Потенциал кажущийся нормальный

Применяемые реактивы, приготовление растворов и методика измерения окислительного потенциала описаны в предыдущем сообщении. Все измерения проведены при 25 + 0,05° С. Кажущийся нормальный окислительный потенциал системы [c.253]

Кажущийся нормальный окислительный потенциал Е° с ростом концентрации кислоты уменьшается. Такое же падение окислительного потенциала системы ферри — ферро наблюдается в растворах фосфорной кислоты [3]. [c.254]

Рис. 2. Зависимость кажущегося нормального окислительного потенциала Е°, т. е. э. д. с. ячейки водородный электрод — стеклянный электрод, в бинарной системе вода — уксусная кислота, от РвН.

Изучена зависимость кажущегося нормального потенциала системы ферри — ферро от состава растворителя уксусная кислота — вода. [c.257]

Кажущийся нормальный потенциал [c.55]

КАЖУЩИЙСЯ НОРМАЛЬНЫЙ ПОТЕНЦИАЛ [c.55]

Рис. 8. Кривая зависимости величины кажущегося нормального потенциала системы 8/3 " от pH раствора.

Не всегда известно, какие химические соединения появляются или исчезают с изменением величины pH, но всегда можно построить экспериментальную кривую значений кажущегося нормального потенциала, как функцию pH раствора. [c.56]

Кажущийся нормальный потенциал 57 [c.57]

Иногда, зная, какие комплексы образуются в растворе и значения констант нестойкости этих комплексов, можно по величине истинного нормального потенциала Ео рассчитать величину кажущегося нормального потенциала Eq. [c.57]

Во всех случаях можно графически представить значения кажущегося нормального потенциала как функцию концентрации свободных ионов адденда в растворе, рассчитывая для этого значения кажущегося потенциала по константам нестойкости образующихся комплексов или определяя их экспериментально. [c.57]

Повторим определение кажущегося нормального потенциала [c.71]

Конец реакции (1) не может быть обнаружен с точностью 1%, потому что кажущиеся нормальные потенциалы систем Се /С и Т1 / Г1 различаются только на 0,2 в. Конец реакции (2) отвечает большому скачку потенциала, и потому его можно обнаружить с достаточной точностью. Разность между кажущимися нормальными потенциалами систем Т1 /Т1 и Ре /Ре равна 0,6 в. Точку эквивалентности можно найти с точностью 0,1%, прекратив титрование при значении потенциала, находящемся между = = 1,21—0,09 = 1,12 в и = 0,61 + 0,18 = 0,79 в. [c.349]

Рис. 179. Изменение Е Кажущийся нормальный потенциал этой си-систем Год /Гз и Г стемы о= 1,19 —0,07 pH. с изменением pH раст-

Влияние рн. Окислительно-восстановительные потенциалы большинства систем зависят от величины pH, особенно в тех случаях, когда в реакции окисления — восстановления участвуют ионы водорода. Поэтому надо определить интервал перехода окраски для каждого значения pH или же, в общем виде, построить кривую, выражающую изменение значений кажущегося нормального потенциала с изменением величины pH о = /(рН). [c.387]

Кажущийся нормальный окислительный потенциал церия (IV) равен 1,90 S в 8 н. хлорной кислоте, 1,70 в в 1 н. хлорной кислоте, 1,60 в в 1 н. азотной кислоте, 1,44 е в 1 н. серной кислоте и 1,28 б в 1 н. соляной кислоте. [c.555]

Расчет по уравнению (4.6) требует знания кажущегося нормального потенциала, т. е. потенциала индикаторного электрода, когда прореагировала половина взятого количества окислителя. Более удобно в качестве электрода сравнения применять гладкий платиновый электрод, помещая его в раствор, в котором концентра- [c.72]

Ф° — кажущийся нормальный окислительный потенциал, т. е. окислительный потенциал при [Ох] = [Ке(1] и при любых pH, ионной силе и составе раствора [c.19]

Здесь Ф° д — кажущийся нормальный окислительный потенциал индикатора [c.29]

В 1958 г. нами [15] было предложено ввести более определенные характеристики величин окислительных потенциалов кубовых красителей, а именно кажущийся нормальный окислительный потенциал и предельный окислительный потенциал. Под последним понимается потенциал раствора кубового красителя, восстановленного на 99,9%, т. е. практически полностью, но без избытка восстановителя. Определение как нормального, так и предельного потенциалов, требует [c.89]

Кажущийся нормальный потенциал 49 [c.49]

Повторим определение кажущегося нормального потенциала о (см. стр. 49). [c.65]

Кажущийся нормальный потенциал этой системы —0,07 pH. [c.293]

Кажущийся нормальный окислительный потенциал системы ферри — ферро Е (при соотношении Ср,2+ Ср з+= 1 1) в 80,48% растворе СН3СООН составляет 451 мв, в 90,35% растворе СН3СООН—394 мв. Эти величины измерены относительно водородного электрода, помещенного в растворитель. [c.248]

Выло найдено [238, 246, 258, 259], что концентрация аскорбиновой кислоты в растениях увеличивается при снабжении глюкозой. Условия, косвенно влияющие на образование сахара, например обильное снабжение двуокисью углерода и хорошее освещение, также увеличивали концентрацию аскорбиновой кислоты. Аскорбиновая кислота характерна своей кислотностью и способностью к обратимому окислению. Два атома водорода, отмеченные в формуле звездочками, диссоциируют как ионы Н+ с константой диссоциации, равной 6,2 10- (рК = 4,21). Измерение окислительновосстановительного потенциала дает величину, равную 9,1 10- . Следовательно, в тканях почти вся аскорбиновая кислота должна находиться в виде анионов или металлоорганического комплекса. Большая константа диссоциации на первый взгляд противоречит принятой формуле, так как в ней нет карбоксильной группы. Однако группа —СОН=СОН—СО— имеет, повидимому, кислый характер, сходный с карбоксильной группой (см. [241]). Аскорбиновая кислота имеет величину Х = 0,838 она может окисляться дальше, теряя два или даже четыре водородных атома. В определенном интервале pH такая потеря обратима, особенно поскольку дело касается первой ступени. Эта ступень превращает аскорбиновую кислоту в дегидроаскорбиновую (СеНцОв, Х = 0,75, см. формулу на стр. 281). Делалось много попыток определить окислительно-восстановительный потенциал системы аскорбиновая кислота—дегидроаскорбиновая кислота [222—224, 225, 231, 240]. Эта система электрохимически инертна, и надо добавлять электродные катализаторы , например тионин и метиленовую синь, для того чтобы ускорять установление электродного равновесия [240]. Окислитель (дегидроаскорбиновая кислота) неустойчив в растворе при pH > 5,75 [225, 240]. Поэтому надежные потенциалы можно получить лишь в кислой области. При pH 6 и выше кажущийся нормальный потенциал становится со временем ноложительнее, потому что окислитель постепенно исчезает нз системы. Принимая во внимание эти осложнения, Болл [240] смог вычислить нормальные потенциалы системы аскорбиновая кислота — дегидроаскорбиновая кислота при 30° между pH 1 и 8,6 и подучил значения [c.282]

При измерении кажущегося нормального окислительного потенциала Сох = Ске<1, и количество переменных сокращается до четырех pH, рА, рНгО и рСох (или p Red). В разбавленных водных растворах, где количество переменных становится равным трем. [c.63]

Кажущийся нормальный окислительный потенциал становится фунвдией только активности адденда или pH. [c.68]

На рис. 17 показано изменение кажущегося нормального окислительного потенциала ф° от pH при разных концентрациях уксусной кислоты и постоянной суммарной концентрации двух- и трехвалентного железа, равной 1,42-10" мольЦ. Аналогичные семейства кривых получаются и при других концентрациях окислительно-восстановительной системы. На рис. 18 приведены кривые зависимости кажущегося нормального окислительного потенциала от рА, при постоянных значениях pH и концентрации окислительно-восстановительной системы, и на рис. 19 — изменения окислительного потенциала в зависимости от показателя концентрации трехъядерного комплекса ра. По кривым ф° — pH, ф —рА и ф° — рСо установлен состав комплексных соединений, присутствующих в растворе (а именно РеА РеОН +, РеА , РеЛОН , [c.70]

Сансони и Зигмунд [104] присоединили ферроцен (дициклопентадиенилжелезо) к диазотированному поли-4-аминостиролу. Образовавшийся в результате полимер был окрашен в грязно-коричневый цвет при Ре(П1) и в более светлый при Ре(П). Кажущийся нормальный потенциал смолы 0,415 в, а емкость 5,4 мэкв/г. Сансони [102] сообщил, что смола практически не проявляет катионообменных свойств в любом цикле, но в случае Ре(III) она обладает анионообменными свойствами. Анионообменная емкость, которую необходимо измерять, тщательно удалив кислород, в значительной мере зависела от типа аниона. [c.215]

Вычислить э, д. с. цепи Лg 0,1 н. АйМО , 0,5 М d(NO,.,)2 Сс1, при 25° С нормальный потенциал Сс1 и А взять из справочника. Кажущаяся степень диссоциации Сс1(М0а)2 в растворе равна 0,48, а AgNOa — 0,81. [c.304]

Интересный случай наблюдался у молекулы НгЗ. Если эти молекулы бомбардировать электронами, та при ускоряющем напряжении выше потенциала ионизации (10,47 эВ) образуются нормальные ионы При энергиях выше 13,1 эВ возникают ионы 8 , часть которых дает пики не с обычной массой (т = 32), ас кажущейся массой (т 30,1). На основании этого можно за1 лючить, что ионы 5+ ускорялись в виде ионов Н25 , которые затем самопроизвольно распадались (предиссоциировали) на 5 +Н2 [30]. Состояние, вызывающее предиссоциацию, является квартетным (ибо основное состояние иона 5+ относится к типу 5, а основное состояние молекулы Нг— к типу тогда как состояние, возникающее при ионизации молекул НзЗ, может быть толькр дублетным. Из-за нарушения правила отбора для спина (А5 = 0) предиссоциация совершается весьма медленно, так что распад происходит лишь после ускорения ионов НзЗ . В тожевремя причина метастабильности возбужденного иона НзЗ (до предиссоциации) должна заключаться в том, что возбуждение носит только колебательный характер,-а излучение в инфракрасной области (если оно вообще разрешено) происходит достаточно медленно (за время порядка 10 с), так что предиссоциация успевает произойти. [c.188]

В старых работах электролитические потенциалы относили к водородному элек-троДУ. У которого водород (при атмосферном давлении) находится в контакте с раствором, с кажущейся (вычисленной на основании электропроводности) концентрацией ионов Н, равной 1. Такой водородный электрод имеет потенциал на 2,3 мв выше, чем описанный нормальный водородный электрод, т. е. такой электрод, который находится в контакте с раствором, имеющим активность ионов Н = 1. Такими растворами, в которых активность ионов Н" составляет 1, являются, например при 25° 1,184 М раствор соляной кислоты и 3,826 М раствор серной кислоты. [c.52]

Потенциометрическое титрование. С помощью потенциометрич. титрования можно решать задачи как аналитич., напр, определение концентрации каждого из нескольких веществ, присутствующих в растворе, так и физико-химич. определение кажущихся констант диссоциации слабых к-т и оснований, констант нестойкости комплексов, произведений растворимости, нормальных окислительных потенциалов. Все эти величины называются кажущимися потому, что при их расчете не принимаются во внимание коэфф. активности ионов и погрешность измерения за счет диффузионного потенциала. В зависимости от типа реакции методы потенциометрич, титрования подразделяются по типам реакций на осаждение, комплексообразование, окисление и восстановление, а также на алкалиметрию и ациди-метрию. [c.141]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология