Реакції в розчинах електролітів. Умови утворення осаду

Теоретична частина. Електроліти – речовини, що здатні до розпаду на йони в розчинах чи в розплавленому стані. Електролітична дисоціація – процес розпаду молекул на позитивно і негативно заряджені йони під дією полярних молекул розчинника. Кількісною характеристикою сили електроліту є ступінь електролітичної дисоціації (a) – відношення числа молекул, що розпалися на йони (n), до загального числа молекул, введених у розчин (N): a = n/N; 0 < a < 1. a залежить від природи електроліту і розчинника, температури і концентрації. Сильні електроліти практично цілком розпадаються на йони (a>0,3). Слабкі електроліти частково дисоційовані на йони ( 0 < a < 0,03), їх розчини містять йони і недисоційовані молекули. Неелектроліти – речовини, водні розчини і розплави яких не проводять електричний струм. Вони містять ковалентні неполярні чи малополярні зв'язки.

Константа дисоціації (K_D) – відношення добутку рівноважних концентрацій йонів у ступені відповідних стехіометричних коефіцієнтів до концентрації недисоційованих молекул. Вона є константою рівноваги процесу електролітичної дисоціації; характеризує здатність речовини розпадатися на йони: чим вище K_D, тим більше концентрація йонів у розчині.

 

Реакції йонного обміну – це реакції між йонами, що утворилися в результаті дисоціації електролітів. Якщо в розчині немає йонів, що можуть зв'язуватися між собою з утворенням осаду, газу, малодисоційованих сполук чи комплексних йонів, реакції обміну оборотні.

Добуток концентрацій йонів у насиченому розчині важкорозчинного електроліту при постійній температурі є постійноювеличиною і називається добутком розчинності (ДР). Для електроліту A_mB_n вираз добутку розчинності має вигляд: ДР(A_mB_n) = с ^m (A⁺) · с ⁿ (B^–).

Наприклад, ДР(Ag₂S) = с² (Ag⁺) · с(S^2–).

Осад утвориться в тому випадку, коли добуток концентрацій йонів малорозчинного електроліту перевищить величину його добутку розчинності при даній температурі.

Дослід 1. Порівняння електропровідності розчинів деяких речовин

а) На кожен стіл виділяється по 2 – 3 розчини (пляшки з позначкою " для дисоціації "). Розчини, що рекомендуються: HCl, H₂SO₄, CH₃COOH, NaOH, NH₄OH, NaCl, KNO₃, глюкоза, цукор, гліцерин, спирт.

Досліджуваний розчин налити в склянку до нижньої мітки й опустити в розчин електроди. Уставити вилку електродів у розетку (U = 36 B) і відзначити показання амперметра.

Після вимірювань розчин перелити в ту ж пляшку, а електроди вимити, помістивши їх спочатку в склянку з водопровідною, а потім у склянку з дистильованою водою.

Отримані дані записати на дошці, а потім згрупувати електроліти по силі (заповнити таблицю 9 із зазначенням сили струму I). Сильними вважати електроліти, у яких I = 0,5 А, слабкими – 0,05 А.

Таблиця 9

Сильні електроліти	Слабкі електроліти	Неелектроліти

Для всіх електролітів записати рівняння електролітичної дисоціації.

_______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________________

_______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________________

б) Злити розчини ацетатної кислоти й амоніаку, випробувати електропровідність отриманого розчину. Відзначити спостереження, скласти молекулярне та скорочено-йонне рівняння реакції та рівняння електролітичної дисоціації.

_______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________________

Дослід 2. Зсув рівноваги дисоціації слабких електролітів. Налити в пробірку розчин амоніаку, додати 1-2 краплі фенолфталеїну, перемішати вміст пробірки і розділити його на дві частини. В одну з пробірок додати кристалічний амоній хлорид. Порівняти забарвлення розчину в обох пробірках. Зробити висновки, використовуючи принцип Ле-Шательє.

__________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

_______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________________

Дослід 3.Йонні реакції.

а) З утворенням слабкого електроліту. Покладіть в пробірку небагато кристалічного амоній хлориду і додайте розчин натрій гідроксиду. Визначте газ, що виділяється, за запахом, ледь-ледь підігрівши пробірку. Складіть молекулярне та йонні рівняння реакції.

б) З утворенням осаду. Налийте в три пробірки по 2-3 краплі розчину барій хлориду і додайте: в першу – розчин натрій сульфату, в другу – сульфатну кислоту, в третю – розчин алюміній сульфату. Що спостерігаєте? Складіть молекулярні та йонні рівняння реакції.

 

Дослід 4. Утворення осадів і добуток розчинності. У дві пробірки налийте по 3 - 4 краплі розчину з молярною концентрацією плюмбум (ІІ) нітрату 0,005 моль/л. В одну додайте такий же об’єм 0,05 моль/л розчину калій хлориду, а в іншу – такий же об’єм розчину 0,05 моль/л розчину калій йодиду. В якій із пробірок випав осад? Поясніть, використовуючи значення добутку розчинності (ДР(РbI₂) = 8,0 · 10^–9, ДР(РbCl₂) = 1,7· 10^–5). Складіть рівняння реакцій.

 

Контрольні питання і задачі

1. Які речовининазиваються електролітами? Назвіть типи електролітів та наведіть приклади.

2. Який процес називається електролітичною дисоціацією?

3. На що вказує ступінь дисоціації? Як обчислити константу дисоціації?

4. Дайте визначення з точки зору теорії електролітичної дисоціації поняттям "кислоти, основи, солі".

5. Що таке основність кислоти, кислотність основи? Напишіть рівняння дисоціації двохосновної кислоти та двохкислотної основи.

6. Константа дисоціації масляної кислоти С₃Н₇СООН 1,5 ∙ 10^–5. Обчисліть ступінь її дисоціації в 0,005 моль/л розчині. (0,055)

7. Обчисліть об’єм води, який треба додати до 300 мл 0,2 моль/л розчину оцтової кислоти, щоб ступінь дисоціації кислоти подвоїлася? (900 мл).

8. До 50 мл розчину з молярної концентрацією еквівалентів хлоридної кислоти 0,001 моль/л додали 450 мл розчину з молярною концентрацією еквівалентів аргентум нітрату 0,0001 моль/л. Чи випаде осад аргентум хлориду? (так).

9. Напишіть в йонно-молекулярній формі рівняння реакцій взаємодії між водними розчинами наступних речовин: а) NaHCO₃ і HCl, б) FeCl₃ і KOH, в) Pb(CH₃COO)₂ і Na₂S, г) KHS і H₂SO₄, д) Zn(NO₃)₂ + KOH (надлишок), e) Ca(OH)₂ + CO₂, ж) Ca(OH)₂ + CO₂ (надлишок). Для кожного випадку вказати причину зсуву рівноваги убік прямої реакції.

10. Чи утвориться осад аргентум сульфату, якщо до 0,02 моль/лрозчину AgNO₃ додати такий же об’єм розчину з молярною концентрацією еквівалентів H₂SO₄ 1 моль/л? (так).

11. Обчисліть ступінь дисоціації гіпохлоритної кислоти НОСl у розчині з молярною концентрацією еквівалентів 0,2 моль/л.(5 ·10^–4).

Лабораторна робота № 5

РН. ГІДРОЛІЗ СОЛЕЙ

Теоретична частина. Величина pН використовується для характеристики кислотності розчину. Якщо концентрація йонів Гідрогену С(H⁺), то pН = –lg С(H⁺).

У кислих розчинах: С(H⁺) > C(ОН^–) і pН < 7

У лужних розчинах: С(H⁺) < C(ОН^–) і pН > 7

У чистій воді: С(H⁺) = С(OH^–) = 10^–7.

Наряду з показником рН використовують показник рОН: рОН = -lg C(ОН^–).

Добуток концентрації йонів Гідрогену й гідроксид-йонів при постійній температурі є величиною сталою. Ця величина називається йонним добутком води (К_Н2О) і при 22˚C дорівнює:

К_Н2О = С_Н+ · С_ОН¯ = 10^-14

Виходячи із йонного добутку води рН + рОН = 14.

 

Гідроліз – хімічна реакція йонного обміну між водою і розчиненою у ній речовиною з утворенням слабкого електроліту. Гідроліз супроводжується зміною pН розчину. Причиною гідролізу є взаємодія йонів солі з молекулами води з утворенням малодисоційованих сполук чи йонів. Солі, утворені катіоном сильної основи й аніоном сильної кислоти (наприклад, LiBr, K₂SO₄, NaCl, BaCl₂, Ca(NO₃)₂), гідролізу не піддаються, тому що ні катіон, ні аніон солі не можуть при взаємодії з водою утворити молекули слабких електролітів (pН = 7).

Солі слабкої основи і сильної кислоти гідролізуються по катіону: NH₄Cl +H₂O=NH₄OH + HCl

NH₄⁺ + H₂O = NH₄OH + H⁺ (pН < 7)

Гідроліз солей, утворених багатовалентним катіоном, протікає ступінчасто через стадії утворення основних солей:

1 ступінь: Al(NO₃)₃ + H₂O = Al(OH)(NO₃)₂ + HNO₃ Al³⁺ + H₂O = [Al(OH)]²⁺ + H⁺

2 ступінь: Al(OH)(NO₃)₂ + H₂O = Al(OH)₂(NO₃) + HNO₃ [Al(OH)]²⁺ + H₂O = [Al(OH)₂]⁺ + H⁺

3 ступінь: Al(OH)₂(NO₃) + H₂O = Al(OH)₃ + HNO₃ [Al(OH)₂]⁺ + H₂O = Al(OH)₃ + H⁺

Солі, утворені сильною основою і слабкою кислотою, гідролізуються по аніону:

CH₃COOK + H₂O = CH₃COOH + KOH

CH₃COO^– + H₂O = CH₃COOH +OH^– (pН > 7).

Солі багатоосновних кислот гідролізуються ступінчасто (з утворенням кислих солей):

1 ступінь: K₂CO₃ + H₂O = KHCO₃ + KOH (швидко) CO^2–₃ + H₂O = HCO₃^– + OH^–

2 ступінь: KHCO₃ + H₂O = H₂CO₃+ KOH (слабко) HCO₃^– + H₂O = H₂CO₃ + OH^–

Солі, що утворені слабкою основою і слабкою кислотою, гідролізуються по катіону і по аніону:

CH₃COONH₄ + H₂O = CH₃COOH + NH₄OH

CH₃COO^– + NH₄⁺ + H₂O = CH₃COOH + NH₄OH

Гідроліз таких солей протікає сильно, оскільки в результаті його утворюються слабка основа і слабка кислота. рН у цьому випадку залежить від порівняльної сили основи і кислоти. Якщо K_D(основи)>K_D(кислоти), то pН>7; якщо K_D(основи) < K_D(кислоти), то pН < 7.

У випадку гідролізу CH₃COONH₄: K_D(NH₄OH) = 6,3 · 10^–5; K_D(CH₃COOH) = 1,8 · 10^–5, тому реакція водного розчину цієї солі буде слаболужною, майже нейтральною (pН = 7 - 8).

Якщо основа і кислота, що утворюють сіль, є малорозчинні чи нестійкі і розкладаються з утворенням летких продуктів, то в цьому випадку гідроліз солі протікає необоротно:

Al₂S₃ + 6H₂O = 2Al(OH)₃↓ + 3H₂S↑.

Тому сульфід алюмінію не може існувати у виді водних розчинів, може бути отриманий тільки "сухим способом".

Ступінь гідролізу (a_гідр.) – відношення числа гідролізованих молекул до загальної кількості розчинених молекул (виражається у відсотках): a_гідр. = (C_гідр./C_розч.) · 100 %

Ступінь гідролізу залежить від хімічної природи кислоти (основи), що утвориться при гідролізі, і буде тим більше, чим слабкіша кислота (основа).

Таблиця 10

Електроліти	Слабкі, α < 3%	Середні, 3 %<α < 30 %	Сильні, α >30%
Кислоти	H2S, HCN, HNO2, H2CO3, H2IO3.	HF, H3PO4, H2SO3, HNO2.	H2SO4, HCl, HNO3, HClO4, HI, HBr.
Основи	Нерозчинні: Zn(OH)2, Fe(OH)2 і NH4OH.	—	Розчинні луги: NaOH, KOH і Sr(OH)2, Ba(OH)2, Ca(OH)2.
Солі	—	—	Розчинні

Дослід 1. Забарвлення індикаторів у різних середовищах. В 3 пробірки налийте хлоридну кислоту, в 3 інші – розчин натрій гідроксиду і в 3 – дистильовану воду. Згрупуйте пробірки по 3 так, щоб в групі були лужний, кислий і нейтральний розчини. В першу групу пробірок додайте фенолфталеїн, в другу – лакмус, в третю – метилоранж. Результати досліду запишіть в таблицю 11

Таблиця 11

 

Назва індикатора	Забарвлення індикатора в середовищі
кисле [H^+] > [OH^–] рН < 7	нейтральне [H^+] = [OH^–] рН = 7	лужне [OH^–] > [H^+] рН > 7
Лакмус
Фенолфталеїн
Метилоранж

Дослід 2. Гідроліз солей

а) Залежність характеру середовища розчинів від природи солей.

У п'ять пробірок налийте по 1 мл дистильованої води і додайте лакмус. Внесіть у першу пробірку натрій карбонат, у другу – алюміній сульфат, у третю – натрій сульфат, у четверту – натрій ортофосфат. П'ята пробірка служить для порівняння отриманих кольорів. Які з випробуваних солей піддалися гідролізу? Складіть рівняння реакцій гідролізу.

 

б) Вплив сили кислоти і основи, що утворюють сіль, на ступінь гідролізу.

В дві пробірки налийте по 0,5 мл розчинів Na₂SO₃ і Na₂СO₃ з молярною концентрацією еквівалентів 1 моль/л, додайте в кожну з них по 1-2 краплі фенолфталеїну. Порівняйте інтенсивність забарвлення індикатора в обох пробірках. Яка з солей гідролізується в більшій мірі? Відповідь мотивуйте, порівнявши силу кислот Н₂SO₃ і Н₂СO₃ (табл.10).

 

 

в) Взаємне посилення гідролізу солі слабкої основи сіллю слабкої кислоти.

Налийте в пробірку 5-6 крапель розчину алюміній сульфату і додайте такий же об’єм розчину натрій карбонату. Порівняйте спостереження з дослідом 2а. Відзначте виділення бульбашків газу (якого?) і утворення осаду (якого?) та характер середовища. Напишіть молекулярне і йонно-молекулярне рівняння гідролізу солі.

 

 

Контрольні питання і задачі

 

1. Яка величина є кількісною характеристикою кислотності середовища?

2. Обчислити рН розчину з молярною концентрацією оцтової кислоти 0,01 моль/л, в якому ступінь її дисоціації дорівнює 0,042.

3. Які з перерахованих нижче солей піддаються гідролізу: ZnBr_2, K₂S, Fe₂(SO₄)₃, MgSO₄, Cr(NO₃)₃, K₂CO₃, Na₃PO₄, CuCl₂. Для кожної з солей, що гідролізується, напишіть в молекулярній та йонно-молекулярній формі рівняння гідролізу по кожному ступеню, вкажіть реакцію середовища розчину солі.

4. У який колір буде забарвлений лакмус у водних розчинах KCN, NH₄Cl, K₂SO₃, NaNO₃, FeCl₃, Na₂CO₃, Na₂SO₄? Відповідь поясніть.

5. Обчисліть рН розчинів, у яких концентрація йонів Н⁺ (моль/л) дорівнює:

а) 4,6 · 10^–7; б) 8,1 · 10^–3; в) 2,7· 10^–10 (а) 6,70, б) 2,09, в) 9,57).

6. Обчисліть молярну концентрацію йонів Н⁺ у водних розчинах, якщо концентрація гідроксид-йонів складає: а)10^–4; б)3,2·10^–6; в)7,4·10^–11. (а) 10^–10 моль/л, б) 3,12·10^–9 моль/л, в) 1,35·10^–4 моль/л).

 

 

Лабораторна робота № 6

ОКИСНО-ВІДНОВНІ РЕАКЦІЇ

 

Теоретична частина. Окисно-відновні реакції характеризуються переходом електронів від одного компонента реакції до іншого. Окиснення – це віддача електронів атомами, йонами або молекулами, внаслідок чого ступінь окиснення елементів, що втратили електрони, зростає:

– 2ē ® 2 ; – 2ē ® ; – 3ē ® ; – ē ® ; 2 – 2ē ® Br₂⁰.

Відновлення – процес приєднання електронів атомами, йонами або молекулами, внаслідок чого ступінь окиснення елементів, що приєднали електрони, зменшується:

+ 2ē ® ; + 2ē ® ; +3ē ® ; +2ē ® 2 ; + 4ē ® 2 .

Речовини, що в окисно-відновних реакціях втрачають електрони, називаються відновниками, а речовини, що приєднують електрони, – окисниками. Ступінь окиснення – це умовний заряд атома в молекулі, обчислений у припущенні, що молекула складається з йонів і в цілому електронейтральна (у ряді випадків ступінь окиснення не збігається з валентністю).

Вплив середовища на перебіг реакції:

Дослід №1. У 3 пробірки налийте по 1 краплі розчину калій перманганату КМnО₄. У першу пробірку додайте 2 – 3 краплі розчину сульфатної кислоти, у другу – дистильованої води, у третю – 4 краплі розчину натрій гідроксиду. В усі пробірки додайте розчин натрій сульфіту. Опишіть спостереження в ході реакцій. Складіть рівняння реакцій і зрівняйте методом електронного балансу.

 

1____________________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________________

2. ___________________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

3.___________________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________________

 

 

Дослід № 2. До 2 крапель розчину калій йодиду КI долити 2 краплі розчину сульфатної кислоти Н₂SО₄ і 2 краплі розчину калій йодату КIО₃. Описати спостереження в ході реакції. Скласти рівняння реакції і зрівняти методом електронного балансу. Довести наявність вільного йоду за взаємодією з крохмалем.

_____________________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________________

Дослід № 3. До 2 крапель біхромату калію К₂Сr₂О₇ додати 2 краплі розведеної сульфатної кислоти і 2 краплі розчину калій нітриту КNO_2. Описати спостереження в ході реакції. Скласти рівняння реакції і зрівняти методом електронного балансу.

_____________________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________________

Контрольні питання та вправи

1. Які реакції називаються окисно-відновними?

2. Вкажіть типи окисно-відновних реакцій.

3. Які речовини в окисно-відновних реакціях називаються відновниками, а які – окисниками?

4. Визначте ступінь окиснення Сr в наступних сполуках: К₂СrО₄, Сr₂О₃, Fе(СrО₂)₂, К₂Сr₂О₇, Сr₂(SО₄)₃

5. Укажіть, які з приведених процесів являють собою окиснення, а які – відновлення:

S → SO₄^2–; S → S ^2–; Sn → Sn ⁴⁺; К → К ⁺; Вr₂ → 2Вr^–; 2Н⁺ → Н₂; Н₂ → 2Н^–; СI ^– → СIО₃^–; V²⁺ → VO^3–; IО₃^– → I_2; МnО₄ ^– → МnО₄ ^2–.

6. Які з приведених реакцій відносяться до реакцій міжмолекулярного окиснення-відновлення, до реакцій внутрімолекулярного окиснення-відновлення і до реакцій диспропорціонування?

а) 4 КМnО₄ + 4 КОН = 4 К₂МnО₄ + О₂ + 2 Н₂О; б) Н₂SО₄ + 2 Н₂S = 3 S + 3 Н₂О;

в) NН₄NО₂ = N₂ + 3 Н₂О; д) 2 Н₂О₂ = О₂ + 2 Н₂О; г) 4 Р + 3 КОН + 3 Н₂О = РН₃ + 3 КН₂РО_2;

е) 2 КМnО₄ + 3 МnSО₄ + 4 Н₂О = 5 МnО₂ + К₂SО₄+ 2Н₂SО₄.

7. Методом електронного балансу зрівняйте рівняння реакцій:

1) As + HNO₃ + H₂O ® H₃AsO₃ + NO

2) KI + KNO₂ + H₂SO₄ ® I₂ + NO + K₂SO₄ + H₂O

3) Sb + HNO₃ + HCl ® SbCl₃ + NO + H₂O

4) C + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ ® CO₂ + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O

5) H₂S + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ ® S + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O

6) SnSO₄ + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ ® Sn(SO₄)₂ + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O

7) PH₃ + KMnO₄ + H₂SO₄ ® H₃PO₄ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

8) HNO₂ + KMnO₄ + H₂SO₄ ® HNO₃ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

9) MnO₂ + KClO₃ + KOH ® K₂MnO₄ + KCl + H₂O

10) Al + KClO₄ + H₂SO₄ ® Al₂ (SO₄)₃ + KCl + H₂O

11) CrCl₃ + Br₂ + KOH ® K₂CrO₄ + KBr + KCl + H₂O

12) Cr(OH)₃ + Br₂ + NaOH ® Na₂CrO₄ + NaBr + H₂O

13) Cr(NO₃)₃ + Br₂ + KOH ® K₂CrO₄ + KBr + KNO₃ + H₂O

14) Al + NaOH + H₂O ® NaAlO₂ + H₂

15) HgS + HNO₃ + HCl ® S + HgCl₂ + NO + H₂O

16) Fe + KNO₃ ® Fe₂O₃ + N₂ + K₂O

17) Na₂SO₃ + KMnO + K₂SO₄ ® Na₂SO₄ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

18) Na₂SO₃ + KMnO₄ + KOH ® Na₂SO₄ + K₂MnO₄ + H₂O

19) FeSO₄ + KMnO₄ + KOH ® Fe(OH)₃¯ + K₂MnO₄ + K₂SO₄

20) FeS₂ + HNO₃(конц.) ® Fe(NO₃)₃ + H₂SO₄ + NO₂­

21) FeCl₂ + H₂SO₄ ® FeCl₃ + SO₂ + FeSO₄ + H₂O

22) KI + HNO₃ ® I₂ + KNO₃ + NO + H₂O

23) CuS + HNO₃ ® CuSO₄ + NO₂ + H₂O

24) SO₂ + KMnO₄ + H₂O ® H₂SO₄ + K₂SO₄ + MnSO₄

25) KMnO₄ + HCl ® Cl₂ + MnCl₂ + KCl +H₂O

Лабораторна робота № 7

ГАЛЬВАНІЧНІ ЕЛЕМЕНТИ

 

Теоретична частина. У гальванічних елементах окисно-відновні реакції протікають на поверхні електродів. Процеси окиснення і відновлення просторово розділені. Окиснення протікає на аноді, відновлення – на катоді. У гальванічному елементі анодом є електрод, потенціал якого менший, ніж потенціал катода. Анод має заряд “–“, катод – заряд “+”.

Величина електродного потенціалу для металічних електродів залежить від природи металу, концентрації його йонів у розчині електроліту та температури і обчислюється за рівнянням Нернста: де j⁰ – стандартний електродний потенціал; R – універсальна газова стала, R = 8,314 Дж/(К·моль); T – абсолютна температура, К; z – заряд йону металу; F – стала Фарадея, F = 96500 Кл/моль; C_Ме^z+ - концентрація йонів металу в розчині, моль/л.

При Т = 298 К рівняння Нернста має вигляд: j = j⁰+

Гальванічний елемент – пристрій, в якому хімічна енергія окисно-відновної реакції перетворюється на електричну. Гальванічний елемент складається із двох електродів – анода і катода, занурених у розчин або розплав електроліту, електролітичного ключа (сольовий місток) і зовнішньої схеми (металічні провідники та вимірювач напруги чи сили струму).

Електрорушійна сила (ЕРС) процесу для гальванічного елементу визначається як різниця між потенціалами катода Е_к і анода Е_а: ЕРС = j_к – j_а.

Прикладом гальванічного елемента є мідно-цинковий елемент Данієля-Якобі, що складається з цинкової та мідної пластинок, занурених в розчини цинк і купрум (ІІ) сульфатів з молярними концентраціями 1 моль/л (рис. 1).

Цинковий електрод є анодом, на якому проходить окиснення цинку: Zn^o = Zn²⁺ + 2ē. Мідний електрод – катод, на якому проходить відновлення йонів міді з розчину: Cu²⁺ + 2ē = Cu^o

Сумарне рівняння процесу в йонному вигляді: Zn^o + Cu²⁺ = Cu^o + Zn²⁺,

або в молекулярній формі: Zn + CuSO₄ = Cu + ZnSO₄

Схематичний запис гальванічного елемента: (–) Zn| ZnSO₄ || CuSO₄| Cu (+).

За стандартних умов ЕРС гальванічного елемента:

 

 

Рис. 2. Схема гальванічного елемента Данієля-Якобі