Ионное произведение воды. Вода – слабый электролит, диссоциирующий, хотя и весьма незначительно, по уравнению:

Вода – слабый электролит, диссоциирующий, хотя и весьма незначительно, по уравнению:

H₂O D H⁺ + OH^–

Концентрация непродиссоциированных молекул воды величина постоянная, равная [H₂O] = 55, 37 моль/л. Перенеся это значение в левую часть ([H₂O] · К_равн.), мы получим новую const – K_в, называемую ионным произведением воды: К_в = [H⁺]· [ OH^- ] = 10^–14

Водородный показатель (pH). В нейтральной среде [H⁺] = [ OH^- ] = 10^–7

рН = – lg[H⁺] 10^–1… 10^–5 10^–6 10^–7 10^–8 10^–9… 10^–14

кислая ← [H⁺] → щелочная

нейтральная

Значение рОН = – lg[ОH^–] и рН + рОН = 14.

Сильные электролиты — химические соединения, молекулы которых в разбавленных растворах практически полностью диссоциированы на ионы. Степень диссоциации таких электролитов близка к 1. К сильным электролитам относятся многие неорганические соли, некоторые неорганические кислоты и основания в водных растворах, а также в растворителях, обладающих высокой диссоциирующей способностью (спирты, амиды и др.).

Коэффициент активности. Под активностью иона понимают ту эффективную («кажущуюся») концентрацию его, которая отвечает определенным свойствам раствора. Активность иона (а) пропорциональна его концентрации: а _иона = f C_иона,

где f – коэффициент активности. В водных растворах коэффициент активности зависит от концентрации и валентности всех присутствующих ионов. Для характеристики этой зависимости введено понятие ионная сила (μ). Ионная сила раствора равна полусумме произведения концентраций всех присутствующих в растворе ионов на квадраты их зарядов: Чем больше ионная сила раствора, тем меньше коэффициент активности каждого иона и меньше его активная концентрация.Коэффициент активности находят по табличным данным или по формуле Дебая-Гюккеля: lg f = .

Для разбавленных растворов (0, 01 – 0, 05 н) – по упрощенной формуле: lg f = – 0, 5 .

Степень гидролиза. Под степенью гидролиза подразумевается отношение части соли, подвергающейся гидролизу, к общей концентрации её ионов в растворе. Обозначается α (или hгидр); α = (cгидр/cобщ)·100 % где cгидр — число молей гидролизованной соли, cобщ — общее число молей растворённой соли. Степень гидролиза соли тем выше, чем слабее кислота или основание, её образующие. Является количественной характеристикой гидролиза.

Константа гидролиза — константа равновесия гидролитической реакции.

В общем случае для соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием:

, где Ka — константа диссоциации слабой кислоты, образующейся при гидролизе. Для соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием:

, где Kb — константа диссоциации слабого основания, образующегося при гидролизе.

Для соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием:

5.

Валентность — способность атомов химических элементов образовывать определённое число химических связей с атомами других элементов.

6.

Электродный потенциал — разность электрических потенциалов между электродом и находящимся с ним в контакте электролитом (чаще всего между металлом и раствором электролита).

Возникновение электродного потенциала обусловлено 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.

В электрохимии стандартный электродный потенциал, обозначаемый Eo, E0, или EO, является мерой индивидуального потенциала обратимого электрода (в равновесии) в стандартном состоянии, которое осуществляется в растворах при эффективной концентрации в 1 моль/кг и в газах при давлении в 1 атмосферу или 100 кПа (килопаскалей). Объёмы чаще всего взяты при 25 °C. Основой для электрохимической ячейки, такой как гальваническая ячейка всегда является окислительно-восстановительная реакция, которая может быть разбита на две полуреакции: окисление на аноде (потеря электрона) и восстановление на катоде (приобретение электрона). Электричество вырабатывается вследствие различия электростатического потенциала двух электродов. Эта разность потенциалов создаётся в результате различий индивидуальных потенциалов двух металлов электродов по отношению к электролиту.

Стандартный водоро́ дный электро́ д — электрод, использующийся в качестве электрода сравнения при различных электрохимических измерениях и в гальванических элементах. Водородный электрод (ВЭ) представляет собой пластинку или проволоку из металла, хорошо поглощающего газообразный водород (обычно используют платину или палладий), насыщенную водородом (при атмосферном давлении) и погруженную в водный раствор, содержащий ионы водорода. Потенциал пластины зависит[уточнить] от концентрации ионов Н+ в растворе. Электрод является эталоном, относительно которого ведется отсчет электродного потенциала определяемой химической реакции. При давлении водорода 1 атм., концентрации протонов в растворе 1 моль/л и температуре 298 К потенциал ВЭ принимают равным 0 В. При сборке гальванического элемента из ВЭ и определяемого электрода, на поверхности платины обратимо протекает реакция:

2Н+ + 2e− = H2 то есть, происходит либо восстановление водорода, либо его окисление — это зависит от потенциала реакции, протекающей на определяемом электроде. Измеряя ЭДС гальванического электрода при стандартных условиях (см. выше) определяют стандартный электродный потенциал определяемой химической реакции.

ВЭ применяют для измерения стандартного электродного потенциала электрохимической реакции, для измерения концентрации (активности) водородных ионов, а также любых других ионов. Применяют ВЭ так же для определения произведения растворимости, для определения констант скорости некоторых электрохимических реакций.

Ряд напряжения металлов показывает их сравнительную активность в реакциях окисления-восстановления. Li→ Rb→ K→ Ba→ Sr→ Ca→ Na→ Mg→ Al→ Mn→ Zn→ Cr→ Fe→ Cd→ Co→ Ni→ Sn→ Pb→ H→ Sb→ Bi→ Cu→ Hg→ Ag→ Pd→ Pt→ Au Металл, находящийся в ряду напряжений левее водорода, способен вытеснить водород из кислот или солей.

Гальванический элемент — химический источник электрического тока, названный в честь Луиджи Гальвани. Принцип действия гальванического элемента основан на взаимодействии двух металлов через электролит, приводящем к возникновению в замкнутой цепи электрического тока. ЭДС гальванического элемента зависит от материала электродов и состава электролита.

Уравнение Нернста — уравнение, связывающее окислительно-восстановительный потенциал системы с активностями веществ, входящих в электрохимическое уравнение, и стандартными потенциалами окислительно-восстановительных пар.

где

E — электродный потенциал, — стандартный электродный потенциал, измеряется в вольтах; R — универсальная газовая постоянная, равная 8.31 Дж/(моль·K);

T — температура в кельвинах; F — число Фарадея, равное 96485, 35 Кл/моль;

n — число моль электронов, участвующих в процессе;

и — активности соответственно окисленной и восстановленной форм вещества, участвующего в полуреакции.

Электролиз — физико-химический процесс, состоящий в выделении на электродах составных частей растворённых веществ или других веществ, являющихся результатом вторичных реакций на электродах, который возникает при прохождении электрического тока через раствор либо расплав электролита.

Упорядоченное движение ионов в проводящих жидкостях происходит в электрическом поле, которое создается электродами — проводниками, соединёнными с полюсами источника электрической энергии. Анодом при электролизе называется положительный электрод, катодом — отрицательный. Положительные ионы — катионы — (ионы металлов, водородные ионы, ионы аммония и др.) — движутся к катоду, отрицательные ионы — анионы — (ионы кислотных остатков и гидроксильной группы) — движутся к аноду.