Водородный растворов солей

Практически наиболее важными являются коррозионные процессы, нротекающие в неокислительных кислотах за счет разряда водородных ионов с выделением газообразного водорода, и процессы, протекающие в нейтральных растворах солей за счет ассимиляции электронов растворенным в электролите кислородом. [c.38]

В процессах коррозии металлов, протекающих с водородно деполяризацией, торможение катодной реакции восстановления водорода достигается путем повышения перенапряжения водорода добавкой в раствор солей некоторых тяжелых мета,мои [c.313]

А, входные окна в которую имеют диаметр 8—9 А. Цеолиты обычно получают в натриевой форме, но ионы натрия при контакте цеолита с растворами солей могут быть легко обменены на другие ионы. При обмене натрия на аммоний и последующей прокалке получается водородная форма цеолитов в результате реакции [c.212]

Выше был рассмотрен пример электролиза 1 н. раствора азотнокислого серебра для выделения серебра из такого раствора необходимо напряжение 0,9 в. Очевидно, если концентрация серебра в растворе меньше 1 н., восстановление будет идти труднее и придется приложить большее напряжение. Серебряный электрод, погруженный в разбавленный (например, 0,1 или 0,01 М) раствор соли серебра, имеет по отношению к водородному электроду потенциал меньший, чем 0,9 в. Это соответствует увеличению напряжения разложения, так как потенциал выделения металла сдвигается влево, т. 6. дальше от потенциала выделения кислорода (см. рис. 35). [c.194]

Итак, электролитический марганец следует получать в достаточно концентрированных растворах солей марганца и аммония с низкой концентрацией водородных ионов после глубокой очистки, при высокой плотности тока и низкой температуре. [c.506]

За нулевую точку измерения потенциалов условно принят нормальный потенциал водородного электрода. В настоящее время наука еще не располагает методами, позволяющими измерять абсолютное значение электродных потенциалов. Мы обычно всегда измеряем только разность потенциалов. Вот почему и понадобилось какой-то потенциал условно принять равным нулю. Таким потенциалом является нормальный потенциал водородного электрода. Для изготовления его используют способность платины растворять газообразный водород. Платиновая проволока или пластинка, содержащая растворенный водород, играет роль водородной пластинки , а функции раствора солей может выполнять любой водный раствор, в котором всегда присутствуют ионы водорода Н+. Причем [c.227]

Элементный фтор нельзя получать электролитическим окислением в воде, потому что вода окисляется легче, чем Р , образуя О2 (г.). На практике этот элемент получают электролитическим окислением безводного НР. Поскольку сам НР плохой проводник электрического тока, для электролиза используется раствор соли КР в безводном НР. КР образует с НР новую соль, К Нр2, которая играет роль переносчика тока в жидкости. (Ион Нр2 устойчив благодаря очень сильной водородной связи между двумя фторид-ионами этот вопрос описан в разд. 11.5, ч. 1.) Полная реакция электролитического получения фтора описывается уравнением [c.291]

Изучение перенапряжения прн электролитическом выделении водорода представляет значительный интерес для теории и практики. Найденные при этом закономерности могут служить в качестве исходных данных для обобщений в области электрохимической кинетики. Величина водородного перенапряжения и зависимость его от различных факторов учитываются при создании технологических электрохимических процессов. Например, при электролизе водных растворов солей цинка на катоде могут протекать реакции разряда ионов Zn ((pzn - ,zn = —0.76 В) и ионов Н" (в нейтральном растворе фн -,н, = —0,41 В). Вследствие высокого перенапряжения водорода на цинке потенциал его выделения сдвигается в сторону более отрицательных значений, благодаря чему возможно катодное осаждение металла с выходом по току 90—95%. [c.513]

Аммиак образуется в растворах солей аммония при добавлении к ним растворов едких щелочей. При этом ионы NHi и ОН , взаимодействуя друг с другом, образуют молекулы NH3 и Н2О, между которыми возникает водородная связь. При нагревании водного раствора аммиака водородные связи разрываются и равновесие практически полностью смещается в направлении образования аммиака, уходящего из сферы реакции [c.179]

Электроды первого рода состоят из металла, погруженного в раствор, который содержит ионы этого металла (например, медный электрод состоит из меди, погруженной в раствор соли меди). К этому типу электродов относится водородный электрод, представляющий собой платину, насыщенную газообразным водородом, опущенную в раствор, содержащий ионы водорода. Платина в этом случае играет роль инертного носителя. [c.379]

Произведение концентраций водородных и гидроксильных ионов (выраженных в г-ион) является константой не только для воды, но и для водных растворов солей, кислот и щелочей. Эта величина называется ионным произведением воды и обозначается через Следовательно [c.201]

Перечисленные выше газы используются в качестве топлива и исходного сырья химической промышленности. Они важны, например, как один из источников получения азото-водородной смеси для синтеза аммиака. При пропускании их совместно с водяным паром над нагретым до 500 °С катализатором (главным образом РеаОз) происходит взаимодействие по обратимой реакции НаО -)- СО СОа + Нг + Ю ккал, равновесие которой сильно смещено вправо. Образовавшийся углекислый газ удаляют затем промыванием смеси водой (под давлением), а остаток СО —аммиачным раствором солей меди. В результате остаются почти чистые азот н водород. Соответственно регулируя относительные количества генераторного н водяного газов, можно получать N3 и На в требуемом объемном соотношении. Перед подачей в колонну синтеза газовую смесь подвергают сушке и очистке от отравляющих катализатор примесей. [c.513]

Динамический характер электродного равновесия подтверждается опытами с использованием радиоактивных индикаторов. Так, если в металлический цинк (электрод 1-го рода, металлический цинк в растворе соли цинка) введена радиоактивная метка 2п, то через некоторое время эту метку можно обнаружить в растворе, хотя растворения цинка за этот промежуток времени установить не удается. Данные по накоплению в растворе можно использовать для определения скорости электродной реакции Zn " + 2е 2п. Точно также, если в системе водородного электрода в раствор введено некоторое количество ОгО, то в газовой фазе обнаруживаются молекулы Ог наряду с На. Но чаще всего сведения о механизме и кинетике электродных процессов получают в электрохимических опытах, связанных с нарушением равновесного состояния на границе электрод-раствор за счет использования внешнего источника напряжения. [c.541]

В рассмотренном примере с кислородным электродом, как и для многих других электродных систем, нарушение двух обязательных требований к обратимому электроду имеет фактически одну причину из-за малых токов обмена появляется возможность протекания параллельных реакций с участием примесей. Но так происходит не всегда. Если снять стационарные поляризационные кривые для цинкового электрода в растворах солей цинка при pH < 3, то легко убедиться, что скорости реакций на электроде не сильно отличаются от тех, чтс> были установлены для водородного электрода. Однако в потенциометрических опытах подтвердить справедливость уравнения (IX. 47) не удается. [c.545]

Определение обменной способности по раствору соли меди ( ). Навеску 4—6 г (взвешенную с точностью до 0,002 г) сильнокислотного катионита (КУ-1) в водородной форме с диаметром зерен 0,5—1,0 мм помещают в стакан и заливают водой для набухания на 24 ч. Набухший ионит переносят вместе с водой в ионообменную колонку (с внутренним диаметром 15 мм), с впаянным стеклянным дном с отверстиями диаметром около 0,2 мм. Залитый водой катионит встряхивают, чтобы удалить пузырьки воздуха. [c.162]

Приготавливают серию растворов соли никеля в концентрации от 0,01 до 0,5 г-экв/л путем последовательного разбавления дистиллированной водой 0,5 н. раствора N (N03)2. Концентрация водородных ионов в растворе должна быть постоянной и минимальной. В колонки вносят по 0,2 мл приготовленных растворов. Через 3—5 мин после полного впитывания растворов измеряют длину ало-розовой зоны диметилглиоксимата никеля [мм) или ее объем см ). Для каждой концентрации проводят 3—4 параллельных опыта. [c.269]

Нормальным электродным потенциалом называют потенциал, возникающий на металлической пластинке, погруженной в раствор соли этого же металла с активностью ионов данного металла 1 г-ион л, при сравнении с потенциалом водородного электрода. Нормальный электродный потенциал обозначают о- [c.45]

Электроды далеко не всегда представляют собой пластинку металла, погруженную в раствор соли. Иногда вместо раствора соли используют насту, содержащую необходимую соль (в каломельных электродах) применяют газовые электроды, в которых роль металлической пластинки выполняет адсорбированный на индифферентной пластинке (золото, платина) газ — в водородном и кислородном электродах и т. п. [c.46]

Перенапряжение для катодных реакций, сопровождающихся выделением металлов, обычно близко к нулю. Исключениями являются железо (Д к = 0,24 В), никель (Д к = 0,23 В). При выделении на катоде водорода перенапряжения могут достигать значительных величин. При этом перенапряжение зависит от материала электродов, состояния их поверхности, плотности тока и целого ряда других факторов, которые трудно учесть. Водородное перенапряжение позволяет электрохимически выделять на катоде более активные металлы (имеющие более отрицательный по сравнению с водородом стандартный электродный потенциал), такие, как Мп, 2п, Ре, N1, 5п, РЬ. Например, при электролизе кислых растворов солей цинка на цинковом катоде должен был бы выделяться водород, но величина водородного перенапряжения на цинке порядка 0,7 В, что близко к стандартному электродному потенциалу цинка (—0,76 В), для которого перенапряжение практически равно нулю. Это приводит к совместному выделению на катоде водорода и цинка. Поскольку анодные процессы в электролизерах с инертным анодом сопровождаются обычно выделением газообразных продуктов, то для этих процессов также характерны явления перенапряжения, достигающие иногда значительной величины. [c.298]

Электроды первого рода. К ним относятся электроды, состоящие из металлической пластинки, погруженной в раствор соли этого же металла, например Zn Zn +, Си Си +, и водородный электрод. В зависимости от знака ЭДС элемента, в который включен электрод, на металлической пластинке идет процесс перехода катиона из металла в раствор или из раствора в металл, т. е. данные электроды обратимы по катиону. Потенциал электродов первого рода связан с активностью катиона в растворе уравнением Нернста [c.251]

Опыт показывает, что растворы солей имеют щелочную, кислую или нейтральную реакцию, хотя в своем составе соли не содержат ни водородных ионов, ни гидроксид-ионов. [c.181]

Точно так же, поскольку стандартный потенциал редокси-системы Т 2+, Т1 + значительно отрицательнее потенциала водородного электрода ( т 2+, Т1 +=—0,37 В), в водных растворах солей титаиа (II) должио самопроизвольно протекать окисление ионов Т12+ до понов Т1 + с одновременным раз [0жением воды [c.185]

На металлических электродах, ногружеипых в раствор соли того же металла, идет процесс перехода катиона пз металла в раствор или из раствора в металл в зависимости от знака э. д. с. цепи, в которую включен электрод. Эти лектроды обратимы относительно катпона. Они называются электродами первого рода. К ним принадлежит и водородный электрод. Потенциал электрода первого рода связан с активностью катиона в растворе уравнением (XX, 14) Нернста. [c.549]

При изучении темы Гидролиз в курсе общей химии рекомендуется для определения водородного показателя использовать имеющиеся потенциометры (pH - метры) и стеклянные или комбинированные электроды. Поскольку студенты впервые встречаются с эти. ми приборами, необходимым пригюжением к работе является методичка, в которой кратко излагаются некоторые теоретические вопросы, объясняющие возможность применения потенциометров и электродов для определения pH растворов солей, оснований и кис ют. В методичке также следует указать конкретные этапы работы на приборе, а именно подготовку к изменениям, запуск прибора, градуировку прибора, определение pH конкретных растворов. [c.54]

Так как в фурановом ядре дибензофурана не имеется способных замещаться водородных атомов, реакции замещения этого, соединения являются реакциями бензольного производного. При обработке растворенного в четыреххлористом углероде дибензофурана эквимо.пярным количеством хлорсульфоновой кислоты нри 25° в течение 1 часа получилась с выходом 89% сульфокислота, выделенная в виде ее натриевой соли [854]. Указывается, что свободная кислота получена нодкислением раствора соли и охлаждением. Так как полученный таким образом продукт плавился выше 300°, то сомнительно, чтобы это в действительности была свободная кислота. Указанное ниже строение этой сульфокислоты подтверждается переводом ее через сульфохлорид и сульфиновую кислоту в меркурхлорид. [c.130]

Таким образом, все значения электродных потенциалов можно соотнести с потен- г-Платин1фованнан циалом водородного электрода. Например, измерив э. д. с. элемента, состоящего из цинкового и водородного электродов, погруженных в раствор соли цинка с известной активностью 2п и Н , можно рассчитать стандартный потенциал Е° для цинка он равен —0,763 В. [c.34]

По механизму действия различают химическую и электрохимическую коррозию. Химическая коррозия — разъедание металла химически активными веществами (кислотами, щелочами, растворами солей и т.д.). Широко расгфостранена электрохимическая коррозия, протекающая в водных растворах электролитов, в среде влажных газов и щелочей под действием электрического тока. При этом ионы металла переходят в раствор электролита. Электролитом является среда, омывающая поверхность детали. Многие технологические процессы связаны с получением или применением водорода при высоких температурах и давлениях он вызывает водородную коррозию, которая появляется в виде отдулин и расслое-1ШЙ на различной глубине поверхностного слоя корпусов аппаратов, труб [c.82]

Металл, погруженный в электролит, называется электродом. Наибольшая принципиальная трудность, связанная с использованием уравнения Нернста, обусловлена невозможностью измерить потенциал одного единственного электрода. Например, если попытаться определить путем измерения электродный потенциал 2п/2п , т.е. разность потенциалов между металлическим цинком и раствором соли цинка, в который он погружен, необходимо металл и раствор соединить проводником с измерительным прибором. Соединить прибор с металлом нетрудно, гораздо сложнее присоединить к прибору раствор. Это соединение можно осуществить только с помощью металлического проводника, который опускается в раствор. Но как только металл проводника (например , медь) приходит в соприкосновение с раствором, на его поверхности образуется двойной электрический слой и, следовательно, появляется разность потенциалов. Итак, при помощи измерительного прибора можно определить не электродный потенциал одного электрода (металла), а разность потенциалов между двумя электродами (в данном случае разность потенциалов между цинковым и медным электродами). Поэтому при измерении электродных потенциалов металлов выбирают некоторый электрод сравнения, потенциал которогсГ словно принят за нуль. Таким электродом сравнения служит стандартный водородный электрод (рис. 3.2). Он представляет собой платиновую пластину, покрытую тонко измельченной "платиновой чернью , погруженную на платиновой проволоке в стеклянный 32 [c.32]

Рис. 8.2. Гальваническая цепь для измерения стандартного элсктродмого потенциала металла I - стандартный водородный электрод (раствор Н ЗО , С(Н")=1 моль/л, давление газообразного р= 0 ,3 кПа, =25°С) 2 определяемый электрод (раствор соли металла, С(Ме" )=1 моль/л, С=25Х)

При электрохимическом механизме нет необходимости в прямом соударении частиц окислителя и восстановителя между собой окислительные и восстановительные процессы протекают раздельно с участием металлической поверхности, которая принимает электроны от восстановителя (в данном примере от атомов цинка) и передает их окислителю (ионам водорода). Поляризационные кривые, отвечающие парциальным реакциям (I) и (И) на цинковом электроде, приведены на рис. 181. Равновесный потенциал цинкового электрода в растворе соли цинка 2п р более отрицателен, чем равновесный водородный потенциал н. р- Предположим, что цинковый электрод опущен в раствор соли 2пС1г и, следовательно, имеет потенциал При добавлении соляной кислоты к раствору гпСЦ на поверхности цинка начнется выделение водорода, что сместит потенциал электрода в анодную сторону. При этом скорость выделения водорода падает и одновременно возрастает скорость растворения цинка. Наконец, устанавливается стационарное состояние, когда токи катодного выделения водорода и анодного растворения цинка равны 1=— 2. В стационарных условиях при разомкнутой цепи цинковый электрод приобретает потенциал лежащий между равновесными потенциалами и н, р. Потенциал Е называется стационарным или смешанным (компромиссным) потенциалом. При стационарном потенциале [c.348]

Поляризационные кривые, отвечающие парциальным реакциям (I) и (П) на цинковом электроде, приведены на рис. 181. Равновесный потенциал цинкового электрода в растворе соли цинка гпфр более отрицателен, чем равновесный водородный потенциал н фр- Предположим, что цинковый электрод опущен в раствор соли 2пС12 и, следовательно, [c.365]

Различные методы определения чисел сольватации часто дают несовпадающие результаты, причем величины л во многих случаях оказываются меньше координационного числа п, т. е. того числа молекул растворителя, которые составляют ближайшее окружение иона. Для объяснения этих результатов можно воспользоваться предложенной О. Я. Самойловым следующей динамической картиной явлений сольватации. Все частицы раствора — ноны и молекулы растворителя — находятся в непрерывном хаотическом движении, которое осуществляется за счет периодических перескоков этих частиц на расстояния порядка размеров молекул. Пусть Т1 — среднее время, в течение которого ион находится в неподвижном состоянии, а тг — время, необходимое, чтобы диполь растворителя, находящийся вблизи иона, порвал связь с другими диполями, изменил свою ориентацию и вошел в состав сольватной оболочки иона. Если Т1 Т2, то молекулы растворителя успевают порвать водородную или диполь-ди-польную связь с другими молекулами растворителя и войти в сольватную оболочку иона. В этих условиях ион окрулоет прочная сольватная оболочка и пн = пь. Поскольку согласно уравнению (II.9) электрическое поле иона тем сильнее, чем меньше его радиус, то это характерно для небольших ионов. Так, например, результаты по сжимаемости водных растворов солей лития, по энтропии гидратации и по подвижности иона дают среднее значение лл=б, соответствующее координационному числу иона лития. При условии Х1<Ст2 диполи растворителя в сольватной оболочке очень быстро меняются, а экспериментальное значение пл==0. Такой результат получается для ионов большого радиуса и малого заряда, например для ионов 1 и Сз+. При сравнимых Т1 и Т2 числа сольватации принимают значения от О до Пк, причем различные методы в неодинаковой степени отражают процесс замены диполей в сольватной оболочке иона, и это приводит к значительному расхождению результатов для Пн. [c.32]

Молекулу фосфина можно трактовать как аналог молекулы аммгг-ака. Однако угол между связями Н—Р—Н значительно меньше, чем у аммиака (93,7° против 107°). Это означает уменьшение доли участия 5-облаков в образовании гибридных связей в случае фосфина. Кроме того, связи фосфора с водородом менее прочны, чем связи последнего с азотом, а электрический момент диполя аммиака почти втрое превосходит момент диполя фосфина. Донорные свойства у РНз выражены несравненно слабее, чем у аммиака. И малая полярность молекулы РНз, и слабая активность акцептировать протон приводят к отсутствию водородных связей не только в жидком и твердом состояниях, но и с молекулами воды в растворах, а также к малой стойкости иона фосфония РН . Последний является аналогом аммоний-иона и характеризуется тетраэдрическим расположением связей. Самая устойчивая в твердом состоянии соль фосфония — это его иодид РН41. Водой, и особенно щелочными растворами, соли фосфония энергично разлагаются [c.278]

Изменяя концентрацию водородных ионов, можно управлять процессом гидролиза. Добавляя кислоту, мы увеличиваем [Н" ] и уменьшаем [ОН ].Этим путем можно приостановить гидролиз соли слабого основания и сильной кислоты. То же можно сказать в отношении добавления щелочи к раствору соли сильного основания и слабой кислоты. Например, к раствору Sn l добавляют соляную кислоту, чтобы уменьшить гидролиз и предотвратить помутнение раствора продуктами гидролиза. Растворы Sn l 2 часто применяют как протраву для стекол перед их серебрением, для гетинакса — перед его меднением (для печатных схем) и т. д. [c.167]

Следует иметь в виду, что многие окислительно-восстановительные реакции протекают с участием водородных ионов. Для таких реакций окислительно-восстановительный потенциал зависит также от концентрации, или, точнее, от активности водородных ионов. Так, например, в реакции КМПО4 с растворами солей КС1, КВг, KI при pH 6 окисляются только иодид-ионы, при pH 3 окисляются иодид- и бромид-ионы, при еще меньшем значении pH начнут окисляться и хлорид- ионы. для КМп04=1,51 В только при [МпОГ]=[Мп2+] и [Н+]=1 моль/л или рН = 0. [c.165]