- •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.
72. Гальванічний елемент. Електрохімічна схема, процеси на електродах, ерс.
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.
Якщо зовнішнє коло розімкнене, електроди перебувають у стані рівноваги. Внаслідок цього на них виникають подвійні електричні шари і певні електродні потенціали. Ці потенціали різні, оскільки здатність електродів передавати електрони і переходити в розчин у електродів не однакова. Хоча ці процеси проходять одночасно, їх зручно розглядати нарізно за допомогою напівреакцій. Якщо електроди з’єднати металічним провідником, електрони почнуть переходити з більш негативного електрода на більш позитивний. Це спричинює зміщення рівноваги на негативному електроді у бік утворення іонів, а на іншому – у бік утворення атомів металу. Наприклад, це описує наступна реакція: Zn + Cu2+ = Zn2+ + Cu
Атоми цинку перетворюються на іони, які в гідратованому вигляді переходять в розчин. Електрони, які вивільняються, рухаються по зовнішньому колу до мідного електрода. На мідному електроді відбувається відновлення іонів міді. Іони міді осаджуються у вигляді металу.
Схема цієї реакції:
(-) Zn | Zn2+ | | Cu2+ | Cu2+ (+)
Вертикальна лінія між окисненою і відновленою формами кожної електродної напівреакції означає, що рівновага між ними гетерогенна, а дві лінії – що розчини з’єднані електролітичним ключем.
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.
73. Потенціал електрода. Рівняння Нернста.
У разі занурення металу у воду або в розчин, який містить його іони, на межі поділу метал-розчин утворюється подвійний електричний шар. Різниця електричних потенціалів між металом і розчином визначає потенціал електрода. В електродному потенціалі закладена окисно-відновна здатність системи. Електродний потенціал залежить від природи металу, активності (концентрації) його іонів у розчині та температури.
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.
Стандартний електродний потенціал Е0 є константою і визначений за стандартної температури 298 К, стандартного тиску 101 325 Па (1 атм), при активній концентрації іонів 1 моль/л.