Окислительно-восстановительные реакци стандартные потенциалы

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]

Окислительно-восстановительная реакция самопроизвольно протекает в растворе, если стандартный потенциал системы, включающей окислитель этой реакции, больще стандартного потенциала системы, включающей восстановитель реакции. Это означает также, что окислительно-восстановительная реакция протекает в водном растворе, еслн разность стандартных потенциалов окислительно-восстановительных пар будет положительной величиной, т. е. электродвижущая сила реакции °>0. Так, °мпО"4/мn2 >Я°ыоз-/ыо-2" (1,51В>0,94В). [c.330]

Алгебраическое значение стандартного окислительно-восстанови-тельного потенциала характеризует окислительную активность соответствующей окисленной формы. Поэтому сопоставление значений стандартных окислительно-восстановительных потенциалов позволяет ответить на вопрос протекает ли та или иная окислительно-восстановительная реакция [c.92]

Однако в реальных условиях часто приходится иметь дело с растворами, содержащими исследуемые вещества, а также другие ионы, не участвующие непосредственно в окислительно-восстановительной реакции, но влияющие на величину окислительно-восстановительного потенциала. Такой реальный потенциал окислительно-восстановительного электрода в стандартных условиях называют формальным потенциалом (фо/в). [c.152]

Характеристика окислительно-восстановительных свойств воды очень важна для понимания многих окислительно-восстановительных реакций в водном растворе, суждения об устойчивости различных окислителей и восстановителей в водном растворе и т.д. Потенциал стандартного водородного электрода условно принят за нуль, поэтому уравнение Нернста для водородного электрода [c.111]

Е° — стандартный электродный потенциал полуреакции или стандартная ЭДС окислительно-восстановительной реакции Е— электродный потенциал полуреакции или ЭДС окислительно-восстановительной реакции при нестандартных, любых заданных концентрациях веществ, входящих в произведения ПСпрод и ПСисх- [c.264]

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]

Потенциометрия представляет собой метод определения концентраций веществ, а также различных физико-химических величин, основанный на измерении потенциалов электродов. Измерение электродных потенциалов и нахождение зависимости между ними и концентрацией (активностью) определяемых компонентов позволяет установить не только концентрацию (активность) ионов, но и ряд других характеристик константы диссоциации слабых электролитов и константы устойчивости комплексных соединений, произведения растворимости малорастворимых осадков, стандартные и формальные электродные потенциалы, окислительно-вос-становительные потенциалы, стехиометрические коэффициенты в химических реакциях, число электронов, участвующих в потенциа-лопределяющей стадии и т.д. По величине потенциала индикаторного электрода можно оценить также глубину протекания и направление окислительно-восстановительных реакций между реагирующими веществами. [c.171]

Запись по данному правилу соответствует электродному скачку потенциала в направлении от раствора к металлу. Ему приписывается положительный знак и соответствует самопроизвольно протекающая восстановительная реакция. (Скачок потенциала в обратном направлении считается отрицательным ему соответствует окислительная реакция.) ЭДС элемента, состоящего из стандартного водородного электрода и электрода, в котором протекает реакция восстановления, будет, таким образом, положительной. [c.287]

С помощью этой таблицы можно также определить стандартный потенциал окислительно-восстановительной реакции с участием того или иного элемента, например элемента Со/Со +//Ад" /Ад. Кобальт — более сильный восстановитель, чем серебро, так как в таблице он расположен над ним следовательно, кобальт отдает электроны. Приведем уравнения реакций окисления и восстановления, протекающих самопроизвольно [c.296]

Существуют способы, позволяющие измерять электрохимический потенциал и для более сложных окислительно-восстановительных реакций. Например, установлено, что стандартный окислительный потенциал свинца в присутствии [c.291]

Записанный справа от уравнения реакции электродный потенциал — это экспериментально определяемое (иногда теоретически рассчитанное) значение ЭДС реакции при стандартных условиях (298,15 К, концентрации всех веществ, кроме воды, равны по 1 моль/л) по отношению к стандартному водородному электроду. ЭДС реакций по отношению к стандартному водородному электроду будем называть стандартными потенциалами соответствующих реакций, а разность стандартных потенциалов двух электродных реакций — ЭДС общей окислительно-восстановительной реакции. [c.262]

При стандартных условиях, сравнительно низкой температуре растворов (298 К) гальванической цепи, изменение энтропийного фактора (TAS) невелико, энтальпийный фактор (АЯ) намного превышает величину TAS и определяет процесс. Это позволяет принять, что изобарный потенциал (AG) гальванического элемента приближенно равен энтальпии (АЯ) окислительно-восстановительной реакции, на которой основан процесс в гальванической цепи. [c.158]

Небезынтересно отметить, что хотя формально и в уравнении Лютера, и в приведенном только что выводе, и во всех таблицах стандартных потенциалов потенциалы и для различных реакций вполне равноправны, однако на практике более положительный из них всегда оказывается фиктивной величиной и не отвечает реальному протеканию процесса. Он не поддается непосредственному экспериментальному измерению. Его находят расчетом по правилу Лютера, исходя из реально замеренного потенциала образования ионов, преобладающей валентности и реально замеренного потенциала окислительно-восстановительной реакции [c.170]

Окислительно-восстановительная реакция протекает в водном растворе, если значение стандартного потенциала пары, включающей окислитель этой реакции, выше, чем значение стандартного потенциала пары, включающей восстановитель. Это означает, что окислительно-восстановительные реакции протекают в том направлении, для которого разность между стандартными потенциалами пары, включающей окислитель, Еок и пары, включающей восстановитель, вс больше нуля [c.198]

Таким образом, стандартный окислительно-восстановительный потенциал Е° редокс-пары — это такоИ потенциал редокс-пары, когда все участники окислительно-восстановительной реакции находятся н стандартных состояниях, т. е. их активности равны единице. [c.151]

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]

С другой стороны, стандартная энергия Гиббса (или свободная энергия реакции) равна взятой с обратным знаком максимальной работе (за вычетом работы расширения), которую может совершить система. В реакциях с переносом электрона (в изобарно-изотермических условиях) мерой изменения свободной энергии реакции является работа преодоления разности потенциалов, возникшей в электрохимической ячейке, составленной из двух окислительно-восстановительных пар. Если потенциал одной из пар выбран в качестве эталона и остается постоянным, то изменение свободной энергии системы (работа по передаче п электронов общим зарядом, равным постоянной Фарадея Р = = 9,6485-10 Кл/моль) пропорционально потенциалу второй окислительно-восстановительной пары [c.270]

Причина подобного несоответствия между предположением,, основанным на величинах стандартных потенциалов, и опытом объясняется, очевидно, тем, что здесь вследствие малой растворимости ul сильно понижается концентрация Си+, и поэтому значительно изменяется значение потенциала пары Си Си+. Таким образом, в расчете следует пользоваться стандартным потенциалом пары u V uI, равным -)-0,86 в, а не Е° пары uV u+. Согласно сказанному, окислительно-восстановительной реакцией иа электроде является u +-f 1 + е-> СиЦ, для которой уравнение Нернста записывается в следующем виде [c.354]

Пользуясь таблицей стандартных потенциалов, можно предвидеть Направление окислительно-восстановительных реакций, а также иметь возможность выбирать соответствующие окислители и восстановители для проведения любого окислительно-восстановительного процесса. При этом необходимо учитывать влияние концентраций отдельных компонентов соответствующих пар на окислительно-восстановительный потенциал. Если не учитывать это влияние, то можно прийти к ошибочным результатам анализа. [c.147]

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]

По значениям стандартного потенциала окислительно-восстановительных пар, участвующих в окислительно-восстановительной реакции, можно определить направление реакции. [c.236]

Реальные потенциалы окислительно-восстановительных систем с аналитической точки зрения более ценны, чем стандартные потенциалы, так как истинное поведение системы определяется не стандартным, а реальным потенциалом и именно последний позволяет предвидеть протекание окислительно-восстановительной реакции в конкретных условиях. Реальный потенциал системы зависит от кислотности, присутствия-посторонних ионов в растворе и может изменяться в широком диапазоне, как это иллюстрирует табл. 14.1. [c.262]

Фс — стандартный потенциал окислительно-восстановительной реакции а — коэффициент переноса реакции, выражающий ту долю электродного потенциала, которая благоприятствует протеканию катодного процесса. [c.9]

Очевидно, что ов — стандартный потенциал окислительно-восстановительной реакции при концентрации каждого из ионов, участвующих в реакции, равной 1 грамм-ион/. . Чем меньше окислительно-вос-становительный потенциал Е (чем больше отрицательное значение од), тем большей восстановительной активностью обладает вещество и легче теряет свои электроны. Чем больше окислительно-восстановительный потенциал Е , тем выше окислительная активность вещества (табл. 45). [c.282]

Содержание задачи. Определение стандартного потенциала одной из участвующих в окислительно-восстановительной реакции систем по потенциалу в эквивалентной точке и стандартному потенциалу второй системы. [c.195]

Здесь АВ° — так называемый стандартный потенциал, который более подробно будет разобран ниже, п — число электронов, которое переносится в окислительно-восстановительной реакции,. а Р — постоянная Фарадея, равная 96 500 кулонам. [c.29]

Стандартный электродный потенциал (символ — ф°, единица — В) — напряжение гальванического элемента, содержащего в качестве левого электрода стандартный водородный электрод, а в качестве правого — измеряемый электрод, в условиях, когда активности всех компонентов окислительно-восстановительной реакции равны единице, а внешнее давление равно 1 атм (101 325 Па). Если измеряемый электрод заряжен бопее положительно, чем стандартный водородный электрод, то значение ф° считают положительным. Размерность стандартного электродного потенциала dim ф°= L MT" I". [c.280]

Стандартные восстановительные потенциалы называют просто стандар1ными электродными потенциалами их значения табулированы для большого числа восстановительных полуреакций. Окислительный потенциал какой-либо окислительной полуреакции должен быть равен по величине, но противоположен по знаку электродному потенциалу обратного восстановительного процесса. Чем положительнее потенциал некоторой полуреакции, тем больше тенденция этой реакции протекать в записанном направлении. С помощью электродных потенциалов можно определить максимальное напряжение, создаваемое гальваническим элементом, или минимальное напряжение, необходимое для работы электролитической ванны. С их помощью можно также определить, является ли самопроизвольной конкретная окислительно-восстановительная реакция (э.д.с. реакции должна быть положительной). Э.д.с. окислительно-восстановительной реакции связана с изменением свободной энергии этой реакции уравнением ДС = — и , где -постоянная, называемая числом Фарадея и равная 96 500 Дж/(В моль). [c.234]

Это значит, что стандартный потенциал электрода содержит контактный и неучтенный диффузионный потенциал, т. е. содержит неизмеримые величины и поэтому не является абсолютным. Однако он точно определяет при стандартных условиях (р= 1,013-10 Па и Т = 298 К) стандартную энергию Гиббса той окислительно-восстановительной реакции, которая протекает на электроде. Таким образом, за стандартный потенциал (относительно СВЭ) принимают потенциал электрода с активностью ионов, равной единице, при стандартных условиях. Так как фконт входит в стандартный потенциал электрода, а Фдифф сводят к минимуму с помощью солевого мостика, то выражение для ЭДС элемента принимает вид [c.173]

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]

В формулах (6.7) — (6.12) стандартный потенциал реакции (стандартная ЭДС реакции) ° рассчитывается как разность стандартных окислительно-восстановительных потенщкшов Е° и Е двух редокс-пар Е° = Е° -Е , причем за Е° принимается стандартный окислительновосстановительный потенциал той редокс-пары, окисленная форма которой в записи уравнения окислительно-восстановительной реакции высту пает в роли исходного вещества-окислителя, а за Е принимается стандартный окислительно-восстановительный потенциал той редокс-пары, восстановленная форма которой в записи уравнения реакции выступает в роли исходного вещества-восстановителя. [c.157]

Соотнощение (6.16) позволяет количественно оценивать возможность протекания окислительно-восстановительной реакции практически до конца, если известен стандартный окислительно-восстановительный потенциал этой реакции и число элеюронов, принимающих участие в реакции. [c.166]

Знак электрического потенциала по отношению к водородному электроду должен сохраняться в обозначениях электродных потенциалов. Например, потенциалы металлов, более активных, чем водород, обозначают знаком минус. Если активность катионов металла в растворе его соли не равна единице, то электродный потенциал имеет другое значение, чем при стандартных условиях. Зная нормальные потенциалы, можно вычислить э. д. с. любой гальванической пары двух металлов по алгебраической разности их нормальных потенциалов. Э. д. с. гальванической пары позволяет судить о направлении данной окислительно-восстановительной реакции в каждом отдельном с.гтучае. [c.108]

В окислительно-восстановительных реакциях потенциал платинового индикаторного электрода зависит от соотношения концентраций окисленной и восстановленной форм. Измёнение потенциала электрода можно проследить на примере титрования соли железа (II) стандартным раствором церия (IV) [c.119]

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]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология