Электродный потенциал вычисленные величины

Большое влияние на величину электродного потенциала оказывает концентрация катионов, одноименных с металлом электрода. Электродный потенциал с учетом этого влияния вычисляется по формуле [c.349]

Электродный потенциал зависит от материала электрода и изменяется с изменением концентрации ионов в растворе (точнее их активности). Величина его может быть вычислена по формуле Нернста [c.132]

Если концентрация соли составляет 1 М (точнее 1 г-ион металла на литр), то значение электродного потенциала для данного электрода берут из таблицы нормальных потенциалов. При других концентрациях раствора величину электродного потенциала вычисляют по уравнению Нернста, которое приведено в работе 14. [c.98]

Вычислить ПР хлорида серебра по величине электродного потенциала серебра в насыщенном растворе его хлорида, равном 0,51 В. [c.94]

Построив графические зависимости на основе данных уравнений, вычислить величину электродного потенциала при концентрации, соответствующей минимальному значению -потенциала. [c.107]

Так как частные токи / а и /к одинаковы, то в условиях установившегося равновесия заряд металла по отношению к раствору, а следовательно, и потенциал электрода не являются функцией времени, а определяются лишь составом системы, ее температурой и давлением. Потенциал электрода е в этих условиях называется обратимым или равновесным электродным потенциалом. Величину равновесного электродного потенциала (в условной шкале) можно вычислить при помощи общих термодинамических уравнений, если известны электродная реакция, активности участвующих в ней веществ, а также температура и давление. [c.282]

Приводится несколько уравнений, выражающих концентрационные зависимости потенциала в заданной области концентраций. Построив соответствующие графики, необходимо определить, какая из зависимостей относится к электродному потенциалу е, а какая к -потенциалу. Затем вычислить величину Е-потепциала при концентрации с, соответствующей минимальному значению -потенциала. [c.106]

Экспериментальным путем величина э. д. с, не определяется константы равновесия реакций для различных галогенов рассчитаны Нернстом [4] Поэтому, подставляя значение К в уравнение (15), можно вычислить отдельный электродный потенциал галогена при любой температуре. Допуская далее, что во всех соответствующих расплавленных галогенидах электродный потенциал галогена (хлора в хлоридах, брома в бромидах и т. д.) остается постоянным, можно рассчитать электродные потенциалы металлов (по водороду). Для этого достаточно, например, вычесть рассчитанную величину электродного потенциала галогена из значений напряжений разложения (или э. д. с. химических цепей) соответствующего галогенида при данной температуре. Результаты таких расчетов приведены в табл. 32. [c.242]

Так как измерения электродвижущих сил элементов этого тина в случае разбавленных растворов недостаточно точны для выполнения надежной экстраполяции, то для вычисления стандартного электродного потенциала были использованы значения у , полученные путем измерения электродвижущих сил элементов с электродами сульфат свинца-двуокись свинца. Значения при концентрациях 0,05 0,07 и 0,1 М, а также величины Б подставлялись в уравнение (30), после чего можно было вычислять Е" для каждой концентрации. Средние значения, полученные из трех определений, приведены в табл. 100. Полученные результаты можно выразить с точностью [c.411]

Величину электродного потенциала можно вычислить на основании положения данного металла в ряде напряжений. Величина электродного потенциала по отношению к раствору его соли [c.116]

До сих пор нет способа измерения или точного вычисления абсолютной величины отдельного электродного потенциала, так как не удается точно определить, какая часть контактной разности потенциала, распределенного на трех границах, приходится на поверхность данного металла. Из термодинамических данных вычислить эту величину принципиально нельзя. Ее можно рассчитать только при помощи детального выяснения строения границы металла такие попытки делались, но пока не дали достаточно точных результатов. [c.740]

В гл. 8 было показано, что по циклу Борна—Габера, предположив многостадийность электродной реакции, можно вычислить энергию каждой из стадий. Если пренебречь в таком расчете энтропийными членами, то от растворителя к растворителю будет изменяться только энергия сольватации. Если эта величина известна, то в первом приближении можно найти значения электродного потенциала. Однако для неводных сред энергии сольватации фактически еще не определены. [c.541]

В связи с тем, что экспериментальным путем величина Ех не может быть определена (поскольку цепь (V—25) практически реализовать невозможно), Иеллинек предложил значения ее вычислять из величин для констант равновесий (V—27), установленных Нернстом [171. Таким путем может быть вычислен электродный потенциал галоида относительно потенциала водорода, принятого за нуль, при любой температуре. Если принять, что во всех расплавленных электролитах электродный потенциал галоида сохраняет неизменное значение, то, вычитая из потенциала разложения (или э. д. с. химической цепи) расплавленного галоида электродный потенциал галоида, можно получить значение отдельного электродного потенциала металла (по водороду). Результаты таких расчетов приведены в табл. 19. [c.67]

Э. д. с. любого биметаллического элемента можно вычислить по разности стандартных электродных потенциалов. Э. д. с.— всегда положительная величина. Поэтому надо из величины более положительного потенциала вычитать величину менее положительного. Так, э. д. с. (Е) медно-цинкового элемента, в котором эти металлы погружены в молярные растворы их солей, равна разности между стандартными потенциалами меди (катода) и цинка (анода), т. е. [c.182]

Ясно, что электрохимическое восстановление кислорода но схемам (6.IV) и (6.У) приводит к уменьшению свободной энергии процесса и к понижению значения электродного потенциала. Для каждой из приведенных схем термодинамически можно точно вычислить величину потенциала кислородного электрода. По-видимому, каждый из этих процессов имеет определенную вероятность. Б зависимости от природы металла и от параметров кристаллической решетки может превалировать тот или иной процесс. [c.364]

Если значения электродных потенциалов известны, легко вычислить величину э. д. с. элемента и нет необходимости устанавливать знак э. д. с., так как мы знаем, что электрод, имеющий более положительный потенциал по сравнению с нормальным водородным электродом, является положительным электродом элемента. Однако для термодинамического выражения удобно определенным образом условиться относительно знака э. д. с. элемента, для того чтобы иметь возможность устанавливать связь между изменением свободной энергии реакции элемента и его э. д. с. [c.95]

При изучении количественной стороны явлений, наблюдаемых на границе металл—раствор, было установлено, что величина равновесного электродного потенциала " Ме [ Ме+ зависит от природы металла, из которого приготовлен электрод, температуры и концентрации ионов металла в растворе соли. Зная эти величины, можно вычислить электродный потенциал по формуле [c.254]

Интересно заметить, что только величина энергии сольватации сольв зависит от растворителя. Поэтому, если бы была возможность определить эту величину, то можно было бы непосредственно вычислить электродный потенциал. Но сделать это непросто. Для воды произведены расчеты электродного потенциала с помощью свободной энергии, и результаты оказались удовлетвори-тельными . Однако для неводных систем недостает многих необходимых сведений, и поэтому приходится довольствоваться качественными выводами. [c.373]

Интересно заметить, что только величина энергии сольватации сольв зависит от растворителя. Если бы мы смогли определить эту величину, то можно было бы непосредственно вычислить электродный потенциал. Но сделать это непросто. Для воды произведены расчеты электродного потенциала с помощью свободной энергии, и результаты оказались удовлетворительными Однако [c.356]

Как видно из формулы (6), потенциал всякого электрода может быть представлен в виде суммы членов нормального потенциала, являющегося величиной постоянной, и второго члена, представляющего переменную величину, зависящую от концентрации растворов металла. Необходимо учитывать, что ионная концентрация с связана с общей (аналитической) концентрацией электролита С соотношением с = аС, где а — степень диссоциации электролита. При применении разбавленных электролитов большей частью можно с достаточной для практических целей точностью принять, что а = 1. Приведенная формула (6) дает возможность по известному нормальному потенциалу металла вычислить электродный потенциал для любых концентраций электролита при 20° С. [c.216]

Такие электроды называются электродами 2-го рода. Аналогичным образом можно вычислить величину нормального электродного потенциала свинцового электрода, покрытого слоем сульфата свинца и погруженного в раствор серной кислоты, содержащей 1 грамм-ион 90"4 в литре раствора. [c.48]

Электроды второго рода (с осадком). К ним относят гетерогенные системы из металла, погруженного в насыщенный раствор его труднорастворимого соединения (соль, гидроокись, окись), в котором содержится хорошо растворимый электролит, имеющий общий анион с труднорастворимым соединением. Активность ионов Ме"+ в насыщенном растворе, относительно которых обратим электрод, постоянна. Электродный потенциал вычисляют по активности или анионов, или катионов, так как для насыщенного раствора труднорастворимой соли в изотермических условиях ПР = onst. С повышением активности анионов в растворе электродный потенциал становится менее положительной величиной. К электродам данного рода относятся электроды [c.132]

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]

Подставляя полученное значение Е в уравнение (164), вычислить искомую величину электродного потенциала. [c.165]

Исходя из уравнений (163, 164), вычислить величину данного электродного потенциала. [c.169]

На всех реостатах обычно указывается полное сопротивление реостата и допустимая сила тока. По этим двум данным и выбирают реостат. При выборе реостата исходят из предельной силы тока, с которой приходится иметь дело при электролизе. Сопротивление, на которое должен быть рассчитан реостат, вы-ЧИСЛ1ЯЮТ, исходя из сопротивления электролитической ванны, которое обычно составляет 10—100 ом. Зная внутреннее сопротивление, можно рассчитать и внешнее сопротивление, которое нужно включить для регулировки электродного потенциала в процессе электролиза. Это сопротивление должно быть таким, чтобы оно допускало изменение потенциала на электродах в предел1ах 0,75—1,00 в. Вычислить величину этого сопротивления можно очень просто, пользуясь для этого законом Ома [c.164]

Подставляя полученное значение величины электродного потенциала в уравнение (176) или (177), вычислить концентрацию ионов в растворе. [c.169]

В прямой потенциометрии определяют значение электродного потенциала, вычисляя затем концентрацию определяемого иона. Этот метод часто используют в рН-метрии, ионометрии. При потенциометрическом определении pH чаще всего пользуются стеклянным электродом (рис. У1.28, а), представляющим собой тонкостенный шарик с толщиной стенок 0,06—0,1 мм, расположенный на конце стеклянной трубки. Он изготовляется из специального сорта стекла и заполняется раствором с определенным pH (0,1 н. НС1). При опускании электрода в раствор с другим значением pH на поверхности стеклянного шарика возникает потенциал (Е), величина которого меняется с изменением разности pH между внутренним и внешним растворами по уравнению Е= Е + Vlg , [c.146]

Так как частные токи /л и /к одинаковы, то в условиях установившегося равновесия заряд металл.з по отношению к раствору, а следовательно, и потенциал электрода ие являются функцией времени они определяются лишь составом системы, ее температурой и давлением. Потенциал электрода в этих условиях называется обратимым или равновесным электродным потенциалом. Величину равновесного электродного потенциала (в условной шкале) можно вычислить при помощи общих термодинамических уравнений, если только известны электродная реакция, активности участвуюш,их в ней веществ, температура и давление. Э.д.с. равновесной электрохимической системы определяется при этом изме-иенпем термодинамического потенциала протекающей в ней реакции. [c.277]

Надежность экстраполяции, с помощью которой исключаются диффузионные потенциалы, может быть проверена путем сравнения вычисленных термодинамических величин с величинами, полученными другими независимыми методами. В тех случаях, когда подобное сопоставление / Возможно, получается вполне удовлетворительное совпадение [35, 36]. Разность между величинами стандартных потенциалов электродов серебро-хлористое серебро и серебро-бромистое серебро, полученная из электродвижущей силы элемента VII, в точности совпадает с разностью между соответствующими величинами, найденными непосредственно из электродвижущих сил элементов без жидкостного соединения. Было также обнаружено, что результаты, полученные с помощью элементов V и VI, превосходно совпадают друг с другом, хотя коэффициенты наклона экстраполиру,емых прямых для этих двух систем различаются по знаку и по порядку величины. Стандартный электродный потенциал серебра можно вычислить по уравнению [c.309]

Запись данных опыта. Вычислить значения электродных потенциалов медного и цинкового электродов по экспериментально полученным значениям э. д. с. и величине электродного потенциала хлорсеребряного электрода. При вычислении значений потенциалов учесть, что для первого элемента э. д. с. = си /си Ag i/Ag> для второго э. д. с. — 2 2+/zn следовательно [c.145]

Концентрационной поляризаци-е й наз. часть общего сдвига потенциала электрода при прохождении тока, обусловленная изменением концентрации потенциалопределяющих веществ в приэлектродном слое (см. Электродный потенциал), т. е. снижением концентрации исходных (потребляемых в результате реакции) веществ и ростом концентрации продуктов реакции. Указанное изменение связано с медленностью подачи к электроду или отвода от него веществ, участвующих в реакции. Величина концентрационной поляризации Лф может быть вычислена по уравнению Нернста для концентрационных цепей [c.128]