Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы условия

Таблица 9.1. Окислительно-восстановительный потенциал компонентов дыхательной цепи в стандартных условиях (концентрация компонентов 1М, pH 7,25°С)

Стандартные потенциалы дают представления о возможном направлении окислительно-восстановительных химических реакций, однако в реальных условиях это направление может быть иным по следующим причинам. Окислительно-восстановительные системы, в зависимости от скорости реакций, протекающих на электродах, подразделяются на обратимые и необратимые. Стандартные потенциалы обратимых систем измерены непосредственно описанным выше способом, тогда как стандартные потенциалы необратимых систем в большинстве случаев находят путем термодинамических расчетов. Вследствие этого на практике их величины оказываются иными, так как на них оказывают большое влияние многие факторы. Например, для необратимых систем не наблюдается закономерного изменения потенциала в соответствии с изменением концентрации компонентов системы, и расчеты, проведенные с использованием стандартных окислительных потенциалов и концентраций компонентов, носят скорее иллюстративный характер, чем отвечают действительным данным. Поэтому гораздо большее практическое значение имеют формальные (реальные) потенциалы окислительно-восстановительных систем. Формальные потенциалы ( ф) находят, измерением э. д. с. гальванического элемента, в котором начальные концентрации компонентов окисли- [c.350]

Реальный условный (относительный) окислительно-восстановительный потенциал — это потенциал редокс-пары при условии, что участники реакции находятся в реальных условиях, а не в стандартных состояниях. Реальные потенциалы рассчитывают по формулам (6.1), (6.2), [c.153]

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]

Использование таблицы нормальных (стандартных) окислительно-восстановительных потенциалов. Нормальный (или стандартный) потенциал — равновесная разность потенциалов, возникающая между электродом и раствором, при условии, что участвующие в электродной реакции вещества находятся в стандартном состоянии (при котором их активности равны единице). Если потенциал электрода Е возникает в результате равновесия между металлом и ионами этого металла в растеоре [c.80]

Потенциал ионизации / серебра равен 7,574 В, стандартный окислительно-восстановительный потенциал Ад+/А . = = - -0,799 В. Положительно заряженный ион Ад" " обладает большим сродством к электрону, так как энергия, выделяющаяся при присоединении электрод(а к положительному иону, равна энергии ионизации с обратным знаком. Поэтому положительно заряженный ион А + является сильным окислителем. Ион N05 в данных условиях ни окислительных, ни восстановительных свойств проявлять не может. [c.146]

Величина стандартного окислительно-восстановительного потенциала Ре - Ре составляет о= —0,771 В, т. е. равновесие сдвинуто в сторону железа (П). Однако в реальных условиях положение равновесия можно варьировать. Действительно, в присутствии молекулярного кислорода даже в кислой среде равновесие Pe(II)/Pe(III) обращается [c.122]

Из приведенного уравнения видно, что стандартный окислительно-восстановительный потенциал данная пара имеет при [МпО ] — [Мп ] — I и [Н ]=1 г-ион/л, так как только при этих условиях Е = [c.379]

Примером может служить раствор азотной кислоты, оба иона которой (Н и МОз) являются окислителями весьма различной силы. При pH = О активность катионов водорода равна единице и Фравн = о, в то время как стандартный окислительно-восстановительный потенциал, отвечающий равновесию процесса N0 ЫОз, равен - -0,96 в. При таком соотношении равновесных потенциалов обоих окислителей окисление металлов, например цинка, совершается только за счет восстановления анионов КОз-Подобное же соотношение имеет место при окислении многих металлов в нейтральных растворах таких солей, которые не являются сами по себе окислителями (например в растворе хлористого натрия), но содержат растворенный кислород воздуха. При pH = 7 потенциал фравн = — 0,41 в, а фр/вн = + 0,82 в. Поэтому многие металлы в этих условиях окисляются только за счет растворенного кислорода. [c.570]

Следует пояснить, что при физиологических условиях (pH 7,4) стандартный окислительно-восстановительный потенциал системы Н2/2Н" + + 2ё равен -0,42 В. Поэтому в дыхательной цепи перенос электронов и протонов от биосубстрата к кислороду Е° == +0,82 В) начинает НАД Е° = -0,32 В). [c.325]

