Стандартный потенциал таблицы значений

Значения е° стандартных электродных потенциалов, рассчитанные относительно нормального водородного электрода, сведены в специальные таблицы [К., стр. 573. М.]. Потенциал же нормального водородного электрода е, вычисленный по уравнению [c.259]

Вычислить стандартные изменения изобарного потенциала химической реакции при 25° С по стандартным значениям энтальпий образования и абсолютных энтропий, воспользовавшись таблицами стандартных величин. Все реакции проводятся между чистыми твердыми, жидкими и газообразными веществами (не в растворе). [c.69]

При составлении приведенной в Приложении таблицы ОВ полуреакций и стандартных ОВ потенциалов кроме указанных выще принципов мы также строго руководствовались системой ШРАС (см. разд. 1.1) при записи полуреакции слева помещались окисленная форма и электроны, справа — восстановленная форма, положительный знак стандартного потенциала соответствует прохождению полуреакции в стандартных условиях слева направо, отрицательный — справа налево. Левую и правую части полуреакций всегда разделяли знаком равновесия, подчеркивая тем самым, что речь идет об обратимых полуреакциях и значениях обратимых стандартных ОВ потенциалов. [c.55]

Для установления направления электродных процессов, расчета ЭДС и правильного написания уравнения самопроизвольно протекающей в гальваническом элементе реакции следует поступать следующим образом. Пользуясь таблицей стандартных электродных потенциалов, записывают уравнения реакции для каждого электрода с указанием значения электродного потенциала. Электродную реакцию с большим отрицательным или меньшим положительным значением потенциала переписывают в обратном направлении (при этом знак потенциала следует изменить на противоположный). Под этим уравнением записывают уравнение второй электродной реакции в том- виде, в котором она дана в справочной таблице. Умножают коэффициенты при формулах веществ на такие числа, чтобы числа принятых и отданных электронов были равны (следует обратить внимание, что потенциалы на эти числа не умножаются ). Суммируют оба уравнения и их потенциалы. Таким путем получают уравнение самопроизвольно протекающей электродной реакции. [c.328]

Та, вторая полуреакция, имеющая большее положительное или меньшее отрицательное значение потенциала, обладает более высокой способностью к приему электронов. Именно так это уравнение и записано в таблице стандартных электродных потенциалов, а вещества, находящиеся перед знаком равенства в уравнении полуреакции — окислители. [c.263]

Для ряда веществ численное значение величины мольного стандартного изобарного потенциала образования при стандартных условиях (давление Р = I ama и температура 298 °К) приводится в таблицах термодинамических величин [2, 3, 5—7]. [c.591]

Зная стандартные электродные потенциалы ( ) металлов, легко рассчитать ЭДС любого гальванического элемента. Для этого из потенциала электрода, имеющего большее алгебраическое значение, следует вычитать потенциал электрода, алгебраическое значение которого меньше. В качестве примера вычислим ЭДС элемента, составленного из железного и медного электродов, погруженных в растворы их солей с с = 1 моль/л при стандартных условиях. Из таблицы 18 следует что — 0,44 В, а Следователь- [c.81]

Соглашение о знаке дает стандартный потенциал электрода относительно водородного электрода. Например, следует ожидать, что хлорсеребряный электрод будет положителен относительно водородного электрода в 1М НС1. В выражение для стандартного электродного потенциала входят лишь те компоненты, которые участвуют в суммарной реакции ячейки. В строке 15 таблицы суммарной реакцией ячейки является электролиз воды в ней вообще не фигурируют ионные компоненты. Верхние индексы О при химических потенциалах обозначают элементы или соединения в чистых состояниях. Значения А, зависят от экс- [c.69]

Температуру Г = 298,15 К (if = 25° С) считают стандартной, и значения термодинамических функций в справочниках обычно относят к этой температуре. Специальные таблицы термодинамических величин дают значения для различных температур . Приводятся стандартные р = 101 325 Па) мольные величины. Так как между термодинамическими функциями существует связь, нет необходимости приводить в таблицах значения всех функций. Часто указывается стандартная энтропия и так называемый приведенный термодинамический потенциал [c.249]

Возможность протекания крекинга определяют исходя из изменения энергии Гиббса (изобарно-изотермический потенциал) AG. Значения стандартных (при 298 К) энергий Гиббса или, что то же, энергий при постоянном давлении, имеются в таблицах термодинамических величин. Чем ниже ДО, тем больше стабильность углеводорода. [c.47]

В таблицу стандартных электродных потенциалов включен потенциал так называемого нормального (стандартного) водородного электрода, условно принятого за нуль. Относительно него и даны все приведенные в таблице значения 2 ме (подробно см. стр. 164). Таким образом, стандартным, или нормальным, потенциалом является э. д. с. гальванического элемента, состоящего из данного электрода, погруженного в раствор, где активность ионов металла равна 1, и из стандартного водородного электрода (см. ниже). [c.163]

Таким образом, стандартный потенциал — это электродный потенциал полуреакции (относительно стандартного водородного электрода) при условии, что активности всех реагентов и продуктов реакции равны единице. Стандартные потенциалы обозначают символом Ео. Значения стандартных потенциалов измерены непосредственно или вычислены из термодинамических данных для многих окислительно-восстановительных систем и их можно найти в таблицах. Следует подчеркнуть, что стандартные потенциалы относятся не к какому-либо элементу или иону, а к системе из двух частиц, представляющих окисленную н восстановленную формы данного вещества. [c.375]

Возможность прохождения окислительно-восстановительной реакции определяют следующим образом. Уравнение реакции следует представить в виде двух полуреакций, записанных как процессы восстановления (перед знаком равенства прибавляются электроны) рядом с уравнением справа записывают найденное из справочных таблиц отвечающее ему значение стандартного электродного потенциала. Одно из уравнений следует переписать в противоположном направлении, при этом изменяют знак электродного потенциала. Это уравнение суммируют с другим уравнением, а электродные потенциалы полуреакций складывают. При этом стехиометрические коэффициенты полуреакций умножаются на такие числа, чтобы числа принятых и отданных электронов были равны. Электродные потенциалы на эти числа не умножаются, а алгебраически складываются. [c.243]

Положительный знак потенциала означает, что соответствующая полная реакция должна самопроизвольно протекать в электрохимическом элементе в указанном направлении. Отрицательный знак потенциала означает, что самопроизвольно должна протекать обратная реакция, т.е. что соответствующее вещество должно окисляться, а протоны восстанавливаться в газообразный водород. Чем больше положительный потенциал восстановления, тем больще способность вещества присоединять электроны и восстанавливаться. Большой отрицательный потенциал восстановления означает, что для данного вещества намного предпочтительнее окисленное состояние. (Приведенные в таблице потенциалы представляют собой стандартные значения, относящиеся к 1 М концентрации всех участвующих в реакции ионов и парциальному давлению газов 1 атм при 298 К.) [c.177]

Вычисление стандартного потенциала неизвестной полуреакции. Значения стандартных потенциалов используются также и для оценки стандартных потенциалов полуреакций, данные о которых отсутствуют в таблице. [c.290]

Подставляя в это уравнение значения стандартных потенциалов из таблиц, вычисляют значение отношения активностей ионов, которое при равновесии приблизительно равно отношению концентраций. Чем больше разность между стандартными потенциалами двух металлов, тем большим будет отношение концентраций ионов этих металлов в растворе при равновесии, т. е. чем поло-жительнее стандартный потенциал металла, присутствующего в исходном растворе в виде ионов, тем меньшей будет концентрация его ионов в момент равновесия и тем полнее этот металл будет вытеснен из раствора более электроотрицательным металлом. [c.189]

Равновесный электродный потенциал может быть измерен относительно любого электрода сравнения, а в приведенном уравнении он должен быть выражен относительно нормального водородного электрода сравнения, так как стандартные электродные, потенциалы, которые приведены в таблицах, всегда даны относительно этого электрода. Стандартный потенциал представляет собой напряжение электрохимической системы, составленной из исследуемого (металлического) электрода в растворе с активностью его ионов равной единице и нормального водородного электрода сравнения. Значение потенциала нормального водородного электрода сравнения (при активности ионов гидроксония в растворе равной единице и давлении молекулярного водорода над раствором 1,013-10 Па) условно принято равным нулю независимо от температуры. Множитель 2,ЪЯТ/Р при температуре 25 °С (298 К) равен 0,059 В. [c.5]

Так как методики непосредственного измерения отдельного скачка потенциала не существует, то измерять можно только разность потенциалов. Абсолютные значения электродных потенциалов неизвестны. Для определения величины электродных потенциалов применяют стандартные электроды, потенциалы которых известны. Обычно в качестве стандартного электрода применяют каломельный или водородный электроды. Условно принимают стандартный потенциал водородного электрода при любой температуре равный нулю. Стандартный потенциал данного электрода равен э. д. с. элемента, составленного из стандартного водородного электрода и стандартного данного электрода. Потенциал электрода, возникающий на границе металл — раствор при активности ионов металла в растворе равной единице, называют нормальным потенциалом JE . Он является константой, характерной для данного электрода при данной температуре. Значение его можно найти в таблице (ряд напряжений). Все электроды разделяются на три типа электроды первого рода, обратимые по отношению к катиону электроды второго рода, обратимые по отношению к аниону, и окислительно-восстановительные электроды. [c.329]

Электродвижущие силы этих полуреакций называются электродными потенциалами. Соответственно окислительно-восстановительный потенциал (ОКВ-потенциал) общей реакции представляет собой разницу электродных потенциалов полуреакций. От величины и знака ОКВ-потенциала зависят возможность реакции и ее направление. Для всех элементов, способных менять степень окисления, составлены таблицы нормальных или стандартных значений электродных потенциалов полуреакций. Стандартный электродный потенциал — это потенциал данного электродного процесса при активностях всех участвующих в нем веществ, равных 1, и / 25 С. Он вь ражается по отношению к реакции превращения водорода Н° — е -- Н , стандартный потенциал которой условно принимается за нуль. [c.178]

Расчеты изобарных потенциалов и констант равновесия различных реакций легко выполняются путем комбинирования изобарных потенциалов реакций образования соединений из простых веществ. Стандартный изобарный потенциал любой химической реакции равен алгебраической сумме соответствующих величин для реакций образования всех участников реакции. Таблицы стандартных изобарных потенциалов образования химических соединений при 1 атм и 25 X являются важнейшей сводкой исходных данных для термодинамических расчетов. Эти табличные данные в большинстве случаен вычислены путем комбинации данных для других реакций. Поэтому онн связаны с ошибками опыта, которые суммируются при сочетании величин ЛС и могут составить большую относительную величину, если значение AG° образования невелико и получено путем вычитания больших величин. [c.300]

Значения е° можно определить на опыте, если выбрать некоторый универсальный электрод сравнения. По предложению Нернста в качестве такого электрода выбран водородный электрод. Он представляет собой платинированную платиновуку пластинку, погруженную в раствор кислоты, через который пропускается газообразный водород. Активность ионов гидроксония в растворе должна быть равна 1 стандартный потенциал водородного электрода по определению равен нулю. Э. д. с. ячейки, составленной из стандартного водородного электрода и электрода, на котором идет окислительно-восстановительная реакция между веществами, активность которых одинакова и равна 1, дает нам стандартный потенциал соответствующего окислительно-восстановительного электрода (редокс-электро да). Измеренные таким образом значения стандартных потенциалов сведены в таблицы. [c.314]

В последние годы для расчетов равновесия большое распространение получили стандартные таблицы термодинамических функций. Основное преимущество таких таблиц состоит в том, что та часть вычислений, которая требует много времени и является источником наибольших ошибок, сделана с возможно большей тщательностью. Стандартные таблицы содержат величины изменений энтальпии (АН°) и изобарного потенциала (А2°) соединений, а также абсолютные значения энтропии S° элементов и соединений. Все данные таблиц отнесены к стандартному состоянию ( 38) — температуре Т = 298,16° К и давлению 1 атм. При этом АН° и AZ° в таблицах приводятся в ккал/моль, а S° в тл моль-град. [c.131]

Определив изменение изобарно-изотермического потенциала реакции АО, т. е. разность значений между алгебраическими суммами изобарно-изотермических потенциалов продуктов реакции и исходных веществ, можно количественно вычислить направление и глубину протекания той или иной химической реакции. В тех случаях, когда АО<0, т. е. имеет отрицательное значение, реакция возможна только в прямом направлении, слева направо. Другими словами, если О в процессе реакции уменьшается, то процесс слева направо возможен, и, начавшись, он протекает самопроизвольно. Подробнее об этом можно прочитать у М. X. Карапетьянца ( Введение в теорию химических процессов . М., Высшая школа , 1970). Там же на стр. 55 приведена таблица стандартных изобарно-изотермических потенциалов (Л0° 99а )образования многих веществ. [c.36]

Стандартные электродные потенциалы всех электродов, измеренные относительно нормального водородного электрода, составляют ряд напряжений. Следует помнить, что табличные значения е° относятся к растворам с а + = . Электроды в таблице записаны в последовательности ион — металл, а все электродные реакции — в виде реакций присоединения электронов. Значение стандартного электродного потенциала есть мера того, что реакция на электроде будет протекать в направлении восстановления, т. е. принятия электронов. Чем ниже реакция расположена в таблице, тем больше стремление окисленной формы принять электроны и восстановиться. Чем выше реакция расположена в таблице, тем больше стремление восстановленной формы отдать электроны и окислиться. Например, активные металлы натрий и калий имеют очень большие отрицательные стандартные электродные потенциалы и большую склонность к отдаче электронов. [c.250]

В отличие от стандартного электродного потенциала, который является постоянным для данного равновесного процесса, потенциал коррозии зависит от окружающей среды, температуры, скорости и др. Существует множество таблиц, в которых приведены потенциалы металлов в различных условиях окружающей среды. С учетом особого значения морской воды как коррозионной среды изучению потенциала коррозии в ней было уделено особое внимание, и полученные результаты были включены в так называемый ряд активностей. [c.36]

Если металл способен вытеснить из раствора водород в молекулярном виде, то потенциал металла Е имеет отрицательный знак, а если, наоборот, водород вытесняет металл, то знак Е — положительный. Значения стандартных электродных потенциалов Е в водных растворах при 25°С для некоторых металлов приведены в табл. 4. Из данных таблицы видно, какие из катионов будут электрохимически осаждаться на металлических поверхностях лабораторного оборудования. [c.21]

Таким образом, для переноса катиона из водной фазы в органическую необходимо приложить более положительный потенциал по сравнению с его равновесным значением АЕ°. Соответственно для переноса аниона величина потенциала должна быть более отрицательной. В таблице 10.1 приведены стандартные энергии Гиббса переноса ионов из воды в нитробензол (AG°nep) и соответствующие им значения АЕ°. [c.409]

Оно связано со стандартным изменением энергии Гиббса ДС и константой равновесия электрохим. р-ции ур-нием -KG nFFP = RT nK , где F- число Фарадея п- число электронов, участвующих в р-ции R - газовая постоянная Т - абс. т-ра. Значения " электрохим. систем по отношению к водородному электроду и протекающие на электродах р-ции сведены в спец. таблицы (подробнее см. Стандартный потенциал). [c.424]

Несмотря на тот факт, что р Н не имеет прямого отношения к химическому равновесию, эта шкала применяется очень широко и в распоряжении исследователей имеются обширные таблицы значений ряН для буферных смесей. Оригинальное предложение Зёренсена относительно поправки на диффузионный потенциал было впоследствии отклонено по мере развития стандартной техники измерений -и теперь почти универсальным является применение солевых мостов из 3,5 М или насыщенного КС1. [c.31]

Для каждой гальванической пары в таблице приведены значения стандартного потенциала Такой потенциал возникает в электролитической ячейке, образованной рассматриваемой парой и стандартной водородной парой У2Н2 = + е эта стандартная водородная пара условно принята за точку отсчета с = 0. [c.527]

Согласно таблице стандартных электродных потенциа1юв, значение равновесного потенциала железа при стандартных условиях равно фр=-0,440 В по НВЭ или фр=-0,777 В по МСЭ. Результаты лабораторных экспериментов свидетельствуют о том, [3], что ток обмена реакций (7-9) при этих условиях составляет г - 10 Л/см Ю" А/м [3]. [c.11]

Все индикаторы расположены в порядке понижения численного значения нормального окислительного потенциала ( о), измеренного по отношению к стандартному водородному злектроду. В раздел I включен необратимый индикатор метиловый красный (№ 30). поэво ляющий с большой чувствительностью устанавливать избыток реагента. Для некоторых индикаторов в этой таблице указаны изменения о- [c.372]

Постоянная интегрирования / не позволяет вычислить непосредственно значение константы равновесия. Для вычисления постоянной интегрирования /, а следовательно, и константы равновесия, существует несколько методов. Одним из таких методов расчета Кр является метод, который основан на применении стандартных таблиц термодинамических функций. В качестве стандартных условий принимают давление Р = 1 атм и температуру Т = 298° К. Стандартные таблицы содержат абсолютные значения энтропии Sms для простых веществ и химических соединений. Величины АНш или AGaos Для химических соединений. Эти величины выражают изменения энтальпии и изобарного потенциала при реакции образования данного соединения из простых веществ. Для простых веществ, устойчивых при стандартных условиях, АЯа98 и AGags принимаются равными нулю. [c.252]

Известно, что гальванический элемент работает при условии, когда разно ть потенциалов является положительной величиной. Окислительно-восстановительная реакция может протекать в выбранном направлении при том же условии, т. е. если разность окислительно-восстановительных потенциалов имеет полож1ительное значение, и, следовательно, э. д. с. положительна. Так, например, пусть требуется определить, в какую сторону пойдет реакция между диоксидом свинца (РЬОа) и иодидом калия ) в кислой среде, если концентрация веществ равна 1 г-ион/л. По таблице окислительно-восстановительных потенциалов находим стандартные потенциалы ЕдЛ г/21 =0,54 в и Ео РЬ02/РЬ -+- =1,68 в. Поскольку второй потенциал больше первого, окислителем будет диоксид свинца, а восстановителем иодид ионы Л э. д. с.= 1,68—0,54=1,14 в. Значит, реакция возможна, т. е. 3. д. с. является положительной величиной. [c.34]

Полученные при прафичеоких построениях значения ЕН (см. таблицу) не являются стандартными ОВП изучаемых фракций, так как потенциал зависит не только от окисляющейся системы, но и от (Чреды, от иозможности комплексообра зования. Такие потенциалы называются реальными. [c.11]

Определение химических потенциалов чистых газов. nopVT данным чистых газов методами термодинамики можно рассчитать изменение различных термодинамических функций, в том числе и изменение свободной энергии Гиббса, которое представляет собой изменение.хими-ческого потенциала газа. Для расчета фазовых равновесий целесообразно пользоваться значением изменения свободной энергии Гиббса, отсчитанного от свободной энергии газа при той же температуре и в гипотетическом состоянии идеального газа при давлении, равном единице (стандартное состояние). В таблицах термодинамических свойств газов приводят различные термодинамические функции газов, в большинстве случаев энтальпию и энтропию, реже свободную энергию Г иббса. Исходное состояние отсчета этих функций не всегда является упомянутым стандартным состоянием. Для перевода изменения свободной энергии Гиббса, отсчитанного от произвольного исходного состояния [Ад) в отсчитанное от стандартного применяется следующее уравнение [c.130]