ПОИСК Статьи Рисунки Таблицы Нуль отсчета и единицы измерения из "Оксредметрия" 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] Применение в качестве нуля отсчета водородного электрода при том же pH позволяет производить измерения окислительного потенциала в элементе без переноса стеклянный электрод — индифферентный электрод, что позволяет исклк чить влияние диффузионного потенциала. Измерения окислительного потенциала в элементе без переноса достаточно полно описаны в литературе см., например, [18, 23—26] . [c.16] Процессы протолитической диссоциации и комплексообразования с анионами слабых кислот приводят к тому, что величины ф и е становятся функциями pH [4, 23— 26]. [c.16] Подробно вопросы протолитической диссоциации и комплексообразования в окислительно-восстановительных системах будут рассмотрены в главах V и VI. [c.16] Если реакции окисления-восстановления осуществляются с участием ионов водорода таким путем, что заряды частиц всех других веществ, принимающих участие в этой реакции, не меняются, то окислительное напряжение е не зависит от pH, тогда как окислительный потенциал ф меняется с изменением pH. Это следует из того, что при р = 2, т = п (по условию электронейтральности реакции) последнее слагаемое в уравнении (I. 13) обращается в нуль. [c.16] Вернуться к основной статье