Электродные потенциалы и валентности

Вследствие ионного обмена со средой на электроде накапливается электрический заряд, в результате чего на нем возникает так называемый электродный потенциал ф,-. Значение этого потенциала определяется природой электрода, природой окружающей его среды, температурой Т, изменением электрического заряда (валентности) Zi частиц вещества /, которыми рассматриваемый электрод обменивается со средой, и активностью а этих частиц в среде. [c.187]

Введение более сильного лиганда приводит к уменьшению стандартного электродного потенциала. Замена молекул воды в комплексах с низким валентным состоянием (степенью окис- [c.342]

Зависимость электродного потенциала ( с) от моляльной концентрации рассматриваемого иона (С) при обычных условиях приближенно определяется уравнением Ее = Еа+ (0,06 п)1е С, где п — валентность иона. Соотношение это дает прежде всего возможность уточнить значение электродвижущей силы гальванического элемента путем учета концентрации (точнее, активности) содержащегося в нем электролита. Оно же показывает, что процесс вытеснения одним металлом другого по существу обратим, так как с достижением равенства значений Ес устанавливается равновесное состояние. [c.207]

Вместе с тем это изменение химического потенциала равно электрической работе восстановления иона Ме +. Если Е — электродный потенциал металла, то электрическая работа выразится произведением где 2 -- валентность катионов металл ). Изменение химического потенциала противоположно по знаку работе реакции, поэтому [c.67]

Известны и такие примеры, когда при повышении анодного потенциала вместо нерастворимого соединения типа гидроокиси, представляющего первоначальный продукт, на аноде образуется легко растворимое соединение более высокой валентности. В этой связи следует заметить, что вообще возможность протекания анодного процесса по тому или иному направлению полностью зависит от величины электродного потенциала, т. е. определяется чисто термодинамическими факторами. [c.195]

В растворе вблизи заряженной поверхности электрода скапливаются ионы, имеющие заряд, противоположный по знаку заряду поверхности. Поэтому образуется двойной электрический слой (рис. 2), напоминающий по схеме конденсатор, у которого одна обкладка — поверхность металла, а вторая — слой ионов, находящихся в растворе вблизи поверхности электрода. Разность потенциалов между обкладками конденсатора и представляет собой так называемый электродный потенциал . Потенциал металлического электрода зависит от свойств металла, концентрации раствора, температуры и валентности ионов. [c.12]

Возникновение электродного потенциала можно объяснить следующим образом при соприкосновении двух фаз (гл. II, стр. 41) между ними немедленно начинается самопроизвольный обмен частицами. Такое же взаимодействие должно происходить между металлом и раствором, в который он погружен. Кристаллическая решетка металла состоит из катионов, валентные электроны в ней образуют электронный газ и могут относительно свободно перемещаться между катионами. Вырывание катионов из решетки связано с преодолением сил связи между катионами и электронным газом. Этому способствует взаимодействие вырываемых катионов с молекулами воды образуются сольватированные катионы, причем освобождается энергия. Чем больше катионов [c.174]

Зависимость pH раствора (или электродного потенциала) от количества прибавленной щелочи изображена на рис. 77, а (сплошная кривая). Кривая титрования слабой кислоты сильной щелочью имеет иной вид (штриховая кривая). Ввиду слабой диссоциации кислоты pH ее раствора выше, чем pH раствора сильной кислоты той же концентрации, например, в 0.01 н. уксусной кислоте pH = 4. При прибавлении сильной щелочи образуется соль слабой кислоты и сильного основания, а часть кислоты остается свободной—получается буферный раствор. pH по мере приливания щелочи растет быстрее, чем при титровании сильной кислоты. Точка эквивалентности вследствие гидролиза ацетата натрия лежит в щелочной области (в данном случае при pH валентности при титровании титровании слабой. [c.213]

Если расположить металлы в порядке возрастания алгебраических величин нормальных потенциалов, то получится так называемый ряд напряжений. Для металлов, образующих ионы, различные по величине заряда, нормальный электродный потенциал, а следовательно, и положение в ряду напряжений будет зависеть от того, какова валентность металла в том электролите, в раствор которого погружен металл. Часть этого ряда, охватывающая наиболее часто применяемые металлы, приведена в табл. 52. [c.293]

В соответствии с основными валентностями плутония его ионы в растворе существуют в четырех состояниях окисления Ри +, Ри +, PuO (валентность -)-5) я РиО " (+6). Нормальный электродный потенциал сро=—2,07 В окислительно-восстановительный потенциал двух реакций окисления плутония в зависимости от температуры [c.628]

Еа — нормальный электродный потенциал (потенциал электрода при активной концентрации его ионов в растворе, равной единице) п — валентность ионов. [c.229]

М — молекулярный вес соли-среды б — толщина диффузионного слоя, СМ] — коэффициент диффузии ионов металла в расплаве, см /сек й — плотность соли, г/см Е — условный стандартный электродный потенциал металла, в кор. — ток коррозии, а/см п — валентность ионов металла в расплаве. [c.174]

Все это позволяет сделать вывод, что электродный потенциал зависит от свойств ионов, определяющих этот потенциал, и от их концентрации. Если мы обозначим зависящий от химических свойств ионов так называемый нормальный потенциал электрода через е , концентрацию этих ионов в растворе с , валентность г, то электродный потенциал при комнатной температуре с хорошим приближением будет определяться формулой, впервые полученной Нернстом [c.151]

Нормальный электродный потенциал при 25 С (валентность от [c.84]

На сложных редокси-электродах реакция протекает с изменением валентности реагирующих частиц и их состава. В реакциях такого рода участвуют обычно ионы водорода и молекулы воды участие последних не должно сказываться на характере уравнений для электродного потенциала, благодаря тому, что активность воды в ходе реакции, за исключением очень концентрированных растворов, остается постоянной. Если сохранить обозначение Ох для окисленных частиц и Red — для восстановленных, то схему сложного редокси-электрода можно записать следующим образом [c.169]

Электродный потенциал и валентность. Приближенное значение потенциала электрода, обратимого по отношению к положительным ионам, можно получить с помощью уравнения (11), заменив в нем активности ионов их концентрациями [c.356]

Зависимость электродного потенциала (Ес) от молярной концентрации иона (С) определяется при обычных условиях уравнением .= о-1-(0,06 /l)lg , где п — валентность иона. Соотношение это дает возможность уточнить значение электродвижущей си.пы гальванического элемента путем учета концентраций точнее—активностей) содержащихся в нем электролитов. [c.150]

Марганец — неблагородный металл, стандартный электродный потенциал его = —1,18 в. Он легко растворим в кислотах с выделением водорода и образованием солей двухвалентного марганца. Стандартный электродный потенциал рения равен +0,15 в. Рений не растворяется в растворах соляной и серной кислот, но окисляется концентрированной азотной кислотой до рениевой кислоты ННе04- Каждой валентной форме марганца отвечают следующие окислы [c.316]

Проявление свободными металлами только восстановительных свойств объясняется способностью их атомов терять полностью или частично валентные электроны. При этом образуются ионные связи или ковалентные полярные связи в соединениях, где атомы металлов имеют положительные значения о. ч. Восстановительная активность металлов проявляется по-разному. Мера ее для свободных атомов металлов — потенциал ионизации / (гл. II, 2), а в водных растворах— электродный потенциал ф (см. гл. VIII, 1). Самыми энергичными восстановителями в соответствии со значениями / и ф являются щелочные металлы, самыми пассивными — переходные металлы VI периода. [c.181]

Проявление атомами металлов только восстановительных свойств объясняется способностью их терять полностью или частично валентные электроны и отсутствием способности их приобретать. Мерой восстановительной активности свободных атомов металлов является потен-цт1ал ионизации /, а в водных растворах — электродный потенциал ф. [c.224]

Олово — металл светло-серого цвета с атомной массой 118,7, валентностью 2 и 4, плотностью 7,3 г/сы удельное электросопротивление олова ОД 15 Ом-ым, температура плавления 232 °С. Для олова характерны высокие пластичность и вязкость, твердость оловянных покрытий колеблется от 120 до 200 МПа. Олово устойчиво в воде, не корродирует во влажном воздухе, даже содержащем сернистые соединения В минеральных кислотах скорость коррозии олова в значительной степени зависит от наличия Б растиорах кислорода, который резко увеличивает ее. Примеси с низким перенагряжекием водорода также усиливают коррозию олова. Стандартный электродный потенциал олова —0.14 В по отношению к его двухвалентным нонам и -1-0.01 В н четырехвалентиым. Относительно железа олово электроположительно, поэтому оно не защищает железо от атмосферной коррозии. Электрохимическую защиту от коррозии оловянные покрытия обеспечивают изделиям из медн. Оловянные покрытия — эффективный барьер для серы н азота [22, 31. 37, 44]. [c.83]

В случае сложных редокс-систем реакция протекает не только с изменением валентности реагирующих частиц, но и с изменением их состава. В таких реакциях обьмно участвуют ионы водорода и молекулы воды. Однако участие последних не сказывается на характере уравнений электродного потенциала, так как активность воды в ходе реакции (за исключением очень концентрированньк растворов) остается практически постоянной. Так, для системы перманганат - двухвалентные ионы марганца, в которой протекает электродная реакция [c.51]

Использованный в 23 метод выведения выражения - для потенциала электрода с покрывающим слоем (электрода второго рода) правомерен тогда, когда валентность ионов металла Ме " в электролите точно равна валентности 2 металла в покрывающем слое. Однако уравнение для электродного потенциала можно термодинамически вывести и тогда, когда это условие не выполняется. При этом целесообразно одновременно рассмотреть случай, когда величина га вещества МеАп может изменяться в широких пределах без образования новой фазы. [c.749]

Как было показано в ряде работ [И. 13, 15—19, 52, 531, это уравнение удовлетворительно согласуется с результатами определения коррозии весовым и аналитическим методами, если процесс контролируется лишь диффузией в расплаве и протекает в стационарном режиме. Чтобы пользоваться у р а(виением (2), шеобходамю звать услоюный стандартный электродный потенциал корродирующего металла по отношению к его ионам той валентности, с которой он переходит в электролит, а также их коэффициент диффузии при данной температуре. Определение этих величин в зависимости от температуры является самостоятельной задачей. В литературе имеются работы по определению условных стандартных электродных потенциалов Ве [54] Т1 [55—57] 2г [58—61] Н1 [62—651 ТЬ [66, 67] и [68—73], Мо [74—77] ЫЬ [78, 79] Сг [80, 81] Ре [82, 83] V [84—86] Се [87, 88] Мп [89] и др. [90—93], а также коэффициентов диффузии ионов в хлоридных и хлоридно-фторидных расплавах щелочных и щелочноземельных металлов [94—115]. [c.175]

Потенциометрический метод определения pH. Активную концентрацию ионов водорода и pH точно определяют потенциометрически. В основу метода положено измерение электродвижущей силы (а. д. с.) концентрационной цепи, состоящей из двух электродов. Потенциал Е любого электрода можно вычислить по формуле Нерн-ста, зная нормальный электродный потенциал о, валентность п (число электронов, теряемых атомом металла при переходе в ион) и концентрацию а ионов в растворе [c.54]

Смотреть страницы где упоминается термин Электродные потенциалы и валентности: [c.129] [c.122] [c.46] [c.333] [c.191] [c.244] [c.95] [c.20] [c.252] [c.259] [c.259] [c.31] [c.195] [c.81] [c.72] [c.478] [c.185] [c.163] [c.12] [c.184] [c.186] [c.561]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология