I. ЭЛЕКТРОХИМИЯ Константа диссоциации электролитов

Размер: px
Начинать показ со страницы:

Download "I. ЭЛЕКТРОХИМИЯ Константа диссоциации электролитов"

Транскрипт

1 I. ЭЛЕКТРОХИМИЯ Константа диссоциации электролитов При изучении природы носителей электрического тока было выявлено существование проводников двух типов: проводники I рода (металлы), носителями электричества в которых являются электроны, и проводники II рода (расплавы и растворы электролитов) с ионным типом проводимости. Процесс образования ионов растворенного вещества под воздействием молекул растворителя называется электролитической диссоциацией. Несмотря на наличие ионов, раствор электронейтрален, так как сумма положительных зарядов равна сумме отрицательных. Количество ионов каждого знака определяется стехиометрическими коэффициентами в формуле электролита. По способности к диссоциации электролиты разделяют на сильные и слабые. К сильным электролитам относят вещества, практически полностью диссоциирующие при растворении в воде. Обычно это соединения с ионным строением (практически все соли NaCl, CH 3 COONa, CuCl 2, минеральные кислоты HCl, HNO 3, HClO 4 и др.). Слабые электролиты диссоциируют на ионы частично (например, вода, аммиак, синильная кислота, сероводород, органические кислоты). Полнота диссоциации электролита количественно характеризуется степенью диссоциации отношением числа молекул, распавшихся на ионы (N i ), к общему числу молекул этого электролита, введенных в раствор (N 0 ): N Обычно выражают в долях или в процентах. Степень диссоциации электролита зависит от его концентрации, температуры раствора, характера растворителя, присутствия в растворе одноименных ионов. Электролитическая диссоциация является равновесным обратимым процессом и количественно характеризуется как степенью диссоциации, так и константой диссоциации (К Д ). Между степенью диссоциации слабого электролита, его исходной концентрацией в растворе С 0 и константой диссоциации К Д 3 N i 0

2 существует зависимость, которая называется законом разведения Оствальда. Тогда: 2 C K 0 Д (1.1) 1 С 0 концентрация электролита до диссоциации, степень диссоциации электролита в растворе. Применимость закона разведения Оствальда является одним из признаков слабых электролитов. Степень диссоциации и константа диссоциации могут быть определены из экспериментальных данных методом измерения электропроводности. Электропроводность растворов электролитов Сопротивление однородного металлического проводника определяется его длиной l и площадью поперечного сечения S: l R (1.2) S где удельное сопротивление проводника [Омсм], система СГС. Электропроводность, определяется как величина, обратная сопротивлению проводника R и характеризует способность проводить электрический ток: W 1 (1.3) R Сименс электрическая проводимость проводника сопротивлением 1 Ом. Электропроводность проводников как первого, так и второго рода зависит от их геометрических параметров. Величина, обратная удельному сопротивлению называется удельной электропроводностью æ (См см 1 ) растворов: 1 æ (1.4) Она представляет собой электропроводность единичного объема раствора электролита (1 см 3 ), помещенного между параллельными электродами единичной площади (1 см 2 ), находящимися на расстоянии равном единице (1 см) (рис.1.1, а). Так как переносчиками электрических зарядов в растворах являются ионы, то электропроводность в основном зависит от концентрации ионов, скорости их движения в электрическом поле, зарядов ионов. 4

3 а б Рис.1.1. Кондуктометрические ячейки. Для определения сопротивления исследуемый раствор наливают в ячейку (рис.1.1, б) с двумя электродами. Для кондуктометрических измерений используют платиновые электроды, покрытые платиновой чернью (платинированные). С увеличением концентрации удельная электропроводность увеличивается, достигает максимального значения и при очень больших концентрациях (10 М и выше) начинает уменьшаться (рис.1.2): Рис.1.2. Зависимость удельной электропроводности электролитов от концентрации раствора. Последнее объясняется тем, что при больших концентрациях сильных электролитов возрастает взаимодействие между ионами, что тормозит передвижение ионов к соответствующим электродам. Для растворов слабых электролитов уменьшение удельной электропроводности с ростом концентрации объясняется уменьшением степени диссоциации. В результате количество образовавшихся ионов в растворе слабого электролита возрастает в меньшей степени, чем концентрация раствора. Так как ионы в водной среде гидратированы, необходимо учитывать эффективный радиус ионов, а скорость движения ионов обратно пропорциональна величине радиуса (рис.1.3): 5

if ($this->show_pages_images && $page_num < DocShare_Docs::PAGES_IMAGES_LIMIT) { if (! $this->doc['images_node_id']) { continue; } // $snip = Library::get_smart_snippet($text, DocShare_Docs::CHARS_LIMIT_PAGE_IMAGE_TITLE); $snips = Library::get_text_chunks($text, 4); ?>

4 Электропроводность растворов хлоридов щелочных металлов: Радиус гидратированного иона Рис.1.3. Для сильных электролитов различные значения æ объясняются также различием в абсолютных скоростях движения ионов к электродам. Абсолютная скорость движения ионов U (см 2 с 1 В 1 ) в системе СГС это путь (в см), проходимый ионами за 1 с при градиенте напряженности электрического поля 1 В/см: i U i F (1.5) причем произведение U i F (где F число Фарадея) называется подвижностью (См см 2 моль 1 ). Удельная электропроводность зависит от многих факторов, и на её основе нельзя сделать какие-либо выводы о влиянии на величину проводимости электролитов концентрации ионов, а также силы их взаимодействия, поэтому русский ученый Э.Х. Ленц ввел понятие молярной (или эквивалентной) электропроводности. Молярная электропроводность определяется как количество электричества, прошедшее через раствор, содержащий 1 моль вещества и помещенный между параллельными пластинами на расстоянии 1 см друг от друга при градиенте напряжённости 1 В/см. Молярная электропроводность связана с удельной электропроводностью электролита следующим соотношением: æ C æ V (1.6) где V разведение раствора (см 3 /моль) объём раствора электролита, в котором содержится 1 моль вещества; С концентрация раствора, моль/л. Молярная электропроводность измеряется в тех же единицах, что и подвижность ионов. В практике иногда пользуются величиной эквивалентной электропроводностью (См см 2 г-экв 1 ): æ (1.7) C 6

5 где C нормальная концентрация, г-экв/л. Молярная электропроводность электролита выражается суммой подвижностей катионов и анионов данного электролита, и в случае одновалентных ионов определяется выражением: ( ) (1.8) где - степень диссоциации электролита в растворе. Для сильных и слабых электролитов степень диссоциации увеличивается с увеличением разведения раствора, причем: для слабых вследствие возрастании степени диссоциации электролита; для сильных в результате уменьшения взаимного притяжения ионов. Рис.1.4. Зависимость степени диссоциации слабого электролита (а), мольной электропроводности сильного (б) и слабого (в) электролитов от разведения. С увеличением разведения величина молярной электропроводности электролитов достигает предела, при котором она перестает зависит от концентрации, поскольку в предельно разбавленных растворах (С0) межионное взаимодействие практически исчезает и электрическая проводимость стремится к предельному и постоянному при данной температуре значению ( 0 ). Согласно закону независимости движения ионов в разбавленных растворах слабых электролитов закон Кольрауша: (1.9) где 0 ионные проводимости или подвижности ионов при бесконечном разведении, которые являются табличными значениями, зависящими от температуры. 7

6 Предельная молярная электрическая проводимость в случае с сильными электролитами можно найти посредством экстраполяции опытных данных =f(с) при С0. К слабым электролитам этот способ неприменим. В основе определения 0 слабого электролита лежит закон независимости движения ионов, позволяющий суммировать электрические проводимости ионов, составляющих электролит. Этот способ определения 0 можно применять и к сильным электролитам. Если табличные данные для ионов, составляющих электролит отсутствуют, можно найти 0 слабого электролита посредством комбинации 0 сильных электролитов, определенных экстраполяцией. Так, для определения 0 уксусной кислоты находят в таблицах 0 для CH 3 COONa, HCl и NaCl и далее вычисляют: 0 (CH 3 COOH)= 0 (CH 3 COONa) + 0 (HCl) 0 (NaCl) (1.10) Значения предельных молярных электропроводностей ионов при 25 С заключены в интервале 3580 См см 2 моль 1, но электрическая проводимость ионов Н + и ОН имеет аномально большие значения и равна 349,8 См см 2 моль 1 и 189,3 См см 2 моль 1, соответственно. Большая подвижность этих ионов объясняется эстафетным механизмом переноса заряда. С учётом того, что ион Н + в растворе гидратирован, и связь протона с гидратирующей молекулой воды очень прочна, диссоциацию воды можно представить в виде: Н 2 О + Н 2 О = Н 3 О + + ОН. Из этого уравнения видно, что при диссоциации одна молекула воды отдаёт протон, а другая присоединяет его с образованием иона гидроксония Н 3 О +, т.е. происходит автоионизация воды. Далее ион гидроксония Н 3 О + способен передавать протон ближайшей молекуле воды по схеме: H O H H H + O H H H.. + O + H В отсутствии внешнего электрического поля перемещение протонов равновероятны в любых направлениях. При наложении поля повышается вероятность их перескоков по направлению поля. То же относится к иону гидроксила, однако для этого процесса требуется бóльшая энергия. H 8

7 Вычисляя значения по уравнению (1.8) из опытных данных и 0 из табличных значений можно рассчитать степень диссоциации электролита: (1.11) 0 Однако, зависит от концентрации и потому не является количественной оценкой силы электролита. Количественно силу электролита определяет константа диссоциации слабого электролита, которая зависит от температуры, природы растворителя и растворенного вещества. Для соответствующего электролита, согласно уравнению (1.1), имеется следующее аналитическое выражение: 2 0 C K Д (1.12) ) 0 ( 0 Кондуктометрическое титрование В химических и медико-биологических исследованиях широко применяют электрохимические методы анализа кондуктометрию и потенциометрию. Кондуктометрией называется метод изучения электропроводности веществ. В косвенных кондуктометрических методах электропроводность растворов измеряют, например, для определения точки эквивалентности при кондуктометрическом титровании. Кондуктометрические измерения служат для дистанционного контроля состава раствора в химической технологии. Этим способом также часто пользуются для определения концентрации электролита в случае окрашенных или мутных растворов и при титровании смесей кислот или смесей оснований, когда подбор цветного индикатора затруднен. Характер изменения электрической проводимости W (рис.1.5) при титровании, обусловленный замещением одних ионов другими, позволяет найти точку эквивалентности. При титровании, например, HCl раствором NaOH происходит замещение ионов Н + менее подвижными ионами Na + так как ионы Н + образуют с ионами ОН практически недиссоциирующюю воду. При продолжающейся нейтрализации электрическая проводимость раствора, содержащего кислоту, постепенно убывает до тех пор, пока все ионы Н + не будут замещены ионами Na +, то есть пока кислота не 9

8 будет нейтрализована (рис.1.5 а). При дальнейшем приливании щелочи W снова возрастает вследствие увеличения общего числа ионов, и в особенности ионов ОН, обладающих значительной электрической проводимостью. Так как, то линия OH H электрической проводимости до точки эквивалентности (участок ab) падает круче, чем поднимается после этой точки (участок bc). Рис.1.5. Изменение электрической проводимости при титровании кислот щелочью: а раствор сильной кислоты; б раствор слабой кислоты; в смесь сильной и слабой кислот; V объём прилитого основания При титровании слабой кислоты сильным основанием (рис.1.6 б) W раствора растет вследствие замещения слабо диссоциированной кислоты её сильно диссоциированной солью (участок ab). После точки эквивалентности W растет еще более круто, так как в растворе появляются ионы ОН (участок bc). При титровании смеси сильной и слабой кислот (рис.1.6в) в первую очередь в реакцию с основанием вступает сильная кислота, и только после ее нейтрализации слабая. Нейтрализация сильной кислоты вызывает падение W (участок ab), титрование слабой кислоты (участок bc) дает увеличение W вследствие образования хорошо диссоциирующей соли слабой кислоты. Наблюдаемое увеличение W после второй точки эквивалентности (участок cd) обусловлено избытком ионов ОН. Таким образом, точки b и c это точки эквивалентности при титровании смеси сильной и слабой кислот. 10

9 Если сильной кислотой, например HCl, титруют соль слабой кислоты, например СН 3 СН 2 СООNa, т.е. идёт реакция: СН 3 СН 2 СООNa + HCl = СН 3 СН 2 СООН + NaCl, тогда до точки эквивалентности происходит небольшое повышение W так как анион СН 3 СН 2 СОО - замещается анионом Cl. После окончания реакции, однако, W резко возрастает из-за избытка сильной кислоты. Аналогично при реакции осаждения, например: CoSO 4 + 2KOH = Co(OH) 2 + K 2 SO 4 до достижения точки эквивалентности W почти постоянна, затем увеличивается за счет накопления в растворе подвижных ионов гидроксила. Концентрацию электролита в растворе находят по закону эквивалентности: С н.э. V н.э. = C и.э. V и.э. (1.13) где С и.э. концентрация электролита, который используют для титрования, моль/л; V и.э. объем этого электролита (титранта), см 3 ; С н.э. концентрация исследуемого электролита, которую необходимо определить, моль/л; V н.э. исходный объём исследуемого электролита, см 3. Диссоциация воды Вода является очень слабым электролитом (при 298 К диссоциирует только одна из молекул). Её диссоциация протекает по уравнению: Н 2 О = Н + + ОН. Константа диссоциации воды при 298 К равна: Н ОН 16 K Д 1,8 10 (1.14) Н 2О Для расчёта константы диссоциации следует использовать не концентрации, а активности. В данном случае малая степень диссоциации воды позволяет пренебречь различиями в величинах активностей и концентраций. Учитывая, что в растворе большой избыток недиссоциированных молекул воды, ее концентрацию можно считать постоянной и равной m 1000(г) n 55,555( моль) 1 M 18( г моль ). r 11

10 Подставляя [Н 2 О]=55,555 моль в выражение (1.14), получим при 298 К: 14 K Н Н ОН 10 2 О (1.15) Произведение концентраций протонов и гидроксид-ионов в чистой воде или любом водном растворе при постоянной температуре есть величина постоянная, она называется ионным произведением воды. Константа зависит от температуры. Диссоциация воды K Н 2 О эндотермический процесс, и в соответствии с принципом Ле- Шателье её величина растёт с повышением температуры. При 298 К согласно (1.15) концентрации ионов в чистой воде равны: 7 ОН 10 Н К Н О [мольл 1 ] (1.16). 2 Такие растворы называются нейтральными. Кислотность или щелочность растворов (среды) количественно характеризуют концентрацией ионов [Н + ] или [ОН ]. Часто используют водородный показатель рн отрицательный десятичный логарифм концентрации (активности) ионов водорода: рн lg Н, Например, при [Н + ] = 10 4 мольл 1 рн = 4, а при [Н + ] = 10 9 мольл 1 рн = 9. В нейтральной среде [Н + ] = 10 7 мольл 1 и рн = 7; в кислой среде [Н + ]10 7 мольл 1, рн7; в щелочной среде [Н + ]10 7 мольл 1, рн7. Реакцию среды можно охарактеризовать и гидроксильным показателем рон: рон lg ОН тогда в нейтральной среде рон=7, в кислой среде рон7, в щелочной среде рон7. С учётом выражения (1.15) для любой среды справедливы выражения: 14 lg К Д ( Н О) lg( Н ОН ) lg10 2 ОН 14 Н (1.17) Кислотно-основные буферные системы В 0,001 М растворе HCl [Н + ]=10 3 мольл 1, рн=3. При разбавлении этого раствора в 10 раз концентрация [Н + ] также 12

11 уменьшится в 10 раз и станет равной 10 4 мольл 1, тогда рн=4. При добавлении к исходному раствору HCl более концентрированного раствора этой кислоты, например, равного объема 0,2 М раствора HCl, концентрация [Н + ] во вновь полученном растворе увеличится: Н 10, рн1. 2 При добавлении к 0,001 М раствору HCl эквивалентного количества NaOH полученная смесь станет нейтральной, а значение [Н + ] изменится до 10 7 мольл 1 (рн=7). Следовательно, если к разбавленным растворам сильных кислот или оснований добавлять воду, кислоту или щелочь, то происходит изменение [Н + ] и [ОН ], а значит, и значений рн и рон. Однако, в смесях водных растворов слабых кислот и их солей, а также в смесях слабых оснований и их солей концентрации ионов водорода и гидроксила зависят не от абсолютных количеств, а от соотношения концентраций кислоты или основания и их солей. Это означает, что [Н + ] в таких смесях не зависит от их разбавления. В самом деле, если подобную смесь разбавить в 10 раз, то в 10 раз уменьшатся концентрации компонентов смеси, а соотношение концентраций кислоты или основания и их солей не изменится, и значение [Н + ], а значит, и рн смеси останется постоянным. Свойство некоторых систем (жидких смесей) сохранять неизменной концентрацию ионов водорода при разбавлении, а также при добавлении к ним небольших количеств сильных кислот или щелочей, называется буферным действием, а системы, оказывающие буферное действие, называются буферными. Буферные системы можно рассматривать как смеси электролитов, имеющих одноименные ионы, при этом присутствие в системе слабой кислоты или слабого основания и их солей уменьшает влияние разбавления или действие других кислот и оснований на рн раствора. Все существующие буферные системы можно разделить на 4 типа: 1. Слабая кислота и её анион (например, ацетатная буферная система CH 3 COOH + CH 3 COONa). 2. Слабое основание и его катион (например, аммиачная буферная система NH 3 /NH + 4 в водном растворе NH 3 и NH 4 Cl). Растворение аммиака в воде можно представить схемой: NH 3 + H 2 O NH 3 H 2 O = NH 4 OH = NH OH, 13

12 поэтому водный раствор аммиака обладает свойствами слабого основания и одновременно содержит молекулярные частицы NH 3 и NH 4 OH, ионы NH 4 + и OH. 3. Анионы кислой и средней соли или двух кислых солей (например, карбонатная Na 2 CO 3 + NaHCO 3 или фосфатная Na 2 HPO 4 + NaH 2 PO 4 буферные системы). 4. Ионы и молекулы амфолитов (аминокислотные и белковые буферные системы). Механизм буферного действия Действие буферных систем основано на том, что компоненты буферных смесей связывают ионы водорода или гидроксила вводимых в них кислот или оснований с образованием слабых электролитов. Например, если добавить сильное основание к буферной системе, содержащей слабую кислоту HАn и соль этой кислоты KtAn, то образуется слабый электролит вода. Убыль ионов водорода сдвигает равновесие реакции диссоциации слабой кислоты в сторону образования ионов, дополнительная диссоциация слабой кислоты HАn скомпенсирует убыль ионов водорода, и в результате концентрация ионов [Н + ] в буферной системе сохранится на прежнем уровне или незначительно изменится. Если к буферной смеси (HАn + KtAn) добавить сильную кислоту, произойдет реакция образования молекулы слабой кислоты: H An HAn. Относительное уменьшение концентрации ионов водорода будет при этом невелико, поскольку и первоначальная концентрация этих ионов мала из-за малой степени диссоциации слабой кислоты. Подобным образом можно объяснить и действие других буферных систем (табл.1.1): Буферная смесь Ацетатная CH 3 COOH + CH 3 COONa Добавляемое вещество H 2 O Табл.1.1 Механизм буферного действия Процессы, происходящие в системе Соотношение концентраций кислоты и соли С СН СООН / С 3 СН 3СООNa не изменяется при разбавлении буферной системы, и её рн остается постоянным. 14

13 ph=3,8-5,8 Аммиачная NH 4 OH + NH 4 Cl рн=8,2-10,2 HCl KOH H 2 O HCl KOH H + + Cl +CH 3 COO CH 3 COOH + Cl. Добавленная кислота нейтрализуется ацетатом натрия, и рн буферной системы остаётся постоянным. CH 3 COOH + К + + ОН CH 3 COO + К + + Н 2 О, Добавленная щелочь нейтрализуется уксусной кислотой, рн системы не изменяется. Соотношение концентраций основания и соли С NH OH / С 4 NН 4Cl не изменяется при разбавлении буферной системы, и её рн остается постоянным. Добавленная кислота нейтрализуется гидроксидом аммония, рн буферной системы не изменяется. При взаимодействии добавленной щелочи с ионами NH + 4 образуется NH 4 OH, который распадается с образованием свободного аммиака, рн системы остается постоянным. Если компонентами буферной системы являются слабая кислота и хорошо диссоциирующая соль этой кислоты, значение рн такой буферной системы можно рассчитать по уравнению: Скислоты Н К Д, Ссоли Cкислоты рн lgн lg K Д lg, Cсоли Cсоли Cсоли ph lg К Д lg pk Д lg, (1.18), С С кислоты кислоты 15

14 где K Д константа диссоциации слабой кислоты, рk Д величина, численно равная отрицательному логарифму константы диссоциации слабой кислоты. Если в буферной системе С кислоты = С соли, то численно K = [Н + ]. Например, при 25 о С для уксусной кислоты Д K Д = 1,810 5, тогда при равных концентрациях и объёмах кислоты и соли [Н + ] = 1,810 5 и рн = lg[н + ] (0,26 5) = Если буферная смесь состоит из 18 мл 0,1 М раствора уксусной кислоты и 2 мл 0,1 М раствора ацетата натрия, согласно (1.18): 5 1, Н 1,62 10, и рн (0,21 4) = 3,79. 2 Для аммиачной буферной системы NH 4 OH + NH 4 Cl: Ссоли Ссоли рон lg К В lg рк В lg, (1.19) Соснования Соснования где К В константа диссоциации слабого основания, рк В величина, численно равная отрицательному логарифму константы диссоциации слабого основания. Из уравнений (1.18) и (1.19) следует, что рн буферной системы не зависит от разбавления водой, а определяется константой диссоциации слабой кислоты или слабого основания и отношением концентраций соль/кислота или соль/основание. Буферная ёмкость Способность буферных систем поддерживать постоянное значение рн небезгранична, она зависит от качественного состава диссоциации К В слабого основания, системы и концентрации компонентов. При добавлении к буферной системе значительных количеств сильной кислоты или сильного основания наблюдается заметное изменение рн. Буферное действие отличающихся по составу буферных смесей неодинаково. Величина, которая характеризует способность буферной системы противодействовать изменению реакции среды (т.е. изменению её рн) при добавлении кислот (щелочей), называется буферной ёмкостью системы. Буферная ёмкость измеряется количеством кислоты или щелочи (моль), добавление которого к 1 литру буферной системы изменяет её рн на единицу. 16

15 Величину буферной емкости системы по кислоте или по щелочи рассчитывают по формуле: n V В ph (1.20) V р ра где n концентрация (мольл 1 ) добавленной кислоты (щелочи); V объём (л) кислоты (щелочи); рн абсолютная величина изменения рн буферной системы в результате добавления кислоты (щелочи); V р-ра объём буферной смеси (л). Чем выше концентрации компонентов кислотно-основной пары основание/сопряженная кислота в растворе, тем выше буферная ёмкость этой системы (следствие закона эквивалентов). Буферная ёмкость зависит от соотношения концентраций компонентов буферной системы, а следовательно, и от рн буфера. Типичный график зависимости буферной ёмкости от рн на примере ацетатной системы СН 3 СОО /СН 3 СООН приведён на рис.1.6. Максимальная буферная ёмкость соответствует значению рн = рк Д = 4,74, что следует из уравнения (1.18). При рн = рк Д отношение С соль /С кислота = 1, т.е. в системе содержатся одинаковые количества соли и кислоты. Рис.1.6. Зависимость буферной ёмкости ацетатной системы от рн При таком соотношении концентраций компонентов системы её рн изменяется в меньшей степени, чем при других отношениях, следовательно, буферная ёмкость максимальна при равных концентрациях компонентов буферной системы и уменьшается с отклонением от этого соотношения. Из рис.1.6 следует и другой важный вывод: рабочий участок буферной системы, т.е. способность 17

16 противодействовать изменению рн при добавлении кислот и щелочей, имеет протяженность приблизительно в одну единицу рн с каждой стороны от точки рн = рк Д. Вне этого интервала буферная ёмкость быстро снижается. Интервал рк Д 1 называется зоной буферного действия. 18

17 Лабораторная работа 1 Измерение электропроводности раствора электролита, расчёт константы диссоциации. Цель работы: измерить электропроводность растворов слабого электролита в интервале концентраций 0,0125 0,1 М, рассчитать мольную электропроводность, степень диссоциации и константу диссоциации слабого электролита. Оборудование: портативный измеритель электропроводности и температуры для стандартных измерений, мерные цилиндры и стаканы для растворов уксусной кислоты и дистиллированной воды. Реактивы: 0,1 M СН 3 СООН, дистиллированная вода. Порядок выполнения работы: 1. Промыть стеклянный стакан дистиллированной водой и раствором исследуемого электролита концентрацией 0,1М. 2. Отмерить цилиндром 50 мл раствора электролита. 3. С помощью прибора для измерения электропроводности определить удельную электропроводность раствора данной концентрации. Измерение повторить. 4. Разбавить раствор в два раза, для этого отлить из стакана 25 мл раствора и добавить отмеренные 25 мл дистиллированной воды, тщательно перемешать, произвести измерение электропроводности два раза. 5. Повторить разбавление раствора и измерения таким же образом. 6. Перевести полученные по прибору значения удельной электропроводности растворов в нужную систему единиц и рассчитать разведение и молярную электропроводность каждого раствора по формуле: æ æ V C Согласно уравнению диссоциации исследуемого электролита из справочных данных при температуре опыта рассчитать 0 по формуле: 0 0 0, где 0 предельные подвижности ионов данного электролита. 19

18 7. Рассчитать значения степени и константы диссоциации К Д данного электролита для каждого опыта:. 8. Определить среднее значение К ср. и сравнить его с табличным значением. 9. Результаты измерений и расчётов представить в виде таблицы1.2 и графиков зависимостей: æ = f(v), = f(v), = f(v). Таблица 1.2. t = С C мольл 1 0,1 0,05 0,025 0,0125 V см 3 моль 1 æ Ом 1 см 1 0 Ом 1 см 2 моль 1 К Д К ср. Вопросы и упражнения к л.р Объяснить причину процесса электролитической диссоциации. 2. В чем отличие проводников I-го и II-го рода? Привести примеры проводников двух типов. 3. Перечислить факторы, изменяющие величину общей электропроводности, удельной электропроводности и мольной электропроводности растворов электролитов. 4. Влияет ли и как изменение концентрации раствора на: а) степень диссоциации, б) константу диссоциации слабого электролита? 5. Написать аналитическое выражение для констант диссоциации пропионовой и щавелевой кислот по первой и второй ступеням, используя величины, С,, Схематично изобразить зависимости æ = f(с), = f(с), = f(с). 7. Перечислить параметры, которые влияют на константу диссоциации. 8. Чему равна константа диссоциации кислоты, если её разведение равно 25 л/моль, а степень диссоциации 0,027? 20

19 9. Сопротивление какого из растворов электролита наибольшее, если их концентрация одинакова? Растворы: CH 3 COOH, HNO 3, NaOH, HCl. 10. Какой из растворов электролитов NaOH, NaCl и НCl одинаковой концентрации имеет наибольшую мольную электропроводность? Ответ подтвердить расчетом. 11. Вычислить предельную электропроводность бензойной кислоты, если 0 (C 6 H 5 COOK) = 105,8 См см 2 моль 1, 0 (KBr) = 151,6 См см 2 моль 1, 0 (HBr) = 427,9 См см 2 моль Определить объем (мл), необходимый для получения раствора уксусной кислоты концентрацией 0,005 М. Лабораторная работа 2 Кондуктометрическое титрование электролита Цель работы: методом кондуктометрического титрования определить неизвестную концентрацию исследуемого электролита (С н.э. ). Оборудование: портативный измеритель электропроводности и температуры для стандартных измерений, штатив с бюреткой, мерный цилиндр, стакан. Реактивы: раствор гидроксида калия концентрации 0,05 М, раствор соляной кислоты неизвестной концентрации, дистиллированная вода. Порядок выполнения работы: 1. Промыть стакан дистиллированной водой. 2. Получить у лаборанта раствор титранта известной концентрации (С и.э. ), цилиндр и бюретку, раствор исследуемого электролита неизвестной концентрации. 3. Налить в стакан 50 мл раствор исследуемого электролита неизвестной концентрации V н.э. с помощью цилиндра. Измерить прибором его удельную электропроводность, записать в таблицу В бюретку налить раствор титранта (известный электролит). 5. В раствор электролита неизвестной концентрации добавлять из бюретки по 1 мл раствора титранта и при перемешивании раствора после каждой порции добавляемого электролита 21

20 измерять электропроводность. После получения 4 5 уменьшающихся значений электропроводности опыт прекратить. Результаты поместить в таблицу Используя значения æ, записанные в таблице 1.3, построить график зависимости удельной электропроводности от объема добавленного раствора титранта: æ = f (V и.э.). 7. По графику зависимости найти точку эквивалентности соответствующую V экви.э., которая определяется по излому на усредненной экспериментальной кривой кондуктометрического титрования. 8. Рассчитать неизвестную концентрацию исследуемого электролита (С н.э. ) по формуле (1.13). Таблица 1.3. V щ мл W Ом Вопросы и упражнения к л.р В чём преимущество метода кондуктометрического титрования по сравнению с индикаторным титрованием? 2. Почему необходимо построение графической зависимости для определения точки эквивалентности в методе кондуктометрии? 3. Объяснить, почему электропроводность щелочей и сильных кислот всегда выше, чем электропроводность солей. 4. Объяснить механизм аномально высокой подвижности ионов ОН + и ОН. 5. Какой вид будут иметь кривые кондуктометрического титрования: а) раствора СН 3 СООН раствором NaOH; б) раствора HNO 3 раствором NaOH; в) раствора H 2 SO 4 и HCOOH раствором KOH. 6. Изобразить на графике зависимость электропроводности раствора едкого натра при титровании его раствором азотной кислоты. Указать ионы, которые участвуют в электропроводности на всех участках этой зависимости. 7. Начертить кривую кондуктометрического титрования смеси NH 3 и KOH раствором сильной кислоты. 8. Записать закон эквивалентных соотношений. 22

21 9. Какой из растворов электролитов (принять, что их концентрации одинаковые) имеет наибольшую электропроводность: KBr, HBr, H 2 CO 3, KOH? Ответ аргументировать. Лабораторная работа 3. Определение рн и буферной ёмкости ацетатных буферных систем. Цель работы: приготовление ацетатных буферных систем различного состава и измерение их рн. Изучение влияния разбавления и добавления сильных кислот и щелочей на рн этих систем. Расчет буферной ёмкости ацетатной буферной системы. Оборудование: штатив с бюретками, стаканы 50 мл, потенциометр (рн-метр или иономер) с электродной системой (измерительный электрод стеклянный, электрод сравнения хлорсеребряный), фильтровальная бумага. Реактивы: растворы CH 3 COOH (0,1 М), CH 3 COONa (0,1 М), HCl (0,1 М), NaOH (0,1 М), NaCl (физиологический раствор 0,9% водный раствор хлорида натрия), дистиллированная вода. Порядок работы: 1. Приготовить смеси растворов CH 3 COOH и CH 3 COONa в соответствии с таблицей 1.4. Измерить рн этих смесей, записать результаты в строке рн В строке рн 2 таблицы 1.4 записать результаты измерения рн после разбавления буферных смесей, добавления к ним кислоты и щелочи. 3. Измерить рн физиологического раствора, результат записать в строке рн 1, после добавления кислоты или щелочи в строке рн 2 таблицы Рассчитать значения рн вычислен. исходных буферных смесей по уравнению (1.18) и сравнить с измеренными значениями. 5. Рассчитать значения буферной ёмкости изученных смесей. 6. Написать уравнения химических реакций, протекающих при разбавлении ацетатной буферной системы и при добавлении к ней сильной кислоты и щелочи. 7. Построить график зависимости буферной ёмкости от рн 2. 23

22 п/п Объём раствора, мл 24 Таблица CH 3 COONa CH 3 COOH физ. раствор рн 1 5. вода HCl NaOH рн 2 9. рн вычислен. 10. буф. ёмкость Вопросы и упражнения к л.р Что называется буферной системой? В чём заключается буферное действие? 2. Из каких компонентов состоит ацетатный буферный раствор, какая реакция произойдет при добавлении к нему едкого натра? Как при этом изменится рн? 3. Показать механизм буферного действия ацетатной буферной системы при добавлении к ней раствора соляной кислоты. Как изменится рн после добавления HCl? 4. Указать состав аммиачной буферной системы. Как изменится рн этой системы при добавлении к ней едкого натра? 5. Показать механизм буферного действия аммиачной буферной системы при добавлении к ней соляной кислоты? 6. Разберите на примере фосфатного буфера механизм его действия при добавлении небольших количеств HCl и КОН? 7. Привести примеры систем, обладающих буферным действием, в живом организме. 8. Отношение концентраций гидроксида и хлорида аммония в аммиачной буферной системе равно 6. Константа диссоциации гидроксида аммония 1, Определить рн системы. 9. Что называется буферной ёмкостью? Как рассчитать буферную ёмкость по кислоте и по основанию? От каких факторов она зависит?

23 10. Для определения рн желчи из желчного пузыря была составлена цепь из водородного и хлорсеребряного электродов, ЭДС которой оказалась равной 0,577 В. Потенциал хлорсеребряного электрода равен 0,282 В. Измерение проводили при 25 С, концентрация электролита в электроде сравнения 1 мольл 1. Определить рн желчи. 11. Рассчитайте рн раствора, если потенциал хингидронного электрода при 298 К был равен 0,456 В, а стандартный электродный потенциал равен 0,699 В. 12. Определите рн желудочного сока человека, если молярная электрическая проводимость его при 37 С равна 370 Смсм 2 моль 1, а удельное сопротивление 0,9 Омм. 25

24 II. ЭЛЕКТРОДНЫЕ ПОТЕНЦИАЛЫ ЭЛЕКТРОДВИЖУЩИЕ СИЛЫ При соприкосновении двух химически или физически разнородных материалов между ними возникает разность потенциалов. Наибольший интерес представляют контакты проводников: металл (1) металл (2), металл раствор соли металла, раствор электролита (1) раствор электролита (2) и т.д. (рис.2.1). Рис.2.1. Контактирующие проводники Возникновение скачка потенциалов вызывается различными причинами, зависящими от природы контактирующих проводников. Главной причиной является обмен заряженными частицами и как результат избыток носителей электричества данного знака по одну сторону и их недостаток по другую сторону границы раздела фаз. Представляет особый интерес изучение системы металл (Ме) водный раствор соли данного Ме. Эта система называется электродом или полуэлементом (п.э.) (рис.2.2). Рис.2.2. Возникновение скачка потенциала на границе раздела металл вода 26

25 Таким образом, формируется двойной электрический слой (ДЭС), который подобен заряженному конденсатору с определенной разностью потенциалов между обкладками. ДЭС является результатом упорядоченного распределения противоположно заряженных частиц на границе раздела фаз. Механизм возникновения скачка потенциала на границе раздела металл раствор. Уравнение Нернста. Известно, что чистый металл представляет собой кристалл, с находящимися в узлах решётки ионами, причем валентные электроны достаточно свободно перемещаются внутри конфигурации Ме в виде электронного газа. Погружение металлической пластинки в водный раствор соли, содержащей ионы того же металла, приводит к тому, что под действием полярных молекул воды катионы металла самопроизвольно диффундируют в жидкую фазу, и металлическая пластина приобретает отрицательный заряд, препятствующий дальнейшему окислению «растворению» Ме. Этот процесс характеризуется условно называемой скоростью растворения Ме V Р. По причине наличия одноименных катионов в растворе соли наблюдается и обратный процесс восстановления Ме «осаждение» ионов на пластине (поверхности Ме). Этот процесс характеризуется условно называемой скоростью осаждения Ме V 0. Электрод обменивается с раствором при любом установившемся скачке потенциала. С течением времени происходит уменьшение V Р и рост V 0 до тех пор, пока не установится состояние динамического равновесия двух упомянутых процессов, при котором наблюдается равенство скоростей процессов окисления и восстановления (рис.2.3). Рис.2.3. Зависимость изменения скорости растворения и осаждения металла от времени 27

26 Заряд Ме в растворе соли, содержащей одноименный катион, определяется соотношением скоростей окисления и восстановления, которые в свою очередь зависят в основном от природных свойств Ме. Если в начальный момент времени в электроде имеет место соотношение V 0 >V Р, то Ме заряжается положительно, т.е. восстанавливается, что наблюдается, например, в случае пластинки Сu. Если же V Р >V 0, то Ме заряжается отрицательно, окисляется, как в случае с Zn-электродом. Переход ионов Ме в указанных направлениях происходит самопроизвольно и с точки зрения термодинамики определяется убылью изобарно-изотермического потенциала (G). Образование ДЭС приводит к скачку потенциала, который в условиях данного равновесия называется электродным. Системаэлектрод схематически изображается следующим образом: Ме n+ Ме, где вертикальная черта обозначает границу раздела фаз металл раствор электролита. Электрод (п/э) записывается так, чтобы все вещества, находящиеся в растворе, были помещены слева, а электродный материал справа от вертикальной черты. Тогда знак электродного потенциала считается положительным и соответствует реакции восстановления Ме (электродная реакция): Ме n+ + ne Ме 0. Величина электродного потенциала зависит не только от природы Ме, но определяется, наряду с другими факторами температурой, концентрацией ионов Ме в растворе, зарядом катионов Ме. Эту зависимость количественно определяет уравнение Нернста (2.1): 0 R T ln C n n F Me (2.1) 0 где стандартный электродный потенциал (В), значение которого зависит от природы Ме и при данной температуре является величиной постоянной; C n концентрация электролита в Me 0 растворе (моль/л), причем при C n Me = 1 моль/л; Т абсолютная температура, К; R универсальная газовая постоянная, 8,314 Дж/(моль К); F число Фарадея, Кл/моль. 28

27 Работа гальванического элемента Гальванический элемент (г.э.) это электрическая цепь, состоящая из двух или нескольких п.э. и производящая электрическую энергию за счёт протекающей в ней химической реакции, причём стадии окисления и восстановления химической реакции пространственно разделены (рис.2.4). Рассмотрим работу химического источника тока на примере г.э. Даниэля-Якоби, состоящего из цинковой и медной пластин, погруженных в соответствующие растворы ZnSO 4 и CuSO 4, которые разделены солевым «мостиком» с раствором KCl: электролитический мостик обеспечивает электрическую проводимость между растворами, но препятствует их взаимной диффузии. При замыкании электродов по внешней части данной гальванической цепи проходит ток: на Cu-электроде осаждается металлическая Cu, а Zn-электрод растворяется: Zn-электрод заряжается отрицательно (анод) по отношению к Cu-электрод (катод). Электродвижущая сила и вызванный ею ток возникают в элементе благодаря протеканию реакции замещения: Zn 0 + CuSO 4 Cu 0 + ZnSO 4 Эта реакция является самопроизвольной и протекает также при простом погружении металлического Zn в раствор CuSO 4. Однако для получения ЭДС необходимо отдельные звени реакции разделить в пространстве. Для рассматриваемого элемента электродный процесс окисления протекает на цинковом электроде: Zn 0 2е - Zn 2+ Остающиеся на растворяющейся Zn пластинке электроны (е) непрерывно восстанавливают отрицательный заряд Zn-электрода. Одновременно на Cu-электроде происходит разряд ионов меди Cu 2+ и осаждение Cu в этом процессе расходуются электроны, которые подходят по внешней цепи гальванического элемента: Cu е - Cu 0 Общий процесс в гальваническом элементе является суммой электродных процессов, протекающих на отдельных электродах: Zn 0 + Cu 2+ Zn 2+ + Cu 0 29

28 Рис.2.4. Устройство гальванического элемента Даниэля-Якоби Исходя из принятых правил, электрохимическую цепь Даниэля-Якоби можно представить следующей схемой: Cu Zn ZnSO 4 CuSO 4 Cu, K Zn/p-p D Cu/р-p где Zn/р-р (ZnSO 4 ), Cu/р-р (CuSO 4 ) межфазные электродные потенциалы (или Zn и Cu ); К контактный потенциал на границе раздела двух металлов; D диффузный потенциал на границе раздела двух растворов, причем, значения К и D много меньше величин Zn/р-р (ZnSO 4 ) и Cu/р-р (CuSO 4 ). Величина ЭДС гальванической цепи Е определяется алгебраической суммой скачков потенциала на границах раздела всех фаз, что без учёта скачков D и К даёт (2.2): Е г.э. = Cu Zn = + (2.2) Поскольку в данном случае Cu = + (катод), Zn = (анод), то формула (2.2) соответствует правилу правого полюса: если г.э. собран правильно, т.е. слева располагается анод, а справа катод, то ЭДС данной цепи вычисляется по формуле (2.2). Согласно данному правилу уравнение Нернста для г.э. Даниэля-Якоби выводится при подстановке формулы (2.1) для электродных потенциалов каждого из полуэлементов в формулу (2.2): 30

29 где E Cu 2 Cu 0 R T ln C n n F Me 0 R T 0 R T Zn E 2 ln C 2 E 2 ln C Cu Cu Zn n F n F 0 R T С 2 Cu E ln (2.3) 2 F C 2 Zn 2 Zn C ; C 2 концентрации солей CuSO 4 и ZnSO 4 Zn соответственно; Е 0 стандартная ЭДС гальванического элемента, измеренная при C 2 C 2 Cu Zn =1 моль/л E (2.4) 2 2 Cu Zn В общем случае для гальванической цепи, состоящей из двух металлических электродов c металлами в одной степени окисления величина ЭДС в зависимости от концентрации электролитов выражается формулой 2.5: E E 0 R T C ln n F C 31, (2.5) где C + и C концентрации растворов соответствующих аноду и катоду. Чем большим сопротивлением обладают соединенные электроды, тем медленнее протекают электродные реакции. Принципиально можно замкнуть электроды проводником бесконечно большого сопротивления так, что реакция будет идти бесконечно медленно, и в каждый момент времени будет существовать равновесие на границе раздела металл раствор его соли. Такое течение реакции называется термодинамически обратимым. В случае термодинамически обратимого процесса максимальная полезная работа химической реакции в обратимом элементе реализуется в виде работы по перемещению заряда в гальванической цепи. Работа тока, как известно, определяется произведением количества переносимого электричества на разность потенциалов (электродвижущую силу Е, В). Так как количество электричества, переносимое одним граммэквивалентом однозарядных ионов, равно числу Фарадея, то работа, совершаемая элементом, будет равна: W max = G = n F, (2.6)

30 где n зарядность иона, G убыль изобарного потенциала при протекании химической реакции. Таким образом, ЭДС обратимого элемента служит мерой максимальной работы химической реакции, протекающей в элементе. Например, 0 Cu = 0,337 В, 0 Zn = -0,763 В, следовательно, ЭДС Cu-Zn элемента составляет 1,100 В (Е>0), что подтверждает самопроизвольное действие перехода химической энергии окислительно-восстановительной реакции в элементе Даниэля-Якоби при данных температуре и давлении. Гальванические цепи, состоящие из одинаковых электродов с различной концентрации солей, называются концентрационными и записываются схематично: Zn Zn 2+ Zn 2+ Zn; С 1 С 2 Pt, H 2 HCl HCl H 2, Pt; С 1 С 2 Ag AgNO 3 AgNO 3 Ag С 1 С 2 В этом случае электрохимический процесс определяется выравниваем концентраций контактирующих солей и при C 2 >C 1 и ЭДС данного элемента (Е К.Э. ) вычисляется с помощью уравнения Нернста с учетом формул (2.1) и (2.2): R T С2 E ln (2.7) к. э. n F С 1 Измерение электродных потенциалов Электродные потенциалы не поддаются непосредственному измерению, поэтому их значения характеризуются условными электродными потенциалами, измеренными по отношению к водородному электроду, относящемуся к электродам сравнения. Водородный электрод. Водородный электрод представляет собой платиновую пластинку, насыщенную газообразным водородом, которая опущена в водный раствор кислоты. Водород, растворенный в платине, частично под воздействием силовых полей диссоциирует на протоны 32

31 (Н + ) и электроны. В результате такая пластинка приобретает способность обмениваться с раствором ионами водорода, чему соответствует электродный процесс: H + + e 1/2H 2. Схематично водородный электрод можно записать следующим образом: Pt, H 2 H + Возникающий на Pt электродный потенциал зависит от концентрации протонов в растворе и на Pt. Концентрация водорода на Pt пропорциональна давлению газообразного водорода, поэтому количественно эта зависимость выражается уравнением Нернста следующим образом: 0 R T С Н Н ln 2 Н (2.8) 2 F р Стандартным водородным электродом называют электрод, в котором давление газообразного водорода р 1 атм., а концентрация кислоты Н 33 Н 2 Н 2 С = 1моль/л. Потенциал стандартного 0 водородного электрода условно принят за нуль 0. Н 2 При всех других концентрациях кислоты С уравнение (2.8) Н принимает вид: R T Н ln С 2 Н (2.9) F или с учетом, что lg ph С Н 2,303 R T Н ph (2.10) 2 F Таким образом, водородный электрод можно применять в качестве индикаторного для определения рн среды. Стандартный водородный электрод используют как электрод, относительно которого измерены потенциалы всех остальных стандартных электродов металлов ( С = 1 М). Для измерения электродных потенциалов собирают гальваническую цепь, состоящую из исследуемого электрода и стандартного водородного электрода, который располагается слева в цепи. Измеренные стандартные электродные потенциалы металлов в n Ме

32 порядке возрастания их числовых значений располагают в ряд напряжений. Измерением стандартных потенциалов металлов определяется расположение известных металлов в ряду напряжений согласно уменьшению их восстановительной способности и усилению окислительных свойств по отношению к стандартному водородному электроду. В паре двух п.э. для составления гальванической цепи анодом выбирают металл с меньшим значением условного электродного потенциала, который располагается выше (или левее) в этом ряду, нижний (правее в ряду) выбирают в качестве катода. Стандартный электродный потенциал численно равен ЭДС гальванического элемента, составленного из водородного и исследуемого электрода, находящегося в стандартном состоянии. Хлорсеребряный электрод. В лабораторных условиях обычно применяют более простые по конструкции по сравнению с водородным электроды, но также относящиеся к электродам сравнения, потенциалы которых при данной температуре постоянны во времени и хорошо воспроизводятся. Хлорсеребряный электрод, например, представляет собой Ag-проволоку, покрытую слоем труднорастворимой соли AgCl и опущенную в сосуд с насыщенным раствором KCl: Ag AgCl KCl насыщ., в котором на границе раздела Ag раствор KCl насыщен. протекает следующая суммарная электродная реакция: AgCl + e Ag + Cl Потенциал такого электрода, с учетом произведения растворимости AgCl, по уравнению Нернста определяется следующим образом: 0 R T х. с. х. с. ln С (2.11) Cl F и при данной температуре опыта (t, С) подсчитывается по формуле: х. с. 0, ,00064 ( t 25) (2.12) Потенциал хлорсеребряного электрода зависит только от температуры. Он известен, хорошо воспроизводится и имеет постоянную величину во время проведения опыта, чем пользуются для экспериментального определения потенциалов отдельных электродов. 34

33 Редокс-потенциал. Если электрод из инертного металла (например, платиновый) помещен в раствор, содержащий одновременно окисленную и восстановленную форму одного или нескольких веществ, на платиновом электроде возникает потенциал, который называют окислительно-восстановительным (ОВ) или редокс-потенциалом. Этот потенциал возникает за счёт того, что в результате ОВреакции, протекающей в приэлектродном пространстве, электроны от восстановленной формы адсорбированных катионов частично переходят к металлу, и на электроде со временем устанавливается равновесие Ох n+ + ne = Red Величина электродного ОВпотенциала or определяется соотношением концентраций окисленной С Ох и восстановленной С Red форм вещества: 0 R T СOx r ln (2.13) n F C Red где or стандартный редокс-потенциал; n число электронов, передаваемых с донора (Red) на акцептор (Ох) в элементарном акте; C Ох и C Red концентрации окисленной и восстановленной форм, соответственно. Механизм возникновения редокс-потенциала удобно рассмотреть на примере системы, состоящей из платинового электрода и растворов, содержащих ионы железа в различных степенях окисления (Fe 2+ и Fe 3+ ). При погружении платины в раствор, содержащий избыток окисленной формы, когда C(Fe 3+ )C(Fe 2+ ), поверхность электрода заряжается положительно. При избытке восстановленной формы, когда C(Fe 3+ )C(Fe 2+ ), поверхность платины заряжается отрицательно, т.к. на ионы Fe 3+ с определенной скоростью переходят электроны от платины, на которую, в свою очередь, переносятся электроны от ионов Fe 2+. Скорость перехода электронов из платины в раствор к ионам Fe 3+ постепенно уменьшается по мере роста положительного заряда поверхности платины, а скорость перехода электронов в обратном направлении возрастает. И наоборот, скорость переноса электронов из раствора от ионов Fe 2+ к металлу постепенно уменьшается по мере роста отрицательного заряда поверхности платины, а скорость перехода электронов в обратном направлении возрастает. В результате со временем устанавливается равновесие, которое 35

34 характеризуется равенством скоростей прямого и обратного процессов. Передача электронов с одного иона на другой через инертный металл приводит к появлению электрического заряда на поверхности электрода и образованию двойного электрического слоя. Возможен и прямой межионный обмен электронами в растворе. Но ионы Fe 2+ и Fe 3+ сольватированы различным образом, и для переноса электрона необходимо преодолеть энергетический барьер, а для перехода электрона от Fe 2+ на инертный металл и с поверхности металла к иону Fe 3+ требуется меньшая энергия активации. Стандартным редокс-потенциалом называют потенциал, возникающий на границе раздела инертный электродраствор при равенстве концентраций в этом растворе окисленной и восстановленной форм вещества. Значения стандартных потенциалов некоторых редокс-систем представлены в Приложении 6. Их широко используют для определения направления химических реакций (см. формулу 2.6). Стандартный редокс-потенциал характеризует относительную окислительную способность ОВ-системы. Система, редокспотенциал которой больше, является окислителем по отношению к системе с меньшим потенциалом. Стеклянный электрод. Стеклянный электрод представляет собой тонкостенный стеклянный шарик, заполненный буферным раствором с определенным значением рн, в который помещен электрод (обычно хлорсеребряный). Для измерения рн стеклянный электрод погружают в исследуемый раствор в паре с электродом сравнения, например, хлорсеребряным. Таким образом получают гальванический элемент: Ag, AgCl Cl, раствор с определенным ph Стекло 36 Раствор с неизвестным рн Cl Ag, AgCl Э.д.с. этого элемента включает в себя скачки потенциала на границах стекло раствор. Шарик стеклянного электрода предварительно обрабатывается в течение длительного времени раствором кислоты. При этом ионы водорода внедряются в стенки стеклянного шарика, замещая катионы щелочного металла. После такой обработки шарик можно рассматривать как "насыщенный"

ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ

ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ Электрохимические процессы - процессы взаимного превращения химической и электрической энергии, основанные на окислительно-восстановительных реакциях (ОВР). Процесс преобразования

Подробнее

МИНИСТЕРСТВО СЕЛЬСКОГО ХОЗЯЙСТВА И ПРОДОВОЛЬСТВИЯ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ Департамент по рыболовству

МИНИСТЕРСТВО СЕЛЬСКОГО ХОЗЯЙСТВА И ПРОДОВОЛЬСТВИЯ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ Департамент по рыболовству МИНИСТЕРСТВО СЕЛЬСКОГО ХОЗЯЙСТВА И ПРОДОВОЛЬСТВИЯ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ Департамент по рыболовству Дальневосточный государственный технический рыбохозяйственный университет ИЗМЕРЕНИЕ ЭЛЕКТРОДВИЖУЩЕЙ СИЛЫ

Подробнее

Растворы электролитов

Растворы электролитов 3 Растворы электролитов Жидкие растворы подразделяют на растворы электролитов, способные проводить электрический ток, и растворы неэлектролитов, которые не электропроводны. В неэлектролитах растворенное

Подробнее

ЭЛЕКТРОДНЫЕ ПОТЕНЦИАЛЫ И ЭДС

ЭЛЕКТРОДНЫЕ ПОТЕНЦИАЛЫ И ЭДС ЭЛЕКТРОДНЫЕ ПОТЕНЦИАЛЫ И ЭДС озникновение разности потенциалов на границе металл-раствор. При контакте металлической пластины с водой катионы, расположенные на поверхности металла, взаимодействуют с диполями

Подробнее

ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ СРЕДЫ. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ СРЕДЫ. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ Занятие 5 ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ СРЕДЫ. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ Тема занятий 1. Вводный контроль на тему «Водородный показатель среды. Гидролиз солей». 2. Семинар на тему «Обменные реакции электролитов. Водородный

Подробнее

РОССИЙСКИЙ НАЦИОНАЛЬНЫЙ ИССЛЕДОВАТЕЛЬСКИЙ МЕДИЦИНСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ Общая и биоорганическая химия. Тема 9 ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ ПРОЦЕССЫ

РОССИЙСКИЙ НАЦИОНАЛЬНЫЙ ИССЛЕДОВАТЕЛЬСКИЙ МЕДИЦИНСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ Общая и биоорганическая химия. Тема 9 ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ ПРОЦЕССЫ РОССИЙСКИЙ НАЦИОНАЛЬНЫЙ ИССЛЕДОВАТЕЛЬСКИЙ МЕДИЦИНСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ Общая и биоорганическая химия Курс лекций для студентов лечебного, педиатрического, московского и стоматологического факультетов Тема 9

Подробнее

ϕ может быть рассчитана по уравнению Нернста. Лабораторная работа 5. ЭЛЕКТРОДВИЖУЩИЕ СИЛЫ

ϕ может быть рассчитана по уравнению Нернста. Лабораторная работа 5. ЭЛЕКТРОДВИЖУЩИЕ СИЛЫ Лабораторная работа 5. ЭЛЕКТРОДВИЖУЩИЕ СИЛЫ ЦЕЛЬ РАБОТЫ: 1. Ознакомиться с потенциометрическим методом исследований. 2. Определить ЭДС элемента Даниэля Якоби. КРАТКИЕ ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ПОЛОЖЕНИЯ Гальваническим

Подробнее

NaOH Na + + HSO 4. (1 ступень) HSO 4 H + + SO 4

NaOH Na + + HSO 4. (1 ступень) HSO 4 H + + SO 4 ЗАНЯТИЕ 5 ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ СРЕДЫ. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ Электролиты вещества, проводящие электрический ток. Процесс распада вещества на ионы под действием растворителя называется электролитической

Подробнее

Лабораторная работа по теме «Электропроводность»

Лабораторная работа по теме «Электропроводность» Лабораторная работа по теме «Электропроводность» Диссоциация и сольватация Явления растворения и диссоциации по природе очень близки, протекают они самопроизвольно. Чтобы понять их механизм, надо вспомнить

Подробнее

РАБОТА. ОПРЕДЕЛЕНИЕ рн РАСТВОРА ЭЛЕКТРОЛИТА ПОТЕНЦИОМЕТРИЧЕСКИМ МЕТОДОМ

РАБОТА. ОПРЕДЕЛЕНИЕ рн РАСТВОРА ЭЛЕКТРОЛИТА ПОТЕНЦИОМЕТРИЧЕСКИМ МЕТОДОМ Составитель: Яргаева В. А. РАБОТА. ОПРЕДЕЛЕНИЕ рн РАСТВОРА ЭЛЕКТРОЛИТА ПОТЕНЦИОМЕТРИЧЕСКИМ МЕТОДОМ Цель работы: Определить рн растворов электролитов экспериментально со стеклянным электродом, хингидронным

Подробнее

1. Электрохимический потенциал. 2. Реакции на электродах и межфазный потенциал. 3. Зависимость электродных потенциалов от концентрации. 4.

1. Электрохимический потенциал. 2. Реакции на электродах и межфазный потенциал. 3. Зависимость электродных потенциалов от концентрации. 4. Лекция 9 Электрохимические равновесия План лекции 1. Электрохимический потенциал. 2. Реакции на электродах и межфазный потенциал. 3. Зависимость электродных потенциалов от концентрации. 4. Уравнение Нернста

Подробнее

α и выражается в процентах или в долях единицы. Вычислить

α и выражается в процентах или в долях единицы. Вычислить Индивидуальное домашнее задание 5. ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ СРЕДЫ. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ Электролиты вещества, проводящие электрический ток. Процесс распада вещества на ионы под действием растворителя

Подробнее

18. Ионные реакции в растворах

18. Ионные реакции в растворах 18. Ионные реакции в растворах Электролитическая диссоциация. Электролитическая диссоциация это распад молекул в растворе с образованием положительно и отрицательно заряженных ионов. Полнота распада зависит

Подробнее

[ H ] [ ] [ ] K a. Откуда концентрация ионов водорода:

[ H ] [ ] [ ] K a. Откуда концентрация ионов водорода: БУФЕРНЫЕ СИСТЕМЫ. 1. Определение, классификация, состав буферной системы. 2. Механизм буферного действия. 3. Вывод формулы рн буферных систем. 4. Свойства буферных систем: воздействие на рн соотношения

Подробнее

Входные тесты по аналитической химии Вариант I. 3. Выберете атом, в котором число протонов равно числу нейтронов.

Входные тесты по аналитической химии Вариант I. 3. Выберете атом, в котором число протонов равно числу нейтронов. 1. Чему равен заряд ядра атома углерода? 1) 0 2) +6 3) +12 4) -1 2. Что общего в атомах 12 6С и 11 6С? 1) Массовое число 2) Число протонов 3) Число нейтронов 4) Радиоактивные свойства Входные тесты по

Подробнее

Электрохимия. (лекции, #6) Доктор химических наук, профессор А.В. Чуриков

Электрохимия. (лекции, #6) Доктор химических наук, профессор А.В. Чуриков Электрохимия (лекции, #6) Доктор химических наук, профессор А.В. Чуриков Саратовский государственный университет имени Н.Г.Чернышевского Институт химии В теории электролитической диссоциации Аррениуса

Подробнее

РАБОТА. ИЗМЕРЕНИЕ ЭЛЕКТРИЧЕСКОЙ ПРОВОДИМОСТИ РАСТВОРА ЭЛЕКТРОЛИТА И ОПРЕДЕЛЕНИЕ ЕГО ФИЗИКО-ХИМИЧЕСКИХ ХАРАКТЕРИСТИК

РАБОТА. ИЗМЕРЕНИЕ ЭЛЕКТРИЧЕСКОЙ ПРОВОДИМОСТИ РАСТВОРА ЭЛЕКТРОЛИТА И ОПРЕДЕЛЕНИЕ ЕГО ФИЗИКО-ХИМИЧЕСКИХ ХАРАКТЕРИСТИК оставитель: Яргаева В. А. РАБОТА. ИЗМЕРЕНИЕ ЭЛЕКТРИЧЕКОЙ ПРОВОДИМОТИ РАТВОРА ЭЛЕКТРОЛИТА И ОПРЕДЕЛЕНИЕ ЕГО ФИЗИКО-ХИМИЧЕКИХ ХАРАКТЕРИТИК Цель работы: изучить зависимость удельной и молярной электрических

Подробнее

Химическое равновесие в растворах

Химическое равновесие в растворах МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ НОВОСИБИРСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ СПЕЦИАЛИЗИРОВАННЫЙ УЧЕБНО-НАУЧНЫЙ ЦЕНТР Химическое равновесие в растворах Новосибирск 01 КИСЛОТНО-ОСНОВНОЕ

Подробнее

Основные положения теории растворов электролитов. Общая (аналитическая) n n. или: c i = m α C. c(al 3+ ) = 2 1 0,1 = 0,2 моль/л.

Основные положения теории растворов электролитов. Общая (аналитическая) n n. или: c i = m α C. c(al 3+ ) = 2 1 0,1 = 0,2 моль/л. 1 ЛЕКЦИЯ План лекции: 1. Основные положения теории растворов электролитов. Общая (аналитическая) концентрация и активность ионов в растворе, их взаимосвязь.. Скорость химической реакции и химическое равновесие.

Подробнее

Лебедев Ю.А. Лекция 13. Лекция 13.

Лебедев Ю.А. Лекция 13. Лекция 13. Лекция 13. 1 Понятие о сильных электролитах. Активность и коэффициент активности. Ионное равновесие в системе раствор осадок. Произведение растворимости. Диссоциация комплексных ионов. Константа нестойкости.

Подробнее

Электрохимические процессы

Электрохимические процессы Электрохимические процессы План лекции 1.Основные понятия электрохимии. 2. Гальванический элемент, его ЭДС. 3. Коррозия. 4. Электролиз, законы электролиза. 2 1.Основные понятия электрохимии Электрохимические

Подробнее

КРАТКИЕ ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ПОЛОЖЕНИЯ

КРАТКИЕ ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ПОЛОЖЕНИЯ Лабораторная работа 4. ЭЛЕКТРОПРОВОДНОСТЬ ЦЕЛЬ РАБОТЫ: 1. Освоить методику кондуктометрических измерений.. Определить константу диссоциации слабого электролита кондуктометрическим методом. 3. Определить

Подробнее

Основы электрохимии. Вапиров В.В., Ханина Е.Я., Волкова Т.Я.

Основы электрохимии. Вапиров В.В., Ханина Е.Я., Волкова Т.Я. Вапиров В.В., Ханина Е.Я., Волкова Т.Я. Основы электрохимии 1. Электродный потенциал Одним из центральных понятий в электрохимии является электродный потенциал, который связан с возникновением двойного

Подробнее

ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ. Электрохимическими процессами называют процессы взаимного превращения химической и электрической энергии.

ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ. Электрохимическими процессами называют процессы взаимного превращения химической и электрической энергии. ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ Электрохимическими процессами называют процессы взаимного превращения химической и лектрической нергии. Электрохимические процессы основаны на окислительно-восстановительных

Подробнее

Электрохимия. (лекции, #7) Доктор химических наук, профессор А.В. Чуриков

Электрохимия. (лекции, #7) Доктор химических наук, профессор А.В. Чуриков Электрохимия (лекции, #7) Доктор химических наук, профессор А.В. Чуриков Саратовский государственный университет имени Н.Г.Чернышевского Институт химии ЭЛЕКТРОХИМИЯ ГЕТЕРОГЕННЫХ СИСТЕМ (ЭЛЕКТРОДИКА) Предмет

Подробнее

Глава I ЭЛЕКТРОХИМИЯ. Лабораторная работа 1 Определение константы диссоциации уксусной кислоты

Глава I ЭЛЕКТРОХИМИЯ. Лабораторная работа 1 Определение константы диссоциации уксусной кислоты Глава I ЭЛЕКТРОХИМИЯ Лабораторная работа 1 Определение константы диссоциации уксусной кислоты Краткая теория: Проводники I рода металлы и их расплавы в которых электричество переносится электронами. Проводники

Подробнее

Лекция 9. Электрохимические равновесия

Лекция 9. Электрохимические равновесия Лекция 9 Электрохимические равновесия 1 План лекции 1. Электрохимический потенциал. 2. Реакции на электродах и межфазный потенциал. 3. Зависимость электродных потенциалов от концентрации. 4. Уравнение

Подробнее

Лекц ия 15 Электропроводность электролитов

Лекц ия 15 Электропроводность электролитов Лекц ия 15 Электропроводность электролитов Вопросы. Электролиты. Электролитическая диссоциация. Подвижность ионов. Закон Ома для электролитов. Электролиз. Законы Фарадея. Определение заряда иона. 15.1.

Подробнее

Электрохимия. (лекции, #9) Доктор химических наук, профессор А.В. Чуриков

Электрохимия. (лекции, #9) Доктор химических наук, профессор А.В. Чуриков Электрохимия (лекции, #9) Доктор химических наук, профессор А.В. Чуриков Саратовский государственный университет имени Н.Г.Чернышевского Институт химии Классификация электродов Электрод первого рода металл

Подробнее

14. Окислительно-восстановительные реакции. Электролиз Окислители и восстановители

14. Окислительно-восстановительные реакции. Электролиз Окислители и восстановители 14. Окислительно-восстановительные реакции. Электролиз 14.1. Окислители и восстановители Окислительно-восстановительные реакции протекают с одновременным повышением и понижением степеней окисления элементов

Подробнее

РОССИЙСКИЙ ЭКОНОМИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ имени Г. В. ПЛЕХАНОВА. Неорганическая химия

РОССИЙСКИЙ ЭКОНОМИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ имени Г. В. ПЛЕХАНОВА. Неорганическая химия РОССИЙСКИЙ ЭКОНОМИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ имени Г. В. ПЛЕХАНОВА Неорганическая химия ТЕМА: Электролитическая диссоциация АВТОР: к.т.н., доц. Литвишко В.С. к.х.н., доц. Храмеева Н.П. Белкина А.В. Структура материала

Подробнее

ОСОБЕННОСТИ ЭЛЕКТРОПРОВОДНОСТИ РАСТВОРОВ НЕКОТОРЫХ КИСЛОТ

ОСОБЕННОСТИ ЭЛЕКТРОПРОВОДНОСТИ РАСТВОРОВ НЕКОТОРЫХ КИСЛОТ Муниципальное бюджетное общеобразовательное учреждение «Лицей» города Абакана Секция химия ОСОБЕННОСТИ ЭЛЕКТРОПРОВОДНОСТИ РАСТВОРОВ НЕКОТОРЫХ КИСЛОТ Автор: Мельченко Николай, ученик 10 класса Руководители:

Подробнее

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ. Московский физико-технический институт (государственный университет) Кафедра молекулярной физики

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ. Московский физико-технический институт (государственный университет) Кафедра молекулярной физики МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ Московский физико-технический институт (государственный университет) Кафедра молекулярной физики РАВНОВЕСИЕ В РАСТВОРАХ СЛАБЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ Лабораторная работа

Подробнее

Теория возникновения электродных и ОВ-потенциалов

Теория возникновения электродных и ОВ-потенциалов Теория возникновения электродных и ОВпотенциалов Прогнозирование направления редокспроцессов Сила окислителя и восстановителя зависит от его способности принимать и соответственно отдавать электроны. Эта

Подробнее

ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ

ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ Министерство образования и науки Российской Федерации Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение высшего профессионального образования «Комсомольский-на-Амуре государственный технический

Подробнее

ω % = ω 100 % ; - молярная концентрация (молярность, С М ) показывает количество молей растворенного вещества, содержащихся в 1 л раствора ν

ω % = ω 100 % ; - молярная концентрация (молярность, С М ) показывает количество молей растворенного вещества, содержащихся в 1 л раствора ν СВОЙСТВА РАСТВОРОВ Растворы это однородные (гомогенные) системы, состоящие из двух или более компонентов (составных частей), количества которых могут изменяться в широких пределах. Раствор состоит из растворенного

Подробнее

Лекция 6. Окислительно-восстановительные реакции

Лекция 6. Окислительно-восстановительные реакции ФХФ-2011 Лекция 6. Окислительно-восстановительные реакции Те химические реакции, в которых изменяются степени окисления взаимодействующих веществ, называют окислительно-восстановительными. Отметим, что

Подробнее

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ ПРОЦЕССЫ ОСНОВЫ ЭЛЕТРОХИМИИ (правильный ответ подчеркнут)

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ ПРОЦЕССЫ ОСНОВЫ ЭЛЕТРОХИМИИ (правильный ответ подчеркнут) ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ ПРОЦЕССЫ ОСНОВЫ ЭЛЕТРОХИМИИ правильный ответ подчеркнут) 1 Какие вещества относятся к сильным восстановителям: А) оксид марганца IV), оксид углерода IV) и оксид кремния IV);

Подробнее

ИЗМЕРЕНИЕ ЭЛЕКТРОДНОГО ПОТЕНЦИАЛА В ВОДНЫХ РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

ИЗМЕРЕНИЕ ЭЛЕКТРОДНОГО ПОТЕНЦИАЛА В ВОДНЫХ РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ЖЕЛЕЗНОДОРОЖНОГО ТРАНСПОРТА Уральский государственный университет путей сообщения Кафедра «Инженерная защита окружающей среды» А.Г.Мохов ИЗМЕРЕНИЕ ЭЛЕКТРОДНОГО ПОТЕНЦИАЛА В ВОДНЫХ

Подробнее

Лабораторная работа 8 РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Лабораторная работа 8 РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ Общая химия Студент: Группа: Дата сдачи работы: Цель работы: Лабораторная работа 8 РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ Опыт 1. Зависимость электропроводности растворов от степени диссоциации электролитов Основные понятия:

Подробнее

Вещества. Электролиты. Неэлектролиты. Вещества, водные растворы или расплавы которых проводят электрических ток

Вещества. Электролиты. Неэлектролиты. Вещества, водные растворы или расплавы которых проводят электрических ток Основные положения теории электролитической диссоциации Фарадей Майкл 22. IX.1791 25.VIII. 1867 Английский физик и химик. В первой половине 19 в. ввел понятие об электролитах и неэлектролитах. Вещества

Подробнее

Электрохимия. (лекции, #5) Доктор химических наук, профессор А.В. Чуриков

Электрохимия. (лекции, #5) Доктор химических наук, профессор А.В. Чуриков Электрохимия (лекции, #5) Доктор химических наук, профессор А.В. Чуриков Саратовский государственный университет имени Н.Г.Чернышевского Институт химии Применение теории Дебая Хюккеля к слабым электролитам

Подробнее

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА ОПРЕДЕЛЕНИЕ ПРОИЗВЕДЕНИЯ РАСТВОРИМОСТИ МАЛОРАСТВОРИМЫХ СОЛЕЙ

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА ОПРЕДЕЛЕНИЕ ПРОИЗВЕДЕНИЯ РАСТВОРИМОСТИ МАЛОРАСТВОРИМЫХ СОЛЕЙ ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА ОПРЕДЕЛЕНИЕ ПРОИЗВЕДЕНИЯ РАСТВОРИМОСТИ МАЛОРАСТВОРИМЫХ СОЛЕЙ Цель работы: Определить произведение растворимости малорастворимых солей серебра методом потенциометрии. КРАТКИЕ ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ

Подробнее

Лекция 14 Реакции обмена в растворах электролитов. Произведение растворимости. Диссоциация воды. Гидролиз солей

Лекция 14 Реакции обмена в растворах электролитов. Произведение растворимости. Диссоциация воды. Гидролиз солей Лекция 14 Реакции обмена в растворах электролитов. Произведение растворимости. Диссоциация воды. Гидролиз солей Основные понятия: ионно-обменные реакции, ионно-молекулярные уравнения, произведение растворимости

Подробнее

Лабораторная работа 210 ПОСТОЯННЫЙ ТОК. ЗАКОН ОМА.

Лабораторная работа 210 ПОСТОЯННЫЙ ТОК. ЗАКОН ОМА. Лабораторная работа 0 ПОСТОЯННЫЙ ТОК. ЗАКОН ОМА. Цель и содержание работы Целью работы является анализ закона Ома для участка цепи, содержащего проводник и источник тока. Работа заключается в измерении

Подробнее

ФЕ Д ЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО РЫ БОЛОВСТВУ. Федеральное государственное образовательное учреждение вы сшего профе ссионал ьного образ ован ия

ФЕ Д ЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО РЫ БОЛОВСТВУ. Федеральное государственное образовательное учреждение вы сшего профе ссионал ьного образ ован ия ФЕ Д ЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО РЫ БОЛОВСТВУ Федеральное государственное образовательное учреждение вы сшего профе ссионал ьного образ ован ия «Дальневосточны й государственны й технический ры бохозяйственны

Подробнее

Задание к самостоятельной работе 4. «Химические источники тока. Электролиз и его применение. Защита металлов от электрохимической коррозии».

Задание к самостоятельной работе 4. «Химические источники тока. Электролиз и его применение. Защита металлов от электрохимической коррозии». Задание к самостоятельной работе 4. «Химические источники тока. Электролиз и его применение. Защита металлов от электрохимической коррозии». Задача 1. В вариантах 1-10 Составьте схему гальванического элемента

Подробнее

Неорганическая химия. Группа: Дата выполнения работы: Лабораторная работа РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Неорганическая химия. Группа: Дата выполнения работы: Лабораторная работа РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ Неорганическая химия Цель работы: Студент: Группа: Дата выполнения работы: Лабораторная работа РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ Опыт 1. Электрическая проводимость растворов сильных и слабых электролитов Основные

Подробнее

ЭЛЕКТРОЛИЗ ВОДНЫХ РАСТВОРОВ И РАСПЛАВОВ СОЛЕЙ. Вадим Э. Матулис, Виталий Э. Матулис, Т. А. Колевич,

ЭЛЕКТРОЛИЗ ВОДНЫХ РАСТВОРОВ И РАСПЛАВОВ СОЛЕЙ. Вадим Э. Матулис, Виталий Э. Матулис, Т. А. Колевич, ЭЛЕКТРОЛИЗ ВОДНЫХ РАСТВОРОВ И РАСПЛАВОВ СОЛЕЙ Вадим Э. Матулис, Виталий Э. Матулис, Т. А. Колевич, 1. Понятие об е Проведем следующий опыт. Поместим в раствор хлорида меди(ii) две металлические пластинки,

Подробнее

ХИМИЯ Лекция 07 Электрохимические системы. Химические источники тока. Е.А. Ананьева, к.х.н., доцент, кафедра «Общая Химия» НИЯУ МИФИ

ХИМИЯ Лекция 07 Электрохимические системы. Химические источники тока. Е.А. Ананьева, к.х.н., доцент, кафедра «Общая Химия» НИЯУ МИФИ ХИМИЯ Лекция 07 Электрохимические системы. Химические источники тока Е.А. Ананьева, к.х.н., доцент, кафедра «Общая Химия» НИЯУ МИФИ Электрохимические системы Электрохимические процессы это процессы взаимного

Подробнее

Окислительно-восстановительные реакции в электрохимических системах»

Окислительно-восстановительные реакции в электрохимических системах» Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение высшего профессионального образования «ОМСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ» КАФЕДРА ХИМИЯ ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА «Электрохимические

Подробнее

И.А.Тюльков МГУ им. М.В.Ломоносова ТРУДНАЯ ЗАДАЧА? НАЧНЕМ ПО ПОРЯДКУ... В этой статье рассмотрим несколько задач по теме «Электролиз» из числа тех,

И.А.Тюльков МГУ им. М.В.Ломоносова ТРУДНАЯ ЗАДАЧА? НАЧНЕМ ПО ПОРЯДКУ... В этой статье рассмотрим несколько задач по теме «Электролиз» из числа тех, 1 И.А.Тюльков МГУ им. М.В.Ломоносова ТРУДНАЯ ЗАДАЧА? НАЧНЕМ ПО ПОРЯДКУ... В этой статье рассмотрим несколько задач по теме «Электролиз» из числа тех, что предлагались на вступительных экзаменах по химии

Подробнее

Лабораторная работа 1. Цель работы: Определение степени диссоциации и константы диссоциации слабых электролитов при разных концентрациях.

Лабораторная работа 1. Цель работы: Определение степени диссоциации и константы диссоциации слабых электролитов при разных концентрациях. Лабораторная работа 1 Часть 1. Цель работы: Определение степени диссоциации и константы диссоциации слабых электролитов при разных концентрациях. Приборы: кондуктометр S3; мерные колбы на 5 мл, 5 штук;

Подробнее

Федеральное агентство по образованию Новгородский государственный университет имени Ярослава Мудрого. Кафедра химии и экологии.

Федеральное агентство по образованию Новгородский государственный университет имени Ярослава Мудрого. Кафедра химии и экологии. Федеральное агентство по образованию Новгородский государственный университет имени Ярослава Мудрого Кафедра химии и экологии Буферные ы Методические указания к лабораторной работе Великий Новгород 2006

Подробнее

РАЗДЕЛ 6 ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ

РАЗДЕЛ 6 ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ РАЗДЕЛ 6 ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ Электрохимия область химии, изучающая процессы с возникновением электрического тока или протекающие под его воздействием. В электрохимических процессах происходит превращение

Подробнее

«ОМСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ» КАФЕДРА ХИМИЯ ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА. «Электролиз водных растворов солей»

«ОМСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ» КАФЕДРА ХИМИЯ ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА. «Электролиз водных растворов солей» Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение высшего профессионального образования «ОМСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ» КАФЕДРА ХИМИЯ ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА «Электролиз водных

Подробнее

Поведение сильных и слабых одноосновных кислот в водных растворах.

Поведение сильных и слабых одноосновных кислот в водных растворах. ЛЕКЦИЯ 3 План лекции: 1. Поведение сильных и слабых одноосновных кислот в водных растворах. 2. Поведение сильных и слабых однокислотных оснований в водных растворах. 3. Поведение сильных и слабых многоосновных

Подробнее

Практический тур Московской олимпиады школьников по химии включает следующие виды работ и оценивание:

Практический тур Московской олимпиады школьников по химии включает следующие виды работ и оценивание: Практический тур Московской олимпиады школьников по химии включает следующие виды работ и оценивание: Реферат по заданной теме и собеседование по реферату 5 баллов; Решение экспериментальной задачи и собеседование

Подробнее

ХИМИЯ Лекция 08 Электрохимические системы. Химические источники тока. Е.А. Ананьева, к.х.н., доцент, кафедра «Общая Химия» НИЯУ МИФИ

ХИМИЯ Лекция 08 Электрохимические системы. Химические источники тока. Е.А. Ананьева, к.х.н., доцент, кафедра «Общая Химия» НИЯУ МИФИ ХИМИЯ Лекция 08 Электрохимические системы. Химические источники тока Е.А. Ананьева, к.х.н., доцент, кафедра «Общая Химия» НИЯУ МИФИ Электрохимические системы Электрохимические процессы это процессы взаимного

Подробнее

Лабораторная работа 2. Приготовление растворов и изучение их свойств. Цель работы: исследовать процесс растворения веществ; овладеть методиками

Лабораторная работа 2. Приготовление растворов и изучение их свойств. Цель работы: исследовать процесс растворения веществ; овладеть методиками Лабораторная работа 2. Приготовление растворов и изучение их свойств. Цель работы: исследовать процесс растворения веществ; овладеть методиками приготовления растворов заданной концентрации, изучение их

Подробнее

1. Основные свойства проявляет внешний оксид элемента: 1) серы 2) азота 3) бария 4) углерода 2. Какая из формул соответствует выражению степени

1. Основные свойства проявляет внешний оксид элемента: 1) серы 2) азота 3) бария 4) углерода 2. Какая из формул соответствует выражению степени 1. Основные свойства проявляет внешний оксид элемента: 1) серы 2) азота 3) бария 4) углерода 2. Какая из формул соответствует выражению степени диссоциации электролитов: 1) α = n\n 2) V m = V\n 3) n =

Подробнее

Марина Норайровна Тер-Акопян

Марина Норайровна Тер-Акопян 1. Доцент кафедры Общей и неорганической химии НИТУ «МИСиС», кандидат химических наук Марина Норайровна Тер-Акопян 2. Среда обитания кислот и оснований - вода Вода наиболее важное химическое вещество на

Подробнее

ЗАДАНИЯ I (ОТБОРОЧНОГО) ЗАОЧНОГО ЭТАПА ОЛИМПИАДЫ «ЮНЫЕ ТАЛАНТЫ ПРИКАМЬЯ. ХИМИЯ» 2008/2009 УЧЕБНОГО ГОДА

ЗАДАНИЯ I (ОТБОРОЧНОГО) ЗАОЧНОГО ЭТАПА ОЛИМПИАДЫ «ЮНЫЕ ТАЛАНТЫ ПРИКАМЬЯ. ХИМИЯ» 2008/2009 УЧЕБНОГО ГОДА ЗАДАНИЯ I (ОТБОРОЧНОГО) ЗАОЧНОГО ЭТАПА ОЛИМПИАДЫ «ЮНЫЕ ТАЛАНТЫ ПРИКАМЬЯ. ХИМИЯ» 2008/2009 УЧЕБНОГО ГОДА Отвечать на задания необходимо в файле ответов! В заданиях 1-19 необходимо выбрать один или несколько

Подробнее

Тренировочные задания с примерами решения

Тренировочные задания с примерами решения Тренировочные задания с примерами решения Тема «Закон эквивалентов» Эквивалент это реальная или условная частица вещества, соответствующая в данной кислотно-основной реакции 1 иону водорода или в данной

Подробнее

ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ РФ ЭЛЕКТРОЛИЗ ВЕЩЕСТВ

ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ РФ ЭЛЕКТРОЛИЗ ВЕЩЕСТВ ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ РФ КАЗАНСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ АРХИТЕКТУРНО- СТРОИТЕЛЬНЫЙ УНИВЕРСИТЕТ Кафедра химии ЭЛЕКТРОЛИЗ ВЕЩЕСТВ Методические указания по химии для студентов I курса дневной и

Подробнее

Московский государственный университет путей сообщения (МИИТ) Кафедра «Химия и инженерная экология»

Московский государственный университет путей сообщения (МИИТ) Кафедра «Химия и инженерная экология» Московский государственный университет путей сообщения (МИИТ) Кафедра «Химия и инженерная экология» Группа Студент (ФИО студента, дата выполнения) Преподаватель Отчёт принят (ФИО преподавателя) (Подпись

Подробнее

Систематизацию материала о химической реакции следует начать с понятия «химическая реакция», признаков и условий протекания реакций:

Систематизацию материала о химической реакции следует начать с понятия «химическая реакция», признаков и условий протекания реакций: МЕТОДИЧЕСКИЕ РЕКОМЕНДАЦИИ БЛОК «ХИМИЧЕСКАЯ РЕАКЦИЯ» Достаточно многочисленными и разнообразными по уровню сложности являются задания экзаменационной работы, с помощью которых проверяют усвоение элементов

Подробнее

Лекция 5 Электрохимия

Лекция 5 Электрохимия Лекция 5 Электрохимия Растворы электролитов Общие свойства растворов электролитов Вещества, которые образуют растворы, обладающие ионной проводимостью, называются электролитами. Электролиты можно разделить

Подробнее

Реакция протекает до конца, так как выпадает осадок хлорида серебра. Реакция идет до конца, так как образуется слабый электролит вода.

Реакция протекает до конца, так как выпадает осадок хлорида серебра. Реакция идет до конца, так как образуется слабый электролит вода. 1 Теория. Ионно-молекулярные уравнения реакций ионного обмена Реакциями ионного обмена называют реакции между растворами электролитов, в результате которых они обмениваются своими ионами. Реакции ионного

Подробнее

РАБОТА. ИЗМЕРЕНИЕ ЭДС ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКОГО ЭЛЕМЕНТА И ОПРЕДЕЛЕНИЕ ПОТЕНЦИАЛА ЭЛЕКТРОДА

РАБОТА. ИЗМЕРЕНИЕ ЭДС ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКОГО ЭЛЕМЕНТА И ОПРЕДЕЛЕНИЕ ПОТЕНЦИАЛА ЭЛЕКТРОДА Составитель: Яргаева В. А. АБОТА. ИЗМЕЕНИЕ ЭДС ЭЛЕКТОХИМИЧЕСКОГО ЭЛЕМЕНТА И ОПЕДЕЛЕНИЕ ПОТЕНЦИАЛА ЭЛЕКТОДА Цель работы: приготовить электрохимический элемент, измерить ЭДС элемента компенсационным методом,

Подробнее

РОССИЙСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ ДРУЖБЫ НАРОДОВ. Кафедра физической и коллоидной химии РАБОЧАЯ ТЕТРАДЬ. по курсу Физическая и коллоидная химия.

РОССИЙСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ ДРУЖБЫ НАРОДОВ. Кафедра физической и коллоидной химии РАБОЧАЯ ТЕТРАДЬ. по курсу Физическая и коллоидная химия. РОССИЙСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ ДРУЖБЫ НАРОДОВ Кафедра физической и коллоидной химии РАБОЧАЯ ТЕТРАДЬ по курсу Физическая и коллоидная химия Студента(ки) Группа Преподаватель Тетрадь сдана Москва, уч.год УДК 54

Подробнее

ИЗМЕРЕНИЕ ЭЛЕКТРОДНЫХ ПОТЕНЦИАЛОВ И ЭЛЕКТРОДВИЖУЩЕЙ СИЛЫ ГАЛЬВАНИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ

ИЗМЕРЕНИЕ ЭЛЕКТРОДНЫХ ПОТЕНЦИАЛОВ И ЭЛЕКТРОДВИЖУЩЕЙ СИЛЫ ГАЛЬВАНИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ ИЗМЕРЕНИЕ ЭЛЕКТРОДНЫХ ПОТЕНЦИАЛОВ И ЭЛЕКТРОДВИЖУЩЕЙ СИЛЫ ГАЛЬВАНИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ Меренов А.В. Кубанский государственный технологический университет Краснодар, Россия MEASUREMENT ELECTRODE POTENTIALS and

Подробнее

КАТОДНЫЕ ПРОЦЕССЫ. Если металл находится в ряду напряжений: Восстановление на катоде. Положение металла в ряду напряжений

КАТОДНЫЕ ПРОЦЕССЫ. Если металл находится в ряду напряжений: Восстановление на катоде. Положение металла в ряду напряжений Тема 6. «Электролиз растворов и расплавов солей» 1. Электролиз окислительно восстановительный процесс, протекающий на электродах при пропускании электрического тока через раствор или расплав электролита.

Подробнее

Шкала ph. Автопротолиз воды. Что есть КИСЛОТА и ОСНОВАНИЕ? [3 теории] Аррениус, 1894 Бренстед-Лоури, 1923 Льюис, 1923 КИСЛОТНО ОСНОВНЫЕ РАВНОВЕСИЯ

Шкала ph. Автопротолиз воды. Что есть КИСЛОТА и ОСНОВАНИЕ? [3 теории] Аррениус, 1894 Бренстед-Лоури, 1923 Льюис, 1923 КИСЛОТНО ОСНОВНЫЕ РАВНОВЕСИЯ Что есть КИСЛОТА и ОСНОВАНИЕ? [3 теории] КИСЛОТНО ОСНОВНЫЕ РАВНОВЕСИЯ Жизнь это борьба не против греха, не против власти денег, но против ионов водорода Аррениус, 1894 Бренстед-Лоури, 1923 Льюис, 1923

Подробнее

Разбор задач к контрольной 2

Разбор задач к контрольной 2 Разбор задач к контрольной 2 Материал подготовлен М.А. Статкусом. Разобранные задачи аналогичны представленым в типовых вариантах контрольной 2 в методическом пособии. Автор не может гарантировать, что

Подробнее

α>30 % - кислоты: HCl, HBr, HI, HNO 3, H 2 SO 4, HClO 4, HMnO 4 ;

α>30 % - кислоты: HCl, HBr, HI, HNO 3, H 2 SO 4, HClO 4, HMnO 4 ; Министерство образования и науки РФ Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования Ухтинский государственный технический университет (УГТУ) Химия Реакции ионного обмена

Подробнее

Входные тесты по аналитической химии Вариант II. 3. Выберете атом, в котором число протонов равно числу нейтронов:

Входные тесты по аналитической химии Вариант II. 3. Выберете атом, в котором число протонов равно числу нейтронов: 1. Чему равен заряд ядра атома кислорода? 1) 2 2) +6 3) +7 4) +8 2. Что общего в атомах 1 1Н, 2 1Н, 3 1Н? 1) Массовое число 2) Число протонов 3) Число нейтронов 4) Радиоактивные свойства Входные тесты

Подробнее

Водородный показатель ph Индикаторы Суть гидролиза Типы солей Алгоритм составления уравнений гидролиза солей Гидролиз солей различных типов Способы

Водородный показатель ph Индикаторы Суть гидролиза Типы солей Алгоритм составления уравнений гидролиза солей Гидролиз солей различных типов Способы Водородный показатель ph Индикаторы Суть гидролиза Типы солей Алгоритм составления уравнений гидролиза солей Гидролиз солей различных типов Способы подавления и усиления гидролиза Решение тестов В4 Водородный

Подробнее

1. Какие возможны коррозионные процессы при погружении кобальтовых пластин скрепленных железными болтами в водный раствор рн 7?

1. Какие возможны коррозионные процессы при погружении кобальтовых пластин скрепленных железными болтами в водный раствор рн 7? ВАРИАНТ 1 1. Какие процессы протекают при электрохимической коррозии хромированного железного изделия в водном растворе с рн

Подробнее

ФИЗИЧЕСКАЯ И КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ

ФИЗИЧЕСКАЯ И КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ А.И. Пылинина, Т.Ф. Шешко, Р.Е. Сафир, М.В. Шляхова ФИЗИЧЕСКАЯ И КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ МЕТОДИЧЕСКИЕ РЕКОМЕНДАЦИИ К ЛАБОРАТОРНЫМ РАБОТАМ Для студентов аграрного факультета Москва Издательство Российского университета

Подробнее

Лекция 6. Кислотно-основные равновесия

Лекция 6. Кислотно-основные равновесия Лекция 6 Кислотно-основные равновесия 1 План лекции 1. Общие свойства химического равновесия. 2. Электролитическая диссоциация. Кислоты и основания по Аррениусу. 3. Кислотность растворов. ph. Константы

Подробнее

Химия классы Максимальное количество баллов 100.

Химия классы Максимальное количество баллов 100. Химия - 8-9 классы Максимальное количество баллов 100. 9-1. Одно и то же количество металла реагирует с 0,8 г кислорода и 8,0 г галогена. Определите галоген, о котором идет речь в задаче. Ответ подтвердите

Подробнее

MyTestXPro Тест: "Электролитическая диссоциация". Задание 1. Задание 2. Выберите несколько из 4 вариантов ответа: Задание 3

MyTestXPro Тест: Электролитическая диссоциация. Задание 1. Задание 2. Выберите несколько из 4 вариантов ответа: Задание 3 MyTestXPro Тест: "Электролитическая диссоциация". Тестируемый: Дата: Задание 1 В растворе азотистой кислоты HNO 2 имеются частицы: катионы водорода анионы кислотного остатка катионы металла не распавшиеся

Подробнее

Теория электролитической диссоциации. Тема 10

Теория электролитической диссоциации. Тема 10 Теория электролитической диссоциации Тема 10 ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ Происходит при растворении электролитов в полярных растворителях Обратимый и равновесный процесс Электролиты (от электро... и

Подробнее

Лекц ия 16 Применение электролиза. Электрохимические потенциалы

Лекц ия 16 Применение электролиза. Электрохимические потенциалы Лекц ия 16 Применение электролиза. Электрохимические потенциалы Вопросы. Использование электролиза в технике. Электрохимические потенциалы. Гальванические элементы. Поляризация гальванических элементов.

Подробнее

[H + ] [OH ] = [H + ] = [OH ] = 10 7 моль/л [H + ] > 10 7, [OH ] < 10 7 [H + ] < 10 7, [OH ] > 10 7

[H + ] [OH ] = [H + ] = [OH ] = 10 7 моль/л [H + ] > 10 7, [OH ] < 10 7 [H + ] < 10 7, [OH ] > 10 7 Расчет рн растворов сильных и слабых электролитов (кислот и ований) Сильные электролиты все кислоты и ования, константы ионизации которых больше 0. В водных растворах концентрации ионов Н + и ОН взаимосвязаны

Подробнее

Ответы на вопросы и упражнения из тетради для лабораторных и практических работ И. И. Акимовой, Н. В. Запорожец «Химия» ТЕМА «ОРГАНИЧЕСКИЕ СОЕДИНЕНИЯ»

Ответы на вопросы и упражнения из тетради для лабораторных и практических работ И. И. Акимовой, Н. В. Запорожец «Химия» ТЕМА «ОРГАНИЧЕСКИЕ СОЕДИНЕНИЯ» Ответы на вопросы и упражнения из тетради для лабораторных и практических работ И. И. Акимовой, Н. В. Запорожец «Химия» ТЕМА «ОРГАНИЧЕСКИЕ СОЕДИНЕНИЯ» Лабораторная работа 1 Опыты с глицерином: растворимость

Подробнее

Лекция «Электролиз» Кузнецова А.А., к.х.н., доцент кафедры ОИД 2007 год

Лекция «Электролиз» Кузнецова А.А., к.х.н., доцент кафедры ОИД 2007 год Лекция «Электролиз» Кузнецова А.А., к.х.н., доцент кафедры ОИД 2007 год Электролиз Электролиз совокупность окислительновосстановительных процессов, происходящих на электродах при прохождении постоянного

Подробнее

Лекция 14 Ионные реакции В процессе реакций ионного обмена степени окисления элементов всех взаимодействующих веществ не изменяются.

Лекция 14 Ионные реакции В процессе реакций ионного обмена степени окисления элементов всех взаимодействующих веществ не изменяются. 1 Лекция 14 Ионные реакции Химические реакции в растворах электролитов сводятся к обмену ионами. Эти реакции характеризуются очень высокими скоростями. В процессе реакций ионного обмена степени окисления

Подробнее

Кузнецова А.А., к.х.н., доцент кафедры ООД ЗВФ 2007 год

Кузнецова А.А., к.х.н., доцент кафедры ООД ЗВФ 2007 год Кузнецова А.А., к.х.н., доцент кафедры ООД ЗВФ 2007 год 1 1. История развития электрохимии 2. Электролиты, свойства электролитов 3. Электролиз расплавов солей 4. Ряд напряжений металлов 5. Катодные процессы

Подробнее

Кондуктометрический метод анализа это метод, основанный на измерении электропроводности (электрической проводимости) растворов.

Кондуктометрический метод анализа это метод, основанный на измерении электропроводности (электрической проводимости) растворов. Лекция 2. Кондуктометрия. Способность проводить электрический ток является одним из важнейших физикохимических свойств водных растворов электролитов. Электропроводность растворов зависит от концентрации

Подробнее

Изучение гальванических элементов в школьном курсе химии

Изучение гальванических элементов в школьном курсе химии Изучение гальванических элементов в школьном курсе химии А.Н. Лёвкин, кандидат педагогических наук, доцент, заведующий кафедрой естественнонаучного образования ГБУ ДПО Санкт-Петербургская академия постдипломного

Подробнее

ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ

ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ Федеральное агентство по образованию РФ Новгородский Государственный Университет им. Ярослава Мудрого Кафедра химии и экологии ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ Методические указания к лабораторной работе Великий

Подробнее

ПОЛУЧЕНИЕ ГАЛЬВАНИЧЕСКОГО ПОКРЫТИЯ (Учебно исследовательская работа)

ПОЛУЧЕНИЕ ГАЛЬВАНИЧЕСКОГО ПОКРЫТИЯ (Учебно исследовательская работа) Составитель: Яргаева В. А. ПОЛУЧЕНИЕ ГАЛЬВАНИЧЕСКОГО ПОКРЫТИЯ (Учебно исследовательская работа) Цель работы: подбор оптимальных условий для получения металлического гальванического покрытия; выбор методики

Подробнее

После выполнения работы передайте методичку следующей паре студентов. Лабораторная работа ЭЛЕКТРОПРОВОДНОСТЬ РАСТВОРОВ ЭЛЕКТРОЛИТОВ.

После выполнения работы передайте методичку следующей паре студентов. Лабораторная работа ЭЛЕКТРОПРОВОДНОСТЬ РАСТВОРОВ ЭЛЕКТРОЛИТОВ. Лабораторная работа ЭЛЕКТРОПРОВОДНОСТЬ РАСТВОРОВ ЭЛЕКТРОЛИТОВ. КОНДУКТОМЕТРИЯ Техника безопасности: помимо общелабораторных правил техники безопасности необходимо обратить внимание на следующее. Необходимые

Подробнее

Семинар 1. Равновесие в гомогенной системе, кислотно-основное равновесие, использование в титриметрии (автор к.х.н. Моногарова О.В.).

Семинар 1. Равновесие в гомогенной системе, кислотно-основное равновесие, использование в титриметрии (автор к.х.н. Моногарова О.В.). Семинар 1. Равновесие в гомогенной системе, кислотно-основное равновесие, использование в титриметрии (автор к.х.н. Моногарова О.В.). Аналитическая химия наука об определении химического состава веществ

Подробнее

РОССИЙСКИЙ НАЦИОНАЛЬНЫЙ ИССЛЕДОВАТЕЛЬСКИЙ МЕДИЦИНСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ Общая и биоорганическая химия

РОССИЙСКИЙ НАЦИОНАЛЬНЫЙ ИССЛЕДОВАТЕЛЬСКИЙ МЕДИЦИНСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ Общая и биоорганическая химия РОССИЙСКИЙ НАЦИОНАЛЬНЫЙ ИССЛЕДОВАТЕЛЬСКИЙ МЕДИЦИНСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ Общая и биоорганическая химия Курс лекций для студентов лечебного, педиатрического, московского и стоматологического факультетов Тема 5

Подробнее

Реакция горения топлива:

Реакция горения топлива: Очный этап. 9 класс. Решения. Задание 1. Молекулы двух сложных бинарных жидких соединений А и В содержат одинаковое число электронов, заряд которых в молекуле равен -28,8*10-19 Кл. Эти вещества используются

Подробнее

ЭЛЕКТРОЛИЗ ВОДНЫХ РАСТВОРОВ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

ЭЛЕКТРОЛИЗ ВОДНЫХ РАСТВОРОВ ЭЛЕКТРОЛИТОВ Федеральное агентство по образованию Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования Новгородский государственный университет им. Ярослава Мудрого Факультет естественных

Подробнее

Протолитические равновесия

Протолитические равновесия Государственное бюджетное образовательное учреждение высшего профессионального образования МОСКОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ МЕДИКО- СТОМАТОЛОГИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ Министерства здравоохранения и социального развития

Подробнее