- •6. Ядерная модель строения атома. Квантово-механические представления о строении атома.
- •7. Квантовые числа. Формы электронных облаков. Атомная электронная орбиталь.
- •8. Порядок заполнения электронами энергетических уровней в атоме.
- •10. Правило Хунда. Правило Клечковкого.
- •11. Строения атомных ядер. Изотопы. Энергия связи. Дефект массы.
- •12. Периодический закон. Периодическая система д. И. Менделеева.
- •13. Размеры атомов и ионов. Энергия ионизации.
- •15. Теория химического строения.
- •16. Типы химической связи.
- •17)Основные понятия термодинамики
- •20. Гибридизация атомных электронных орбиталей.
- •21. Статистический и термодинамический методы исследования.
- •22. Основные понятия термодинамики.
- •23. Законы термодинамики.
- •24. Превращения энергии при химических реакциях.
- •25. Основные понятия термохимии.
- •30. Зависимость скорости реакций от концентрации реагирующих веществ.
- •35. Цепные реакции.
- •38. Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье.
- •42. Вода в природе. Свойства воды.
- •43. Растворы. Процесс растворения.
- •44. Способы выражения состава растворов.
- •45. Растворимость. Закон Генри.
- •46. Закон распределения. Экстракция.
- •47. Осмос. Закон Вант-Гоффа.
- •50. Сильные и слабые электролиты. Степень диссоциации.
- •51. Константа диссоциации. Закон разбавления Оствальда.
- •52. Состояние сильных электролитов в растворе. Активность. Ионная сила.
- •53. Свойства кислот, оснований и солей с точки зрения теории электролитической диссоциации.
- •57. Окисленность элементов. Окислительно-восстановительные реакции.
- •60. Электродные потенциалы. Уравнение Нернста. Стандартный электродный потенциал. Ряд стандартных электродных потенциалов.
- •61. Водородный электрод. Измерение электродных потенциалов.
- •62. Электролиз. Реакции на катоде и аноде при электролизе.
- •64. Законы Фарадея. Применение электролиза.
- •65. Определение и классификация коррозионных процессов.
- •66. Химическая коррозия металлов.
- •67. Электрохимическая коррозия.
- •68. Методы защиты от коррозии.
- •70. Элементы II а подгруппы.
- •71. Элементы III а подгруппы.
- •73. Элементы V а подгруппы.
- •74. Элементы VI а подгруппы.
- •75. Элементы VII а подгруппы. Водород.
- •76. Элементы VIII а подгруппы.
- •78. Химия d-элементов I и II группы периодической системы.
- •79. Элементы III б подгруппы.
- •80. Переходные металлы IV б – VII б подгрупп.
61. Водородный электрод. Измерение электродных потенциалов.
Стандартный водоро?дный электро?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.
Измерение электродных потенциалов. Методов измерения или расчета абсолютных величин потенциалов не существует. Поэтому условно выбрали в качестве нуля отсчета потенциал стандартного (нормального) водородного электрода. Величины всех остальных электродных потенциалов измеряют, составляя гальваническую цепь из стандартного водородного электрода, величина потенциала фц+/Н2 которого известна, и исследуемого электрода. Величина измеренной электродвижущей силы (ЭДС) ? дает искомое значение потенциала ф*, поскольку
а <Рн + /Н2 ПРИНЯТ равным нулю.
Величины стандартных электродных потенциалов приведены в табл. 11 [61].
Наиболее широко при измерениях используют в качестве электрода сравнения каломельный электрод. ЭДС собранной цепи измеряют с помощью потенциометра (Р307, Р31 и др.) или потенциостата (П-5827).
Каломельный электрод (рис. 18) представляет собой сосуд, на дне которого помещен слой хорошо очищенной ртути толщиной 4...5 мм. На поверхность ртути наносят слой пасты из каломели (Hg2Cl2) и ртути, приготовленной на растворе хлористого калия, который затем заливают в сосуд. Пасту получают растиранием указанных компонентов в чистой фарфоровой ступе до однородной массы.
В приготовленный раствор хлористого калия вводят каломель. Для получения насыщенного раствора вводят избыточное количество каломели, тщательно перемешивают, встряхивая в течение нескольких минут порцию раствора в сосуде с притертой пробкой. Затем осторожно, чтобы не разрушить слой пасты из каломели, наливают полученный раствор в сосуд.
Для приготовления каломельного электрода чаще всего используется насыщенный 1,0 н. и 0,1 н. раствор хлористого калия. Наиболее легко точно приготовить насыщенный раствор.