Потенциал в относительной шкале

Электродные потенциалы. Уравнение Нернста. Способов измерения или расчета абсолютных значений электродных скачков потенциала (AiJ) или All)") пока не найдено. Однако ЭДС цепи, состоящей из двух или большего числа электродов, доступна прямому определению и равна алгебраической сумме всех межфазных скачков потенциала (см. I этой главы). В простейшем случае она равна разности двух электродных скачков потенциала, т. е. является мерой их относительных значений. Величина каждого из электродных скачков потенциала может быть принята за нулевую точку условной шкалы электродных потенциалов. Международным соглашением установлена шкала потенциалов, по которой скачок потенциала стандартного водородного электрода при всех температурах равен нулю. [c.286]

Таким образом, из-за невозможности определения абсолютных значений потенциалов, используют относительную шкалу потенциалов, в которой за нулевое значение принимают потенциал стандартного водородного электрода. Потенциалы электродов определяются [c.274]

Измеряют также разность потенциалов между подземным сооружением и землей в зоне действия электротранспорта, работающего на переменном токе. Для выявления зон интенсивного влияния переменного тока проводят замеры переменных потенциалов металлических подземных сооружений относительно земли. При этом могут быть использованы универсальные вольтметры (ВУ) или милливольтметр с транзисторным усилителем типа Ф-431-2. Схема подключения приборов и электрода сравнения описана выше. В качестве электрода сравнения применяют стальной или медно-сульфатный электрод. При измерениях фиксируют смещение потенциала относительно нуля шкалы с интервалом 15-20 с, а не его максимальное значение. Смещение потенциала подземного металлического сооружения (подземного трубопровода) измеряют по схеме с компенсацией стационарного потенциала (рис. 4.8). При зтом используют ампервольтметр М-231. Значение стационарного потенциала подземного сооружения относительно электрода сравнения компенсируется включением в измерительную цепь встречной э.д.с. от источника постоянного тока (типа 1,6-ФМЦ-3,2) с рабочим напряжением 1,6 В. Расход компенсирующего тока до 5 мА. Для защиты измерительных устройств приборов от влияния переменного тока в измерительную цепь включают дроссель индуктивностью не менее 100 мГн. Отк- [c.63]

Система относительных электродных потенциалов, построенная с использованием произвольно выбранного электрода сравнения (практически с. в. э.), позволяет решить проблему электродного потенциала. Относительный характер принятых электродных потенциалов можно показать, если прибавить к значениям всех электродных потенциалов какое-либо постоянное число А, так что вместо El получим Е +А, вместо 2 получим Е2+А и т. д. Вся шкала электродных потенциалов при этом сместится, но разность (fi i+Л) —( 2+Л)= 1— 2 по-прежнему дает ЭДС суммарной химической реакции. [c.128]

Для пересчета потенциалов в неводных растворах по водородной шкале на водную водородную шкалу следует к их значениям V прибавить значение стандартного обратимого потенциала водородного электрода в данном растворителе относительно стандартного обратимого потенциала водородного электрода в воде (Ун обр. р (табл. 26) [c.175]

Относительную шкалу кислотности данного растворителя выражают числом милливольт, получаемым путем вычитания потенциала полунейтрализации гидроокиси тетраэтиламмония из потенциала полунейтрализации хлорной кислоты как электролитов, которые занимают крайние положения на шкале кислотности [c.56]

Изменение Гальвани-потенциала на границе ртуть — раствор свяжем с изменением потенциала электрода в относительной шкале. Представим правильно разомкнутую электрохимическую систему, состоящую из металлического электрода М (в общем случае электрод сравнения) и ртутного Hg в одном и том же растворе (Р). Напряжение этой системы равно [c.215]

Величина р/С,- в аналитической химии часто определяет шкалу (интервал) кислотности растворителя, так как чем выше для данного растворителя величина рКг, тем больше скачки титрования, наблюдающиеся при титровании в этом растворителе. Поскольку определение достоверной величины pKi является непростой задачей, для составления относительной шкалы кислотности растворителей можно пользоваться величиной Еа — числом милливольт. Эта величина получается вычитанием потенциала полунейтрализации [c.38]

Принципиально потенциалы отдельных электродов определить нельзя, хотя полезный ряд потенциалов отдельных электродов может быть основан на условной шкале, если потенциал стандартного водородного электрода принять за нуль при всех температурах. Обычно этот же метод используют для определения потенциалов отдельных электродов в других растворителях. Численные значения потенциалов отдельных электродов в этих средах относят к потенциалу водородного электрода в том же самом растворителе, принятому за нуль. Это не означает, что водородный электрод действительно имеет один и тот же потенциал в различных растворителях. Относительные шкалы такого типа, несомненно, полезны, хотя потенциалы, вычисленные на их основе, не абсолютны. Проблема потенциалов отдельных электродов и их связи с потенциалом электрода с нулевым зарядом была исследована Фрумкиньш [30]. [c.327]

Потенциал исследуемого электрода относительно электрода сравнения Е измеряют двумя известными методами. При пользовании потенциометром значение компенсируют другим известным значением ЭДС так, что в момент равновесия через измерительную цепь ток не проходит. Для прямого отсчета Е по шкале прибора применяют вольтметры с высоким входным сопротивлением порядка 10 —Ю" Ом (типа Щ-1413, ЭВ-74 и др.). [c.265]

Потенциал исследуемого электрода Ех относительно стандартного водородного электрода (СВЭ) рассчитывают по формуле Е — Е + Е , где 3 —потенциал электрода сравнения (в шкале СВЭ). Еслн необходимо [c.265]

Значок О поставлен внизу, чтобы подчеркнуть, что в уравнении в общем случае используется стандартный потенциал данной окислительно-восстановительной электродной реакции относительно некоторого выбранного электрода сравнения (лишь по водородной шкале о= = ). [c.126]

Чтобы установить шкалу этих потенциалов и иметь, таким образом, возможность сравнивать относительную тенденцию восстановителей или окислителей к отдаче или захвату электронов, выбирают электрод, который моншо соединить с любым другим, и произвольно принимают стандартный потенциал этого электрода равным нулю. В качестве такого электрода сравнения обычно используют водородный электрод. [c.291]

Потенциала в значение по водородной шкале. Электродные потенциалы, измеренные относительно насыщенного каломельного электрода, часто обозначают нас.к.э [c.15]

В тех случаях, когда измеряется э. д. с. ячейки, вопрос об электроде сравнения отпадает, поскольку величина э. д. с. численно равна разности двух электродных потенциалов. Когда же с помощью уравнения Нернста рассчитывают электродные потенциалы, нельзя не учитывать потенциал электрода сравнения. Электродные потенциалы всегда рассматривают относительно электрода сравнения. В настоящее время для их вычисления применяют водородную шкалу, в которой за нуль принят потенциал стандартного водородного электрода (СВЭ) с активностью ионов водорода в растворе, равной единице, и давлением водорода, равном 0,1013 МПа. [c.107]

Электроотрицательность. К рассматриваемой группе свойств относится и так называемая электроотрицательность. Это условная величина, характеризующая стремление данного атома к присоединению электронов при образовании химической связи. На практике используют различные шкалы электроотри- цательностей. Например, по Малликену она равна полусумме (сумме) потенциала ионизации I и сродства к электрону Е. В относительной шкале Полинга электроотрицательность лития принята за единицу (табл. 8). [c.71]

Для определения потенциалов полунейтрализации хлорной кислоты или гидроокиси тетраэтиламмония приготавливали 0,1 М раствор H IO4 в исследуемом растворителе и 0,1 М раствор ( 2H5)4N 0H в смеси бензол — метиловый спирт (5 1). На титрование брали 25 мл 0,1 М раствора кислоты или основания и помещали в 25 мл исследуемого растворителя. Таким образом, кислотный предел относительной шкалы кислотности растворителя определялся как потенциал полунейтрализации приблизительно 0,01М раствора хлорной кислоты в исследуемом растворителе при титровании 0,1 М раствором гидроокиси тетраэтиламмония. В момент полунейтрализации хлорной кислоты исследуемый растворитель содержал менее 5 объемн. % бензольно-метаноловой смеси. Основной предел относительной шкалы кислотности растворителя определялся как потенциал полунейтрализации приблизительно 0,01 М раствора гидроокиси тетраэтиламмония в исследуемом растворителе, содержащем менее 10% бензольно-метаноловой смеси. [c.56]

Отсюда следует и возможность вычисления константы равновесия в гальваническом элементе (см. расчет в XII. 2). Измерив э. д. с. любого гальванического элемента, состоящего из с. в. э., потенциал которого, конечно, один и тот же во всех системах, и стандартного исследуемого полуэлемента, получаем величины стандартных потенциалов электродов в водородной шкале. Зная их, можно вычислить потенциалы полуэлементов при любых активностях потен-циалопределяющих ионов. Знак потенциала положителен относительно с. в. э., когда в данном полуэлементе происходит восстановление, и отрицателен — в случае окисления. [c.138]

Методом определения потенциала полунейтрализации пользовались различные исследователи, в частности, голландские ученые Ван-дер-Хейде и Дамен, определившие эмпирическую (относительную) шкалу потенциалов многих растворителей [557]. Они установили, что кислотно-основные свойства растворителя определяются областью значений потенциалов, которая может быть измерена экспериментально и располагается между кислотным и основным пределами растворителя, обусловливаемыми кислотностью сольватированного протона Н2М+ и основностью сольватированного аниона М сол- [c.188]

Приложенный потенциал откладывают на оси абсцисс. На рисунке показаны две шкалы, относящиеся к нормальному водородному и к насыщенному каломельному электродам. Переход от одного электрода сравнения к другому требует только изменения положения точки, соответствующей нулевому потенциалу. В полярографии в качестве электрода сравнения чаще всего применяется НасКЭ. Как видно из рис. 49, принято откладывать увеличивающиеся значения отрицательных потенциалов направо. Если значение потенциала находится в области, лежащей вправо от нулевого потенциала относительно НВЭ, говорят, что микроэлектрод поляризован отрицательно, если влево—поляризован положительно. [c.75]

При измерениях потенциалов часто необходимо перевести зна-чепия потенциала из одной относительной шкалы в другую. Допустим, что измерен потенциал относительно какого-то электрода сравнения и надо его перевести в водородную шкалу. Фактически измерено напряжение Е = Е - Ел электрохимической системы, в которой левый электрод является электродом сравнения (здесь Еа и Ел — потенциалы правого и левого электродов). Обозначим по-теициал электрода сравнения в водородной шкале через Еср (Ел = = Еср). Его значение может быть как положительным, так и от-рицательным. [c.169]

Обычно в качестве такого условия принимают потенциал какого-либо электрода равным нулю и относят к нему значения потенциалов всех других электродов. В этом случае потенциалы электродов даются в некоторой условной щкале и их значения зависят от природы электрода, выбранного за основу шкалы. Нернст предложил считать таким условным нулем потенциал водородного электрода при концентрации водородных ионов в растворе, равной единице, и давлении водородного газа, равном 101,3 кПа. Эта условная шкала потенциалов называется водородной шкалой. Оствальд выдвинул другую идею взять за основу шкалы потенциал ртутного электрода, находящегося в условиях, прн которых его заряд относительно раствора равен нулю. Полагая, что в этом случае не только заряд, но и потенциал ртутного электрода равен [c.157]

Измерить ыепосредствеЕно потенциал отдельного электрода нельзя. Приводимые в справочниках значения электродных потенциалов являются относительными. Они измерены относительно стандартного водородного электрода, потенциал которого условно принят равным нулю (Ф2ы+/Н2=0). В практической работе удобнее пользоваться другими стандартными электродами сравнения, имеющими постоянное значение электродного потенциала по отношению к стандартному водородному электроду. Чаще других применяются хлорсере бряный и каломельный электроды, электродные потенциалы которых в водородной шкале равны Фа с1/А0== = +0,222 В, Hgj i,/Hg = +0,268 В при заполне 1ии электрода [c.111]

Методы определения различных физико-химических величин и количественного анализа растворов на основе измерения ЭДС получили общее название потенциометрни. В потенциометрии широко используется измерение потенциала исследуемого электрода относительно какого-либо электрода сравнения (см. с. 20). Потенциалы выражаются в шкалах либо выбранного электрода сравнения (последний обязательно должен указываться), либо пересчитываются в водородную шкалу, которая отвечает стандартному (нормальному) водородному электроду сравнения [Р1, На ( = 1 атм = 101,325 кПа), Н+ (а = 1)1. Для стандартного (нормального) водородного электрода будет использоваться принятое в нашей стране сокращенное обозначение н. в. э. [c.108]

Некомпенсационный метод потенциометрического титрования относительно прост, его используют в экспресс-анализах, не требующих большой точности. Индикатором в некомпенсационной схеме (рис. 35) (нуль — инструментом) служит милливольтметр со шкалой на 16—17 мВ, гальванометр ЛИФП с чувствительностью 10 и др. нуль на шкале индикатора должен быть посредине. Для ацидиметрического, алкалиметрического, оксиди-метрического и другого титрования подбирают соответствующий индикаторный электрод и электрод сравнения. Основные недостатки метода медленное установление равновесных потенциалов вблизи точки эквивалентности некоторое расхождение при параллельных титрованиях нечеткость показаний нуль-инструмента влияние на потенциал индикаторного электрода посторонних ионов (особенно в окислительно-восстановительных системах). Некомпенсационный метод титрования осуществляют разными приемами. [c.169]

Характерно, что при всех подобных изменениях определяются ие абсолютные (Величины электродных потенциалов, а лишь их огносительные значения. Поэтому необходимо было условиться о том, относительно какого электрода измерять все потенциалы. Как уже отмечалось, в качестве стандартной шкалы потенциалов была принята водородная шкала, за нуль которой условно принимается потенциал нормального водородного электрода, т. е. [c.147]

Чтобы установить относительный порядок или шкалу потенциалов отдельных металлов и таким образом сравнивать способность различных металлов и неметаллов к отдаче или захвату электронов, целесообразно выбрать некоторый стандартный электрод. Этот электрод можно скомбинировать с любым другим и условно принять, что его потенциал равен нулю. Таким электродом сравнения выбран водородный. Он состоит из платины, погруженной в раствор какой-либо кислоты и омываемой водо-)одом (рис. VIII.2). В этом полуэлементе идет реакция /2Н2(г)я Н+ + е. По аналогии с уравнением (Vni.il) для электродного потенциала определяемого этой реакцией, можно написать [c.107]

При этом следует иметь в виду, что знак скачка потенциала для разных случаев — понятие чистй условное но в соответствии с общепринятой шкалой потенциалов он должен совпадать со знаком заряда металла относительно обкладки двойного слоя, находящейся в растворе. Это значит, что если заряд стенки отрицателен, то и потенциал также отрицателен, а если металл имеет положительный заряд, то знак скачка потенциала считается положительным. [c.81]

Метод шодгльногт электрода [6 7 1851, в котором обычно используется ртутный электрод, основан на концепции приведенной-или ф-шкалы потенциалов. Как известно, в приведенной шкале потенциал металла отнесен к его нулевой точке Ец или к потенциалу незаряженной поверхности в данном растворе Е о и поэтому не зависит от выбранной условной шкалы, если эти величины даны относительно одного и того же электрода (например водородного) [c.29]

Если активность реагентов и продуктов равна единице, то второй член в правой части уравнения (1.14) равен нулю и = . Таким образом, стандартный электродный потенциал определяется как потенциал границы раздела при активности всех участников реакций, вовлекаемых в равновесие, равной единице. В случае водородного электрода равновесие соответствует уравнению (1.12), и при аи+ = рн = = и приобретает значение потенциала сравнения 0,00 В. Это дает возмолч-ность сравнивать все другие потенциалы по так называемой водородной шкале относительно нормального водородного электрода ( НВЭ). [c.18]

Как правило, значение потенциала нормального водородного электрода принимают з нуль. Электродные потенциалы относительно этой нулевой точки считают приведенными к водородной шкале и обозначают ],. В табл. 1 приведены электродные потенциалы пс водородной шкале для некоторых наиболее распространешшх электродов сравнения. технической и экспериментальной работе обычно не проводят измерений относительнс нормального водородного электрода. Зная электродный потенциал электрода сравнение по водородной шкале, можно легко перевести измеренное значение электродног< [c.14]

Электрокапиллярная кривая ртути в растворе КНОз обладает -параболической формой. Сообщая ртутному электроду постепенно возрастающий отрицательный потенциал, можно наблюдать возрастание пограничного натяжения до некоторого предельного значения, равного 420—430 эрг1см . Потенциал максимума электрокапиллярной кривой при этом бли-. зок к —0,2 в по водородной шкале. Последующее увеличение отрицательного потенциала сопровождается плавдым снижением пограничного натяжения, и, в целом обе ветви электрокапиллярной кривой примерно симметрично располагаются относительно вертикальной прямой, проведенной через ее вершину., [c.29]

Индикаторным может служить водородный электрод, к-рый представляет собой покрытую платиновой чернью платиновую пластинку, погруженную в р-р к-ты, насыщенный газообразным водородом. При парциальном давлении водорода р = 1 атм (101,3 кПа) и активности ионов НзО Hj o+ = 1 потенциал этого электрода принят за нуль при любой т-ре (стандартный водородный электрод). В соответствии с ур-нием Н 4-е VjHj потенциал водородного электрода Е= —0,0591 pH (В) при 25 °С. Водородный электрод пригоден для определения pH в интервале от О до 14. Для практич. работы он не удобен из-за относительно сложной конструкции, довольно быстрого отравления платины, необходимости получения электролитически чистого Hj и невозможности измерения pH в присут. окислителей, восстановителей и ионов тяжелых металлов. Поэтому обычно применяют др. электроды, обратимые относительно ионов Н ,-сурьмяный, хингидрон-ный и стеклянный, потенциалы к-рых отсчитывают от потенциала стандартного водородного электрода (водородная шкала потенциалов). [c.71]

Вольтамперометрия с нормированной разверткой потенциала (НВА). В этом методе нормирование тока во всех точках вдоль волны в методе ЛВА проводят делением его на ток пика Далее шкалу потенциалов перестраивают относительно 1п = 0,5 (/ = = ///п). Трехмерный анализ (теоретические значения потенциала электрода откладывают по оси X, экспериментальные значения потенциала электрода — по оси У, а — по оси Z) позволяет сравнивать экспфнмеитальные данные с теоретическими путем проецирования кривых на плоскость X — У. Если теоретические величины правильно описывают процесс, то наклон окажется равным 1,000, отрезок, отсекаемый на оси координат, равным 0,00 и коэффициент корреляции равным единипе Таким образом, этот метод позволяет использовать данные вдоль всей вольтамперограммы, и его можно применить при исследо- [c.104]

Потенциал ионизации элемента и его сродство к электрону являются количественными характеристиками способности атомов этого элемента терять или приобретать электроны при определенных условиях. Наряду с данными о размерах атома, его порядковом номере и валентности они позволяют делать предсказания о химических свойствах элементов, однако на практике учет всех перечисленных факторов оказывается довольно сложным. Гораздо удобнее пользоваться обобщенной эмпирической характеристикой химических свойств элементов, называемой электроотрицательностъю. Под электроотрицательностью элемента понимают относительную способность его атомов притягивать электроны для оценки этой способности устанавливается условная шкала. Крайние точки этой шкалы соответствуют электроотрицательности цезия 0,7 и фтора 4,0. В отличие от сродства к электрону и потенциала ионизации электроотрицательность рассматривается как характеристика элементов в любом окружении, независимо от того, свободные ли это атомы или части молекулы. Как и следовало ожидать, периодические изменения электроотрицательности элементов соответствуют изменениям их потенциалов ионизации, сродства к электрону, атомных размеров и т.п., причем фтор является наиболее электроотрицательным элементом, а цезий—наименее электроотрицательным, не считая благородных газов. [c.102]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология