Потенциал нормальные стандартные окислительно-восстановительные

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]

Для сравнения окислительно-восстановительной способности различных систем введено понятие о стандартном (нормальном) окислительно-восстановительном потенциале. Если ЖЕ в реакции участвует вещество металлического электрода, — понятие о стандартном (нормальном) электродном потенциале. Потенциал называется стандартным (нормальным), если активность каждого из участников обратимой электродной реакции равна единице. Если же окислитель или восстановитель в системе находится в газообразном состоянии (О2, СЬ, Н2 и др.), то а=1 при давлении газа 101 325 Па. В табл. 15 приведены относительные значения некоторых стандартных окислительно-восстановительных потенциалов в водных растворах нри 298 К. [c.241]

Как уже отмечалось, для определения Электродного потенциала целесообразно рассматривать окислительно-восстановительные потенциалы системы или пар [19]. Чем выше окислительный потенциал пары, тем более сильным окислителем является ее окисленная форма и тем более слабым восстановителем восстановленная форма. На практике обычно соединяют две пары в гальванический элемент и определяют его ЭДС, измеряя относительные потенциалы различных пар в сравнении с одной и той же стандартной парой, получают абсолютные величины измеряемых потенциалов. В качестве стандартной пары применяют нормальный водородный электрод. Если водородный электрод является катодом, а пара Fe "/Fe — анодом, то результатом реакций на аноде и на катоде будет [c.14]

Сведения о различных состояниях окисления и стереохимии соединений хрома приведены в [213]. Хром имеет следующие состояния окисления 2—, 1 —, О, 14-, 2+, 3 -, 4 -, 5-Ь, 6 -. Наиболее устойчивы соединения Сг(1П) и Сг(У1). Нормальный стандартный электродный потенциал реакции Сг + Зе л Сг равен 0,71 в [397]. Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы ионов хрома приведены в табл. 3 [397]. Соединения Сг(У1) — довольно сильные окислители, а соединения Сг(П) — сильные восстановители. Потенциал в системе Сг(1П)/(Сг(11), как видно из табл. 3, очень сильно зависит от природы присутствующих в растворе анионов, образующих комплексные соединения с ионами Сг(П1) и Сг(П). Значения ионных радиусов Сг(У1), С1 (П1) и Сг(П) равны соответственно 0,35, 0,64 и 0,83 А [396]. [c.12]

Величины <р , входящие в уравнения, носят название нормальных или стандартных окислительно-восстановительных потенциалов. Эти величины равны, как известно, отношению констант скоростей процесса окисления и обратного ему процесса восстановления. При равенстве активностей окисленной и восстановленной форм [см. уравнения (4.33) и (4.34)] окислительно-восстановительный потенциал системы ( 1> Та) будет равен его стандартному окислительно-восстановительному потенциалу (ср °, [c.174]

Константа ф —нормальный, или стандартный, потенциал дан-аой окислительно-восстановительной системы, т. е. потенциал, который возникает, когда активности всех компонентов равны. динице. [c.211]

Зная стандартный окислительно-восстановительный потенциал растворимой пары Oi—Bi и концентрации окисленной и восстановленной форм при равновесии, можно рассчитать нормальный окислительно-вос тано-вительный потенциал исследуемой системы О2/В2 по уравнению (3.89). При этом частично окисленный полимер рассматривается как идеальный твердый раствор окисленной и восстановленной формы в массе полимера, подчиняющейся уравнению Нернста. Растворимая окислительно-восстановительная система, используемая для определения Е ионитного комплекса, должна обладать всеми свойствами медиатора. Методика эксперимента состоит в следующем. Навеску ионитного комплекса заливают раствором вещества, окислительно-восстановитель-ный потенциал которого близок к окислительно-восста-новительному потенциалу ионитного комплекса. После установления равновесия определяют окислительно-восстановительный потенциал гетерогенной системы, на основании чего рассчитывают потенциал ионитного комплекса по уравнению (3.89). [c.158]

В табл. 1 приведены нормальные окислительно-восстановительные потенциалы некоторых окислительно-восстановительных систем в водных растворах. Чем меньше алгебраическая величина стандартного окислительно-восстановительного потенциала, тем активнее данная система как восстановитель, и наоборот, с увеличением окислительно-восстановительного потенциала возрастают ее окислительные свойства. Отсюда, естественно, чем больше разница в окислительно-восстановительных потенциалах взаимодействующих частиц, тем энергичнее протекает процесс окисления — восстановления между ними. [c.44]

Окислительно-восстановительный потенциал обычно относится к нормальному водородному электроду, который определяется как имеющий нулевой потенциал. Вообще, на практике удобнее употреблять каломельный полуэлемент и вносить поправку на его потенциал. Ео в уравнении (6) имеет большое значение. Как указывалось, если концентрация окисленной формы равна концентрации восстановленной формы, то член, выражающий отношение обеих форм, будет равен нулю и наблюдаемая разность потенциалов будет равна о- о называется стандартным окислиТельно-восстановительным потенциалом и применяется для сравнения окислительно-восстановительных систем друг с другом. [c.166]

Нормальный окислительный потенциал ф° характеризует окислительно-восстановительную систему в целом. Он определяет уровень ее окислительной способности и является важнейшей изотермической константой. С помощью стандартных окислительных потенциалов характеризуется природа очень большого класса химических реакций. Расположение окислительно-восстановительных систем по величинам стандартного окислительного потенциала — основной классификационный признак, позволяющий не только качественно решить вопрос о направлении окислительно-восстановительных реакций, но и количественно оценить выходы соответствующих реакций. Величина стандартного окислительного потенциала опре- [c.18]

Очевидно, что если примененный в опыте водородный электрод является стандартным нормальным электродом, то = 1 атм. Допустим теперь, что отношение концентраций (активностей) Ре и Ре в исследуемом растворе солей железа тоже равно единице. Тогда второй член уравнения обратится в нуль. При этом потенциал платиновой пластинки, погруженной в смесь, содержащую соли железа, становится равным Е . Эта величина носит название стандартного окислительно-восстановительного потенциала. [c.361]

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]

Стандартные (нормальные) окислительно-восстановительные электродные потенциалы. Измерение потенциала отдельного электрода практически неосуществимо, тогда как измерение э. д. с. гальванического элемента, состоящего из двух полуэлементов, не представляет сложности. Поэтому если в гальванических элементах принять один и тот же произвольно выбранный полуэлемент, а в качестве второго использовать электрод в различных ред-окс системах в стандартных условиях, т. е. когда активность каждого из участвующих в электродной реакции компонентов равна единице, то измеренные э. д. с. позволяют судить об относительных величинах потенциалов этих электродов (полуэлементов). Электрод, относительно которого измеряют потенциал других электродов, принято называть электродом сравнения., [c.35]

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]

Разность потенциалов такого гальванического элемента довольно велика и составляет 1,36 В, а так как потенциал нормального водородного электрода равен О, то стандартный потенциал хлора будет равен 1,36 В. Зависимость от концентрации и температуры сохраняется и для этих электродов, но появляется новый фактор — давление газа. Если хлор заменить кислородом, получим водороднокислородный гальванический элемент, но в этом случае Аё не будет постоянной величиной, так как молекула кислорода вызывает в зависимости от условий окислительно-восстановительные процессы различного типа [c.277]

В этом уравнении, называемом уравнением Нернста, окислительно-восстановительный потенциал Е характеризует способность иона А"+ присоединять электроны символ Е° обозначает нормальный окислительновосстановительный потенциал, который равен Е при нулевом значении логарифмического члена уравнения Я — газовая постоянная Т—абсолютная температура п —число приобретаемых электронов Р — число Фарадея, равное 96,493 кулонам (количество электричества, соответствующее переносу 1 моль электронов) ад"+ — активность восстанавливаемых частиц (активность окислителя), которую для упрощения расчетов в случае разбавленных растворов заменяют на концентрацию в грамм-эквивалентах на 1 л ад — активность восстановленных частиц. За стандартное состояние вещества с активностью, равной единице, принимают его элементное состояние. Тогда для системы [c.352]

Нормальные потенциалы ( ) различных окислительно-восстановительных (редокс) систем относительно потенциала нормального водородного электрода приведены в табл. 41. Знаки -Ь или — этих потенциалов указывают, в каком направлении происходит реакция в соответствующих полуэлементах (при стандартном их состоянии), когда они образуют гальванический элемент с нормальным водородным электродом. [c.314]

Значения стандартных (нормальных) электродных потенциалов ф°дз по отношению к водородному электроду для некоторых полуреакций указаны в табл. 2.5 приведенные данные расположены по убывающему значению отрицательного потенциала, чему отвечает падение восстановительной и рост окислительной активности. [c.195]

Абсолютную величину окислительно-восстановительного потенциала определить невозможно, поэтому его измеряют относительно Стандартного электрода, чаще всего водородного, нормальный потенциал которого в реакции 2Н+Ч-2еч Н2 принимается равным Нулю. [c.51]

В окислительно-восстановительных реакциях, протекающих в растворах между сложными веществами, количественным выражением меры стремления электронов к переходу от одних атомов или ионов к другим служат стандартные окислительно-восстановитель-ные потенциалы. Они определяются экспериментально по отношению к так называемому водородному электроду, нормальный потенциал которого принимается за нуль. Таким образом, нормальный водородный электрод играет роль эталона сравнения, потому что с ним сопоставляют потенциалы других электродов. Ряд стандартных потенциалов называется также рядом напряжения. В этом ряду каждый свободный металл вытесняет из растворов солей все металлы, которые следуют за ним. Металлы, стоящие ранее водорода, вытесняют его из растворов кислот. [c.44]

Как указывалось выше, ОВ потенциал характеризует электрическую энергию, эквивалентную свободной энергии окислительно-восстановительной полуреакции. Поскольку, как показал А. П. Фрумкин [24] (подробнее см. ниже), принципиально невозможно создать электрод с абсолютным нуль-потенциалом, то для измерения ОВ потенциала электрода, соответствующего определенной полуреакции. необходимо выбрать ОВ потенциал сравнения, или потенциал сравнительного электрода. С этой целью выбирают один из электродов с хорошо воспроизводимой полуреакцией, протекающей в строго заданных (стандартных) условиях, и принимают его потенциал условно равным нулю (относительный нуль-потенциал). В качестве такого электрода использован стандартный или, по старой терминологии, нормальный водородный электрод (с. в. э., но чаще н. в. э.), которому соответствует полуреакция (1.6) при активности ионов водорода он+=1 моль/дмз, летучести газообразного водорода 1 атм (1,013-10 гПа) ) и при любой температуре. При давлении. [c.13]

Для сравнения окислительно-восстановительной способности различных систем было введено представление о стандартном (нормальном) окислительно-восстановительном потенциале, а для случаев, когда в реакции участвует вещество металлического электрода, — представление о стандартном (нормальном) электродном потенциале. Потенциал называется стандартным (нормальньш) в том случае, когда активность (гл. V, 8) каждого из участников обратимой электродной реакции равна единице. Если окислитель или восстановитель в системе находится в газообразном состоянии (Оа, I2, На и др.), то а = при давлении газа 1 атм. В табл. 15 приведены оЧ носитель-ные значения некоторых стандартных окислительно-восстановительных потенциалов ф° в водных растворах при 25 С. [c.195]

Стандартный окислительно-восстановительный потенциал Sn 7Sn" , отнесенный к нормальному водородному электроду, при 25° составляет - -0,154 в (Ниеу, 1934). Следовательно, платиновая пластинка, погруженная в раствор, содержащий равные количества ионов олова(П) и олова(1У), обладает на 0,154 в более высоким потенциалом, чем нормальный водородный электрод. При включении ток идет по проволоке от электрода, погруженного в раствор Sn VSn"", к водородному электроду. При этом у водородного электрода водород переходит в раствор в виде ионов Н , в то время как у платинового электрода эквивалентное количество ионов Sn" исчезает, переходя в ионы Sn". [c.574]

Из уравнения для окислительно-восстановительного потенциала, не зависящего от pH, можно выключить правый член, если принять отношение активностей (или концентраций) О/В = 1. Тогда измеренный потенциал дает непосредственно для обратимого редокспотенциала характеризующую его величину Е°. При сравнении с нормальным водородным электродом Е° является нормальным потенциалом (стандартным окислительно-восстановительным потенциалом) неорганической редокссистемы. Чем сильнее окислена система, тем поло-жительнее значение стандартного °-потенциала. [c.254]

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]

Нормальным или стандартным окислительным (восстано-Ч вительным) потенциалом ф° называется потенциал при равен- лстве единице активностей окисленной и восстановленной форм р сследуемой и стандартной окислительно-восстановительных Уистем. Термином нормальное (стандартное) окислительное напряжение е° обозначим окислительное напряжение при равенстве единице активностей окисленной и восстановленной форм исследуемой системы. [c.17]

Если водородный электрод является стандартным нормальным электродом, то рн, = 1 атм. Допустим теперь, что отношение концентраций (активностей) Ре + и Ре + в исследуемом растворе тоже равно единице. Тогда второй член уравнения (Х.14) обратится в нуль. При этом потенциал платиновой пластинки, погруженной в смесь, содержащую соли железа, становится равным Ео. Эта величина называется стандартным окислительно-восстановительным потенциалом. Обобщим эти рассуждения. Обозначив окисленную форму вещества Ох, а восстановленную — Кес1, простейшую реакцию окисления — восстановления следует записать так [c.292]

Для определения стандартного потенциала какого-лйбо металла можно воспользоваться гальваническим элементом — системой из двух электродов, одним из которых служит нормальный водородный электрод, а другим — электрод испытуемого металла, погруженный в раствор его соли с активностью катиона 1 моль л . Электродвижущая сила такого гальванического элемента характеризует окислительно-восстановительную способность металла относительно стандартного водородного электрода и представляет собой, таким образом, его стандартный потенциал. [c.159]

Количественной характеристикой окислительновосстановительной способности веществ, находящихся в растворах (или в контакте с ними), служат электродные, или окислительно-восстановительные, потенциалы. Если пластинку металла поместить в раствор, содержащий ионы этого же металла (например, медную пластинку погрузить в раствор Си504), то на границе металла с раствором электролита возникает разность потенциалов, которая и называется электродным потенциалом. Абсолютное значение электродных потенциалов определить нельзя, поэтому находят потенциалы электродов по отношению к какому-то электроду сравнения. Обычно определяют электродные потенциалы по отношению к так называемому нормальному водородному электроду, потенциал которого условно принят равным нулю. Некоторые значения стандартных электродных потенциалов (при температуре 298 К и активности ионов, равной единице), определенные по отношению к нормальному водородному электроду, приведены в [c.54]

Если в раствор, содержащий равные единицы активности (V 5 доп. 26) окислителя и восстановителя, опустить платиновую пластинку н сочетать такой электрод с водородным (рис. У-34), то может быть определен нормальный окислительно-восстановительный потенциал (Ео) данной системы. Потенциал этот (для установления которого существуют и другие методы) характеризует относительную — по сравнению с водородом в стандартных условиях — тенденцию данного окислителя к присоединению электронов или восстановителя к их отдаче. При положительном знаке потенциала система имеет преимущественно окислительный, при отрицатель- д ном — преимущественно восстановительный характер. Например, нормальные потенциалы си- -0,4 стем р2 + 2е = 2Р и Нг + 2е = 2Н равны соот ветственно +2,87 и —2,25 в. Следовательно, у мо лекулы р2 сильно выражена окислительная тен-денция, а у иона Н — восстановительная. [c.293]

Знак электрического потенциала по отношению к водородному электроду должен сохраняться в обозначениях электродных потенциалов. Например, потенциалы металлов, более активных, чем водород, обозначают знаком минус. Если активность катионов металла в растворе его соли не равна единице, то электродный потенциал имеет другое значение, чем при стандартных условиях. Зная нормальные потенциалы, можно вычислить э. д. с. любой гальванической пары двух металлов по алгебраической разности их нормальных потенциалов. Э. д. с. гальванической пары позволяет судить о направлении данной окислительно-восстановительной реакции в каждом отдельном с.гтучае. [c.108]

Потенциометрическое окислительно-восстановительное титрование. Изменение потенциала при переходе от полностью восстановленного состояния какой-либо системы к полностью окисленному состоянию может быть изображено кривой того типа, который дан на рис. 77 и 79. Эти- кривые поэтому являются кривыми потенциометрического титрования. Конечная точка титрования характеризуется сравнительно быстрым изменением потенциала. Возникает вопрос, может ли быть эта конечная точка в каждом случае достаточно точно определена путем измерения потенциала какого-либо инертного электрода (например, платины), введенного в титруемую систему. Ответ на этот вопрос можно получить, если рассмотреть дальнейшие изменения потенциала, которые имеют место после прохождения конечной точки титрования. До достижения точки эквивалентности потенциалы определяются титруемой системой, так как последняя находится в избытке, в то время как после точки эквивалентности они определяются титрующей системой. Следовательно, кривая титрования, дающая изменение потенциала от одной крайней точки до другой, может быть получена путем построения рядом обеих кривых отдельных систем и соединения их общей касательной. На рис. 80 и 81 приведены два примера. На рис. 80 нормальные потенциалы, приблизительно отвечающие средним точкам соответственных кривых, отстсят друг от друга достаточно далеко, на рис. 81 они расположены близко друг к другу. На рис. 80 видно, что потенциал бистро возрастает в конечной точке титрования. Таким образок, положение ее может быть установлено точно. Поэтому системы этого типа весьма пригодны для потенциометрического титрования. Если же стандартные потенциалы титруемой и титрующей систем близки, то изменение потенциала в точке эквивалентности [c.384]

Для сравнения окислительно-восстановительной способности различных электрохимических систем было введено представление о стандартном (нормальном) электродном потенциале. В качестве эталона сравнения, потенциал которого условно принят за нуль, выбран нормальный водородный электрод. Потенциал называется стандартным, если химическая активность (см. 31) каждого из участников обратимой электродной окислительно-восстановительной реакции равна единице. Для газообразного электрода это выполняется при давлении газа, равном 1,01-10 Па (1 атм) и концентрации ионов 1 г-ион/л. При создании водородного электрода пластинку платины помещают в 1 н. Н2504. [c.154]