- •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.
69. Визначення напрямку протікання окисно-відновної реакції за допомогою таблиці стандартних потенціалів.
Напрямок окисно-відновних реакцій і сама можливість їх перебігу залежать від сили окисників і відновників. 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 напівракції. І окиснювальна здатність окисненої форми елемента тим вища, чим більше значення має електродний потенціал відповідної напівреакції.
Визначальним чинником перебігу будь-якого хімічного перетворення є знак та значення зміни енергії Гіббса. Це значення від’ємне у тому разі, якщо значення ЕРС додатне. Отже, окисно-відновна реакція може мимовільно проходити, якщо потенціал окисника більший за потенціал відновника:
Е0ЕРС = Е0ок. – Е0відн.
Стандартні потенціали напівреакцій можна знайти за допомогою таблиці стандартних потенціалів.
70. Залежність потенціалу окисно-відновної пари від концентрації іонів та кислотності середовища. Рівняння Нернста.
Змінюючи концентрацію сполук, що вступають в реакцію, ми можемо змінити положення рівноваги в полуреакціях, що може спричинити зміну знаку потенціалу. Якщо різниця електродних потенціалів окисно-відновної пари різна, то напрямок окисно-відновної реакції можна змінити, змінюючи концентрацію речовин. Кислотність середовища впливає на окисну здатність реагентів. Особливо наглядно це помітно на прикладі перманганат-іону. У різних середовищах потенціал його полуреакцій різний, і самі продукти реакції відрізняються.
Залежність електродного потенціалу металу від активності його катіонів у розчині за даних температур і тиску описується рівнянням Нернста:
ЕМеn+/Ме = Е0Меn+/Ме + (RT / nF) * ln aМеn+
або
Е = Е0 + (2,303 RT / nF) * lg aМеn+
де aМеn+ - активність іонів металу в розчині, моль/л; R – універсальна газова стала; Т – абсолютна температура, К; F – число Фарадея, дорівнює 96 485 Кл/моль; n – заряд іона. Для температури Т=298,15 К множник 2,303 RT / F дорівнює 0,0592, тому рівняння Нернста можна записати так: Е = Е0 + (0,0592 / n) * lg aМеn+
Для розбавлених розчинів а = С. Активність (концентрація) речовин, які беруть участь у реакції, можуть бути різними, тому і потенціал окисно-відновної пари за нестандартних умов буде залежати від концентрації.
71. Протікання окисно-відновної реакції в електрохімічній системі. Електроди. Електрорушійна сила.
Процеси окиснення і відновлення, які завжди відбуваються одночасно, можна провести у відсутності безпосереднього контакту між відновником і окисником, тобто в умовах просторового їх розділення. При цьому електрони переходитимуть від відновника до окисника не безпосередньо, а через металічний провідник, створюючи електричний струм. У цьому разі енергію окисно-відновної реакції можна перетворити на електричну.
Пристрої, призначені для безпосереднього перетворення енергії хімічної реакції на електричну енергію, називають гальванічними елементами.
Іонні окисно-відновні системи, які реалізуються на металічному провіднику, називають електродами.
У будь-якій електрохімічній системі назви електродів визначають за характером окисно-відновних процесів, які на них відбуваються.
В гальванічному елементі електрод, на якому відбувається процес окиснення і який надсилає електрони в зовнішнє коло елемента, називають анодом; електрод, на якому відбувається процес відновлення, і який приєднує електрони, називаються катодом.
Класифікація електродів проводиться по природі окисників і відновників, які беруть участь у електродному процесі. Електродом 1-го роду називається метал (чи неметал), що занурений в електроліт, який містить іони цього ж елемента. Метал електрода є відновленою формою речовини, а його окисненою формою – прості чи комплексні іони цього ж металу.
Електроди другого роду – системи з металу, що вкритий шаром його ж важкорозчинної солі (чи оксиду) і занурений в розчин, що містить аніони цієї солі (для оксиду – іони ОН-). Окисненою формою є сіль, а відновлена форма представлена металом чи аніоном.
Рушійну силу, завдяки якій відбувається переміщення електронів у зовнішньому колі елемента, називають електрорушійною силою (ЕРС). Вона вимірюється в одиницях електричної напруги – в вольтах. Якщо концентрації (активності) речовин, які беруть участь у реакції за стандартних умов дорівнюють 1 моль/л, то ЕРС елемента називають його стандартною електрорушійною силою Е0ЕРС. ЕРС гальванічного елемента виміряють як різницю електродних потенціалів.