химический каталог




Курс общей химии

Автор Э.И.Мингулина, Г. Н.Масленникова, Н.В.Коровин, Э.Л.Филиппов

вляется катализатором электродной реакции (ускоряет установление равновесия на электроде). Металлический проводник не должен посылать в раствор собственные ионы. Лучше всего удовлетворяют этому условию платина и платиновые металлы, поэтому они чаще всего используются при создании газовых электродов.

Так как в равновесных электродных реакциях газовых электродов участвуют газообразные компоненты, то электродные потенциалы этих электродов зависят от парциальных давлении газов. Это можно показать на примерах водородного и кислородного электродов. Равновесие на водородном электроде выражается уравнением 2Н+ + 2е Н2. Уравнение для расчета потенциала водородного электрода можно вывести так же, как было выведено уравнение для расчета потенциала металлического электрода. Оно имеет вид для 298 К:

Ен+/нг ?

(VII.11)

где ан+ — активность ионов Н+ в электролите; р Нг — относительное парциальное давление водорода. Учитывая, что ]g ан+ — —рН, получаем

Ен+/Н2 = -0,0295 lgj2 - 0,059 рН.

Потенциал водородного электрода принимает более отрицательное значение с увеличением давления водорода и рН. Зависимость потенциала водородного электрода от рН раствора приведена на рис. VII.4.

Аналогично водородному электроду можно создать кислородный электрод. Для этого металлическую пластину, например Pt, необходимо привести в контакт с кислородом и раствором, содержащим ионы, которые образуются при восстановлении кислорода (ионы ОН-):

02, Pt|OH-'

Если на кислородном электроде протекает реакция по уравнению

02 + 2Н20 + 4<Г4 ОН то выражение равновесного потенциала имеет вид для 298 К:

Ьо2/он- = ь о2/он- 4 j— lg j ?

4 а он(VII.12)

Так как активность воды в ходе реакции меняется мало, то ее считают величиной постоянной и значение

0,0591 2 С

——\gaHio вводят в Ео2/он-:

Ео2/он- = Е°о2/он- + 0,0147 lg ? ?°2 ,

(VII.13)

при рн2 = I (101 кПа) и ро2 = = I (101 кПа)

где Ео2/он стандартный потенциал кислородного электрода, равный

0,401 В.

Подставляя в уравнение (VII.13) значение аон- = Кш/ан+ (Kw—ионное произведение воды, равное Ю-14 при 298 К) и lg дн+ = —рН, получаем

Еог/он-= 1,23 + 0,0147 lgpo2- 0,059 рН. (VII.14)

Потенциал кислородного электрода принимает более положительное значение с увеличением давления кислорода и уменьшением рН (рис. VII.4). По уравнению (VII. 14) можно рассчитать потенциал кислородного электрода при любых значениях рН и давлении кислорода. Например, при рН 7,0 и давлении кислорода ро2 — 0,21, получим

Ео2/он = 1,23 -f- 0,0147 lg (0,21) - 0,059 • 7 = 0,80 В.

§ VII.4. ПОТЕНЦИАЛЫ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ (РЕДОКСИ-) ЭЛЕКТРОДОВ

Любая электродная реакция в принципе представляет собой окислительно-восстановительную реакцию. Однако к окислительно-восстановительным (редокси-) электродам относят только те электроды, в реакциях которых не принимают непосредственного участия металлы и газы. Такие электроды состоят из металлического проводника, контактирующего с раствором, содержащим окислители и восстановители. К металлу в редокси-электродах предъявляются те же требования, что и к металлическому проводнику в газовых электродах. В качестве примера окислительно-восстановительного электрода можно привести систему Fe3+ + e~Fe2+

В общем виде равновесие на электроде для простых систем записывается уравнением Ох -}- ne~+*Red. А схема электрода соответственно может быть записана в форме

PttOx, Red

где Ох — окисленная форма вещества; Red — восстановленная форма вещества.

Уравнение Нернста для расчета потенциала редокси-электро-да имеет вид

E0x/Red= E°Ox/Red + f/ lg (VII.15)

В более сложных редокси-процессах участвуют ионы ОН- или Н+; как и потенциалы кислородного и водородного электродов, редокси-потенциалы зависят от рН. Например, для системы

МпОГЧ- 8Н++ 5е~Мп2+ + 4Н20

в которой ионы МпОг являются окисленной формой вещества, а ионы Мп2+ — восстановленной формой вещества, потенциал определяется уравнением

с , 2,3/? У ампог ян+ /лгут in- ч

tMno<-/Mn2+= Еимпог/мп2+ Н — lg —дм г+ . (VII. 1эа)

Под знаком логарифма в уравнении (VI 1.15а) отсутствует активность воды, которая при электродных реакциях (за исключением очень концентрированных растворов) остается постоянной и вводится в значение Е°. Подставляя числовые значения величин R и F в уравнение (VII. 15а) и учитывая, что lg ан+ = = — рН, получаем для температуры 298 К

EMnOVMn Е°МпО.-/МпЧ- + 0,012 lg М|Ю « _ 0 094 рН

Как видно, редокси-потенциал относительно мало зависит от активности ионов Мп04~ и Мп2+ и существенно меняется с изменением рН раствора. Значения стандартных потенциалов некоторых редокси-электродов приведены в табл. VI 1.2.

Таблица VII.2. Стандартные потенциалы некоторых окислительно-восстановительных электродов при 298 К

Электродная реакция E°, В Электродная реакция Е°, В

Сг3+ + е-**Сг2+ „0,41 Сг.О?-+ 14Н+ + 6е *± + 1,33

Ti3+-f-e-Ti2+ -0,37 2Сг3+ + 7Н20

Sn4+ + 2e-Sn2+ + 0,15 РЬ02 + 4Н+ + 2- РЬ24 " + + 1,45

Cu2+-f-e-Cu+ +0,15 + 2Н20

SO2,- -f 10H+ + 8-H2S +4H20 [Fe(CN

страница 95
< К СПИСКУ КНИГ > 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54 55 56 57 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86 87 88 89 90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102 103 104 105 106 107 108 109 110 111 112 113 114 115 116 117 118 119 120 121 122 123 124 125 126 127 128 129 130 131 132 133 134 135 136 137 138 139 140 141 142 143 144 145 146 147 148 149 150 151 152 153 154 155 156 157 158 159 160 161 162 163 164 165 166 167 168 169 170 171 172 173 174 175 176 177 178 179 180 181 182 183 184 185 186 187 188 189 190 191 192 193 194 195 196 197 198 199 200 201 202 203 204 205 206 207 208 209 210

Скачать книгу "Курс общей химии" (2.81Mb)


[каталог]  [статьи]  [доска объявлений]  [прайс-листы]  [форум]  [обратная связь]

 

 

Реклама
купить цветы для украшения арки
Рекомендуем фирму Ренесанс - лестницы складные алюминиевые цена - оперативно, надежно и доступно!
кресло ch low v
Супермаркет техники KNSneva.ru предлагает Synology RS217 - офис продаж со стоянкой: Санкт Петербург, ул. Рузовская, д.11, тел. (812) 490-61-55.

Рекомендуемые книги

Введение в химию окружающей среды.

Книга известных английских ученых раскрывает основные принципы химии окружающей среды и их действие в локальных и глобальных масштабах. Важный аспект книги заключается в раскрытии механизма действия природных геохимических процессов в разных масштабах времени и влияния на них человеческой деятельности. Показываются химический состав, происхождение и эволюция земной коры, океанов и атмосферы. Детально рассматриваются процессы выветривания и их влияние на химический состав осадочных образований, почв и поверхностных вод на континентах. Для студентов и преподавателей факультетов биологии, географии и химии университетов и преподавателей средних школ, а также для широкого круга читателей.

Химия и технология редких и рассеянных элементов.

Книга представляет собой учебное пособие по специальным курсам для студентов химико-технологических вузов. В первой части изложены основы химии и технологии лития, рубидия, цезия, бериллия, галлия, индия, таллия. Во второй части книги изложены основы химии и технологии скандия, натрия, лантана, лантаноидов, германия, титана, циркония, гафния. В третьей части книги изложены основы химии и технологии ванадия, ниобия, тантала, селена, теллура, молибдена, вольфрама, рения. Наибольшее внимание уделено свойствам соединений элементов, имеющих значение в технологии. В технологии каждого элемента описаны важнейшие области применения, характеристика рудного сырья и его обогащение, получение соединений из концентратов и отходов производства, современные методы разделения и очистки элементов. Пособие составлено по материалам, опубликованным из советской и зарубежной печати по 1972 год включительно.

 

 



Рейтинг@Mail.ru Rambler's Top100

Copyright © 2001-2012
(11.12.2016)