OBSchAYa_KhIMIYa

Распространенность, мас.%	86,81	0,01	0,05	12,68	1,0

В качестве примера можно привести весьма характерную распространенность изотопов стронция и свинца (мас.%):

84Sr –	0,56;	86Sr – 9,86;	87Sr – 7,02;	88Sr –	82,56;
204Pb –	1,4;	206Pb – 24,7;	207Pb – 21,16;	208Pb	– 52,74

Изотопный состав химических элементов в земной коре отражает многие геохимические процессы образования пород и руд. Одной из причин различного распределения изотопов в природных объектах служат геологические процессы. Расшифровка этих явлений на основании анализа возникшей изотопной смеси - одна из задач геохимии. Например, экспериментально определено соотношение изотопов кислорода - 18О (0,204 %) и 16О (99,759 %), однако в природных объектах их соотношение может изменяться на 10 %. Вариации изотопного состава кислорода в горных породах определяются в первую очередь температурой, при которой протекал процесс их формирования. Так изменение изотопного состава кислорода в карбонатах скелетов различных моллюсков свидетельствует о температуре древнего моря, в котором происходил их рост. Другой пример касается изотопного состава серы. К настоящему времени произошло разделение серы земной коры на две группы: серу биогенного происхождения (сульфиды, образование которых в природе осуществляется бактериальным путем), обогащенную изотопом 32S, и серу сульфатов, входящую в солевой остаток океанической воды, с большим содержанием изотопа 34S.

В состав земной коры входят 88 элементов, практически отсутствуют короткоживущие технеций, прометий, астат, франций и трансурановые элементы. Основу земной коры составляют всего восемь элементов: кислород, кремний, алюминий, натрий, железо, кальций, магний, калий – суммарный кларк которых составляет 98,5 мас.%. Далее по распространенности следует четыре элемента: титан, фосфор, водород и марганец. Распространенность всех других элементов меньше 0,6 масс.%.

Согласно геохимической классификации химических элементов В.М. Гольдшмидта

выделено четыре группы химических элементов, их названия отражают ту область Земли, где преимущественно встречаются входящие в нее элементы. Для ядра Земли характерна группа сидерофильных элементов, для земной коры – литофильных, для промежуточного слоя – мантии – группа халькофильных элементов и, наконец, атмосфера представлена группой атмофильных элементов.

Группа литофильных элементов характерна для горных пород земной коры и включает кислород, кремний, алюминий, кальций, магний, хлор, натрий, калий и другие. Железо, никель, кобальт, фосфор, платиновые металлы и другие элементы составляют группу сидерофильных элементов. Группа халькофильных элементов, имеющих высокое сродство к сере и встречающихся в рудных жилах, – сера, селен, теллур, мышьяк, медь, серебро, золото, цинк, свинец, ртуть и др. Элементы атмофильные: водород, азот и инертные газы.

Между химическими свойствами и распространенностью элементов имеется тесная зависимость. Специфика Земли заключается в преимущественной роли кислорода в составе земной коры (кларк кислорода составляет 49,13 масс.%), тогда как на Солнце он занимает скромное место. Причина этого заключается в прочной химической связи кислорода со многими элементами земной коры, что препятствует его удалению. Следующие по распространенности элементы земной коры – кремний и алюминий – отличаются способностью образовывать легкоплавкие соединения, а потому сравнительно легко накапливаются в шлаковой корке - земной коре. Таким образом, в земной коре преобладают кислородные соединения, из которых наиболее распространены силикаты, слагающие все главнейшие горные породы. Заметно менее распространены карбонаты, еще меньше – сульфидные и сульфатные минералы.

Преимущественно в виде оксидов в земной коре находятся такие металлы как железо, хром, марганец, никель, ванадий, вольфрам, в виде сульфидов – медь, олово, цинк, ртуть,

161

свинец, а также железо, никель и кобальт. Натрий, калий, рубидий чаще встречаются в виде хлоридов и сульфатов. Литий, бериллий и цезий входят в состав силикатов. Магний и щелочноземельные металлы образуют карбонатные и сульфатные минералы. Ряд металлов встречается в природе в виде простых веществ в самородном состоянии: палладий, платина, осмий, иридий, золото, серебро.

В зависимости от химической природы элемент может либо иметь свои минералы, либо сопутствовать другим элементам. Геохимики выделяют обширную группу элементов, для которых характерно равномерное распределение в земной коре, такие элементы называются рассеянными. Распространенность в земной коре и число разновидностей минералов не находятся в прямой зависимости. Так рубидий практически не имеет собственных минералов и является рассеянным элементом, тогда как менее распространенная медь образует собственные минералы, а потому к рассеянным элементам не относится.

В.И. Вернадский классифицировал химические элементы по способности образовывать химические соединения, концентрироваться, участвовать в циклических процессах, а также по радиоактивности и выделил шесть групп:

благородные газы;

благородные металлы - золото и платиновые металлы (Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt);

циклические элементы - водород, углерод, кислород, азот, калий, магний, алюминий и др;

рассеянные элементы - литий, скандий, галлий, бром, рубидий и др.;

радиоактивные элементы;

редкоземельные элементы - иттрий, лантан, лантаниды.

162

ТЕМАТИЧЕСКИЙ СЛОВАРЬ Атомно-молекулярное учение

Атом - наименьшая электронейтральная частица химического элемента, являющаяся носителем его химических свойств и состоящая из положительно заряженного ядра и электронной оболочки.

Бертоллиды – вещества переменного состава.

Валентность – мера способности атома присоединять или замещать другие атомы или группы атомов при образовании химических связей. За единицу принята валентность атома водорода.

Дальтониды – вещества постоянного состава.

Закон Авогадро: в равных объемах различных газов при одинаковых температуре и давлении содержится одинаковое число молекул.

Закон постоянства состава: индивидуальное химическое вещество молекулярного строения имеет постоянный качественный и количественный состав, не зависящий от способа его получения.

Закон сохранения массы вещества: сумма масс продуктов реакции равна сумме масс веществ, вступивших во взаимодействие.

Закон эквивалентов: массы реагирующих веществ прямопропорциональны их эквивалентным массам.

m A Э А

m B Э В

Молекулярная частица - наименьшая устойчивая совокупность взаимосвязанных атомных частиц, являющаяся носителем химических свойств вещества.

Относительная атомная масса - отношение массы атома к 1/12 массы атома углерода изотопа 12С.

Относительная молекулярная масса - отношение среднеизотопической массы молекулы, вычисленной с учетом естественного природного содержания изотопов, к 1/12 массы атома углерода изотопа 12C.

Моль - количество вещества, содержащее столько структурных или формульных единиц, сколько атомов содержится в 12 г углерода изотопа 12С.

Молярная масса – масса одного моля вещества.

Уравнение состояния идеального газа: pV Mm RT ,

где m - масса газа, М – его молярная масса, р – давление, V – объем, Т – абсолютная температура, R – универсальная газовая постоянная (8,314 Дж/моль К).

Формульная единица вещества - простейшее соотношение между составляющими его элементами (брутто-формула).

Формульная масса – масса моля формульных единиц. Химический элемент – совокупность атомов с одинаковым заряда ядра.

Число Авогадро – это число структурных или формульных единиц в моле вещества

(NA = 6,022 1023 моль-1).

Эквивалент - это реальная или условная частица, отдающая или присоединяющая один катион водорода в реакциях кислотно-основного взаимодействия, один электрон в окислительно-восстановительных реакциях или взаимодействующая с одним эквивалентом любого другого вещества в реакциях обмена.

Эквивалентная масса вещества - это молярная масса его эквивалента.

Строение атома Уравнение Эйнштейна: E = m c2.

163

Волновая функция ( ) – это функция, определяющая вероятностные характеристики микрочастицы. Вероятность нахождения частицы в бесконечно малом объеме (dV) прямопропорциональна величине 2.

Главное квантовое число (n) принимает значения 0, 1, 2, … ∞ и обеспечивает квантование энергии электрона и средней его удаленности от ядра.

Граничная поверхность орбитали – поверхность, ограничивающая область пространства с заданной вероятностью нахождения в ней электрона.

Квантовые числа - это целочисленные параметры, входящие в выражение волновой функции и изменяющиеся на единицу. Каждое квантовое число обеспечивает квантование (дискретность) определенной физической величины.

Магнитное орбитальное (азимутальное) квантовое число (ml) принимает значения

0, 1 … l и обеспечивает квантование проекции орбитального момента количества движения электрона на одну из осей.

Магнитное спиновое квантовое число (mS) принимает значения от –S до +S и

определяет проекцию собственного вращательного момента количества движения микрочастицы на одну из осей; для электрона mS = 1/2.

Орбитальное квантовое число (l) принимает значения 0, 1 … (n-1) и обеспечивает квантование орбитального момента количества движения электрона, связанного с формой его орбитали.

Правило Клечковского: энергетические подуровни многоэлектронного атома заполняются электронами в порядке возрастания суммы главного и орбитального квантовых

чисел; при равных значениях суммы (n + ) сначала заполняется подуровень с меньшим значением главного квантового числа.

Правило Хунда: при заполнении энергетического подуровня электроны стремятся занять максимальное число орбиталей, ориентируя спин параллельно.

Принцип корпускулярно-волнового дуализма: любому движущемуся материаль-

ному объекту можно поставить в соответствие волновой процесс.

Принцип неопределѐнности: невозможно одновременно с высокой точностью определить положение электрона в пространстве (координаты) и его импульс.

Принцип Паули: для многоэлектронных систем невозможно существование двух электронов с одинаковым набором всех квантовых чисел.

Уравнение Шрѐдингера – основное уравнение квантовой механики

				2		2		2		2
	H = E
		или		2m	( x 2		y2		z2 )ψ Uψ = Eψ ,

где H - оператор полной энергии (оператор Гамильтона, гамильтониан), Е - полная энергия системы.

Спиновое квантовое число (S) обеспечивает квантование собственного вращательного момента количества движения микрочастицы; для электрона S = ½.

Уравнение Планка: E = h , где h - постоянная Планка (6,625 10-34 Дж с), - частота излучения.

Электронная орбиталь – область околоядерного пространства¸ вероятность нахождения электрона в котором существенно отличается от нуля.

Электронная конфигурация – распределение электронов по орбиталям.

Химическая связь Валентный угол - это угол, образуемый условными прямыми, проведенными через

ядра центрального и присоединенных к нему атомов.

Внутренняя и внешняя гибридизация. Гибридизация с привлечением d-орбиталей предвнешнего энергетического уровня называется внутренней. Внешней гибридизацией называется гибридизация с использованием d-орбиталей внешнего уровня.

164

(n - 1)d

ns

np

nd

sp3d2	внешняя гибридизация

d2sp3

внутренняя гибридизация

Водородная связь – это связь атома водорода, связанного с сильно электроотрицательным партнером, с атомами других элементов.

Гибридизация – выравнивание энергии и симметрии атомных орбиталей за счет комбинирования их волновых функций при образовании химических связей.

Длина связи – среднее расстояние между ядрами взаимодействующих атомов. Дисперсионное взаимодействие – электростатическое притяжение мгновенных

микродиполей вещества.

Донорно-акцепторный механизм образования связи. Двухэлектронная связь обра-

зуется за счет свободной (вакантной) орбитали одного из атомов и неподеленной электронной пары другого атома по следующей схеме:

A + B AB

Индукционное взаимодействие – электростатическое притяжение постоянных и наведенных (индуцированных) диполей вещества.

Ионная связь – химическая связь, реализованная за счет образования и электростатического притяжения разноименно заряженных ионов.

Ковалентность - мера способности атома к образованию связи, количественным выражением которой является число двуэлектронных связей, образуемых им по обменному и донорно-акцепторному механизму.

Металлическая связь – химическая связь, обусловленная взаимодействием электронного газа, образованного валентными электронами, с остовом положительно заряженных ионов кристаллической решетки.

Обменный механизм образования связи. Связывающие электронные пары форми-

руются из неспаренных электронов взаимодействующих атомов по следующей схеме:

A + B AB

Ориентационное взаимодействие – электростатическое притяжение постоянных диполей вещества.

Полярная связь – асимметричная ковалентная связь между атомами с разной электроотрицательностью.

Принцип метода МО-ЛКАО: волновая функция молекулярной орбитали конструируется как линейная комбинация волновых функций атомных орбиталей.

Связывающие, несвязывающие и разрыхляющие молекулярные орбитали. Свя-

зывающая МО имеет энергию меньше энергии исходных атомных орбиталей, разрыхляющая МО имеет энергию больше энергии исходных атомных орбиталей. Несвязываюшие МО – это АО, перешедшие в молекулу без изменения.

Сигма-, пи- и дельта-связь. Сигма-связь ( -связь): перекрывание валентных орбиталей происходит вдоль линии связи, т.е. линии, соединяющей ядра взаимодействующих атомов. Пи-связь ( -связь): перекрывание орбиталей происходит в направлении, перпендикулярном линии связи (боковое перекрывание). Дельта-связь ( -связь): перекрывающиеся орбитали расположены в двух параллельных плоскостях, перпендикулярных линии связи.

Электронная конфигурация молекулы - распределение электронов по молекулярным орбиталям.

Энергия связи - энергия, которую необходимо затратить на ее разрушение.

165

Химическая термодинамика Внутренняя энергия - совокупность всех видов энергии термодинамической систе-

мы, кроме кинетической энергии ее движения как целого и потенциальной энергии ее положения во внешнем поле.

Второй закон термодинамики: в изолированной системе самопроизвольно протекаю процессы, приводящие к повышению энтропии.

Закон Гесса: тепловой эффект химической реакции определяется начальным и конечным состоянием системы и не зависит от пути проведения процесса и числа промежуточных стадий.

Компоненты системы – вещества, необходимые и достаточные для образования системы.

Первый закон термодинамики: увеличение внутренней энергии системы равно количеству теплоты, сообщенной системе, минус количество работы, совершенной системой против внешних сил.

Свободная энергия Гиббса – термодинамическая функция, определяемая соотноше-

нием: G = H - TS

Составная часть – индивидуальное химическое вещество, которое может быть выделено из термодинамической системы.

Стандартная теплота (энтальпия) образования - изменение энтальпии системы при синтезе одного моля вещества из простых веществ в стандартных условиях.

Термодинамическая вероятность – число микросостояний, которыми может быть реализовано данное макросостояние системы.

Термодинамическая система - тело или совокупность тел в объеме, ограниченном от окружающей среды реальными или условными перегородками.

Третий закон термодинамики: при температуре абсолютного нуля энтропия идеального кристалла равна нулю.

Уравнение Больцмана: S = RlnW

Фаза - совокупность частей системы, одинаковых по составу, физическим и химическим свойствам и отделенных от других частей системы поверхностями раздела.

Энтальпия – термодинамическая функция, определяемая соотношением: H = U + pV. Энтропия – термодинамическая функция, являющаяся мерой неупорядоченности си-

стемы.

Химическая кинетика и химическое равновесие Активированный комплекс - ассоциат частиц, участвующих в химической реакции,

в котором синхронно происходит разрыв старых и образование новых связей.

Закон действующих масс: для одностадийной реакции при постоянной температуре скорость прямопропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.

Катализ – изменение скорости реакции под действием катализатора.

Катализатор - вещество, изменяющие скорость химической реакции, но остающееся в результате реакции химически неизмененными и в неизменном количестве.

Константа скорости химической реакции – скорость химической реакции при еди-

ничных концентрациях реагирующих веществ.

Константа химического равновесия – отношение констант скоростей прямой и обратной реакции.

Порядок реакции – сумма показателей степеней при концентрациях реагентов в кинетическом уравнении реакции.

Правило Вант-Гоффа: при повышении температуры на каждые 10 градусов скорость гомогенной реакции возрастает в 2-4 раза.

T2 T1

k 2 k1 γ	10

Принцип Ле Шателье: если на систему, находящуюся в состоянии динамического равновесия, оказано внешнее воздействие, то равновесие смещается в сторону процесса,

166

ослабляющего оказанное воздействие.

Скорость химической реакции - это число актов химического взаимодействия за единицу времени в единице реакционного пространства.

Ea

Уравнение Аррениуса: k A e RT , где А - предэкспоненциальный множитель, е - основание натурального логарифма, Еа - энергия активации процесса.

Энергия активации – минимальное количество энергии, которое необходимо сообщить системе, чтобы взаимодействие стало возможным.

Энтропия активации – функция, отражающая вероятность надлежащей ориентации взаимодействующих молекул. Изменение этой характеристики в процессе реакции определяется следующим соотношением:

ΔSa Rln W2 , W1

где W1 - число возможных ориентаций молекул, W2 - число благоприятных ориентаций.

Координационные соединения Внутренняя (координационная) сфера – совокупность центрального атома и свя-

занных с ним лигандов.

Внешняя сфера – совокупность атомных и молекулярных частиц, непосредственно не связанных с центральным атомом.

Дентатность - число мест, занимаемых лигандом в координационной сфере. Определяется числом -связей, которыми лиганд связан с центральным атомом.

Донорно-акцепторная и дативная связь в координационных соединениях.

Донорно-акцепторная связь реализуется по следующей схеме: М :L. Дативная связь ( -дативное взаимодействие) реализуется по схеме:

.. M : L

Координационные (комплексные) соединения. Координационными называются со-

единения, содержащие в своем составе многоатомные молекулы или ионы, имеющие центр координации, связанный с частицами, способными к самостоятельному существованию.

Координационное число – число мест в координационной сфере, которое определяется суммарным числом -связей, образованных центральным атомом с лигандами.

Параметр расщепления - разность энергий орбиталей d-подуровня центрального атома в поле лигандов.

Снятие вырождения d-орбиталей в октаэдрическом поле.

dz2, dx2-y2

+0,6 oкт

oкт

-0,4 oкт

		dxy, dxz, dxz
Свободный	Поле	Октаэдрическое
ион	сферической	поле
	симметрии

167

Снятие вырождения d–орбиталей в тетраэдрическом поле.

		dxy, dxz, dxz
		+0,4 т
		т
		-0,6 т
		dz2, dx2-y2
Свободный	Поле	Тетраэдрическое
ион	сферической	поле
	симметрии

Хелаты - координационные соединения, содержащие во внутренней сфере циклы, включающие центральный атом.

Центральный атом и лиганды. Атом или ион, занимающий центральное положение в комплексе, называется центральным атомом. Молекулы или ионы, непосредственно связанные с центральным атомом, называются лигандами.

Теория растворов Активность и коэффициент активности. Активность – это эффективная концен-

трация, с которой частица проявляет себя в растворе. Рассчитывается по уравнению а = f С, где – f – коэффициент активности.

Водородный показатель – отрицательный десятичный логарифм концентрации катионов водорода, pH = -lg[H+].

Гидролиз солей – обменное взаимодействие ионов соли с водой. Диаграмма состояния отражает зависимость между температурой и давлением

насыщенного пара вещества.

Закон Вант-Гоффа: осмотическое давление раствора равно давлению, которое оказывало бы растворенное вещество, находящееся в газообразном состоянии и занимающее объем, равный объему раствора.

Ионная сила раствора – полусумма произведений концентраций всех ионов, присутствующих в растворе, на квадрат их заряда: μ = 0,5ΣСizi2

Ионизация – образование ионов при взаимодействии молекул растворенного вещества с растворителем.

Ионное произведение воды – произведение равновесных концентраций катионов водорода и гидроксид-анионов в водных растворах: Kw = [H+][OH-] при 25 С Кw = 1 10-14.

Кислоты и основания Бренстеда-Лоури. Кислота Бренстеда – это донор протонов, основание Бренстеда – это акцептор протонов.

Кислоты и основания Льюиса. Кислота Льюиса – акцептор неподеленной электронной пары, основание Льюиса – донор неподеленной электронной пары.

Кислоты и основания в теории сольвосистем. Кислота - это вещество, отщепляю-

щее в растворе тот же катион, что и растворитель. Основание - это вещество, отщепляющее в растворе тот же анион, что и растворитель.

Константа ионизации – константа равновесия в растворе слабого электролита.

Константа кислотности и константа основности – константа равновесия, устано-

вившегося в растворе результате ионизации (диссоциации) кислоты или основания.

Константа устойчивости комплексного иона – константа равновесия, которое устанавливается в растворе при образовании комплексной частицы из центрального иона и лигандов.

Концентрация раствора – количественное соотношение между растворителем и растворенными веществами в растворе.

168

Коэффициент растворимости - масса растворенного вещества, образующего насыщенный раствор со 100 г растворителя.

Массовая доля - отношение массы растворенного вещества к массе раствора

ω m1 m

Мольная доля - отношение количества данного компонента к суммарному количеству всех компонентов раствора

	1				1
			0		1 ...

Моляльность - отношение количества растворенного вещества к массе растворителя, выраженной в кг

	1000	1		1000m
Cm				1	,
	m0			M1m0

где m1 и m0 - массы растворенного вещества и растворителя в г, М1 - молярная масса растворенного вещества.

Молярность - отношение количества растворенного вещества к объему раствора

С	ν1		m1	,
1	V		M1 V

где m1, M1 и ν1 - масса, молярная масса и количество растворенного вещества. Нормальность - отношение количества эквивалента растворенного вещества к объ-

ему раствора

N	ν1		m1	,
1	V		MЭV

где МЭ - эквивалентная масса растворенного вещества.

Осмос – односторонняя диффузия растворителя через полупроницаемую мембрану. Осмотическое давление - осмотическое давление раствора равно давлению, которое

оказывало бы растворенное вещество, находящееся в газообразном состоянии и занимающее объем, равный объему раствора.

Правило фаз: С + Ф = К + 2, где С - число степеней свободы, Ф - число фаз, К - число компонентов.

Первый закон Рауля: относительное понижение давления насыщенного пара над раствором равно мольной доле растворенного вещества:

p0 p1		ν1	или p p		ν0		,
p0		ν0 ν1	1	0 ν0		ν1

где р0 и р1 - давление насыщенного пара над растворителем и раствором, ν0 и ν1 - количество растворителя и растворенного вещества.

Произведение растворимости – произведение равновесных концентраций ионов малорастворимого электролита в насыщенном растворе.

Растворы - это однородные (гомогенные системы), состоящие из двух и более компонентов.

Растворимость - способность вещества переходить в раствор. Количественной мерой растворимости является концентрация насыщенного раствора. Насыщенным называется раствор, находящийся в динамическом равновесии с избытком растворяемого вещества.

Степень диссоциации (ионизации) – отношение количества электролита, распавшегося на ионы, к общему его количеству в растворе.

Уравнение Дебая – Хюккеля: lgf 0,5z2 μ , где f – коэффициент активности, z –

1 μ

заряд иона, - ионная сила раствора.

Электролитическая диссоциация – распад электролита на ионы под действием растворителя или высокой температуры при плавлении.

Энтальпия растворения – тепловой эффект растворения одного моля вещества в

169

бесконечно большом объеме растворителя.

Окислительно-восстановительные реакции Анод – электрод, на котором идет процесс окисления.

Восстановление – процесс понижения степени окисления, который можно рассматривать как присоединение атомом электронов.

Восстановитель – элемент, отдающий электроны и повышающий степень окисления.

Гальванический элемент - устройство, в котором энергия окислительно-восстано- вительной реакции преобразуется в энергию электрического тока.

Диспропорционирование и сопропорционирование – окислительно-восстанови-

тельные реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления одного и того же элемента.

Закон Фарадея: масса выделившегося на электроде вещества пропорциональна количеству электричества, прошедшего через раствор или расплав.

m MЭ IFτ ,

где m - масса продукта электролиза, I - сила тока, - время пропускания тока, F – постоянная Фарадея (96485 Кл.моль-1), Мэ - эквивалентная масса вещества.

Катод – электрод, на котором идет процесс восстановления.

Направление окислительно-восстановительной реакции. В процессе ОВР из двух окисленных форм восстанавливается та, для которой электродный потенциал больше, а из двух восстановленных форм окисляется та, для которой электродный потенциал меньше.

Окисление – процесс повышения степени окисления, который можно рассматривать как потерю атомом электронов.

Окислитель – элемент, присоединяющий электроны и понижающий степень окисления.

Окислительно-восстановительные реакции – это реакции, сопровождающиеся из-

менением степеней окисления элементов.

Стандартный окислительно-восстановительный потенциал - разность потенциа-

лов, возникающая на поверхности инертного электрода, погруженного в раствор, содержащий окисленную и восстановленную форму вещества в стандартных условиях.

Стандартный электродный потенциал - разность потенциалов, возникающая на поверхности металлического электрода, погруженного в раствор, содержащий ионы данного металла в стандартных условиях.

Степень окисления - формальный заряд, рассчитанный в предположении, что электроны, участвующие в образовании химических связей, полностью смещены к партнеру с большей электроотрицательностью, т.е. все химические связи рассматриваются как ионные.

	Уравнение Нернста: E E	RT	ln	Coxx	, при 298 К E E	0,059	lg	Coxx	,
		nF		y
						n		y
				Cred				Cred

где R - универсальная газовая постоянная, Т - абсолютная температура, n - число электронов, соответствующее переходу окисленной формы в восстановленную, F – постоянная Фарадея (96485 Кл·моль-1), Cox и Cred - концентрации окисленной и восстановленной формы, x и y - коэффициенты в уравнении полуреакции, Е˚ - стандартный электродный потенциал.

Электролиз – совокупность окислительно-воссстановительных реакций, протекающих на электродах при пропускании электрического тока через раствор или расплав электролита.

Периодический закон и периодическая система химических элементов Группа - совокупность элементов с одинаковым числом валентных электронов, т.е.

170