Контрольные вопросы

1. Может ли в водном растворе концентрация [H⁺] или [OH⁻] равняться нулю?

2. Чему равно ионное произведение воды? Изменится ли величина ионного произведения воды: а) при повышении температуры; б) при добавлении к воде кислоты?

3. Что такое pH и pOH? Чему равна сумма этих величин?

4. Водородный показатель одного раствора равен 1, а другого 4. Какой раствор более кислый? Во сколько раз в нём больше концентрация ионов водорода?

5. Вычислить pH растворов, в которых: а) молярные концентрации ионов водорода равны: 3·10⁻⁵; 2·10^-¹; 10⁻¹⁰; 5 ·10⁻⁷; б) молярные концентрации ионов гидроксида равны: 10⁻⁴; 5 ·10⁻⁶; 2·10⁻¹¹.

6. Записать уравнение реакций гидролиза в молекулярной и ионной форме следующих солей: 1) Ba(NO₃)₂; 2) CrCl₃; 3) Na₃PO₄; 4) Zn(CH₃COO)₂;

5) NiSO₄; 6) Na₂B₄O₇.

Указать: 1) какие из растворов имеют кислую среду? 2) какие растворы имеют щелочную среду? 3) какие растворы имеют pH = 7?

7. Если к растворам солей хлорида бария, сульфата меди (II), нитрата алюминия прилить раствор карбоната натрия, в первом случае выпадает осадок карбоната бария, во втором случае – основная соль (СuOH)₂CO₃, а в третьем случае – Al(OH)₃. Объяснить данное явление и написать уравнения реакций.

8. Электродные потенциалы металлов. Гальванические элементы. Электролиз

Понятие об электродных потенциалах. Электродным потенциалом называют скачок потенциала, возникающий на границе «металл-раствор» электролита. На границе «металл-раствор» существует подвижное равновесие, которое можно выразить уравнением

М ⇄ Мⁿ⁺ + n e⁻ (9).

Ионы металла гидратируются (10), и суммарное равновесие можно представить

Мⁿ⁺ + m H₂O ⇄ Мⁿ⁺(H₂O)_m ; (10)

М + m H₂O ⇄ Мⁿ⁺(H₂O)_m + n e⁻. (11)

Переход ионов металла в раствор сопровождается потерей электронов атомами металла, т.е. является процессом окисления. Обратный процесс – превращения гидратированных ионов металла в атомы – процесс восстановления.

Состояние равновесия (11) зависит от величины энергии ионизации атома и концентрации его ионов в растворе. Если концентрация ионов в растворе меньше равновесной, то при погружении металла в раствор равновесие (11) смещается вправо, ионы металла переходят в раствор, электроны же остаются на поверхности металла, обуславливая его отрицательный заряд по отношению к раствору. По мере дальнейшего перехода ионов металла в раствор отрицательный заряд на поверхности металла увеличивается.

Увеличивается и скачок потенциала на границе металл – раствор электролита, пока не устанавливается равновесие (11) с соответствующим ему потенциалом.

Для неактивных металлов равновесная концентрация [Мⁿ⁺] в растворе очень мала. Если такой металл погрузить в раствор его соли с концентрацией ионов большей, чем равновесная (11), то наблюдается обратный процесс перехода ионов из раствора в металл. В этом случае поверхность металла получит положительный заряд, а раствор – отрицательный за счет анионов, остающихся в растворе.

Равновесию реакции окисления-восстановления (11) отвечает потенциал Е_м, называемый электродным потенциалом (ЭП). Значение Е_м количественно характеризует способность металла отдавать электроны, т.е. его восстановленные свойства.

Е_м зависит от свойств металла, концентрации ионов и температуры, измеряется в вольтах. Эта зависимость выражается формулой Нернста

Е_м = Е⁰_м + · ln[Mⁿ⁺(Н₂O)_m] , (12)

где Е_м⁰ – стандартный потенциал при [Мⁿ⁺(Н₂O)m] = 1, в вольтах (в) (приложение 3);

R – универсальная газовая постоянная 8,3144 Дж/(моль  К);

T – температура абсолютная , ⁰K;

n – зарядность иона металла;

F – константа Фарадея (96478 K);

Если в формулу (12) подставим значения R, F и Т (25°С) и заменим натуральный логарифм десятичным, то получим

Е_м = Е_м° + lg [ Мⁿ⁺(H₂О)_{m .}

Так как методов прямого измерения электродных потенциалов не существует, обычно определяют относительные электродные потенциалы. С этой целью измеряют ЭДС гальванического элемента, составленного из стандартного водородного электрода, ЭП которого условно принимают за нуль, и электрода исследуемого металла.

Гальванический элемент. Гальванический элемент – это химический источник электрической энергии, которая получается за счёт окислительно-восстановительного процесса. При этом реакция окисления происходит на одном электроде (аноде), а реакция восстановления – на другом (катоде). Роль анода играет металл с более низким значением электродного потенциала (Е_а<Е_к).

Соединив с водородным электродом в гальванический элемент другой полуэлемент, можно определить ЭДС, а по ней – относительный стандартный потенциал данной пары.

ЭДС (Е_) гальванического элемента равна разности электродных потенциалов катода и анода:

Е_ = Е_К  Е_А.