Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:Химия. Лабораторный практикум для студентов 1 курса медицинского института, обучающихся по специальности 060101 Лечебное дело
.pdf
Антисептическое действие Na2В4О7∙10Н2О аналогично NaНCО3 и связано
с щелочной реакцией среды водного раствора этой соли вследствие ее
гидролиза, а также с образованием противомикробного лекарственного средства борной кислоты: Na2В4О7 + 7Н2О ↔ 4 Н3ВО3 + 2NaОН
Калий. Массовая доля калия в организме человека 0,23% . Калий
является основным внутриклеточным катионом. Ионы К+ играют важную роль в физиологических процессах – сокращении мышц, нормальном
функционировании сердца, проведении нервных импульсов, обменных реакциях. Ионы К+ являются важными активаторами ферментов, находящихся
внутри клетки. Взрослый человек обычно потребляет с пищей 2-3 калия г в
сутки.
Кальций относится к макроэлементам. Общее содержание его в орга-
низме 1,4 % . Кальций содержится в каждой клетке человеческого организма. Основная масса кальция находится в костной и зубной тканях. В среднем
взрослый человек в сутки должен потреблять 1 г кальция, хотя потребность в
кальции составляет только 0,5 г. Это связано с тем, что кальций, вводимый с
пищей, только на 50 % всасывается в кишечнике. Сравнительно плохое всасывание является следствием образования в желудочно-кишечном тракте
труднорастворимых кальция фосфата Са3(РО4)2 и кальциевых солей жирных
кислот.
В организме концентрация ионов кальция регулируется гормо-
нами. В костях и зубах взрослого человека около 1 кг кальция находится в
виде нерастворимого кристаллического минерала гидроксилапатита
Са10(РО4)6(ОН)2, образование которого происходит при взаимодействии
ионов кальция с фосфат-ионами.
В крови и лимфе кальций находится как в ионизированном, так и в
неионизированном состоянии - в соединениях с белками, углеводами и др. Механизм свертывания крови состоит из ряда этапов, многие
из которых зависят от наличия ионизированного Са2+. Ионы кальция
принимают активное участие в передаче нервных импульсов, сокращении мышц, регулировании работы сердечной мышцы.
Градиент концентрации ионов кальция между цитоплазмой и средой на
уровне четырех порядков величины обеспечиваются связыванием ионов Са2+
в хелатное соединение специфическим белком – колмодулином. Ион Са2+
участвует в запуске внутриклеточных процессов – сокращения мышечных
клеток, биосинтеза и секреции различных веществ. Вещества, регулирующие
поток ионов кальция, называются эффекторами. Последние делятся на бло-
каторы и активаторы. В клинической практике применяют Са-блокаторы в
сердечнососудистой терапии (стенокардия, аритмия, инфаркт миокарда), иммунологии, химиотерапии рака.
Поскольку кальций практически не используется внутри клетки, он вы-
ступает в качестве строительного материала в организме, в костях, зубах.
Скелет - основное хранилище кальция в организме.
81
Биологическая роль элементов главной подгруппы седьмой группы.
По содержанию в организме хлор относится к макроэлементам, осталь-
ные галогены – микроэлементы. Хлор и йод относятся к незаменимым элементам, остальные – постоянные составные части тканей.
Фтор концентрируется в костной ткани, ногтях, зубах. Недостаток фто-
ра приводит к кариесу зубов.
Хлорид-ионы играют важную биологическую роль. Они активируют
некоторые ферменты, обеспечивают ионные потоки через клеточные мембраны, участвуют в поддержании осмотического равновесия. Поваренная соль
необходима для выработки соляной кислоты в желудке. Помимо важной роли соляной кислоты в процессе пищеварения, она уничтожает различные болезнетворные бактерии (холеры, тифа).
Жизненно необходимые хлорид ионы Cl- не обладают токсическим
действием, в то время как элементный хлор – высокотоксичный газ.
Бром локализуется преимущественно в железах внутренней секреции –
гипофизе. Бромид-ионы действуют успокаивающе при повышенной возбу-
димости, восстанавливая равновесие между процессами возбуждения и торможения.
Больше половины йода, содержащегося в организме, находится в щито-
видной железе. Почти весь йод в этой железе находится в виде гормонов, и
только 1% в виде иодид-иона. Пониженная активность щитовидной железы
(гипотиреоз) может быть связана с уменьшением ее способности накапливать
иодид-ионы, а также с недостатком в пище иода (эндемический зоб).
Биологическая роль d-элементов жизни
Молибден Мо – металл жизни. В биологических процессах он участ-
вует в степенях окисления +5 и +6. Входит в состав ферментов, обеспечивающих перенос оксогрупп.
Дефицит молибдена вызывает уменьшение активности фермента ксан-
тиноксидазы в тканях. Избыточное содержание молибдена в пище приводит
к нарушению метаболизма ионов кальция и фосфат-ионов, вызывая снижение прочности костей – остеопорозы.
Марганец Mn - металл жизни. В организме образует металлоком-
плексы с белками, нуклеиновыми кислотами, АТФ, АДФ, аминокислотами.
Марганец содержится в металлоферментах – аргиназе, холинэстеразе и др.
43% марганца концентрируется в костях, остальные в мозге и мягких тканях.
Для организма перманганаты – яды. Для лечения острых отравлений
перманганатом используется 3%- ный водный раствор Н2О2, подкисленный
уксусной кислотой:
2КMnО4+5Н2О2+6СН3СООН→2Mn(СН3СОО)2+2СН3СООК +
8Н2О+5О2.
Перманганат калия окисляет органические вещества клеток тканей и
микробов, при этом он восстанавливается до MnО2. На этом основано его использование в качестве наружного препарата, когда его действие проявляет-
82
ся только на поверхности кожи и слизистых. Его также используют для окисления токсичных органических веществ, например, наркотик морфин превращается в малотоксичный оксиморфин.
Железо - металл жизни. Железо входит в состав белков: гемоглобина,
миоглобина, цитохромов, пероксидаз, каталазы. Гемоглобин – главная составная часть эритроцитов. Обеспечивает внешнее дыхание, являясь переносчиком кислорода от легких к тканям. Миоглобин, цитохромы, каталаза
обеспечивают клеточное дыхание. Все эти белки состоят из собственно белковых частей и связанных с ними активных центров. Гемоглобин содержит
четыре белковых молекул, идентичных миоглобину. Гемоглобин может связать четыре молекулы кислорода, а миоглобин – одну.
При недостатке железа в организме развивается анемия (малокровие).
Кобальт- элемент жизни. Он входит в состав жирорастворимого вита-
мина В12 – цианокобаломина, представляющего собой комплексное соединение кобальта с лигандом – порфином. Этот витамин играет наиболее важную
роль в развитии и формировании эритроцитов. Дефицит витамина В12 приводит к тяжелой форме анемии. Они имеются в ЖКТ человека в достаточном
количестве, и недостаток обусловлен нарушением всасывания этого витамина в кровь.
Цинк – элемент жизни – концентрируется в основном в мышцах (65%)
и костях (20%). Наибольшая концентрация в предстательной железе. Ион
цинка Zn2+ входит в состав более 40 металлоферментов, катализирующих
гидролиз эфиров и белков. Наиболее изученным является бионеорганический комплекс цинка – фермент карбоангидраза, который катализирует гидратацию СО2. Единого мнения о механизме действия карбоангидразы нет.
Цинк входит в состав дипептидаз – ферментов, катализирующих гид-
ролиз дипептидов. Цинк также образует бионеорганический комплекс с инсулином – гормоном, регулирующим содержание сахара в крови. Потребность организма в цинке полностью удовлетворяется пищевыми продуктами: мясными, молочными, яйцами.
Металл цинк токсичен. При попадании паров цинка (цинковые произ-
водства) появляется металлическая лихорадка.
Медь - элемент жизни. Содержится в мышцах, печени и мозге.
Наиболее важными с физиологической точки зрения являются медьсо-
держащие белки – цитохромоксидаза, локализованная в мембранах митохондрий и обеспечивающая клеточное дыхание, восстанавливая кислород до воды на конечном участке дыхательной цепи; и супероксиддисмутаза, предотвращающая повреждающее действие супероксид-аниона, образующегося при
неполном восстановлении кислорода в дыхательной цепи. Супероксиддисмутаза катализирует реакцию О
-
+ О
2
-
+ 2Н+ → Н2О2 + О2. Образующийся при
2
этом водородпероксид разлагается каталазой. В результате совместного действия каталазы и супероксиддисмутазы содержание радикалов в клетке поддерживается на безопасном уровне.
83
Медь необходима организму для усвоения железа. При дефиците меди
нарушается нормальное развитие соединительных тканей и кровеносных сосудов.
Избыток меди приводит к интоксикации организма. Токсическое дей-
ствие соединений меди обусловлено взаимодействием ионов меди с тиольными –SН – группами(связывание) и аминогруппами –NН2 ( блокирование).
Вопросы по теме:
1. Почему содержание алюминия в земной коре во много раз пре-
вышает его содержание в организме?
2. Какие существуют классификации химических элементов, вхо-
дящих в живые организмы?
3. Какова биологическая роль элементов 1А и 2А –групп?
4. Какую роль выполняют d-элементы в живых организмах? Назо-
вите металлы жизни.
84
ЗАНЯТИЯ 12-13
ОСНОВЫ ЭЛЕКТРОХИМИИ
Содержание темы
Степень окисления. Окислители и восстановители. Ионно-электронный
метод (метод полуреакций) составления ОВР. Механизм возникновения
электродного потенциала. ДЭС. Работа гальванического элемента. Измерение
электродных потенциалов. Водородный электрод. Стандартные электродные
потенциалы. Зависимость электродных потенциалов от концентрации. Уравнение Нернста. ЭДС химической реакции. Направление самопроизвольного
протекания окислительно-восстановительных реакций. Диффузный и мембранный потенциалы.
Новые и наиболее важные термины: ДЭС, электродный потенциал,
редокс потенциал, мембранный потенциал, стандартный биологический потенциал, ЭДС.
Домашнее задание для подг. к занятиям: ЕОХ, с.131-139, 464- 490с.
ГЗХ, с.156- 164.
Пример САРСа, выполняемого на занятии:
1. Укажите степени окисления элементов в HNO2, HClO, Cr2O3,
H2SO4, K2Cr2O7, NaBr, KIO3, Na2SO3.
2. Укажите, какие процессы представляют собой окисление, а какие
восстановление:
S → SO
2–
, S → S2–, 2H+ → H2, V2+ → VO
4
NO2 → NO2–, Fe2+ → Fe3+, SO
2–
→ S, I2 → IO
3
2–
, Br2 → 2Br–, NH
3
–
, F2 → 2F– , Sn → Sn4+.
3
+
→ N2,
4
3. Укажите в вышеперечисленных процессах окислители и восста-
новители.
4. Методом электронно-ионного баланса подберите коэффициенты
в уравнениях нижеперечисленных реакций. Укажите в них окислитель и восстановитель.
Al + KClO4 + H2SO4→KCl + Al2(SO4)3 + H2O
HCl + HNO3 → Cl2 + NO + H2O
Na2S + Br2 → S + NaBr
CrCl3 + Br2 + KOH → K2CrO4 + KBr + H2O + KCl
NaNO2 + K2Cr2O7 + H2SO4 → NaNO3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
MnS + HNO3(разб) → Mn(NO3)2 + NO + S + H2O
MnS + HNO3 → MnSO4 + NO2 + H2O
MnSO4 + CaOCl2 + NaOH→ MnO2 + CaCl2 + Na2SO4 + H2O
P + HNO3 → H3PO4 + NO2 + H2O
Al + KOH + H2O → K[Al(OH)4] +H2
H2S + H2SO3 → S + H2O
5. Рассчитать электродные потенциалы магния в растворе его соли
при концентрациях иона Mg2+ 0,1, 0,01 и 0,001моль/л.
6. Вычислить Э.Д.С. медно-цинкового элемента, концентрации
ионов меди и цинка в котором равны (Е0(Cu) = 0.34 В; Е0 (Zn) = - 0,76 В.
85
7. Рассчитайте концентрацию ионов Cu2+ в медно- цинковом галь-
ваническом элементе, в котором концентрация ионов Zn2+ равна 0,01 моль/л,
а величина Э.Д.С. = 1,04В.
8. Обоснуйте возможность протекания следующих реакций в стан-
дартных условиях, используя табличные данные. Подберите коэффициенты
ионно-электронным методом:
а) KMnO4+ H2O2 → MnO2 + O2 + KOH + H2O
б) K2MnO4 + H2O → MnO2 + KMnO4 + КОН
в) KMnO4 + NaNO2 + H2SO4 → MnSO4 + NaNO3 + К2SO4 + H2O
г) KMnO4 + Na2 SO3 + H2O → MnO2 + Na2 SO4 + КO H
д)КI + K2Cr2O7 + H2SO4 = I
+ Cr2 (SO4)3 + К2 SO4 + H2O
2
е)KMnO4 + H2O 2 + H2SO4 → MnSO4 + O2 + К2SO4 + H2O
9. Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных
процессов и вычислите Э.Д.С. медно-кадмиевого гальванического элемента,
в котором [Сd2+] =0,8 моль/л; [Cu2+] = 0,01 моль/л.
(Е0(Cu2+ /Cu) = 0.34 В; Е0 (Сd2+/[Сd])= -0,403 В. (0,68В)
Краткая теоретическая часть
Окислительно-восстановительные процессы
Окислительно-восстановительными (ОВР) называются процессы, в ре-
зультате которых происходит изменение степеней окисления атомов или
ионов, входящих в состав реагирующих веществ.
Степень окисления (с.о.) - это условный заряд атома в соединении, вы-
численный, исходя из предположения, что все связи в соединении имеют
ионный характер. Атомам наиболее электроотрицательных элементов в соединении приписывают отрицательную с.о., а атомам с меньшей Э.О. – положительную.
Изменение с.о. происходит в результате перераспределения электронов
междуатомами.
Окисление – процесс отдачи электронов, при этом с.о. увеличивается.
Восстановитель – вещество, в состав которого входят атомы, отдающие
электроны. Типичные восстановители: металлы в свободном состоянии, водород (Н2), углерод (С), оксид углерода (СО); соединения, в состав которых
входят атомы элементов в низших с.о.
Восстановление – процесс присоединения электронов, сопровождаю-
щийся понижением с.о. Окислитель – вещество, в состав которого входят
атомы, присоединяющие электроны. Типичные окислители: галогены, кислород, озон; соединения, в состав которых входят атомы элементов в высших
степенях окисления.
Нередко в ОВР взаимодействуют непосредственно окислители и вос-
становители. Но в водных растворах принимают участие и молекулы воды,
ионы водорода (Н+), а также гидроксид-ионы (ОН-). Влияние среды на ход
ОВР можно рассмотреть на примере восстановления перманганата калия в
различных средах:
86
1. KMnO4 + NaNO2 + H2SO4 → MnSO4 + NaNO3 + К2SO4 + H2O
2. KMnO4 + NaNO2 + H2O→ MnO2 + NaNO3 + КOH
3. KMnO4 + NaNO2 + КOH → K2MnO4+ NaNO3 + H2O
Любую ОВР можно условно разделить на две полуреакции (например,
для первой реакции):
- полуреакцию восстановления, включающую окислитель (ион, атом
или молекулу) вместе с его восстановленной формой MnO
-
+ 8H+ + 5е- =
4
Mn2+ + 4H2O
- полуреакцию окисления, включающую восстановитель (ион, атом или
молекулу) вместе с его окисленной формой NO
-
+ H2O- 2е-=NO
2
-
3
+ 2H
+
Суммируем эти две полуреакции, уравняв число отданных и принятых
электронов с помощью множителей:
MnO
NO
2MnO
-
+ 8H+ + 5е- = Mn2+ + 4H2O 2
4
-
+ H2O- 2е-= NO
2
-
+ 16H+ + 5NO
4
-
+ 2H
3
-
+ 5H2O= 2Mn2+ + 5NO
2
+ 5
-
3
+ 10H
+
+ 8H2O
Сокращаем одинаковые молекулы и ионы в левой и правой частях
уравнения:
2MnO
-
+ 6H+ + 5NO
4
-
= 2Mn2+ + 5NO
2
-
+ 3H2O
3
И переносим полученные коэффициенты в уравнение в молекулярной
форме:
2KMnO4 + 5NaNO2 + 3H2SO4 = 2MnSO4 +5NaNO3 + К2SO4 + 3H2O
Таким образом, в основе метода полуреакций составления ОВР лежат
следующие правила:
1. ОВР – совокупность двух полуреакций – окисления и восстанов-
ления.
2. Окислитель, восстановитель и продукты их превращения запи-
сываются в виде частиц реально существующих в водном растворе с учетом
характера среды.
3. В процессах окисления восстановления могут принимать участие
молекулы Н2О, ионы Н+ или ОН-, в зависимости от характера среды. При
этом нужно учитывать: а) в кислой среде используем Н+ и Н2О; б) в щелочной среде - ОН- и Н2О.
Электродные процессы
Если пластинку металла погрузить в воду или раствор, то небольшая
часть атомов металла с поверхности пластинки переходит в раствор в виде
положительно заряженных ионов, в то время как сама пластинка приобретает
отрицательный заряд, за счет электронов, оставшихся на пластинке. Поверхность жидкости при этом заряжается положительно за счет электростатического притяжения ионов металла к пластинке. Возникает так называемый
двойной электрический слой (ДЭС).
ДЭС - это упорядоченное распределение противоположно заряженных
частиц на границе раздела двух фаз. ДЭС характеризуется возникновением
скачка потенциала - φ.
В зависимости от природы соприкасающихся фаз различают следую-
щие виды электрических потенциалов:
87
Электродный - потенциал, возникающий на границе металл - раствор,
содержащий катионы этого металла;
Окислительно-восстановительный (редокс) – потенциал, возника-
ющий на границе инертный металл – раствор, содержащий сопряженную
окислительно - восстановительную пару;
Диффузионный – потенциал, возникающий на границе двух раство-
ров, содержащих разные концентрации одних и тех же ионов или двух растворов разных электролитов, вследствие различия в подвижности их катионов и анионов;
Мембранный – потенциал, возникающий по обе стороны мембраны с
избирательной проницаемостью, разделяющей растворы разной концентрации.
Электродные потенциалы
Величина электродного потенциала зависит от природы металла, кон-
центрации (активности) ионов металла в растворе и температуры. математически эта зависимость выражается уравнением, предложенным В.Г. Нернстом:
φ (Mez+/Me) = φ0(Mez+/Me) +
lna(Mez+)= φ0(Mez+/Me) +
lga(Mez+),
где
φ0(Mez+/Me) – стандартный электродный потенциал;
Т- температура, К;
z- заряд иона;
F = 96500Кл/моль – число Фарадея;
R = 8,31 Дж/(моль•К);
При t= 250C: φ (Mez+/Me) = φ0(Mez+/Me) +
Приt = 370C: φ (Mez+/Me) = φ0(Mez+/Me) +
lga(Mez+)
lga(Mez+)
Стандартным электродным потенциалом называется скачок потен-
циала на границе металл – раствор его соли с активностью ионов 1моль/л
при Т= 298 К. В разбавленных растворах сильных электролитов активность
равна 1, поэтому можно использовать вместо активности концентрацию.
Абсолютные значения стандартных электродных потенциалов невоз-
можно измерить, поэтому их относительную величину определяют путем
сравнения с потенциалом стандартного электрода, значение которого условно принято равным нулю.
В качестве стандарта используется водородный электрод. Водородный
электрод представляет собой платиновую пластинку, покрытую платиновой
чернью и опущенную в раствор кислоты с активностью ионов водорода
1моль/л и омываемую струей газообразного водорода с давлением 101,3 кПа.
Водород, растворенный в платине, диссоциирует на два атома. В ре-
зультате на платиновом электроде, опущенном в раствор кислоты, устанавливается равновесие: Н2 ↔ 2Н+ + 2е-. Т.к. электродный потенциал водородного электрода равен нулю, то уравнение Нернста принимает вид:
) =
2
lga(Н+) = - 0,0592рН
88
φ (2Н
+
/Н
Измеренные по отношению к водородному электроду при стандартных
условиях разности потенциалов различных металлов, и расположенные в
порядке возрастания, образуют электрохимический ряд напряжений метал-
ловили ряд стандартных электродных потенциалов в водных растворах и
приводятся в справочниках. Если потенциал какого-нибудь металла больше
водородного, его принято считать положительным, если меньше – отрицательным.
Гальванические элементы. Электродвижущая сила (Э.Д.С.)
Устройство, в котором энергия химической реакции непосредственно
превращается в электрическую энергию, называется гальваническим эле-
ментом.
Гальванический элемент состоит из двух соприкасающихся друг с дру-
гом растворов электролитов, в которые погружены металлические пластинки
– электроды, соединенные между собой внешним проводником. В гальваническом элементе различают анод и катод.
Анод – электрод, на котором протекает процесс окисления. Катионы
металла переходят в раствор, масса анода уменьшается. Анод заряжается отрицательно. Катод – электрод, на котором протекает процесс восстановления, катод заряжается положительно.
Разность между электродными потенциалами двух полуэлементов
называется электродвижущей силой гальванического элемента (ЭДС).
Э.Д.С. = φ 1 – φ 2, причем φ 1> φ 2.
Простейшим гальваническим элементом является элемент Даниеля –
Якоби. Он состоит из медного и цинкового электродов, погруженных соответственно в растворы CuSO4 и ZnSO4. Схематически этот элемент изображается: (-) Zn | ZnSO4 ║ CuSO4| Cu (+).
Анодный процесс - Zn – 2е = Zn
2+
Катодный процесс - Cu2+ + 2е = Cu
Поверхность раздела двух фаз, между которыми возникает скачок по-
тенциала, обозначена вертикальной линейкой. Двойная линейка обозначает
место соприкосновения двух растворов. Металл с меньшим значением потенциала (отрицательный электрод) пишется слева, а с большим (положительный электрод) - справа.
Стандартная ЭДС φ0 гальванического элемента связана со стандартной
энергией Гиббса ∆G0 соотношением: zFE0=- ∆G0 , где z- число электронов;
F-постоянная Фарадея.
Кроме этого: ∆G0 = 2,3 RTlgK, отсюда zFE0=2.3 RTlgK и
lgK= zE0/0,059
Окислительно-восстановительный (редокс) потенциал.
Направление ОВР
Окислительно-восстановительный (редокс) – потенциал, возникаю-
щий на границе инертный металл – раствор, содержащий сопряженную окислительно-восстановительную пару, например, Fe3+/ Fe2+. Эта система называется окислительно восстановительным (ОВ) электродом. Стандартным окис-
89
лительно восстановительным (ОВ) потенциалом φ0 называется потенциал
ОВ электрода, возникающий на платине при с.у. (Т=298К, р=101,33 кПа и активностях окисленной и восстановленной форм в растворе с концентрацией 1
моль/л).
В зависимости от механизма окисления-восстановления ОВ-системы
можно разделить на два типа:
1) ОВ-системы, в которых происходит только передача электронов: F3+
+ е- =F2+
2) ОВ –системы, в которых реакция протекает с изменением степени
окисления и их состава: МnО
-
+ 8Н+ + 5е
4
-
= Мn2+ + 4Н2О
Инертный металл в сочетании ОВ-системой называют окислительно-
восстановительным или редокс-электродом, а потенциал, возникающий на
электроде, редокс-потенциалом. Пример такого электрода: Pt|МnО
-
, H+,
4
Mn2+.
Потенциал этого электрода зависит не только от активности окислен-
ных и восстановленных частиц, но и активности ионов водорода. Количественная зависимость ОВ-потенциала устанавливается уравнением Нернста
– Петерса:
φ
ox/red
= φ
0
ox/red
+
lna
, где φ
0
– стандартный ОВ-потенциал,
ox/red
В; n- число электронов, которое присоединяет частица окисленной формы,
переходя в восстановленную форму.
Уравнение Нернста-Петерса для полуреакции восстановления манга-
нат-иона: φ
МnО4 -, Н+, Мn2+
0
= φ
МnО4 -, Н+, Мn2+
+
lna
Стандартные ОВ - потенциалы приводятся в справочниках.
Чем больше величина редокс-потенциала, тем сильнее окислитель и
слабее сопряженный ему восстановитель.
Вопрос о возможности самопроизвольного протекания редокс-процесса
можно решить сравниванием редокс-потенциалов редокс-систем, принимающих участие в процессе, т.е. рассчитав ЭДС мысленно составляемого гальванического элемента. При взаимодействии двух сопряженных окислительно-восстановительных пар окислителем всегда будет окисленная форма той
пары, потенциал которой имеет более положительное значение, а восстановителем будет восстановленная форма той пары, потенциал которой имеет
меньшее значение. Таким образом, условием самопроизвольного протекания
ОВР будет положительное значение ее Э.Д.С. :
Е0 = φ
(окислителя) - φ(восстановителя)
> 0. Таким образом, окислителем будет
система, у которой редокс-потенциал, вычисленный по уравнению НернстаПетерса будет иметь большее алгебраическое значение.
Диффузионным называется потенциал, возникающий на границе двух
растворов, содержащих разные концентрации одних и тех же ионов или
двух растворов разных электролитов, вследствие различия в подвижности
их катионов и анионов;
90
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]