Для протекания редокс-реакции необходимо наличие в растворе двух отдельных редокс-систем в приведенном примере системы Ре +/Ре2+ (ионы Ре + выступают как акцепторы электронов) и 5п +/5п + (ионы 5п2+ выступают как доноры электронов). Относительная сила каждой редокс-системы определяется ее окислительно-восстановительным потенциалом, который устанавливался бы на нерасходуемом электроде при его погружении в эту систему. Согласно уравнению Нернста, эти потенциалы зависят от соотношения концентраций окисленной и восстановленной форм вещества. Направление реакции определяется условием, что система с более положительным значением окислительно-восстановительного потенциала выступает как акцептор электронов (окисленная форма восстанавливается), а система с более отрицательным потенциалом — как донор протонов. Реакция продолжается до тех пор, пока не установится такое соотношение концентраций всех компонентов, при котором равновесные окислительно-восстановительные потенциалы обеих систем одинаковы. В приведенном примере стандартный потенциал системы РеЗ+/Ре2+ ( ° = 0,783 В) намного положительнее стандартного потенциала системы 5п +/5п + ( ° = 0,15 В), поэтому реакция (10.115) практически нацело протекает слева направо до полного израсходования одного из реагентов иона Ре + или иона [c.208]

Более надежными являются окислительно-восстановительные реакции. Их можно осуществлять в двух вариантах — титровать таллий(И1) восстановителями или таллий(1) окислителями. Окислительно-восстановительная система Tl /Tl обладает высоким стандартным потенциалом ( = + 1,28 В) и является, следовательно, окислителем по отношению ко многим ионам, в частности по отношению к бромид-иону. Реакция между таллием (III) и бромид-ионами может быть использована для амперометрического определения таллия с вращающимся платиновым микроэлектродом [12]. Титровать можно либо по току восстановления таллия(III), либо по току окисления бромид-иона, т. е. при потенциалах электрода от +1,3 до +1,4 В. Кривая титрования имеет форму б. Однако этот метод требует предварительного окисления таллия(I) до таллия (III) и связан с некоторыми дополнительными условиями [И], поэтому он менее удобен, чем прямое титрование таллия(1) сильными окислителями, например перманганатом в кислой среде, содержащей хлорид [13], который связывает образующийся таллий (III) в комплексное соединение и тем самым понижает окислительно-восстановительный потенциал системы Tl VTl . [c.265]

Для определения стандартных окислительно-восста-новительных потенциалов можно воспользоваться уравнением типа (У.52) при условии, если раствор, содержащий окислительно-восстановительную смесь, — идеальный , ЧТО достигается только при бесконечном разбавлении. Поэтому измеряют окислительно-восстановительный потенциал при убывающих равновесных значениях концентраций окисленной и восстановленной форм вещества и затем экстраполируют до нулевых концентраций. Для этого строят график, на оси абсцисс ко- [c.166]

Слишком большая разница в величине потенциалов чаще всего приводит к быстрому, иногда почти мгновенному, разложению раствора, связанному с восстановлением металла в его объеме обычными приемами затормаживания процесса предотвратить это явление не удается. Так, исходя только из стандартных значений окислительно-восстановительного потенциала борогидрида ф° = -—1,37 и —0,43 в [9] соответственно для щелочной и кислой сред, можно сделать вывод, что этот восстановитель непригоден для восстановления меди с ее относительно высоким положительным значением стандартного потенциала (ф°= 4-0,34 в) [41]. Тем более это относится к гипофосфиту с его еще большей в стандартных условиях активностью в качестве восстановителя, что следует из данных соответствующих потенциалов (ф° =—1,57 в щелочной и —0,50 в в нейтральной средах) [42]. Применительно к никелю и кобальту, характеризуемым стандартными окислительно-восстановительными потенциалами —0,25 и —0,28 в [41] соответственно, этот восстановитель, так же как и амин-боран, должен обладать более мягким действием. [c.153]

При выяснении соответствия катодного материала второму требованию необходимо знать обратимый окислительно-восстановительный потенциал данной реакции, кинетические параметры, определяющие величину перенапряжения изучаемой реакции в заданных условиях, а также обратимый потенциал реакции окисления металла электрода и ее кинетические параметры. Стандартные электродные потенциалы реакций электровосстановления [c.101]

Некоторые значения стандартных окислительно-восстановительных потенциалов при 25° приведены в табл. 53 [7]. Знак потенциала приводится в соответствии с общепринятым условием (см. стр. 250), считая, что перед системой (указанной в каждом отдельном случае) стоит инертный электрод, например для системы Р1 Ре+ + +, Ре++, стандартный потенциал [c.375]

Ф — Электродный потенциал, окислительно-восстановительный потенциал. Электрическое напряжение гальванического элемента, содержащего в качестве одного электрода стандартный водородный электрод (электрод сравнения с условно нулевым потенциалом), а в качестве другого электрода — измеряемый электрод. При стандартных условиях (25 °С, 1 атм, 1 моль/л) потенциал называется стандартным (ф°Х Стандартный потенциал измеряемого электрода в вольтах (В) определяет относительную силу окислителей и восстановителей в водном растворе (см. раздел 5.2). Сравнение значений ф° позволяет определить направление окислительно-восстановительных реакций в водном растворе (см. раздел 5.4). [c.220]

Однако контроль за остаточным хлором в воде с помощью указанной электродной системы возможен только при условии стабильной величины pH. Потенциометрическая кривая, заснятая на электродной паре платина — вольфрам , при малых концентрациях хлора ближе к линей- ной, при больших (более 5 мг/л I2) - к экспоненте. Для измерения Е использовалась аппаратура, предназначенная для измерения величины рн и окислительно-восстановительного потенциала, - арматура датчиков и высокоомные преобразователи П-261 и П-201. Вместо платинового электрода можно использовать платинированный типа ЭТПЛ. Вольфрамовый электрод изготовляется из нитей накаливания электрических осветительных ламп и корпуса любого стандартного электрода. [c.125]

Если в раствор, содержащий равные единицы активности (V 5 доп. 23J окислителя и восстановителя, опустить платиновую пластинку и сочетать такой электрод с водородным (рис. V-29), то может быть определен нормальный окислительно-восстановительный потенциал (Ео) данной системы. Потенциал этот (для установления которого существуют и другие методы) характеризует относительную — по сравнению с водородом в стандартных условиях — тенденцию данного окислителя к присоединению электронов или восстановителя к их отдаче. При положительном знаке потенциала система имеет преимущественно окислительный, при отрицательном — преимущественно восстановительный характер. Например, нормальные потенциалы систем Fj+2e= =2F и Н2+2е=2Н равны соответственно. + 2,87 в и —2,25 в. Следовательно, у мо- [c.291]

Окислительно-восстановительный потенциал для концентраций [М +] и [М< +")+] не в стандартных условиях выражается уравнением Нернста [c.125]

В табл. 8.4 приведены окислительно-восстановительные потенциалы, рассчитанные для стандартных условий. В этом перечне способность отдавать электроны (т. е. окисляться) убывает сверху вниз, а способность присоединять электроны (восстанавливаться) нарастает сверху вниз. Перемещение электронов в дыхательной цепи происходит по градиенту окислительно-восстановительного потенциала. Окислен- [c.231]

В области pH от 1 до 7 окислительно-восстановительное равновесие в системах галоген/галогенид почти не зависит от pH только в очень сильнокислых средах (pH О или —1) стандартный потенциал системы 21 /12 несколько понижается (pH 1, = 0,53 В pH —1, ° = 0,44 В). Уменьшение потенциала в этих условиях можно объяснить тем, что при высокой кислотности происходит увеличение коэффициента активности иодид-иона вследствие дегидратирующего действия протонов. Иодид-ион восстанавливает ионы Ре +, а также ТР+ и Си +, а бромид-ион— лишь Си +. [c.499]

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]

Однако если окисление Се(П1) до e(IV) происходит сравнительно легко, даже кислородом воздуха, то переход Рг(Ill) Pr(IV) и ТЬ (III)- Tb(IV) осуществляется лишь под действием наиболее сильных окислителей и в жестких условиях (газообразный Рг, а также ХеРг, Хер4, Xepg [9] при высокой температуре, озон Оз в щелочной среде). Действительно, стандартный окислительно-восстановительный потенциал (ОВП) для пары Се(III)/Се(IV) сравнительно низок — равен 1,43 В, а для Pr(III)/Pr(IV) и ТЬ (III)/ТЬ (IV) >3 В. Такой высокий ОВП является причиной того, что Pr(IV) и Tb(IV) неустойчивы в водных средах вода ими окисляется, например [c.68]

Потенциал окислительно-восстановительной системы, измеренный по отношению к обратимому водородному электроду, принятому за нуль, при условии, когда отношение активностей окисленной и восстановленной форм равно I, называется стандартным окислительно-восстановительным потенциалом. Так, если при указанных условиях составить гальванический элемент из системы Мп04 +8Н+/Мп2+ и водородного электрода, то стандартный окислительно-восстановительный потенциал будет равен [c.344]

Потенциал окислительно-восстановительной системы, измеренный по отношению к обратимому водородному электроду, принятому за нуль, при условии, что отношение активностей окисленной и восстановленной форм равно 1, называется стандартным окисли-тельно-восстановительным потенциалом. Так, если при указанных условиях составить гальванический элемент из системы МпОГ + - -8H+/Mn + + 4H20 и водородного электрода, то стандартный окислительно-восстановительный потенциал Е° будет равен +1.51 В. Знак плюс означает, что электроны движутся от водородного электрода. Если электроны движутся к водородному электроду, то знак потенциала будет отрицательный. [c.164]

Два стабильных соединения, которые превращаются друг в друга при присоединении или потере одного электрона, образуют простую систему. Известно [4], что для такой системы можно определить стандартный окислительно-восстановительный потенциал. Этот потенциал сравнивают с эталонным потенциалом. В неорганической химии окислительно-восстановительные потенциалы в водной среде сравнивают, например, с потенциалом пары Н2/Н+, которая Не является простой системой, но потенциал которой прн данных условиях легко определить [5]. Аналогично, во всех органических или водно-органическнх средах стандартный потенциал простой системы определяют по отношению к по генцналу разумно выбранного электрода срав пения [2]. [c.31]

Стандартный окислительно-восстановительный потенциал, следовательно, является мерой стандартного изменения энергии Гиббса (или максимальной полезной работы) данной окислительно-восстановительной реакции, выраженной в электрических единицах (вольтах). Поэтому он может быть применен не только для характеристики гальванического элемента, но и вообще данной редоксреакции, в каких бы условиях она ни проводилась, т. е. и при условии осуществления ее обычным химическим путем. Как и при измерении энергии [c.124]

Так, если при указанных условиях составить гальванический элемент из системы Mn0 -г8H /Mп2 -4H20 и водородного электрода, то стандартный электродный окислительно-восстановительный потенциал Е° будет равен +1,51 В. Знак + означает, что электроны движутся от водородного электрода. Если электроны движутся к водородному электроду, то знак потенциала будет отрицательный (например, для 2п +/2п= —0,763 В). [c.235]

Когда условный стандартный электродный потенциал металла имеет более отрицательную велич1и у, чем условный формальный окислительно-восстановительный потенциал среды, равновесие реакции коррозии (16) сильно смещено в сторону образования ионов (соединении) корродирующего металла. При благоприятных условиях (свободном доступе о и- Слителя и отводе продуктов реаиции) коррозия идет с полным разрушением (растворением) металла, что имеет место, например, при коррозии всех металлов в хлоридных расплавах, через которые непрерывно продувается хлор или. хлористый водород. [c.189]

Берклий, подобно своему аналогу в семействе лантаноидов — тербию, может находиться в валентных состояниях +3 и -f-4. Согласно оценке Крестова [476], кристаллический радиус иона Bk + в системе Полинга равен 1,02А, сумма первых трех ионизационных потенциалов составляет 40,8 эв. Изменение стандартных энтальпии и изобарного потенциала при образовании иона Вк + в водном растворе составляет —170 и —167 ккал г-ион соответственно. Стандартная энтропия иона Вк + в водном растворе равна —40,7 кал1(моль-град). Изменение энтропии и энтальпии при гидратации иона Вк + в растворе в стандартных условиях составляет —88,2 кал1 (моль град) и —11,74 ккал1г-ион. Окислительно-восстановительный потенциал пары Вк(тв.)/Вк + оценивается в 2,4 в. Потенциал пары Вк +/Вк +, по оценке Джонса и Каннингема [503], равен —1,62 0,06 в. Таким образом, потенциал пары Вкз+/Вк + меньше потенциала пары m - m +, так как стабильное состояние с конфигурацией Ър достигается у Ст + и Вк +. Вследствие этого Вк (1П) в растворе менее устойчив, чем Ст (III). [c.367]

Иногда называют окислительно-восстановительный потенциал, выраженный по указанным правилам, восстановительным. Это неверно восстановительными можно называть лишь редокспотенциалы при противоположной системе знаков, т. е. при том условии, что положительное значение имеют потенциалы пар, отдающих электроны в стандартных условиях стандартному водородному электроду, причем уравнения пар должны записываться не как реакции восстановления, а как реакции окисления, например уравнение полуреакции 2п(тв)—2е" —> 1т + [c.129]

Наиболее простая электрохимическая система состоит из двух стабильных соединений, которые могут превращаться друг в друга, присоединяя или теряя один электрон. Эта система характеризуется стандартным окислительно-восстановительным потенциалом Е . Электронные переходы между двумя соединениями или между соединением и электродом не всегда происходят очень быстро и также могут быть лимитирующей стадией суммарного процесса. Они характеризуются константой скорости собственно переноса заряда которая зависит не от потенциала, а от материала электрода, среды, температуры и некоторых других условий. Верхний предел ее составляет примерно 10 см сек, а обычно она колеблется в пределах 10 —10 см1сек [10], если нет специфической адсорбции различных примесей. Величина кз сильно зависит от сольватации. Перегруппировка сольватной оболочки является одним из важнейших факторов в электродных реакциях [c.7]

Иная ситуация наблюдается в кислородсодержащих подземных водах с высокими концентрациями органических веществ гумусового ряда. Г.А. Соломин показал, что в равновесии с осадком гидрокиси железа в растворе может быть всего 2,9-10" моль/л РеОНз. Это означает, что при pH > 5 после осаждения гидрокисей железа в равновесии с этим осадком в растворе может присутствовать только 17 мкг/л Ее. Но в подземных водах, содержащих высокие концентрации органических веществ гумусового ряда (фульво- и гуминовые кислоты), концентрации железа всегда превышают эти расчетные концентрации и достигают п - п-10 мг/л. При этом установлено, что в тех случаях, когда не учитывается комплексообразование железа с органическими веществами, степень отклонения реальных концентраций железа в подземных водах от расчетных и соответственно степень отклонения реальных ЕЬ от расчетных зависят от концентраций этих органических веществ. Причина заключается в том, что в результате образования устойчивых комплексных соединений с органическими веществами все меньшая часть активности Ре " становится доступной для процессов гидролиза и его кислотно-щелочные и окислительно-восстановительные диапазоны существования в подземных водах расширяются. Известно, что в присутствии оксалат-иона, образующего с Ре устойчивые комплексные соединения Ре(Ох) , стандартный потенциал системы основательно снижается, а pH существования геохимически значимых концентраций Ре в растворе расширяется до 7. Аналогично фульвокислоты могут удерживать Ре " в околонейтральных подземных водах. Таким образом, в присутствии органических веществ значения окислительно-восстановительного потенциала системы железа достаточно сильно снижаются. Физико-химическими причинами являются следующие окислительные потенциалы, положенные в основу построения ЕЬ-рН-диаграмм Ре—НгО, относятся только к равновесным условиям, когда в растворе присутствуют только Ре , Ре"", ЬТ, ОН". Под влиянием присутствующих в подземных водах органических веществ, способных образовывать с окисленной или восстановленной формой железа комплексные соединения, концентрации этих форм изменяются в неравной степени. В этом случае формула (1) приобретает вид [c.44]

В настоящее время величину окислительно - восстановительного потенциала (РЬ) замеряют инструмептально в мВ. РЬ представляет собой меру окислительной или восстановительной способности химической системы. Эта способность определяется возможностью принимать или отдавать электроны относительно стандартного водородного электрода. В осадках, содержащих кислород, РЬ меняется о О до -1-400 мВ. В восстановительных условиях, когда в осадках присутствует НгЗ, значения РЬ отрицательны (от О до -400 мВ). [c.81]

Окисление цинка происходит в анодном, а восстановление Н -в катодном отделении. В этом гальваническом элементе работающий при стандартных условиях ([Н ] = = 1М и Рнг = 1 атм) стандартный водородный электрод состоит из платиновой проволочки и кусочка платиновой фольги, покрытой тонко измельченной платиной, которая служит инертной поверхностью для катодной реакции. Электрод заключен в стеклянную трубку, в которой собирается газообразный водород, выделяющийся над поверхностью платины. Описанный гальванический элемент создает стандартную 3. д. с. Е° = 0,76 В. Используя определение стандартного восстановительного потенциала Н" (Е осст = 0), можно вычислить стандартный окислительный потенциал 2п [c.208]

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]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология