- •56. Стан сильних електролітів у розчинах. Основні типи сильних електролітів у водних розчинах.
- •57. Розчинність електролітів. Рівновага в насиченому розчині малорозчинного електроліту. Добуток розчинності.
- •58. Дисоціація слабких електролітів. Константа і ступінь дисоціації. Закони розведення Освальда. Ступінчата дисоціація слабких електролітів.
- •59. Методи визначення константи і ступеня дисоціації слабких електролітів.
- •60. Основні типи слабких електролітів. Їх характеристика.
- •61. Реакції обміну в розчинах електролітів та напрямок їх протікання. Іонні рівняння реакцій у розчинах.
- •62. Кислотність середовища. Водневий покажчик, його значення в нейтральному, кислотному та лужному середовищах, методи визначення.
- •63. Рівновага в розчинах слабких електролітів. Дисоціація води. Іонний добуток води.
- •64. Гідроліз солей. Константа і ступінь гідролізу. Кислотність водних розчинів солей, що гідролізують.
- •65. Окиснення та відновлення. Окисники та відновники. Окисно-відновні реакції у водних розчинах, приклади рівнянь в молекулярному та іонному вигляді.
- •66. Поняття про окисно-відновну пару та її потенціал. Зв’язок окисно-відновних властивостей зі значеннями потенціалів.
- •67. Стандартні окисно-відновні потенціали. Зв’язок з енергією Гіббса окисно-відновних реакцій.
- •68. Напрямок перебігу окисно-відновної реакції та його зв’язок з потенціалами окисно-відновних пар.
- •69. Визначення напрямку протікання окисно-відновної реакції за допомогою таблиці стандартних потенціалів.
- •70. Залежність потенціалу окисно-відновної пари від концентрації іонів та кислотності середовища. Рівняння Нернста.
- •71. Протікання окисно-відновної реакції в електрохімічній системі. Електроди. Електрорушійна сила.
- •72. Гальванічний елемент. Електрохімічна схема, процеси на електродах, ерс.
- •73. Потенціал електрода. Рівняння Нернста.
- •74. Шкала електродних потенціалів. Електроди порівняння.
- •75. Водневий електрод порівняння та воднева шкала електродних потенціалів.
- •11.Енергетичні рівні, підрівні електрона в атомі. Поняття про електронні орбіталі.
- •76. Електроліз. Процеси, що протікають на електродах, їх послідовність.
- •77. Кількісні закони електролізу (закони Фарадея). Застосування електролізу у промисловості.
- •78. Послідовність розряду іонів на катоді та аноді при електролізі.
- •27 Механізм хімічних реакцій. Поняття про елементарні стадії та молекулярність.
- •43. Фазові рівноваги в однокомпонентних системах. Фазова діаграма (діаграма стану) простої речовини, її характеристика. Умови кипіння та кристалізації рідини.
- •49. Відхилення від законів Рауля та їх причини. Ізотонічний коефіцієнт.
- •53. Ідеальні та неідеальні розчини. Поняття про активність та коефіцієнт активності.
66. Поняття про окисно-відновну пару та її потенціал. Зв’язок окисно-відновних властивостей зі значеннями потенціалів.
Процеси окиснення-відновлення – це реакції, внаслідок перебігу яких відбувається зміна ступенів окиснення елементів.
Частинки, які приєднують електрони, називають окисниками, а частинки, які віддають електрони, - відновниками. Напрямок окисно-відновних реакцій і сама можливість їх перебігу залежать від сили окисників і відновників.
Кількісною характеристикою окиснювальної чи відновної властивості різних речовин є окисно-відновний потенціал, який характеризує прагнення цього окисника приєднувати електрони, а відновника — їх віддавати.
Під час окисно-відновних реакцій змінюється електричний потенціал окисника чи відновника: одна речовина, віддаючи свої електрони і заряджуючись позитивно, окиснюється, інша – приймає електрони і заряджається негативно, відновлюється. Різниця електричних потенціалів між ними і є окисно-відновним потенціалом. Він є мірою хімічної активності елементів та їх з‘єднань у процесах, пов’язаних з зміною зарядів іонів у розчині.
67. Стандартні окисно-відновні потенціали. Зв’язок з енергією Гіббса окисно-відновних реакцій.
Окисно-відновний потенціал – міра окиснювальної або відновлювальної здатності середовища, яка залежить від зміни в розчині концентрацій йонів Н+ та ОН-. Вимірюється у мілівольтах. Окисно-відновний потенціал визначають як електричний потенціал, визначений при зануренні інертного електрода в окисно-відновне середовище, тобто у розчин, що має як відновлену сполуку, так і окиснену сполуку. Полуреакцію відновлення можна записати рівнянням:
Меn+ + n·e− → Ме0
Стандартний окисно-відновний потенціал є константою і визначений для кожної сполуки за стандартної температури 298 К, стандартного тиску 101 325 Па (1 атм), при активній концентрації іонів 1 моль/л. Вони подані у спеціальних таблицях. Позначаються стандартні окисно-відновні потенціали як Е0Меn+/Ме.
Якщо концентрації речовин, які беруть участь у реакції за стандартних умов, дорівнюють 1моль/л, то ЕРС елемента називають його стандартною електрорушійною силою Е0ЕРС.
Е0ЕРС = -дельтаG / n*F F – число Фарадея.
Звідси можна знайти зміну енергії Гіббса випадків, коли реагують дві окисно-відновні пари:.
дельтаG = - Е0ЕРС*n*F
За сталих температур і тиску максимальна корисна робота будь-якої реакції дорівнює взятом з протилежним знаком значенню зміни енергії Гіббса:
Аmax = - дельтаG = - Е0ЕРС*n*F
68. Напрямок перебігу окисно-відновної реакції та його зв’язок з потенціалами окисно-відновних пар.
Напрямок окисно-відновних реакцій і сама можливість їх перебігу залежать від сили окисників і відновників. Це потребує визначення природи таких властивостей реагентів, а також пошуку їх кількісного вираження. Для кількісної характеристики окисної та відновної здатності речовин використовують електродні потенціали.
Відновна здатність відновленої форми елемента тим вища, чим менше значення має електродний потенціал відповідної напівреакції. І окиснювальна здатність окисненої форми елемента тим вища, чим більше значення має електродний потенціал відповідної напівреакції.
Окисно-відновна реакція відбудеться, якщо потенціал окисника більший за потенціал відновника, тому що відповідна зміна енергії Гіббса прийме від’ємне значення, що свідчить про можливість проходження реакції.