Окислительные потенциалы, измерение таблица

Активность уксусной кислоты в изучаемом интервале меняется мало (см. таблицу). Окислительный потенциал, измеренный по отношению к водородному электроду при том же pH, равен [c.250]

Здесь Е° — стандартный электродный потенциал металла, т, е. потенциал, измеренный относительно нормального водородного электрода при концентрации (активность) ионов металла в растворе 1 моль/л. По таблице окислительно-восстановительных потенциалов (см. приложение 6) находим, что Е° для пары [c.192]

Все индикаторы расположены в порядке понижения численного значения нормального окислительного потенциала ( о), измеренного по отношению к стандартному водородному электроду. В раздел I включен необратимый индикатор метиловый красный (№ 30), позволяющий с большой чувствительностью устанавливать избыток реагента. Для некоторых индикаторов в этой таблице указаны изменения о. [c.372]

Если систематизировать величины нормальных окислительно-восстановительных потенциалов измеренных при концентрациях растворов 1 г-ион/л при средних температурах 18—25° С, расставив их по убывающей величине отрицательного потенциала и по возрастающей величине положительного потенциала, то получим таблицу потенциалов (табл. 65, в ней даны значения только для некоторых пар). [c.207]

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]

Непосредственное определение свободной энергии связано с большими трудностями. В случае неполяризующихся электродов можно выразить свободную энергию химической реакции путем измерения электродвижущей силы. Однако таким способом можно определять величину свободной энергии только в обратимых окислительно-восста-новительных системах, где измерение электрического потенциала дает меру химического потенциала окислительно-восстановительных реакций. В других случаях можно использовать соответствующие таблицы, которые содержат величины стандартных свободных энергий теплот образования различных веществ. В табл. 16 приведены эти данные для некоторых веществ. [c.96]

Содержание воды вычисляют по таблицам 9 (стр. 28) в зависимости от определенного ранее содержания окислов азота и измеренного окислительно-восстановительного потенциала. Для этого в таблицах сначала по содержанию окислов азота находят нужный столбец окислительно-восстановительных потенциалов, а затем—по значению окислительно-восстановительного потенциала—соответствующее ему содержание воды (в левом столбце). [c.22]

Содержание воды определяют также по таблицам f в зависимости от определенных ранее плотности раствора и окислительно-восстановительного потенциала. Для этого в таблицах находят величины интересующей нас плотности, а затем графы, в которых величина плотности совпадает с величиной измеренного окислительно-восстановительного потенциала. [c.23]

Так как методики непосредственного измерения отдельного скачка потенциала не существует, то измерять можно только разность потенциалов. Абсолютные значения электродных потенциалов неизвестны. Для определения величины электродных потенциалов применяют стандартные электроды, потенциалы которых известны. Обычно в качестве стандартного электрода применяют каломельный или водородный электроды. Условно принимают стандартный потенциал водородного электрода при любой температуре равный нулю. Стандартный потенциал данного электрода равен э. д. с. элемента, составленного из стандартного водородного электрода и стандартного данного электрода. Потенциал электрода, возникающий на границе металл — раствор при активности ионов металла в растворе равной единице, называют нормальным потенциалом JE . Он является константой, характерной для данного электрода при данной температуре. Значение его можно найти в таблице (ряд напряжений). Все электроды разделяются на три типа электроды первого рода, обратимые по отношению к катиону электроды второго рода, обратимые по отношению к аниону, и окислительно-восстановительные электроды. [c.329]

Если систематизировать величины нормальных окислительно-восстановительных потенциалов Е о, измеренных при концентрациях растворов 1 гион/лнтр при средних температурах, и расставить их по убывающей величине окислительного потенциала, получим таблицу потенциалов (табл. 1). [c.27]

Здесь Е° — стандартный электродный потенциал металла, т. е. потенциал, измеренный относительно нормального водородного электрода при концентрации (или, точнее, активности) ионов металла в растворе 1 г-ион/л. По таблице окислительно-восстанови-тельных потенциалов (приложение 6) находим, что Е° для пары СиIСц2+=4-0,337 В 0,34 В , а для пары 2п 2п +=—0,763 В —0,76 В. Тогда э. д. с. элемента =0,34—(—0,76) —1,10 В. [c.159]

В табл.1 представ-чены результаты обработки потенцномечриче-ских измерений для нескольких концентраций Fe СП)- В первых графах таблицы приведены температура, исходные концентрации растворов Fe (П) и СеСГУ), определенные по бихромату калия и соли Мора соответственно. В четвертой графе - эквивалентный объем, найденный по скачку потенциала в точке эквивалентности, в пятой и седьмой - эквивалентный объем, рассчитанный по уравнению 1 ана, и концентрация титруемого раствора, определенная на основе тех же измерений по методу стандартных добавок, а в шестой и восьмой - похрешности в определении этих величин при доверительной вероятности 0,95. 3 последней графе представлены значения формального окислительного потенциала титруемой системы, полученные путем подстановки найденных концентраций взаимодействующих компонентов в 7равнение Нернста. [c.190]

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]

Принцип предлагаемого в настоящем сборнике потенциометрического метода анализа системы HNO3—N204 H20 состоит в определении содержания окислов азота химическим методом и в измерении окислительно-восстановительного потенциала анализируемого раствора. Пользуясь полученными величинами, находят при помощи специальной таблицы содержание воды в смеси. Содержание азотной кислоты в системе вычисляют по разности. Точность определения содержания воды потенциометрическим методом составляет 0,05— 0,1% абс. Большим преимуществом потенциометрического метода анализа системы является возможность осуществить на его основе автоматический контроль производства концентрированной азотной кислоты. [c.5]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология