Окислительный потенциал таблица нормальных потенциалов

Таблица 15.4. Изменение значения окислительно-восстановительного потенциала при титровании 10 см раствора РеЗО раствором КМпО той же нормальности при = 1 моль/дм

Таблица 21. Изменение величины окислительно-восстановительного потенциала при титровании 100 мл раствора Ре804 растворо.м КМпОц той же нормальности ([н ] = 1)

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]

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]

Подобно этому, пользуясь таблицей нормальных окислительных потенциалов, можно заключить, что азотистая кислота (нормальный окислительный потенциал которой больше, чем у J2, и меньше, чем у Вга) может окислять ионы но не окисляет ионы Вг . [c.241]

Химические свойства. Нормальный окислительно-восстановительный потенциал никеля — отрицательный, а поэтому никель является неблагородным металлом. В таблице окислительно-восстановительных потенциалов он стоит ниже кобальта и химически несколько менее активен. Так, при обыкновенной температуре по отношению к воде и воздуху компактный никель очень устойчив. [c.385]

Сильный окислитель имеет большой окислительный потенциал и одновременно малый восстановительный потенциал. Наоборот, сильный восстановитель имеет малый окислительный потенциал и одновременно большой восстановительный потенциал. Окислительные потенциалы тесно связаны с восстановительными потенциалами, и поэтому каждому значению окислительного потенциала соответствует определенное значение восстановительного потенциала. Это в известной степени аналогично тому как каждому значению pH отвечает определенное значение рОН. Поэтому для любого окислителя или восстановителя достаточно указать соответствующий ему нормальный окислительный потенциал, не приводя значения нормального восстановительного потенциала. Подобно тому как величиной pH можно характеризовать кислую, щелочную и нейтральную среду, так и величиной нормального потенциала можно характеризовать окислители и восстановители. Чем больше вещества отличаются друг от друга по величине их окислительного потенциала, тем энергичнее они будут взаимодействовать между собой. Однако величины окислительных потенциалов, приводимые в таблицах , указывают направление реакций, но не их скорость. Скорость окислительно-восстановительного процесса зависит от индивидуальных особенностей реагирующих веществ. На нее сильно влияют катализаторы. При этом нормальный потенциал катализатора должен лежать между нормальными потенциалами реагирующих веществ. Один и тот же окислитель может давать различные продукты восстановления в зависимости от условий реакции. На величину окислительного потенциала влияют концентрации титруемых ионов и присутствующих посторонних веществ, изменяющих ионную силу раствора, а следовательно, активности реагирующих ионов, учитываемые формулой [c.503]

Для любого окислителя или восстановителя достаточно узнать соответствующий ему нормальный окислительный потенциал в данной реакции. Окислительные потенциалы, приводимые в таблицах, показывают направление реакций, но не их скорость. Скорость окислительно-восстановительного процесса зависит от индивидуальных особенностей реагирующих веществ. На нее сильно влияют катализаторы. При этом нормальный потенциал катализатора должен лежать между нормальными потенциалами реагирующих веществ. Один и тот же окислитель может давать различные продукты восстановления в зависимости от условий реакции. [c.388]

Растворимость осадка может быть вычислена в ряде случаев по окислительно-восстановительному потенциалу, приведенному в таблицах для данных случаев . Например, в таблице приведен потенциал платинового электрода (по отношению к нормальному [c.88]

Подобно этому, пользуясь таблицей нормальных окислительных потенциалов, можно заключить, что азотистая кислота (нормальный окислительный потенциал которой больше, чем нормальный окислительный потенциал 3 , и меньше, чем нормальный окислительный потенциал Вгз) может окислять ионы Л , но не окисляет ионы Вг . [c.353]

Рассматриваемое правило дает возможность, пользуясь таблицей нормальных окислительных потенциалов, предвидеть направление течения различных окислительно-восстановительных реакций, выбирать подходящие окислители и восстановители и решать ряд других важных для аналитической практики вопросов. Необходимо, однако, учитывать влияние на величину окислительного потенциала концентраций отдельных компонентов соответствующих пар, так как, не сделав этого, можно прийти к ошибочным заключениям. [c.346]

Пользуясь таблицей нормальных окислительных потенциалов, можно заключить, что ион МпОГ в кислой среде, имеющий (, = +1,51 е, будет окислять анионы всех присутствующих в растворе галогенов. Свободный хлор, имеющий Е , равный +1,36 в, будет окислять ионы 1 и Вг . Азотистая кислота, нормальный потенциал которой равен +0,99 в, может окислять только ионы 1 , но не может окислять ионы С1 и Вг . [c.183]

Кроме концентрации водородных ионов, на величину окислительного лотенциала влияют также другие факторы, например комплексообразова-ние и т. п. Поэтому при отыскании значений нормального потенциала в справочных таблицах необходимо обращать внимание не только на валентные формы окисляющегося или восстанавливающегося компонента, но также на реакцию среды. Приведенное в таблицах значение нормального потенциала относится к 1 М концентрации (1 г-ион в 1 л) всех компонентов, обозначенных в данной частичной (электронно-ионной) реакции. [c.346]

Окислительный потенциал для реакции Си + + I + е = ul можно найти и непосредственно в таблицах нормальных потенциалов см., например, Ю. Ю. Л у р ь е. Справочник по аналитической химии. Госхимиздат, 1962. [c.403]

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]

Электродвижущие силы этих полуреакций называются электродными потенциалами. Соответственно окислительно-восстановительный потенциал (ОКВ-потенциал) общей реакции представляет собой разницу электродных потенциалов полуреакций. От величины и знака ОКВ-потенциала зависят возможность реакции и ее направление. Для всех элементов, способных менять степень окисления, составлены таблицы нормальных или стандартных значений электродных потенциалов полуреакций. Стандартный электродный потенциал — это потенциал данного электродного процесса при активностях всех участвующих в нем веществ, равных 1, и / 25 С. Он вь ражается по отношению к реакции превращения водорода Н° — е -- Н , стандартный потенциал которой условно принимается за нуль. [c.178]

Одновременно в таблице 19 приведены стандартные окислительновосстановительные потенциалы Е°, которые измерены для систем типа (10), находящихся в равновесном состоянии но отношению к нормальному водородному электроду (окислительно-восстановительный потенциал этого электрода обычно принимают равным нулю). [c.90]

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]

Нормальный окислительно-восстановительный потенциал платины — положительный. В таблице окислительно-восстановительных потенциалов [c.385]

Ей — нормальный окислительно-восстановительный потенциал его находят из таблиц и он численно равен Е в случае, если отношение под знаком Ig равно 1 (Ig 1=0). [c.124]

Стремление олова перейти из четырехвалентного в двухвалентное состояние настолько елико, что оно при соответствующих условиях может переводить водород из элементарного состояния в ионы (т. е. окислять его) и, кроме того, производить еще внешнюю работу, так как разность потенциалов между обоими электро дами, которую в принципе можно использовать для совершения внешней работы, составляет здесь, как уже было указано в гл. 12, при разомкнутой цепи 0,2 в. Разность потенциалов между платиновым электродом, погруженным в эквимолярный водный раствор ионов РЬ" и ионов РЬ"", и нормально водородным электродом равна даже 1,8 е. В этом случае погруженный в раствор платиновый электрод является положительным полюсом. Таким образом, ионы РЬ"" обладают еще значительно более высоким окислительным потенциалом, чем ионы Зп"". Если платиновую пластинку, погруженную в раствор ионов 8п" и 8п"", соединить с другой такой же пластинкой, погруженной в раствор ионов РЬ" и РЬ"", то Положительный ток от последней пластинки устремится к первой пластинке ионы РЬ" станут восстанавливаться, а ионы 8п" — окисляться. Тот потенциал, которым обладает платиновый электрод, погруженный в эквимолярную смесь ионов двух различных степеней окисления данного вещества, по отношению к нормальному водородному электроду, называется окислительным потенциалом более высокой степени окисления этого вещества или также потенциалом перезарядки этих ионов. Некоторые из таких окислительных потенциалов или потенциалов перезарядки приведены в табл. 112. Кроме потенциалов, относящихся к простой перезарядке ионов, в этой таблице также приведен ряд окислительных потенциалов, относящихся к реакциям, в которых принимает участив и растворитель — вода, как это, например, происходит при восстановлении иона нитрата [c.819]

Решение. Согласно данным табл. IX, иодистоводородная кислота восстанавливает все ионы, расположенные в таблице слева и ниже строки, показывающей величину нормального окислительно-восстановительного потенциала пары J2+2e- 2J ( ( =+0,5345 в), т. е. ионы мышьяковой кислоты, брома-ты, ионы трех валентного железа, азотистую кислоту, бихроматы, перманганаты и т. п. [c.131]

Силу окислителей и восстановителей можно условно оценить количественно с помощью электрохимических методов, обозначив в виде так называемых нормальных окислительно-восстановительных потенциалов (Ео). Эти потенциалы выражают в вольтах, причем их значения находят экспериментально, условно принимая за нуль потенциал нормального водородного электрода, т. е. потенциал равновесной системы, содержащей 2 н. раствор серной кислоты, насыщенный при 25° газообразным водородом. Нормальные потенциалы других систем возрастают от нуля как по мере увеличения окислительной активности данной системы, так и по мере увеличения ее восстановительной активности. Но эти значения принимают различный знак. Чаще всего для всех систем, которые являются окислителями по отношению к системе водорода, ставят знак плюс , а для всех систем, которые являются восстановителями по отношению к системе водорода, — знак минус . Значения этих потенциалов приведены в таблице на стр. 268. Каждая система, стоящая в ней выше, является окислителем по отношению к системе, стоящей ниже, независимо от абсолютного значения и знака потенциала и, наоборот, каждая система, стоящая ниже, является восстанови- [c.82]

Электродный потенциал при активной концентрации ионов металла в растворе, равной единице, называется нормальным потенциалом и обозначается Ео- Нормальные потенциалы большинства металлов и окислительно-восстановительных систем определены по отношению к водородному электроду, и их можно найти в соответствующих таблицах. [c.57]

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]

Так как с возрастанием величины окислительных потенциалов окислительная способность веществ растет, а восстановительная способность убывает, то наиболее сильные окислители помещены в нижней части таблицы (р2, РЬОг, МпОл и др.) - Сильнейшим из всех окислителей является фтор ( °ок = 2,85 в). В верхней части таблицы помещены ионы с малым значением окислительного потенциала, т. е. обладающие большой величиной восстановительного нормального потенциала (Сг2+, 8п + и др.). [c.304]

Подобно тому как разность потенциалов между каким-нибудь металлом и раство-ром его ионов зависит от концентрации их в растворе (см. стр. 49 и сд.), так и потенци алы перезарядки и окислительные потенциады в более узком смысле находятся в зависимости от концентрации соответствуюпщх ионов в растворе, причем потенциалы перезарядки зависят от соотношения концент раций обеих степеней окисления, например от 8п""/8п", а окислительные потенциалы, относящиеся к таким реакциям, в которых принимает участие вода, кроме того, также и от концентрации в растворе водородных или соответственно гидроксильных ионов. Окислительные потенциалы, приведенные в табл. 112, относятся к растворам, в которых все участвующие в реакции ионы находятся в 1 М концентрации. Эти потенциалы указывают величину заряда погруженного в соответствуюпще растворы платинового электрода по сравнению с нормальным водородным электродом. Вместе с тем потенциалы, приведенные в таблице, указывают также и величину работы (в вольтах), которую необходимо совершить, чтобы окислить [c.820]

Значения то (отнесенные к нормальному водородному электроду) действительны для растворов, нормальных по концентрации Н -ионов. Как показывает эта таблица, с увеличением числа сульфогрупп окислительный потенциал возрастает. Но он во всех случаях так мал, что лишь сильные восстановители, вроде Т1С1з, превращают эти соединения в их бесцветные формы. [c.140]

FlaxoflHM no таблице, что для пары Fe /Fe нормальный окислительный потенциал = + 0,78 в, а для пары величина =-f-0,15. Роль окислителя должна выполнять окисленная форма пары с большим окисдиТ льным потенциалом, т. е. в этом случае Fe Следовательно, реакция пойдет слева направо, и ион Fe" будет окислять Ион а не наоборот. [c.112]

Так, например, судя по положению в таблице нормальных окислительных потенциалов, металлическое серебро не может вытеснять водород из растворов кислот. Однако из растворов иоди-стоводородной и сероводородной кислот серебро вытесняет водород вследствие весьма малой растворимости AgJ (ПР = = 1,5-10" ) и AgsS (ПР = 1,6 10" ), сильно уменьшающей концентрацию ионов Ag+, а значит, и величину окислительного потенциала пары A /Ag. [c.249]

Другими словами, за стандартную окислительно-восстановительную систему условно принимается система Н+, H , определяющая действие водородного электрода. За стандартное стояние вддорадншх , электрода д инн мается та ве -ев стояние, при котором давление водорода Ян, = 1 атм, а активность ионов водорода в растворе ан= 1. Тогда окислительный потенциал ф измеряется в вольтах или милливольтах по отношению к нормальному водородному электроду. (В литературе его обозначают также символом /,). Такой способ отсчета удобен для растворов, в которых протекают окислительно-восстановительные реакции без участия ионов водорода или гидроксила и процесс окисления сводится только к изменению степени окисления участников реакции. Для таких реакций, если нет процессов комплексообразования и протолитических процессов, окислительный потенциал по отношению к нормальному водородному электроду не должен зависеть ат pH раствора, если изменения pH не влияют н коэффициенты активности. Для неорганических систем в качестве нуля отсчета, как правило, принимают потенциал нормального водородного электрода. Так, в частности, составлены таблицы окислительных (восстановительных) потенциалов [11, 12, 19—21]. [c.15]

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]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология