Электродный потенциал восстановления

Вычислите электродный потенциал восстановления HjO при pH = 7. (Предположите, что Рнг = 1 атм.) [c.242]

Нормальный электродный потенциал восстановления четырехвалентного германия близок к нулю [c.85]

Сравнением численных значений электродных потенциалов можно предсказать направление процесса электрохимической коррозии (о направлении процесса газовой коррозии уже сказано раньше). Электрохимическая коррозия обусловлена образованием микрогальванических элементов, как вследствие имеющихся в металле выделений другого металла, так и непосредственного контакта с другими металлами. При контактировании нескольких металлов первым будет растворяться тот металл, который расположен ближе к началу ряда напряжений, или, что то же, тот, у которого меньше значение электродного потенциала восстановления. Это значит, что для этого металла написанный в таблице (приложение 4) процесс [c.122]

Из рисунка видно, что экспериментальные точки удовлетворительно ложатся на прямую линию. Отрезок, отсекаемый продолжением экспериментальной прямой на оси ординат, дает для нормального электродного потенциала восстановленной формы полония значение + 0,68 + + 0,01 в. [c.313]

Реакции, приводящие к возникновению электродного потенциала, следует всегда записывать так, чтобы в левой части уравнения находились окисленные компонепты (исходные вещества), а в правой — восстановленные компоненты (продукты реакции) [c.160]

Из уравиений (21.8) и (21.9) следует, что в тех случаях, когда восстановление совершается по электронному механи шу, скорость катодной реакции и электродный потенциал не зависят от pH раствора. [c.437]

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]

Аналогично при наличии в системе, подвергающейся электролизу, несколько восстановителей на аноде будет окисляться наиболее активный из них, т. е, восстановленная форма той электрохимической системы, которая характеризуется наименьшим значением электродного потенциала. Так, при электролизе водного раствора сульфата медн с инертными электродами (например, угольными) на аноде может окисляться как сульфат-ион [c.190]

Здесь ф° — стандартный электродный потенциал данного процесса — константа, физический смысл которой рассмотрен ниже R — газовая постоянная Т—абсолютная температура 2 — число электронов, принимающих участие в процессе F—число Фарадея [Ох] и [Red] — произведения концентраций веществ, участвующих в процессе в окисленной (Ох) и в восстановленной (Red) формах. [c.280]

Этот тип коррозии наиболее распространен. Он имеет место при взаимодействии металлов с жидкими электролитами (водой, водными растворами солей, кислот и щелочей, расплавленными солями и щелочами) и является гетерогенной электрохимической реакцией электролитов с металлами. Однако в принципе не исключена возможность и химической коррозии металлов в электролитах, при которой окисление металла и восстановление окислительного компонента (молекул или ионов) электролита происходят в одном акте, скорость которого не зависит от величины электродного потенциала металла, с образованием соединений и их последующим растворением. [c.148]

Электрохимический механизм в виде протекающей с участием свободных электронов электрохимической реакции, при которой ионизация атомов металла [см. уравнение (271)] и восстановление окислительного компонента коррозионной среды [см. уравнение (326) ] проходят не в одном акте и их скорости зависят от величины электродного потенциала металла, имеет место в подавляющем большинстве случаев коррозии металлов в электролитах и является, таким образом преобладающим. [c.181]

Знак заряда данного электрода, входящего в ту или другую гальваническую цепь, по отношению к другому электроду этой цепи может совпадать и может не совпадать со знаком его электродного потенциала, так как первый зависит от вида другого электрода, а электродный потенциал от этого не зависит и относится к цели из данного электрода и нормального водородного электрода. Иначе говоря, все нормальные электродные потенциалы (табл. 47) относятся к процессам восстановления при соединении же двух из этих электродов в гальванический элемент, очевидно, на одном из них при работе элемента будет происходить окисление, а на другом — восстановление. [c.427]

ДОВ, рассмотренных раньше, является то, что здесь продукты и окисления и восстановления остаются в растворе, а не выделяются на электроде. Электродный потенциал такого электрода, как и других, определяется максимальной работой протекающей реакции, [c.439]

При этом подразумевается, что другим полуэлементом, расположенным слева, служит стандартный водородный электрод. Реакции, приводящие к возникновению электродного потенциала, должны быть записаны так, чтобы окисленные вещества были слева, а восстановленные компоненты справа. [c.277]

Очевидно, что знак потенциала восстановления цинка противоположен знаку потенциала окисления. Это справедливо для всех электродных реакций. [c.35]

В 1953 г. Международным союзом по чистой и прикладной химии (ШРАС) было принято, что потенциалом электрода считается его потенциал при условии, что электродная реакция протекает в сторону восстановления. Это согласуется с физической концепцией, где потенциал определяется как работа, необходимая для перенесения единичного положительного заряда в точку, потенциал которой определяют. Это определение имеет еще и то преимущество, что соответствует знаку полярности вольтметра или потенциометра, к которым может быть присоединен электрод. Таким образом, цинк имеет отрицательный потенциал восстановления и является отрицательным полюсом гальванического элемента, где в качестве второго электрода использован стандартный водородный электрод. [c.35]

Электрохимическая коррозия - это физико-химический процесс взаимодействия металла с коррозионной средой, причем ионизация атомов металла и восстановление окислительного компонента среды протекает по-стадийно, и их скорости зависят от электродного потенциала металла. [c.55]

Металлы, обладающие более отрицательным стандартным электродным потенциалом, могут быть использованы для вытеснения (восстановления) металлов с более положительным стандартным электродным потенциалом из водных растворов их солей. Отсюда следует, что все металлы, стандартный электродный потенциал которых отрицателен, могут вытеснять водород из водных растворов кислот, а в некоторых случаях — и из воды. Металлы, стандартный электродный потенциал которых положителен, не вытесняют водород из водных растворов кислот. В некоторых случаях такие металлы обладают особой химической инертностью н противостоят даже воздействию сильных окислителей. [c.237]

Зависимость значения электродного потенциала от концентрации окисленной и восстановленной форм и температуры описывается уравнением [c.251]

Встречаются окислительно-восстановительные электроды, значение электродного потенциала которых зависит от активности окисленной и восстановленной формы ионов в растворе. Этот электрод состоит обычно из металла (платина, палладий и т.д.), инертного в отношении окислительно-восстановительных превращений и погруженного в раствор, содержащий ионы как высшей, так и низшей форм окисления. Например, [c.253]

Электродный потенциал ек при катодном восстановлении на ртутном капельном электроде определяют как [c.284]

Электроны, образующиеся согласно реакции (г), переходят на платину, в силу чего возникает разность потенциалов между платиной и прилегающим раствором. Таким образом, потенциал данной системы зависит от соотношения концентраций окисленной и восстановленной форм и от концентрации ионов водорода в растворе. С учетом этого уравнение электродного потенциала хингидронного электрода имеет вид [c.241]

Явления деполяризации имеют большое значение для электролитических способов получения ряда веществ, особенно органических. Так, прибавив в катодное отделение органическое вещество, способное восстанавливаться образующимся около катода атомным водородом, мы, изменяя природу катода, электродный потенциал, температуру, концентрацию вещества, а иногда вводя катализаторы, можем доводить восстановление до преимущественного образования одного из промежуточных продуктов восстановления. [c.269]

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]

В сложных редокси-электродах реакция протекает с изменением валентностп реагирующих частиц и их состава. В реакциях такого рода участвуют обычно ионы водорода, и молекулы воды участие последних не сказывается, однако, 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 Кес1 для восстановленных, то схему сложного редокси-электрода можно записать следующим образом [c.171]

Электрохимическая коррозия — это взаимодействие металла с коррозионной средой (электролитом), при котором ионизация атомов металла и восстановление окислительного компонента коррозионной среды протекают не в одном акте и их скорости зависят от величины электродного потенциала. Электрохимическая коррозия протекает только при контакте поверхности металла с электролитом, т. е. с токопроводящей средой (водными растворами солей, кислот, щелочей). Практически поверхность любого металла в ат осфе-ре покрывается тонкой водной пленкой различной толщины в зависимости от температуры и влажности воздуха, а также от температуры металлической поверхности. В этой пленке растворяются содержащиеся в воздухе газы (диоксид углерода, оксиды азота и серы, сероводород и др.) и мелкие частицы (пыль) различных солей, что приводит к образованию электролита. [c.279]

Как показывает рассмотренный пример, при электролизе водных растворов солей, реакция которых близка к нейтральной, па катоде восстанавлнваются те металлы, электродные потенциалы которых значительно положительнее, чем —0,41 В. Если потенциал металла значительно отрицательнее, чем —0,41 В, то на катоде будет выделяться водород . При значениях электродного потенциала металла, близких к —0,41 В, возможно, в зависимости от концентрации соли металла и условий электролиза, как восстановление металла, так и выделение водорода (или совместное протекание обоих процессов). [c.190]

Электрохимическая коррозия металлов представляет собой самопроизвольное разрушение металлических материалов вследствие электрохимического взаимодействия их с окружаюи ей электролитически проводящей средой, при котором ионизация атомов металла и восстановление окислительного компонента коррозионной среды протекают не в одном акте и их скорости зависят от величины электродного потенциала металла. [c.148]

Затруднением в протекании катодного процесса может служить противодействие пленки диффузии кислорода (коррозия металлов с кислородной деполяризацией) или большое перенапряжение процесса восстановления кислорода па пленке по сравнению с металлической поверхностью (если пленка обладает значительной электронной проводимостью). Электродный потенциал металла при этом или мало изменяется, или даже смещается несколько в отрицательную стороггу. [c.63]

Электрохимическая коррозия представляет собой взаимодействие металла с раствором электролита, при котором ионизация атомов металла и восстановление окислительного компонента протекают не в одном акте, а их скорости зависят от величин >1 электродного потенциала металла. При контакте металла с электролитом на границе раздела фаз протекает ряд сложны процессов. Электрохимическая коррозия — результат двух неаависимых, но связанных между собой электрическим балансом, электрохимических процессов анодного с переходом катионои металла в раствор и катодного, при котором освобождающиеся электроны связываются окислителем (рис. 23.1). Электрохимическую коррозию можно замедлить, вызывая [c.279]

По отношению к воде электрохимическая активность кобальта сравнительно нсЕелика стандартный электродный потенциал для процесса получения нона Со + при действии воды на кобальт составляет — 0,277 В. Кобальт ие выделяет водород из воды нри обычной температуре, а при высокой — выделяет, разлагая водяные нары, Раст[ оррзг неокисляющих кислот взаимодействуют с кобальтом с выделением водорода и образованием солей кобальта (П). Концентрированные серная (при нагревании) и азотная кислоты окисляют кобальт. При действии разбавленной азотной кислоты па кобальт образуется нитрат кобальта (П), а восстановление азота идет до N0 или ЫгО. Растворы щелочей на кобальт ие действуют. [c.312]

Здесь Е° — стандартный электродный потенциал процесса R — газовая постоянная Т — абсолютная температура п — число передаваемых в элементарном процессе электронов F — число Фарадея окнся и Свосст — концентрации окисленной и восстановленной форм (л и у — коэффициенты в уравнении реакции). [c.251]

Электроды третьего рода — системы, у которых значение электродного потенциала не зависит от активности окисленной и восстановленной формы, а определяется активностью катиона в растворе. Этот электрод состоит из металла, на котором осаждены две труднорастворимые соли. Например, серебро, покрытое сначала хлоридом серебра, а затем хлоридом свинца. Электрод погружен в раствор растворимой соли свинца, например РЬЫОз. На этом электроде идет процесс [c.253]

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]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология