Стандартный потенциал - реакция
Cтраница 2
Подставляя значения стандартных потенциалов реакций 5 и 9 - П в уравнения потенциалов и учитывая, что ан2о 1 и azn ( тв. [16]
Величину фо называют стандартным потенциалом реакции; условие фр фо выполняется в том случае, когда активности всех участников реакции равны единице. [17]
Отметим, что величина стандартного потенциала реакции восстановления не зависит от количества вещества, участвующего в реакции. [18]
В табл. 5 и а рис. 16 приведены стандартные потенциалы реакций восстановления кислорода; в зависимости от концентрации кислорода в растворе от рН раствора могут изменяться потенциалы восстановления СЬ от - 0 01 до 0 3 в. В зависимости от того, какой потенциал устанавливается на металлическом электроде, может возникнуть окисление металла с образованием его ионов за счет восстановления кислорода. Например, медь - в растворах сульфатов никеля или натрия при рН от 0 до 5 имеет потенциал 0 1 в. Если потенциал реакции восстановления кислорода будет равен 0 2 - 0 3 в, естественно, возникнут реакции, указанные выше, с образованием ионов меди. Это важнейшее обстоятельство окислительного действия растворенного кислорода всегда необходимо иметь в виду. [19]
Стандартный потенциал реакции (42.2) в щелочном электролите при рН 14 составляет 0 40 В, стандартный потенциал реакции (42.3) равен 0 08 В. Таким образом, электродная реакция (42.3) должна в той или иной степени снижать потенциал положительного электрода. Однако в условиях реальной концентрации пероксида водорода в электролите, которая значительно ниже 1 моль / дм3, скорость реакции (42.3) невелика. Поэтому на кислородно-водородном элементе устанавливается достаточно высокое НРЦ ( порядка 1 1 - 1 0 В), а напряжение при разряде тем ниже, чем выше концентрация НО2 в приэлектродном пространстве. [20]
Стандартный потенциал реакции (42.2) в щелочном электролите при рН 14 составляет 0 40 В, стандартный потенциал реакции (42.3) равен 0 08 В. Таким образом, электродная реакция (42.3) должна в той или иной степени снижать потенциал положительного электрода. Однако в условиях реальной концентрации пероксида водорода в электролите, которая значительно ниже 1 моль / дм3, скорость реакции (42.3) невелика. Поэтому на кислородно-водородном элементе устанавливается достаточно высокое НРЦ ( порядка 1 1 - 1 0 В), а напряжение при разряде тем ниже, чем выше концентрация НОг в приэлектродном пространстве. [21]
 |
Скорость коррозии [ г / ( ж2 - ч ] титана в растворах 40 % - ной H2SOi Ti ( IV-uonbi при, 60 С. [22] |
Следует обратить внимание на близость Е реакции (2.52) и потенциалов активации пассивного титана или Епп, тогда как стандартные потенциалы реакций, рассматриваемых обычно при пассивации титана ( см. табл. 2.1 и 2.2), имеют гораздо более отрицательные значения. Адсорбция Ti ( IV) - ионов на наиболее активных участках поверхности титана с последующим участием в реакции образования пассивной пленки приводит к формированию более совершенной, менее дефектной пленки. Можно полагать, что Ti ( IV) - ионы способствуют ого-меризации пассивной пленки. [23]
Из имеющихся в литературе ограниченных сведений о потенциалах электрохимических реакций ( табл. 62) видно, что согласно величинам стандартных потенциалов реакций разряда и образования комплексных ионов имеется теоретическая вероятность раздельного образования ионов на аноде и их разряда на катоде. [24]
Стандартный потенциал реакции ( 2) в щелочном электролите составляет 1 2 В относительно водородного электрода в том же растворе, стандартный потенциал реакции ( 3) - около 0 75 В. Таким образом, электродная реакция ( 3) должна в той или иной степени снижать потенциал положительного электрода. [25]
В пределах точности имеющихся данных о термодинамическом потенциале образования СгО3 ( от - 218 до - 221 ккал / моль [28]) стандартный потенциал реакции ( 6а) почти совпадает со стандартным потенциалом реакции ( 6), близким к 1 17 в. Поэтому в растворах с рН порядка О соотношение скоростей реакций ( 6а) и ( 6) должно определяться в основном факторами, могущими различно влиять на их видимые кинетические сопротивления. Этим, возможно, и объясняется тот факт, что в кислых электролитах одни авторы [52] на участке перепассивации наблюдали растворение хрома и в трех - и в шестивалентном состоянии, а другие [53] - только в шестивалентном. С повышением рН относительная вероятность растворения по схеме ( 6а) должна снижаться ( так как равновесный потенциал реакции ( 6) становится менее положительным); наоборот, в очень концентрированных растворах сильных кислот можно ожидать ее существенного повышения. [26]
В пределах точности имеющихся данных о термодинамическом потенциале образования СгО3 ( от - 218 до - 221 ккал / моль [28]) стандартный потенциал реакции ( 6а) почти совпадает со стандартным потенциалом реакции ( 6), близким к 1 17 в. Поэтому в растворах с рН порядка О соотношение скоростей реакций ( 6а) и ( 6) должно определяться в основном факторами, могущими различно влиять на их видимые кинетические сопротивления. Этим, возможно, и объясняется тот факт, что в кислых электролитах одни авторы [52] на участке перепассивации наблюдали растворение хрома и в трех - и в шестивалентном состоянии, а другие [53] - только в шестивалентном. С повышением рН относительная вероятность растворения по схеме ( 6а) должна снижаться ( так как равновесный потенциал реакции ( 6) становится менее положительным); наоборот, в очень концентрированных растворах сильных кислот можно ожидать ее существенного повышения. [27]
Могут быть использованы озон, гидраты окиси никеля, гипохлорит и газообразный хлор. Из сравнения стандартных потенциалов реакций 1, 2, 3, 4 и 5 ( см. табл. 85) можно сделать вывод, что окисление кобальта гидратом окиси никеля, гипохлоритом и газообразным хлором невозможно. Однако если учесть ничтожную растворимость Со ( ОН) 3 и весьма значительное изменение потенциала реакции 2 от рН раствора, станет ясным, почему Ni ( OH) 3 и газообразный хлор окисляют ионы двухвалентного кобальта. [28]
Простое рассмотрение равновесных потенциалов образования окислов железа при рН 0 приводит к выводам, как будто противоречащим изложенной выше концепции. В табл. VI, 4 приведены стандартные потенциалы реакций окисления металлического железа. Как видно, все окислы должны образовываться или восстанавливаться при потенциалах значительно более отрицательных, чем наблюдаемый фп 0 58 в. [29]
С точки зрения термодинамики наиболее вероятной анодной реакцией является окисление гидразина до азота. При окислении до азота гидразин проявляет высокую восстановительную способность, стандартный потенциал реакции имеет низкое отрицательное значение. [30]
Страницы: 1 2 3