Ea - энергия активации, т.е. энергия, которой должны обладать сталкивающиеся молекулы, чтобы столкновение привело к химическому превращению. 2 страница

C (AlCl₃) =? n (AlCl₃) = 16 г: 133,5 г/моль = 0,12 моль C_H (AlCl₃) =? C (AlCl₃) = 0,12 моль: 0,087 л = 1,38 моль/л m _экв ((AlCl₃) = М (AlCl₃): 3 = 133,5: 3 = 44,5 C_H (AlCl₃) = 16 / 44,5 0,087 = 4,13 моль/л № 48. Качественная теория сильных электролитов была разработана П. Дебаем и Г. Хюккелем (1923). Для сильных электролитов, полностью диссоциирующих на ионы, даже при малых концентрациях растворов энергия электростатического взаимодействия между ионами достаточно велика, и пренебречь этим взаимодействием нельзя. Взаимодействие противоположно и одноименно заряженных ионов (соответственно притяжение и отталкивание) приводит к тому, что вблизи каждого иона находятся преимущественно ионы с противоположным зарядом, образующие т.н. ионную атмосферу. Радиус ионной атмосферы сравнительно велик, поэтому ионные атмосферы соседних ионов пересекаются; кроме того, каждый ион окружен дипольными молекулами растворителя – сольватной оболочкой. Т.о., в растворе сильного электролита возникает подобие пространственной структуры, что ограничивает свободу перемещения ионов и приводит к изменению свойств раствора в том же направлении, как действовало бы уменьшение степени диссоциации. Поэтому, определяя степень диссоциации раствора сильного электролита, получают т.н. кажущуюся степень диссоциации, т.е. величину α с поправкой на межионное взаимодействие. Чем выше концентрация раствора, тем сильнее взаимодействие ионов, тем меньше и кажущаяся степень диссоциации сильного электролита. З а д а ч а. Вычислить кажущуюся степень диссоциации хлорида магния в водном растворе с массовой долей 0,5% и плотность 1000 г/л, если при температуре 18⁰С осмотическое давление этого раствора равно 3,2 10⁵ Па. Р е ш е н и е: Путь масса раствора равна 100 г, тогда масса хлорида магния 0,5 г, а масса воды – 99,5 г. Количество вещества хлорида магния: n (MgCl₂) = 0,5 г: 95 г/моль = 0,0053 моль. Хлорид магния диссоциирует на ионы в растворе: MgCl₂ = Mg²⁺ + 2Cl^-, т.е. в растворе из одного моля соли получается 3 моль-ионов. Объем раствора при плотности 1000г/л равен 0,1 л, отсюда C_M = 0,0053: 0,1 = 0,053 моль/л или 53 моль/м³ Найдем изотонический коэффициент по формуле P_осм = C_M ·R· T· i i = P_осм/ C_M ·R· T = 3,2/ 53· 8,314 ·291 = 2,5 a = 2,5 -1/ 3 – 1 = 0,75 или 75 % № 49. Чтобы вычислить массовые отношения этиленгликоля и воды в антифризе, определим С_m в соответствии с законом Рауля Dt = K_кр · С_m Отсюда, так как Dt = 20⁰, K_кр (Н₂О) = 1,86, тогда С_m = 20/1,86 = 10,75 моль/кг, массовая доля этиленгликоля v (С₂Н₄(ОН)₂) = 10,75 · 62 ·100/= 1000 + 10,75 · 62 = 40 %. Таким образом отношение масс этиленгликоля и воды = 2:3 № 50. Определим С_m в соответствии с законом Рауля Dt = K_кр · С_m С_m Отсюда, так как Dt = 25⁰, K_кр (Н₂О) = 1,86, тогда С_m = 25/1,86 = 13,44 моль/кг, m (С₂Н₄(ОН)₂) = 13,44 · 62 = 833 г, при плотности 1116 кг/м³ V(С₂Н₄(ОН)₂) = 746 мл. Тогда соотношение воды и этиленгликоля по объёму 1000: 746 = 4: 3 № 51.Вычислите массовую долю сахара С₁₂Н₂₂О₁₁ в водном растворе, зная температуру кристаллизации раствора (–0,93°С). Криоскопическая константа воды 1,86°С. Решение. Δt = C_m(C₁₂H₂₂O₁₁)·K_к Т_зам. = 0 – Δt -0,93 = 0 – Δt Δt = 0,93°C 0,93 = C_m(C₁₂H₂₂O₁₁)·1,86 C_m(C₁₂H₂₂O₁₁) = 0,5 моль/кг ω(C₁₂H₂₂O₁₁) = 342·0,5·100/(1000 + 342·0,5) = 14,6% № 52. Имеется 15% водный раствор пропилового спирта. Кэ (Н₂О) = 0,53. Пусть масса раствора равна 1000 г, тогда масса спирта = 150 г, молярная масса спирта = 60 г/моль n(C₃H₇OH) = 150 / 60 = 2,5 моль С_m = 2,5 моль/кг. Тогда Dt = 2,5 0,53 = 1,325 T_кип = 100 + 1,325 = 101,325 ⁰С № 53. Так как в 1 литре растворе неэлетролита содержится 2,01 ·10²³ молекул, то можно рассчитать: 1) количество вещества неэлектролита, разделив число молекул на число Авогадро n = N/N_A = 2,01 ·10²³ : 6,02 ·10²³ = 0,33 моль, отсюда С_m = 0,33 моль/л, К_кр (Н₂О) = 1,86 Dt = К_кр (Н₂О) С_m = 1,86 0,33 = 0,6 t_зам = 0 – 0,6 = - 0,6⁰С № 54. Вещества, распадающиеся в растворах или расплавах на ионы, называют электролитами. Электролитами являются соли, кислоты и основания. При растворении в воде электролиты распадаются (диссоциируют) на положительно и отрицательно заряженные ионы. Положительно заряженные ионы называются катионами; например, ионы водорода и металлов. Отрицательно заряженные ионы называются анионами; к ним принадлежат ионы кислотных остатков, гидроксид-ионы. Диссоциация НС1 и NaCl выразится уравнением: HCl = H⁺ + Cl^- NaCl =Na⁺+ Cl^- В зависимости от структуры раство­ряющегося вещества в безводном состоянии (ионная или полярная связь) его диссоциация проте­кает по-разному. Когда кристалл соли, например, хлорида калия, попадает в воду, то расположенные на его поверхности ионы притягивают к себе полярные молекулы воды (ион-дипольное взаимодействие). К ионам калия молекулы воды притягиваются своими отрицательными полюсами, а к хлорид-ионам — положительными. Рис. 1. Схема диссоциации полярных молекул в растворе Иначе протекает диссоциация полярных молекул (рис. 1). Молекулы воды, притянувшиеся к концам полярной молекулы (диполь-дипольное взаимодействие), вызывают расхождение ее полюсов — поляризуют молекулу. Такая поляризация в сочетании с колебательным тепловым движением атомов в мо­лекуле, а также с тепловым движением окружающих ее молекул воды приводит к распаду полярной молекулы на ионы. Как и в случае растворения ионного кристалла, эти ионы гидратируются. Ион водорода Н⁺ (протон) оказывается прочно связанным с молекулой воды в ион гидроксония Н₃О⁺. Так, при растворении в воде хлороводорода и азотной кислоты про­исходят процессы, которые можно выразить урав­нениями Н₂О + НСl = Н₃О⁺ + Сl ˉ Н₂О + HNO₃ = Н₃О⁺ + NO₃ˉ В результате этого процесса молекула НСl расщепляется таким образом, что общая пара электронов остается у атома хлора, ко­торый превращается в ион Сlˉ, а протон, внедряясь в электронную оболочку атома кислорода в молекуле воды, образует ион гидроксония Н₃О⁺. Перешедшие в раствор ионы остаются связанными с молеку­лами воды и образуют гидраты ионов. В резуль­тате диссоциации образуются не свободные ионы, а соединения ионов с молекулами растворителя. В общем случае любого раство­рителя эти соединения называются сольватами ионов. Но в уравнениях диссоциации обычно пишут формулы ионов, а не их гидратов или сольватов, тем более, что число молекул раствори­теля, связанных с ионами, изменяется в зависимости от концентра­ции раствора и других условий. Степень диссоциации. Сила электролитов.Чаще всего в растворе лишь часть электролита диссоциирует на ионы, поэтому существует понятие степени диссоциации. Степенью диссоциации электролита называется отношение числа его молекул, распавшихся в данном растворе на ионы, к общему числу его молекул в растворе. В связи с этим электролиты можно разделить на две группы - сильные и слабые электролиты. Сильные электролиты в водных растворах диссоциированы практически полностью. Понятие степени диссоциации к ним не применимо. Слабые электролиты в водных растворах диссоциируют только частично, и в растворе устанавливается динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами. К сильным электролитам принадлежат почти все соли; из кислот и оснований к ним относятся HNO₃, HCIO₄, НСI, HBr, HI, КОН, NaOH, Ba(OH)₂ и Са(ОН)₂. К слабым электролитам относится большинство органических кислот, а из важнейших неорганических соединений к ним принадлежат Н₂СО₃, H₂S, HCN, H₂SiО₃и NH₄OH. Степень диссоциации принято обозначать греческой буквой ά и выражать либо в долях единицы, либо в процентах. Так, для 0,1 н. раствора СН₃СООН ά = 0,013 (или 1,3%), а для 0,1 н. рас­твора HCN ά = 10ˉ⁴ (или 0,01%). Константа диссоциации.К равновесию, которое устанавливается в растворе слабого электролита между молекулами и ионами, можно применить законы химического равновесия и записать выражение константы равновесия. Например, для диссоциации уксусной кислоты СН₃СООН → Н⁺ + СН₃СООˉ константа равновесия имеет вид: К = ([Н+] [СНзСООˉ])/[СНзСООН] Здесь в числителе дроби стоят концентрации ионов — продуктов диссоциации, а в знаменателе — концентрация недиссоциированных молекул. Константа равновесия, отвечающая диссоциации слабого электролита, называется константой диссоциации. Величина К зависит от природы электролита и растворителя, а также от температуры, но не зависит от концентрации раствора. Она характеризует способность данного вещества распадаться на ионы: чем выше К, тем легче электролит диссоциирует. № 55.Соли – электролиты, которые диссоциируют на катионы металлов и анионы кислотных остатков Na₂CO₃ Û 2 Na⁺ + CO₃^2- AlCl₃Û Al³⁺ + 3 Cl^- Cr₂(SO₄)₃Û 2 Cr³⁺ + 3 SO₄^2- Основания- электролиты, которые диссоциируют на катионы металлов и гидроксид-анионы Ba(OH)₂ = Ba²⁺ + 2OH^- Сa(OH)₂ = Сa²⁺ + 2OH^- Кислоты – электролиты, которые дисоциируют на катионы водорода (гидроксония) и анионы кислотных остатков. H Cl = H⁺ + Cl^- Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато. На каждой ступени отщепляется один ион водорода. H₂SO₄ = H⁺ + HSO₄^-(I ступень) HSO₄^- = H+ + SO₄^2- (II ступень) Химические свойства солей. 1. Взаимодействие с кислотами MgCO₃ + 2HCl = MgCl₂+ H₂О +CO₂ MgCO₃ + 2H+ = Mg²⁺ + H₂О +CO₂ 2. Взаимодействиесощелочами Na₂SO₄ + Ba(OH)₂ = 2NaOH + BaSO₄¯ 3. Взаимодействуют с металлами Cu + 2 Ag⁺ = Cu²⁺ + 2 Ag¯ 4. Обменные реакции с другими солями. CaCl₂ + Na₂SiO₃ = CaSiO₃¯ + 2NaCl Ca²⁺ + SiO₃^2- = CaSiO₃¯ Химические свойства оснований: 1. Основания реагируют с кислотами с образованием соли и воды: 2NaOH + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2H₂O 2. Основания реагируют с оксидами неметаллов с образованием соли и воды. CO₂ + 2 NaOH = Na₂CO₃ + H₂O 3. Растворимые в воде основания реагируют с солями. CuSO₄ + 2NaOH = Cu(OH)₂¯ + Na₂SO₄ 4. Нерастворимые в воде основания разлагаются при нагревании на оксид металла и воду: t⁰ Cu(OH)₂ = CuO + H₂O Химические свойства кислот: 1. Кислоты реагируют с основаниями с образованием соли и воды. NaOH + HCl = NaCl + H₂O Н⁺ + ОН^- = Н₂О 2. Кислоты реагируют с оксидами металлов с образованием соли и воды. CuO + H₂SO₄ = CuSO₄ + H₂O CuO + 2 H⁺ = Cu²⁺ + H₂O 3. Кислоты взаимодействуют с металлами, образуя соль и водород. Zn + 2 H⁺ = Zn²⁺ + H₂ 4. Кислоты взаимодействуют с солями. 2 H⁺ + CO₃^2- = H₂O + CO₂­ Амфотерные гидроксиды взаимодействуют как с кислотами, так и с основаниями с образованием солей. Al(OH)₃ + 3HCl = AlCl₃ + 3H₂O Al(OH)₃ + 3H⁺ = Al³⁺ + 3H₂O Al(OH)₃ + NaOH = Na[Al(OH)₄] Al(OH)₃ + OH^- = [Al(OH)₄]^- Кислые соли – продукты неполной нейтрализации многоосновных кислот основаниями. Например NaHCO₃ – гидрокарбонат натрия. При растворении в воде дисоциирует NaHCO₃ =Na⁺ + HCO₃^- Основные соли – продукты неполной нейтрализации многокислотных оснований кислотами. Например Fe(OH)Cl₂ гидроксохлорид железа (III). При растворении диссоциирует Fe(OH)Cl₂ = Fe(OH) ²⁺ + 2Cl^- Перманганат калия относится к средним солям. Диссоциирует: KMnO₄ = K⁺ + MnO₄^- № 56.С гидроксидом калия КОН будут взаимодействовать следующие вещества: Al(OH)₃, H₂SO₄ KOH + Al(OH)₃ = K[Al(OH)₄] K⁺ + OH^- + Al(OH)₃ = K⁺ + [Al(OH)₄]^- OH^- + Al(OH)₃ = [Al(OH)₄]^- 2KOH + H₂SO₄ = K₂SO₄ + 2H₂O 2K⁺ + 2OH^- + 2H⁺ + SO₄^2- = 2K⁺ + SO₄^2-+ 2H₂O 2OH^- + 2H⁺ = 2H₂O OH^- + H⁺ = H₂O С гидроксидом бария гидроксид калия не реагирует. Оба вещества являются основаниями и между ними не возможно взаимодействие № 57.С раствором серной кислоты будут взаимодействовать следующие вещества: Al(OH)₃, NiSO₄, Na₂S: 2Al(OH)₃ + 3H₂SO₄ = Al₂(SO₄)₃ + 6H₂O 2Al(OH)₃ + 6H ⁺ + 3SO₄^2-= 2Al³⁺ + 3SO₄^2-+ 6H₂O 2Al(OH)₃ + 6H ⁺= 2Al³⁺ + 6H₂O Al(OH)₃ + 3H ⁺= Al³⁺ + 3H₂O NiSO₄ + H₂SO₄ = Ni(HSO₄)₂ в этом случае образуется кислая соль гидросульфат никеля Na₂S + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + H₂S­ 2Na⁺ + S^2- + 2H ⁺ + SO₄^2-= 2Na⁺ + SO₄^2- + H₂S­ S^2- + 2H^+-= H₂S­ С уксусной кислотой серная кислота не реагирует (вещества одной природы) № 58.С раствором гидроксида натрия будут реагировать: NiSO_4, Be(OH)₂, KHCO₃ NiSO₄ + 2NaOH = Ni(OH)₂¯ + Na₂SO₄ Ni²⁺ + SO₄^2- + 2Na ⁺ + 2OH^- = Ni(OH)₂¯ + 2Na ⁺ + SO₄^2- Ni²⁺ + 2OH^- = Ni(OH)₂¯ 2NaOH + Be(OH)₂ = Na₂[Be(OH)₄] 2Na⁺ + 2OH^- + Be(OH)₂ = 2Na⁺ + [Be(OH)₄]^2- 2OH^- + Be(OH)₂ = [Be(OH)₄]^2- 2KHCO₃ + 2NaOH = K₂CO₃ + Na₂CO₃ + 2H₂O 2K⁺ + 2HCO₃^- +2Na⁺ + 2OH^- = 2K⁺ + CO₃^2- +2Na⁺ + CO₃^2- + 2H₂O 2HCO₃^- + 2OH^- = 2CO₃^2- + 2H₂O HCO₃^- + OH^- = CO₃^2- + H₂O   № 59.Жесткость воды отражает содержание в ней ионов кальция и магния Ca²⁺ и Mg²⁺. Жесткость, обусловленная наличием в воде гидрокарбонатов кальция и магния, называется временной, или карбонатной (Ж_вр). Жесткость, обусловленная хлоридами и сульфатами этих металлов, называется постоянной (Ж_п). Суммарная жесткость воды носит название общей жесткости. Жесткость воды (степень жесткости принято выражать в миллимолях ионов Са²⁺ или Mg²⁺ (или обоих ионов) в 1 дм³ или 1 кг воды – ммоль/дм³ или ммоль/кг. В технической литературе встречается единица измерения степени жесткости воды – мг экв/дм³ или мг-экв/кг. Зная, что молярные массы эквивалентов ионов Са²⁺ и Mg²⁺ соответственно равны 20,04 и 12,16 мг/дм³, можно рассчитать обжую жесткость воды (в ммоль/дм³)   Жесткость воды

Состав жесткой воды	Виды жесткости	Способы устранения
катионы	Анионы	по составу	по способу устранения
Са Mg	HCO	Карбонатная	временная	Кипячение, содовый, фосфатный
Cl, NO , SO	некарбонатная	постоянная	содовый, фосфатный известковый
HCO , Cl , NO , SO			содовый, фосфатный известковый

Существует множество способов устранения жёсткости:

Карбонатную жёсткость устраняют: 1) Кипячением: Ca(HCO₃)₂→CaCO₃↓+H₂O+CO₂

Mg(HCO₃)₂→MgCO₃↓+H₂O+CO₂

2) Действием известкового молока или соды: Ca(OH)₂+Ca(HCO₃)₂→2CaCO₃↓+2H₂O

Ca(HCO₃)₂+NaCO₃→CaCO₃↓+2NaHCO₃

Некарбонатную жёсткость устраняют действием соды: CaSO₄+Na₂CO₃→CaCO₃↓+Na₂SO₄

MgSO₄+Na₂CO₃→MgCO₃↓+Na₂SO₄

Лучшим реагентом для устранения общей жесткости воды является ортофосфат натрия Na₃PO₄:

3Ca(HCO₃)₂ + 2Na₃PO₄ → Ca₃(PO₄)₂↓+ 6NaHCO₃

3MgSO₄ + 2Na₃PO₄ → Mg₃(PO₄)₂↓ + 3Na₂SO₄

Ортофосфаты кальция и магния очень плохо растворимы в воде, поэтому достигается лучшее умягчение воды.

Обратный осмос. Метод основан на прохождении воды через полупроницаемые мембраны (как правило, полиамидные). Вместе с солями жёсткости удаляется и большинство других солей. Эффективность очистки может достигать 99,9 %. Этот метод нашёл наибольшее применение в бытовых системах подготовки питьевой воды. В качестве недостатка данного метода следует отметить необходимость предварительной подготовки воды, подаваемой на обратноосмотическую мембрану.

Электродиализ. Основан на удалении из воды солей под действием электрического поля. Удаление ионов растворенных веществ происходит за счёт специальных мембран. Так же как и при использовании технологии обратного осмоса, происходит удаление и других солей, помимо ионов жёсткости.

Термический способ. Основан на нагреве воды, устраняет только временную (карбонатную) жёсткость. Находит применение в быту. В промышленности применяется, например, на ТЭЦ.

Реагентное умягчение. Метод основан на добавлении в воду соды или гашеной извести. При этом соли кальция и магния переходят в нерастворимые соединения и, как следствие, выпадают в осадок. Этот метод оправдан при относительно больших расходах воды, поскольку связан с решением ряда специфических проблем: фильтрации осадка, точной дозировки реагента.

Катионирование. Метод основан на использовании ионообменной гранулированной загрузки (чаще всего ионообменные смолы). Такая загрузка при контакте с водой поглощает катионы солей жёсткости (кальций и магний, железо и марганец). Взамен, в зависимости от ионной формы, отдавая ионы натрия или водорода. Эти методы соответственно называются Na-катионирование и Н-катионирование. При правильно подобранной ионообменной загрузке жёсткость воды снижается при одноступенчатом натрий-катионировании до 0,05-0,1 мг-экв/л, при двухступенчатом — до 0,01 мг-экв/л.

В промышленности с помощью ионообменных фильтров заменяют ионы кальция и магния на ионы натрия и калия, получая мягкую воду. Определенное умягчение воды происходит и в бытовых фильтрах для питьевой воды. Отфильтрованная вода дает меньше накипи. Полностью очистить воду можно методом перегонки (дистилляцией).

№ 60.Схема гальванического элемента, который состоит из марганцевого анода и стандартного водородного потенциала, следующая: анод (-) Mn |Mn²⁺| 2H⁺ |Pt, H₂ (+) катод На аноде происходит процесс окисления марганца Mn – 2e = Mn²⁺ На катоде восстанавливаются ионы водорода 2Н+ + 2е = Н₂ Суммарное уравнение реакции: Mn + 2H⁺ = Mn²⁺ + H₂ Рассчитаем ЭДС гальванического элемента, зная, что концентрация ионов марганца составляет 0,01 моль/л.E = j_к - j_а Поскольку катодом является стандартный водородный электрод, его потенциал равен 0. Потенциал анода рассчитываем по уравнению Нернста j_а = j⁰Mn²⁺ /Mn + 0,059 ×lg[Ni²⁺]/n = -1,05 + 0,059 lg10^-2/2 = -1,05 – 0,059 = - 1,109 В Е = 0 – (-1,109) = 1,109 В Ответ: 1,109 В

№ 61. Количественной характеристикой способности веществ вступать в окислительно-восстановительные реакции (ОВР) является электродный потенциал. Электродный потенциал - разность электрических потенциалов между электродом и находящимся с ним в контакте электролитом (чаще всего между металлом и раствором электролита). Возникновение электродного потенциала обусловливается переносом заряженных частиц через границу раздела фаз, специфической адсорбцией ионов, а при наличии полярных молекул (в том числе молекул растворителя) — ориентационной адсорбцией их. Величина электродного потенциала в неравновесном состоянии зависит как от природы и состава контактирующих фаз, так и от кинетических закономерностей электродных реакций на границе раздела фаз. Равновесное значение скачка потенциалов на границе раздела электрод/раствор определяется исключительно особенностями электродной реакции и не зависит от природы электрода и адсорбции на нём поверхностно-активных веществ. Эту абсолютную разность потенциалов между точками, находящимися в двух разных фазах, нельзя измерить экспериментально или рассчитать теоретически. Практическое значение имеют относительные электродные потенциалы, обычно называемые просто электродными потенциалами, представляющие собой разность электродных потенциалов рассматриваемого электрода и электрода сравнения — чаще всего нормального водородного электрода, электродный потенциал которого условно принимается равным нулю. Стандартный электродный потенциал (Е⁰) металла – это ЭДС гальванического элемента при условии, что один полуэлемент – водородный (С_Н+ = 1 моль/л,

Р_Н2 = 1атм, Т = 25⁰С), а второй – металл, погруженный в раствор его соли с концентрацией ионов металла 1 моль/л. Металлы, расположенные в порядке возрастания их стандартных электродных потенциалов, образуют так называемый ряд стандартных электродный потенциалов. Этот ряд важен для предсказания многих свойств металлов: вытеснения металлов из солей, взаимодействия с кислотами, электролиз растворов солей и т.д. Величина электродного потенциала металла зависит от природы металла, концентрации ионов электролита, температуры. Математически эта зависимость выражается уравнением Нернста: Е = Е⁰ + (RT/nF) ln C

Здесь Е – потенциал металла при данной концентрации ионов, В; Е⁰ – стандартный электродный потенциал металла, В; R – универсальная газовая постоянная (8,316 Дж/град моль); Т – абсолютная температура, К; n – заряд иона металла; F – число Фарадея (96500 Кл/моль); С – концентрация (или активность) ионов металла в растворе, М. Устройство стандартного водородного электрода: платиновый электрод, покрытый мелкодисперсной платиной (платиновой чернью), погруженный в раствор серной кислоты с активностью ионов водорода 1 моль∙л^–1, обдувается струей газообразного водорода под давлением 100 кПа; при этих условиях и при T = 298 K

Платиновая чернь адсорбирует водород, который электрохимически взаимодействует с H+ по уравнению Для гальванического элемента   (–)Pt, H2¦2H+||Mn+¦M(+),   в котором протекает окислительно-восстановительная реакция запишем уравнение изотермы   Учитывая, что для стандартного водородного электрода активности ионов H+ и газа H2 равны 1, а ΔG = –nFE, после преобразования получим уравнение Нернста для электродного процесса:   (7.1) В этом уравнении – ЭДС реакции, n – число электронов, участвующих в электронной реакции, F – число Фарадея. Уравнение (7.1) выражает зависимость электродного потенциала от концентрации (активности) ионов и температуры и называется уравнением Нернста для отдельного электрода. ⇐ Предыдущая1234Следующая ⇒ Дата публикования: 2015-02-03; Прочитано: 216 | Нарушение авторского права страницы | Мы поможем в написании вашей работы! studopedia.org - Студопедия.Орг - 2014-2024 год. Студопедия не является автором материалов, которые размещены. Но предоставляет возможность бесплатного использования (0.012 с)...