Электродный потенциал двухвалентным

Для железнения применяют растворы сернокислой, хлористой и борфтористоводородной солей двухвалентного железа. Характер электродных процессов и свойства осадков железа в значительной степени зависят от температуры электролита. При комнатной температуре процесс протекает при резко выраженной катодной поляризации, причем потенциал осаждения железа электроотрицательнее потенциалов осаждения никеля и кобальта. Так как перенапряжение водорода на железе невелико, то уже при небольшой сравнительно кислотности (pH = 1—2) из холодного электролита металл осаждается на катоде с очень низким выходом по току. [c.412]

Соединения двухвалентного хрома. Соединения хрома в степени окисления (2+) обладают основными свойствами, пониженной устойчивостью и являются типичными восстановителями (нормальный электродный потенциал системы Сг +/Сг + равен —0,41 В, сравните с восстановителями табл. 13). [c.340]

Условием равновесия двух конкурирующих окислительновосстановительных систем в растворе является равенство величин окислительно-восстановительных потенциалов. Это дает возможность рассчитать величину окислительно-восстановительного электродного потенциала и концентрации ионов в растворе при условии равновесия. Расчет ведется с помощью двух уравнений вида (34) для обеих окислительно-восстановительных систем. Разберем этот расчет на примере реакции окисления двухвалентного железа четырехвалентным церием по реакции [c.53]

Стандартный электродный потенциал двухвалентного железа равен (ре Ре + 2е ) — 0,44 В, а трехвалентного (ре Ре 4- Зе ) — 0,037 В. Из этих данных следует, что железо и железоуглеродистые сплавы являются электрохимически нестойкими материалами, однако несмотря на это они находят широкое применение в технике. [c.50]

Определение содержания металлического железа основано на взаимодействии его с ионами металла, имеющего более высокий электродный потенциал. С этой целью навеску губчатого железа обрабатывают [170] нейтральным раствором сернокислой меди. Металлическое железо при этом переходит в раствор в двухвалентной форме,а медь выделяется в элементарном состоянии эквивалентно перешедшему в раствор железу. Количество металлического железа устанавливают путем определения двухвалентного железа в растворе перманганатным методом. Окислы железа при этой обработке остаются без изменения. [c.240]

Стандартный электродный потенциал двухвалентной меди (Си u "-f 2б ) равен +0,34 В, а одновалентной (Си Си" + е-) + 0,52 В. [c.60]

Медь обладает высокой тепло- и электропроводностью, пластичностью. Она легко подвергается пластической деформации в холодном и нагретом состояниях. Нормальный электродный потенциал двухвалентной меди Си Си + + 2е ) равен -Ь0,34 В, а одновалентной (Сич Си+- -< ) 4-0,52 В. [c.66]

Эта величина соответствует практическому пределу применимости формулы Нернста для электродных потенциалов, и ей отвечает равновесный потенциал -0,62 Ь. При потенциале отрицательнее -0,62 В окисление металлического железа протекать не будет, при более положительном -железо переходит в двухвалентное. [c.53]

По своим химическим свойствам соли хрома (2-f ), похожи на соли двухвалентного железа, но отличаются от последних более ярко выраженными восстановительными свойствами, т. е. легче, чем соответствующие соединения двухвалентного железа, окисляются (нормальный электродный потенциал системы Fe +/Fe + равен -fO,77B, сравните с потенциалом Сг +/Сг +). Именно поэтому очень трудно получать и хранить соединения двухвалентного хрома. [c.340]

Хотелось бы знать, можно ли приготовить в подходящих неводных растворителях другие катионы низшей степени окисления, неизвестные до сих пор в растворе. Среди редкоземельных известны твердые соединения европия (П1), иттербия (III), самария (III), тулия (III) и неодима (III). Полярографическое восстановление трех первых соединений в водном растворе дает сначала двухвалентные ионы, а затем амальгаму. Все три амальгамы, иттербий (II) и самарий (II) быстро окисляются водой, и в водном растворе их выделить нельзя. При полярографическом восстановлении тулия (III) и неодима (III) в водном растворе тулий (II) или неодим (II) не образуется, даже мгновенно. Поскольку при переходе ионов от воды к растворителю с меньшей сольватирующей способностью сдвиг в положительном направлении формального электродного потенциала для пары III/II много больше, чем для пары II/0(Hg), как и следовало ожидать, при полярографическом восстановлении тулия (III) и неодима(III) в растворителях с меньшей сольватирующей способностью, чем у воды, появляются признаки образования тулия (II) и неодима (II) в таких растворителях. Однако в ацетонитриле [5, 130] и бензонитриле [130] как тулий(III), так и неодим (III) дает лишь одну трехэлектронную волну восстановления, показывающую, что в присутствии ртути тулий (II) и неодим (II) будут диспропорционировать до трехвалентного иона и амальгамы даже в этих растворителях. [c.170]

Двухвалентные ионы гидро-хинона, переходящие в хинон. Из приведенных уравнений первые два представляют процесс диссоциации, третий — окислительно-восстановительный процесс, и электродный потенциал создается за счет этой реакции. [c.63]

Выше (см. 21) мы видели, что природа (склонность к отдаче валентного электрона) металлического электрода, погруженного в расплавленную соль, определяет в первую очередь величину скачка потенциала на границе металл — расплавленная соль, т. е. соответствующий электродный потенциал. А так как э. д. с. гальванической цепи представляет собой в основном алгебраическую сумму электродных потенциалов, входящих в гальваническую цепь, то, очевидно, природа электродов должна в первую очередь определять и э. д. с. гальванической цепи. Если сравним, например, между собой э. д. с. цепей образования с двухвалентными металлами, занимающими достаточно далекие одно от другого места в периодической системе элементов Менделеева — таких, как [c.168]

Во время титрования сульфата закисного железа перманганатом калия раствор содержит заметные концентрации ионов как окисного, так и закисного железа. Ввиду того что обратимость системы из ионов закисного и окисного железа резко выражена, можно считать, что как анодная, так и катодная поляризация почти сведены к нулю. Следовательно, электроды не обнаруживают вовсе или обнаруживают лишь незначительную разность потенциалов. Когда титрование подходит к концу, ион закисного железа исчезает, между тем как перманганат-ион появляется в избытке, в результате чего возникает резкое повышение электродного потенциала. Деполяризующее действие иона окисного железа становится ничтожным, так что в конечной точке ни один из электродов не является в сколько-нибудь существенной степени деполяризованным. Однако при дальнейшем возрастании концентрации перманганат-иона заметно проявляется катодная деполяризация. При высоких потенциалах ион двухвалентного марганца вызывает анодную деполяризацию. Этот эффект снова уменьшает разность потенциалов после перехода конечной точки (рис. 19). [c.88]

Марганец — неблагородный металл, нормальный электродный потенциал его о = — 1,10К. Он легкорастворим в кислотах с выделением водорода и образованием солей двухвалентного марганца. Всем валентным формам марганца отвечают следующие окислы [c.275]

Марганец—неблагородный металл, нормальный электродный потенциал его =—1,18 в. Он легко растворим в кислотах с выделением водорода и образованием солей двухвалентного марганца. Нормальный электродный потенциал рения равен [c.316]

Стандартный равновесный электродный потенциал для двухвалентных ионов железа равен — 0,440 в, а для трехвалентных ионов — 0,036 в. В практических условиях стационарный элект- [c.197]

Олово — металл светло-серого цвета с атомной массой 118,7, валентностью 2 и 4, плотностью 7,3 г/сы удельное электросопротивление олова ОД 15 Ом-ым, температура плавления 232 °С. Для олова характерны высокие пластичность и вязкость, твердость оловянных покрытий колеблется от 120 до 200 МПа. Олово устойчиво в воде, не корродирует во влажном воздухе, даже содержащем сернистые соединения В минеральных кислотах скорость коррозии олова в значительной степени зависит от наличия Б растиорах кислорода, который резко увеличивает ее. Примеси с низким перенагряжекием водорода также усиливают коррозию олова. Стандартный электродный потенциал олова —0.14 В по отношению к его двухвалентным нонам и -1-0.01 В н четырехвалентиым. Относительно железа олово электроположительно, поэтому оно не защищает железо от атмосферной коррозии. Электрохимическую защиту от коррозии оловянные покрытия обеспечивают изделиям из медн. Оловянные покрытия — эффективный барьер для серы н азота [22, 31. 37, 44]. [c.83]

По теории значности предполагается сосуществование в металле ионов различной валентности, например Ре и Ре" , которые находятся в некотором равновесии. При переходе в раствор железа в виде двухвалентных ионов Ре- ре++ + 2 равновесие Ре Ре++восстанавливается медленно, вследствие чего устанавливается электродный потенциал более затрудненного процесса [c.187]

В теории значности, впервые высказанной Гитторфом (1898 г.) и позднее развиваемой Крюгером, Финкельштейном и Смитом (цитируется по [4]), предполагается сосуществование в металле ионов различной валентности, например Ре+++ и Ре++, которые находятся в некотором равновесии. При переходе в раствор железа в виде двухвалентных ионов Те- Ре++-Ь 0 равновесие Ре+++ = Ре++ восстанавливается медленно, вследствие чего устанавливается электродный потенциал более затрудненного процесса [c.304]

Электродные процессы заключаются главным образом в разряде двухвалентных ионов на катоде и ионизации меди на аноде. Однако наряду с этим на катоде могут протекать также процессы неполного восстановления двухвалентных ионов Сц2++ е-> Си+, что зависит от потенциала катода в условиях электролиза. На аноде возможно также протекание соответствующих реакций окисления (стр. 305). [c.399]

Если электродная жидкость содержит комплексные цианиды железа при отношении активностей соли трехвалентного железа к соли двухвалентного, равном 5-10 , то потенциал редокс-электрода становится меньше, чем потенциал каломелевого электрода с 1,0 н. раствором КС1. [c.192]

Коррозионная стойкость меди. Медь растворяется в электролитах с образованием одно- и двухвалентных ионов. Нормальный электродный потенциал медного электрода для процесса u-> .u +е равен -1-0,52 в, а для процесса Си-> Си + + 2е он составляет +0,34 в. Стационарный потенциал меди в 3%-ном Na l около +0,05 а, а в растворе 1 н. НС1 он порядка +0,15 в. [c.247]

Разряд ионов свинца из растворов двухвалентных его солей совершается с высокой скоростью значительные плотности тока достигаются при незначительных величинах поляризации (см. рис. 16, а). Столь малая поляризация при электролизе, наблюдаемая на аноде и атоде, облегчает электролитическое отделение свинца как от электроположительных, так и от электроотрицательных примесей (см. табл. 4). Электродный потенциал олова очень близок к потенциалу свинца, поэтому олово практически целиком переходит в раствор и попадает в катодный свинец. [c.262]

Марганец — неблагородный металл, стандартный электродный потенциал его = —1,18 в. Он легко растворим в кислотах с выделением водорода и образованием солей двухвалентного марганца. Стандартный электродный потенциал рения равен +0,15 в. Рений не растворяется в растворах соляной и серной кислот, но окисляется концентрированной азотной кислотой до рениевой кислоты ННе04- Каждой валентной форме марганца отвечают следующие окислы [c.316]

Железо и малолегированныс стали стойки в щелочах, концентрн-ровапной азотной кислоте, нестойки в серной, солиной н плавиковой кислотах. Стандартны й электродный потенциал его двухвалентных нонов — 0,44 В, трехвалеитных ионов — 0,036 В [37]. [c.120]

Платина — металл серовато-белого цвета с атомной массой 195,1, ea-тентносгью 2 и 4, плотностью 21,45 г/см , температурой плавления 1770 С, удельным электросопротивлением 0,098 Ом-мм. Платина хорошо механически обрабатывается, твердость ее -0.4 ГПа, твердость платиновых покрытий достигает 6 ГПа, Она ие окисляется при нагревании до ПООХ, иерастЕорима в щелочах и минеральных кислотах (растворяется лишь 13 царской водке). Стандартный электродный потенциал платины по отношению к ее двухвалентным ионам -i-1,2 В В жестких условиях эксплуатации платину не следует сочетать с углеродистой [c.137]

Ускорение анодного процесса в щелях и зазорах, обусловленное недостатком кислорода, приводит к сдвигу электродного потенциала металла в щели в отрицательную сторону. Кроме того, при недостатке кислорода ионизация железа идет преимущественно с образованием двухвалентных его ионов, не обладающих защитным действием. У Пассивирующихся металлов (алюминия, титана, нержавеющих сталей) недостаток кислорода в щели приводит к полной депассиващш там металла, т. е. к существенному ускорению коррозии. [c.59]

В случае сложных редокс-систем реакция протекает не только с изменением валентности реагирующих частиц, но и с изменением их состава. В таких реакциях обьмно участвуют ионы водорода и молекулы воды. Однако участие последних не сказывается на характере уравнений электродного потенциала, так как активность воды в ходе реакции (за исключением очень концентрированньк растворов) остается практически постоянной. Так, для системы перманганат - двухвалентные ионы марганца, в которой протекает электродная реакция [c.51]

Пользуясь этим значением К, можно определить нормальный электродный потенциал свинцового электрода, находящегося в равновесии с комплексом двухвалентного свинца ЕЬыон) = —0,817 0,002 в (н. к. э.) при 25°. Это значение хорошо совпадает с величиной —0,82 в (н. к. э.), найденной Ла-тимером [6] потенциометрически, причем значение, найденное полярографическим методом, можно считать более точным. [c.134]

Стандартный электродный потенциал медного электрода для процесса Си+ + е Си равен +0,52 В, а для процесса Си + + 2е Си составляет +0,337 В. Таким образом, термодинамически более вероятным процессом является образование двухвалентных ионов меди. Обычно при коррозии медь переходит в раствор с образованием Си . Стационарный потенциал меди в растворе 3 % Na l составляет +0,05 В, а в растворе 1N НС1--hO, 15 В. Поэтому медь в обычных [c.204]

Под воздействием тока ионы переходят в раствор или выделяются из него. Вследствие этого вблизи электрода изменяется концентрация ионов, что в соответствии с уравнением Нернста влечет за собой изменение равновесного электродного потенциала. Это явление назьгаается концентрационной поляризацией, которая всегда возникает во время электролиза. Но в большинстве случаев она невелика (уменьшение ионной концентрации на одну десятую от первоначального значения вызывает изменение электродного потенциала при образовании двухвалентного иона приблизительно на 0,03 В) и при соответствующих мерах может быть существенно уменьшена. [c.163]

В настоящее время нет единой точки зрения относительно механизма ингибирующего действия нитрита натрия. По мнению Розенфельда [69], МаЫОг является анодным ингибитором, в то время как Путилова с соавторами [68] считают, что в этом случае процесс ингибирования связан с окислением продуктов коррозии (таких, например, как соединения двухвалентных железа и олова или одновалентной меди) в соли соответствующих металлов, в более высокой валентности, которые осаждаются на поверхности металла и вызывают повышение электродного потенциала последнего. По мнению Вахтера и Смита [70], нитрит действует как окислитель, за счет которого на анодных участках образуется тонкая пленка окиси железа. Теория, получившая наиболее широкое признание, была развита Коэном [71], который постулирует, что защитная пленка состоит из у-Ре О) с небольшим количеством -РегОз Н2О. Такая пленка возникает в результате взаимодействия между нитритом, кислородом и металлом, которое протекает на поверхности раздела жидкость — металл, причем адсорбция ингибитора является, по-видимому, промежуточной стадией этого взаимодействия. Строение нитритного иона благоприятствует его хорошей адсорбции. [c.154]

Магний — двухвалентный материал серебристо-белого цвета. По распространенности в природе он занимает восьмое место среди всех элементов и шестое — среди металлов. Атомная масса магния 24,32, а плотность чистого металла при 20 С равна 1,738 г/см Металл имеет гексагональную плотноупако-ванную решетку, плавится при 650 С и кипит при 1107° С. Удельная теплоемкость 1,030 кДж/(кг-град) (при 20° С), удельная теплопроводность 157,5 Вт/(м-град) (при 20° С), электрохимический эквивалент 0,126 мг/Кл. Стандартный электродный потенциал Фме -1-/ме=— ном растворе хлорида натрия потенциал электрода равен —1,63 В (н.к.э.) или —1,38 Н (Н.В.Э.). [c.124]

Медь. Нормальный электродный потенциал меди для процесса ufz u равен +0,52 в, а для процесса Си1г Си + составляет +0,35 в. Следовательно, с точки зрения термодинамики более легким процессом является образование не одновалентных, а двухвалентных ионов меди. Стационарный потенциал меди в 3%-ном растворе Na l равен +0,05 в, а в 1-н. растворе НС1 будет +0,15 в. [c.9]

Хром легко пассивируется это свойство хром переносит на нержавеющие стали и другие сплавы, в которые он входит в качестве легирующего элемента. В активном состоянии хром переходит в раствор в виде двухвалентных ионов. Пассивность хрома объясняется присутствием на его поверхности защитного окисла трехвалентного хрома. Восстановление этого окисла до двухвалентного приводит к катодной активации хрома, а окисление до шестивалентного — к анодной активации его. Пленки на хроме адсорбционного происхождения и толщина их, если они фазовые, не превышает в атмосферных условиях 0,1 нм (10 А) [198]. Равновесный нормальный потенциал хрома —0,74 в, электродный потенциал его в 3%-ном растворе Na l в результате пассивации сдвигается в положительную сторону и равен +0,23 в. [c.15]

Медь. Нормальный электродный потенциал меди для процесса u s=t u+ равен +0,52 В, а для процесса u5 u + составляет -f0,35 В. Следовательно, с точки зрения термодинамики более легким процессом является образование не одновалентных, а двухвалентных ионов меди. Стационарный потенциал меди в 3%-(hom растворе Na l равен -Ю,05 В, а в 1 н. растворе НС1 составляет [c.14]

Нормальный электродный потенциал медного электрода для процесса Си - Си+ равен -f 0,52 е, а для процесса u-> u++ составляет +0,35 в. Таким образом, термодинамически более легким процессом для большинства условий является образование не одновалентных, а двухвалентных ионов меди. Стационарный потенциал меди в растворе 3% Na l — около -1-0,05 вив растворе 1 N НС1 — около 4-0,15 в. [c.528]

Другим интересным примером является разряд ионов двухвалентного свинца. Как уже указывалось, на платиновом электроде возможно восстановление ионов этого электроотрицательного металла потому, что, как только начинается восстановление ионов поверхность платины покрывается металлическим свинцом, обладающим высоким перенапряжением для выделения водорода. На полярограмме в этом случае получается хорошо выраженная катодная волна при потенциалах от —0,4 до —0,9 в (рис. 27). С другой стороны, ионы свинца способны окисляться на платиновом электроде до высшей валентности. Поэтому если вольт-амперную кривую катионов свинца снимать от —1,0 в в направлении даеличения положительной поляризации электрода (кривая /), то сперва наблюдается ток восстановления ионов РЬ + (участок /), а затем кривая пересекает ось абсцисс, и в области потенциалов от —0,3 до +0,2 б появляется анодный пик окисления выделившегося на электроде металлического свинца (участок / ) при дальнейшем изменении потенциала в сторону положительных значений при + 1,2 б начинается следующий электродный процесс —окисление ио1юв двухвалентного свинца до двуокиси (участок /"). Электрод в этот момент покрывается коричневым, быстро чернеющим налетом. Если же теперь вольт-амперную кривую снимать слева направо от +1,6 б (кривая //), то сразу же после волны окисления ионов свинца (участок 2") возникает катодный ток — ток восстановления двуокиси свинца до его двухвалентного состояния (участок 2 ). Этот ток быстро возрастает, достигая максимума, и затем резко падает в тот момент, когда на электроде исчезают последние остатки двуокиси свинца. После этого в катодной области при потенциале —0,4 б вновь начинается волна восстановления ионов РЬ2+ (участок 2). [c.84]