренного электродного потенциала данного редокс-электрода рассчитать стандартный потенциал соответствующей редокс-пары по уравнению Нернста, а по нему — показатели констант равновесия окислительно-восстановительных полуреакций, как описано в разд. 3.1 [c.121]

Работа 3. Определение стандартного потенциала ферри-ферро-электрода, расчет константы равновесия электродной реакции, изучение окислительно-восстановительной способности раствора [c.305]

Стандартный окислительно-восстановительный потенциал для реакции H2Zr03 + H20 + 4e = Zr-f 40Н равен (при 298,2 К) —2,36 В [8]. Вычислить стандартное изменение энергии Гиббса и константу равновесия для токообразующей реакции. Устойчив ли цирконий в щелочных растворах термодинамически [c.47]

Использование таблицы нормальных (стандартных) окислительно-восстановительных потенциалов. Нормальный (или стандартный) потенциал — равновесная разность потенциалов, возникающая между электродом и раствором, при условии, что участвующие в электродной реакции вещества находятся в стандартном состоянии (при котором их активности равны единице). Если потенциал электрода Е возникает в результате равновесия между металлом и ионами этого металла в растеоре [c.80]

В данной работе следует I) приготовить смеси с различным содержанием ионов Fe + и F + 2) измерить компенсационным методом для всех смесей э. д. с. и рассчитать стандартный окислительно-восстановительный потенциал исследуемой системы. По полученному значению Е° рассчитать константу равновесия и электродной реакции 3) исследовать влияние комплексообразователя на редокс-систему. Установить характер изменения редокс-потенциала. Построить график зависимости редокс-потенциала от состава изучаемой системы 4) построить график зависимости редокс-потенциала от логарифма отношения активности окисленной и восстановленной форм ионов определить экстраполяцией стандартный редокс-потенциал Е°. [c.306]

В данной работе следует определить стандартный окислительно-восстановительный потенциал и константу равновесия реакции [c.308]

Определение стандартных потенциалов и констант равновесия электродных реакций. Измерив потенциал исследуемого электрода ф, можно рассчитать его стандартный потенциал ф°. Например, для окислительно-восстановительного электрода М +, M +lPt, которому соответствует обратимая реакция + zi —z e (пусть 21 > 2г), ф связан с ф° уравнением [c.495]

Аналогия также заметна в методах, используемых для получения информации, которую может дать изучение этих двух основных типов реакций. В обоих случаях тенденцию реагентов самопроизвольно превращаться в продукты можно оценить при использовании пары сравнения. Для окислительно-восстановительных равновесий определяют стандартный потенциал электрода, который позволяет сравнить силу восстановителей и окислителей по отношению к паре Н2/2Н . Для кислотно-основных равновесий определяют величину pH, которая позволяет сравнить силу кислот и оснований по отношению к паре НгО/НзО" . Эти аналогии не устраняют различия между окислительно-восстановительными и кислотно-основными реакциями, так как в первом случае речь идет о переносе электронов, а во втором — о переносе протонов. [c.297]

В области pH от 1 до 7 окислительно-восстановительное равновесие в системах галоген/галогенид почти не зависит от pH только в очень сильнокислых средах (pH О или —1) стандартный потенциал системы 21 /12 несколько понижается (pH 1, = 0,53 В pH —1, ° = 0,44 В). Уменьшение потенциала в этих условиях можно объяснить тем, что при высокой кислотности происходит увеличение коэффициента активности иодид-иона вследствие дегидратирующего действия протонов. Иодид-ион восстанавливает ионы Ре +, а также ТР+ и Си +, а бромид-ион— лишь Си +. [c.499]

Для всех приготовленных смесей измерить компенсационным методом э. д. с, и рассчитать стандартный окислительно-восстановительный потенциал изучаемой системы. По вычисленному значению рассчитать константу равновесия изучаемой реакции. [c.309]

Диаграмма представляет собой линейные зависимости равновесных потенциалов окислительно-восстановительных систем металла и его соединений в воде от pH раствора при 25 С. Зависимости равновесных потенциалов от pH рассчитываются по уравнению Нернста. Прямыми вертикальными линиями отмечаются величины гидратообразования. Таким образом, диаграмма разбита на отдельные участки — области преобладания. Точке, находящейся в той или иной области отвечает определенное термодинамически устойчивое соединение или ион, которые указываются в центральной части области преобладания. Потенциалы приводятся относительно потенциала стандартного водородного электрода. В качестве примера приведена упрощенная диаграмма для системы железо—вода (рис. 3). Линии равновесий обозначены цифрами, под которыми в подписях к рисунку приводятся соответствующие равновесия. [c.24]

Величина стандартного окислительно-восстановительного потенциала Ре - Ре составляет о= —0,771 В, т. е. равновесие сдвинуто в сторону железа (П). Однако в реальных условиях положение равновесия можно варьировать. Действительно, в присутствии молекулярного кислорода даже в кислой среде равновесие Pe(II)/Pe(III) обращается [c.122]

Зная стандартный окислительно-восстановительный потенциал растворимой пары Oi—Bi и концентрации окисленной и восстановленной форм при равновесии, можно рассчитать нормальный окислительно-вос тано-вительный потенциал исследуемой системы О2/В2 по уравнению (3.89). При этом частично окисленный полимер рассматривается как идеальный твердый раствор окисленной и восстановленной формы в массе полимера, подчиняющейся уравнению Нернста. Растворимая окислительно-восстановительная система, используемая для определения Е ионитного комплекса, должна обладать всеми свойствами медиатора. Методика эксперимента состоит в следующем. Навеску ионитного комплекса заливают раствором вещества, окислительно-восстановитель-ный потенциал которого близок к окислительно-восста-новительному потенциалу ионитного комплекса. После установления равновесия определяют окислительно-восстановительный потенциал гетерогенной системы, на основании чего рассчитывают потенциал ионитного комплекса по уравнению (3.89). [c.158]

Прежде чем начинать четвертую часть гл. 3, повторите гл. 8 из Программированного пособия по общей химии , где говорилось о направлении хими-ских процессов и изобарном потенциале реакции. В четвертой части Вы узнаете, как связан стандартный потенциал реакции с константой равновесия любой реакции, а не только окислительно-восстановительной. Тогда станет ясно, как можно определять изменения энтальпии и энтропии реакций. Запомните уравнение, которое Вы сами выведите [c.91]

Состояние равновесия реакций можно смещать, изменяя потенциалы окислительно-восстановительных пар. Достигается это повышением концентрации окислителя в данной паре (что ведет к увеличению потенциала выше стандартного) или, наоборот, повышением концен рации восстановителя. [c.71]

Уравнения (6.14) и (6.140 по шоляют рассчитывать константу равновесия окислительно-восстановительной реакции, если известен ставдарт-ный потенциал этой реакции (или же стандартные окислительно-восста-новительные потенциалы редокс-пар участников реакции). Наоборот, если известна константа равновесия окислительно-восстановительной реакции, то можно рассчитать ее стандартный потенциал. [c.166]

Зная соответствующие стандартные окислительно-восстановительные потенциалы <р и <р , можно рассчитать константу равновесия окислительно-восстановительного процесса, учесть полноту его протекания, а такн<е определить значение потенциала в точке эквивалентности. [c.47]

Коррозия металлов в солевом расплаве определяется знаком изменения свободной энергии процесса взаимодействия металла с расплавом. Если условный стандартный электродный потенциал металла имеет более отрицательное значение, чем условный формальный окислительно-восстановительный потенциал солевой среды, то равновесие процесса коррозии смещено в сторону [c.360]

Вопрос о полноте, с которой одна система окисляет или восстанавливает другую, важен в связи с окислительно-восстановительным титрованием в аналитической химии. Причина, по которой сульфат церия и подкисленный перманганат калия являются столь полезными реагентами для объемного анализа, заключается в том, что они имеют большие положительные стандартные потенциалы и, следовательно, способны вызвать фактически полное окисление многих других систем. Если бы перманганатная система имела стандартный потенциал, который бы не сильно отличался от стандартного потенциала титруемой системы, то константа равновесия была бы порядка единицы. При этом условии свободный перманганат, обнаруживаемый благодаря его розовой окраске, оставался бы в титруемом растворе в заметных количествах уже задолго до того, как окисление другой системы было бы завершено. Таким образом, значения, получаемые при титровании, не представляли бы ценности для аналитика. Для того чтобы окисление или восстановление системы прошло бы до конца в пределах точности обычного объемного анализа, необходимо, чтобы конечная точка [c.383]

Примером может служить раствор азотной кислоты, оба иона которой (Н и NOg) являются окислителями весьма различной силы. При рн — О активность катионов водорода равна единице и фр з = О, в то время как стандартный окислительно-восстановительный потенциал, отвечающий равновесию процесса NOi iNO, равен +0,96 в. При таком соотношении равновесных потенциалов обоих окислителей окисление металлов, например цинка, совершается только за счет восстановления анионов NOg. [c.571]

Потенциал инертного, например, платинового электрода, погруженного в раствор, измеренный (или пересчитанный) относительно стандартного водородного электрода, — главная переменная в окислительно-восстановительной системе, также как pH — главная переменная в кислотно-основной системе. При равновесии все окислительно-восстановительные пары имеют один и тот же потенциал Е, и уравнение Нернста (см. раздел 1.5) дает соотношение между Е и концентрациями различных ионов в растворе. Для некоторой полуреакции [c.339]

В области точки эквивалентности при переходе от раствора, недотитрованного на 0,1 %, к раствору, перетитрованному на 0,1 %, потенциал изменяется больше чем на 0,5 В. Резкий скачок потенциала позволяет использовать для обнаружения точки эквивалентности непосредственно потенциометрические измерения или окислительно-восстановительные (редокс) индикаторы, окраска которых изменяется при изменении потенциала. Ввиду необратимости системы МпОГ/Мп в условиях титриметрического анализа реально наблюдаемый скачок титрования будет несколько меньше, чем рассчитанный. Равновесные концентрации веществ в точке эквивалентности и в других точках кривой титрования зависят от константы равновесия, которая, в свою очередь, определяется разностью стандартных потенциалов, как это можно видеть из уравнения (6.25). Чем больше разность стандартных потенциалов, тем больше [c.271]

Влияние полноты протекания реакции на кривые окислительно-восстановительного титрования. Аналогично тому, что наблюдалось и в реакциях других типов, изменение функции по ординате вблизи точки эквивалентности становится заметнее, поскольку увеличивается полнота протекания реакции. На рис. 15-2 представлены результаты титрования гипотетического определяемого вещества А со стандартным потенциалом 0,2 В различными реагентами, имеющими стандартные потенциалы от 0,4 до 1,2 В соответствующие константы равновесия реакции (гл. 14) изменяются в интервале от 2-10 до 9-10 . Ясно, что с увеличением полноты протекания реакции электродный потенциал системы увеличивается. [c.361]

Примером может служить раствор азотной кислоты, оба иона которой (Н и МОз) являются окислителями весьма различной силы. При pH = О активность катионов водорода равна единице и Фравн = о, в то время как стандартный окислительно-восстановительный потенциал, отвечающий равновесию процесса N0 ЫОз, равен - -0,96 в. При таком соотношении равновесных потенциалов обоих окислителей окисление металлов, например цинка, совершается только за счет восстановления анионов КОз-Подобное же соотношение имеет место при окислении многих металлов в нейтральных растворах таких солей, которые не являются сами по себе окислителями (например в растворе хлористого натрия), но содержат растворенный кислород воздуха. При pH = 7 потенциал фравн = — 0,41 в, а фр/вн = + 0,82 в. Поэтому многие металлы в этих условиях окисляются только за счет растворенного кислорода. [c.570]

Примером может служить раствор азотной кислоты, оба иона которой (Н и ЫОз) являются окислителями весьма различной силы. При pH = О активность катионов водорода равна единице и Фравн время как стандартный окислительно-восстановительный потенциал, отвечающий равновесию процесса N0 МОз, равен -)-0,9б В. При таком соотношении равновесные потенциалов [c.539]

Стандартный окислительный потенциал можно определить из данных потенциометрических измерений или вычислить из значений констант равновесий и термохимических данных [59, гл. 2 142, гл. 1 143, гл. 7, 9]. Выбор метода и точность определения стандартного окислительного потенциала зависят от вида и свойств окислительно-восстановительной системы. [c.68]

Этот метод [69] состоит в введении в раствор окисленной формы окислительно-восстановительного катализатора P/Q. Стандартный восстановительный потенциал Е° катализатора P/Q положителен по сравнению с восстановительным потенциалом арилгалогенида. Затем на электроде генерируется восстановленная форма катализатора Q, которая может отдать один электрон арилгалогениду, давая последовательность реакций (66) —(69). И хотя реакция (67) термодинамически невыгодна, необратимость реакции (68) смещает равновесие вправо. [c.183]

В системе МпО - + 5Ре + 8Н 5Ре + + 4Н 0 сопряженными парами являются Ре уРе и (МпО, + 8Н )/(Мп + ДН О). Окислительную способность каждой сопряженной пары окислитель-восстановитель можно охарактеризовать с помощью равновесия реакции окисления водорода, принятого за стандарт для сравнения (стандартный окислительно-восстановительный потенциал электрода, на котором происходит окисление до принят равным нулю 2н+/н2 =б). Окислительные свойства сопряженной пары тем выше, чем больше положительное значение стандартного окислительновосстановительного потенциала, т. е. тем более сильным окислителем является ее окисленная форма и тем более слабым восстановителем восстановленная форма. Для сильных восстановителей характерны отрицательные значения Р. Таким образом, окислительно-восстановительные потенциалы позволяют количественно оценивать активность окислителя и восстановителя (в шкале от -3,4 до -1-2,8 В). [c.81]

Потенциалы можно найти экспериментально для систем, не включающих металла в качестве одного из реагентов (например, Ее /Ее ), путем измерения потенциала платинового электрода, погруженного в раствор. Платина не обладает склонностью переходить в раствор в виде ионов и создавать свой собственный потенциал поэтому ее потенциал определяется давлением электронов в окислительно-восстановительном равновесии в растворе. Такие потенциалы называются окислительновосстановительными, или редокс-потенцшлами. Нельзя измерить только один потенциал между электродом и раствором, поскольку в раствор необходимо ввести какой-то проводник тока и это обязательно приводит к возникновению второго потенциала. Поэтому окислительно-восстановительные потенциалы (включая частный случай электродных потенциалов) всегда связаны со стандартным потенциалом, обычно соответствующим системе Н + V2H2 В этой шкале потенциал 2п /2п равен —0,76 в, а потенциал Си /Си--НО,34 в. Эти величины означают, что цинк должен восстанавливать ионы водорода до водорода (причем сам цинк окисляется до ионов цинка), так же как он восстанавливает ионы закисной меди до металлической меди, тогда как медь не должна восстанавливать ионы водорода. Действительно, любой металл с отрицательным электродным потенциалом должен вытеснять водород из кислоты. Некоторые окислительно-восстановительные потенциалы приведены в табл. 17 в тех случаях, когда нельзя провести непосредственного измерения, они выводятся из величин АО для реакции О + /гНа 1= Н + Н (здесь О и К означают окисленную и восстановленную формы окислительно-восстановительной пары). Если потенциал системы 07R более отрицателен, чем потенциал системы 0 7R", то реакция Р + О"-—о + К" будет проходить спон [c.197]

Рассмотрим метод расчета равновесий ионных окнслите. 1Ьно-восстановительных реакций в растворе. Если мы хотим выяснить направление реакции Ре2+ + Сг + Ре + + Сг2+, то составляем элемент из двух окислительно-восстановительных э.пектро-дов. В первом приближении используем стандартные ноген циалы этих электродов- из табл. XX, 2 (см. стр. 555), причем для левого электрода берем величину его Е° с собственным знаком, а для правого электрода — его стандартный потенциал с обратным знаком. Если взятая таким образом сумма электрод [c.583]

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]

Если одна из систем имеет достаточно высокую концентрацию (хорошо уравновешена), а вторая — низкую, то вторая система практически принимает потенциал первой. На этом основано применение окислительно-восстановительных индикаторов (см. раздел II, Д). Далее, чем ближе потенциал системы к значению ее 0 (Сок/Своо = 1), тем он устойчивее (оба эти свойства можно сравнивать с зависимостью буферной емкости в кислотно-основном равновесии от концентрации компонентов и различием между значением pH буферного раствора и р/С кислоты, использованной для его приготовления). На указанном выше взаимодействии и основано окислительно-восстановительное титрование, в котором слабый восстановитель окисляется более сильным окислителем, или наоборот. Если стандартные потенциалы этих систем различаются достаточно сильно, то в точке эквивалентности происходит резкое изменение потенциала его значение в этой точке определяется выражением [c.233]

Окислительно-восстановительный потенциал Стандартный окислительно-восстановител ь-ный потенциал Стандартный окислительно-восстановитель-ный потенциал при pH 7 Постоянная Фарадея Изменение свободной энергии Стандартное изменение свободной энергии- Стандартное изменение свободной энергии при pH 7 Константа скорости Константа равновесия Константа диссоциации кислоты -1ё Ка [c.8]

Когда условный стандартный электродный потенциал металла имеет более отрицательную велич1и у, чем условный формальный окислительно-восстановительный потенциал среды, равновесие реакции коррозии (16) сильно смещено в сторону образования ионов (соединении) корродирующего металла. При благоприятных условиях (свободном доступе о и- Слителя и отводе продуктов реаиции) коррозия идет с полным разрушением (растворением) металла, что имеет место, например, при коррозии всех металлов в хлоридных расплавах, через которые непрерывно продувается хлор или. хлористый водород. [c.189]

Окислительно-восстановительные индикаторы. Обратимый окислительно-восстановительный индикатор представляет собой вещество или, точнее говоря, окислительно-восстановительную систему, обладающую в окисленном и восстановленном состояниях разными окрасками (обычно в одном состоянии он окрашен, а в другом бесцветен). Смеси двух форм данного вещества, взятых в разных соотношениях и, следовательно, соответствующих разным окислительно-восстановительным потенциалам, будут иметь разные цвета или разные интенсивности окраски. Таким образом, каждый цвет соответствует определенному потенциалу, а этот последний зависит от стандартного потенциала системы (часто также йот концентрации ионов водорода в растворе). Если небольшое количество индикатора поместить в другую окислительно-восстановительную систему, то индикатор, действуя как посредник потенциала, придет в равновесие, при котором его окислительно-восстановйтельнБЙ потенциал будет таким же, как и окислительно-восстановительный потенциал исследуемой системы. Потенциал данного индикатора может быть определен на основании его цвета в растворе, благодаря чему становится известным потенциал исследуемой системы, имеющий то же значение. [c.387]

Основное кислотно-основное равновесие А В-ЬН+ формально очень похоже на окислительно-восстановительную реакцию Я Ох + е. И в том и в другом случае реализуемые на практике процессы получают как комбинацию двух кислотно-основных или редокс-систем. Следовательно, представляет интерес указать на главные различия между обоими упомянутыми классами явлений. Прежде всего отметим, что равновесие между двумя кислотно-основными парами почти всегда устанавливается быстро, в то время как две редокс-системы часто реагируют очень медленно. Далее, вода и аналогичные растворители обратимо участвуют в кислотно-основных реакциях, однако обычно являются индифферентными растворителями для редокс-систем (в том случае, если они не окисляются или не восстанавливаются необратимо). По этой причине силу кислот и оснований всегда определяют, рассматривая равновесие со стандартной кислотно-основной парой, обычно с растворителем, тогда как редокс-системы характеризуют потенциалом относительно стандартного электрода. Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы, конечно, тесно связаны с константами равновесия. Например, если окислительно-восстановительный потенциал системы К—Ох измеряют по отношению к стандартному водородйому электроду, величина потенциала определяется равенством РЕ = кТ пК, где К — константа равновесия процесса К + + HзO+ч Ox- /гИг + НгО. В общем случае, однако, термодинамику таких реакций нельзя исследовать непосредственно кроме того, соответствующие константы равновесия изменяются в пределах 50—60 порядков. Для характеристики кислотно-основных равновесий, вообще говоря, можно было бы использовать редокс-потенциал на том основании, что потенциал водородного электрода в растворе, содержащем кислотноосновную пару А—В, определяется константой равновесия процесса А- -е В + /гНг. Если окислительно-восстановитель-ный потенциал данной системы измерять относительно стандартного водородного электрода, соответствующую э. д. с. можно непосредственно связать с константой равновесия реакции А-)-Н20ч=ьВ + Нз0+. Значения констант равновесия [c.57]

Рассмотрим метод расчета равновесий ионных окислительновосстановительных реакций в растворе. Если мы хотим выяснить направление реакции Ре " - - Сг Ре Сг , то составляем элемент из двух окислительно-восстановительных электродов. В первом приближении используем стандартные потенциалы этих электродов из табл. XX, 2 (см. стр. 523), причем для левого электрода берем величину его Е° с собственным знаком, а для правого электрода—-его стадартный потенциал с обратным знаком. Если взятая таким образом сумма электродных потенциалов (э. д. с. элемента) положительна, то в элементе ток идет справа налево (направление указывается в согласии с написанной схемой) и на правом электроде идет окислительный процесс, а на левом — восстановительный. Если э. д. с. элемента отрицательна, ток в элементе идет слева направо, следовательно протекает обратная реакция. [c.551]