Николаева Р.Б. Практикум по неорганической химии.Часть 1

Подождите немного. Документ загружается.

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА

«Коллоидные растворы»

1. Получение эмульсии масла в воде

Налить в пробирку 1 мл дистиллированной воды, добавить 8 капель расти-

тельного масла, закрыть пробкой и сильно встряхнуть. Устойчива ли образовавшаяся

эмульсия двух жидкостей? Добавить в пробирку 8 капель 1%-го раствора мыла и

опять сильно встряхнуть ее. Объяснить наблюдение. Какую роль выполняют молеку-

лы мыла в данном опыте?

2. Получение золя серы

К навеске серы (в пробирке) – 0,5 г прилить 1 мл этилового спирта. Энергично

взбалтывать содержимое пробирки в течение 15 минут (при этом образуется насы-

щенный раствор серы в спирте). Отобрать часть приготовленного раствора с помо-

щью пипетки и осторожно по каплям при перемешиваниии добавить в 5 мл дистил-

лированной воды. Отметить внешний эффект.

Отобрать по

0,5 мл полученного коллоидного раствора в две пробирки, затем

в одну пробирку прилить 0,5 мл воды, в другую – 0,5 мл раствора хлорида бария и

обе пробирки нагреть на водяной бане. Что происходит? Каково влияние электроли-

та на устойчивость коллоидного раствора?

3. Получение золя гидроксида железа(III)

В конической колбе нагреть до кипения 40 мл дистиллированной воды и доба-

вить к ней

по каплям при постоянном перемешивании 4 мл 1%-го раствора

хлорида железа(III). Полученный раствор прокипятить в течение 8-12 мин. Что на-

блюдается? Объяснить наблюдение. Написать уравнение реакции и изобразить схему

мицеллы гидроксида железа. Коллоидный раствор сохранить для опытов 4 и 5.

4. Определение знака заряда мицеллы методом капиллярного анализа

Метод основан на том, что поверхность фильтровальной бумаги при погруже-

нии в воду заряжается отрицательно, поэтому при движении воды вверх по полоске

фильтровальной бумаги (под действием капиллярных сил) отрицательно заряженные

коллоидные частицы будут перемещаться вверх вместе с водой, а положительно за-

ряженные свяжутся бумагой и выше подниматься не будут.

В стакан

на 100 мл налить 20 мл приготовленного золя гидроксида железа(III),

добавить краситель (лакмус, конго красный или метиленовый синий) и опустить в

раствор край полоски фильтровальной бумаги. Через час сравнить высоту подъема

по бумаге воды (с красителем) и гидроксида железа(III). Сделать вывод о знаке за-

ряда частиц исследуемого золя.

5. Коагуляция золя гидроксида железа(III)

Налить в 6 пробирок по 2 мл коллоидного раствора, полученного в опыте 3, и

добавить в каждую пробирку по 2 мл 0,1н растворов соответственно хлорида натрия,

хлорида бария, хлорида алюминия, сульфата натрия, дигидрофосфата натрия. Что

наблюдается? Как зависят коагулирующие свойства электролита от знака и величи-

ны заряда его ионов? (Как можно вызвать пептизацию осадка?).

Повторить

опыт с дигидрофосфатом натрия, но предварительно добавить в

коллоидный раствор гидроксида железа(III) 5 капель 0,5%-го раствора желатина.

Объяснить наблюдение.

6. Адсорбция окрашенных примесей

В стакан на 100 мл налить 30 мл раствора хлорида алюминия и, добавляя при

перемешивании раствор аммиака, осадить алюминий из раствора. Как определить

полноту осаждения? Написать уравнение реакции осаждения.

Полученный осадок отфильтровать через фильтр Шотта а затем, не снимая

осадка с фильтра, пропустить через него раствор метиленовой сини. Что наблюдает-

ся? Почему?

Вопросы к семинару

1. Классификация растворов по степени дисперсности растворенного вещест-

ва. Определение золя, геля, суспензии, эмульсии, гидрофильной и гидрофобной кол-

лоидной системы. Чем отличаются золи от истинных растворов и от суспензий?

2. Строение коллоидной частицы. Что называется мицеллой?

3. Написать схемы строения мицелл золей:

а) кремниевой кислоты, полученной гидролизом соответствующей соли ще-

лочного металла;

б) хлорида серебра, синтезированного взаимодействием раствора нитрата се-

ребра с избытком хлорида натрия;

в) сульфида кадмия, полученного действием на раствор сульфата кадмия из-

бытком сероводорода.

4. За счет чего коллоидные частицы обладают большой адсорбционной спо-

собностью?

5. Что такое электрофорез, электроосмос, диализ? Почему при длительном

диализе происходит разрушение золя?

6. Способы получения

коллоидных растворов. Процесс пептизации? Что такое

П АВ, как они действуют?

7. Коагуляция коллоидного раствора? Каковы ее причины? Почему нагревание

способствует коагуляции золей?

8. Как предупредить образование коллоидных растворов при осаждении и

промывании осадков? От чего зависит коагулирующая способность электролита? Ка-

кой из двух электролитов:

MgSO или ])CN(Fe[K

, будет иметь больший порог коа-

гуляции для данного гидрозоля?

9. Определение знака заряда коллоидной частицы. Что такое взаимная коагу-

ляция?

10. Пороги коагуляции для некоторого гидрозоля равны:

300)NaNO(C

= ммоль/л, 25)MgCl(C

ммоль/л, 295)SONa(C

= ммоль/л,

5,0)AlCl(C

= ммоль/л. Какой заряд имеют частицы золя?

11. В каких случаях при добавлении электролита происходит коагуляция, а в

каких – пептизация?

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ

ПРОЦЕССЫ

Реакции, идущие с изменением ст.ок. элементов, называются окислительно-

восстановительными (ОВР) или

редокс-процессами. Причем вещество, отдающее

электроны, является восстановителем, а принимающее их – окислителем.

Окислители и восстановители

Окислительные и восстановительные свойства простых и сложных веществ в

общем случае определяются положением элементов (входящих в их состав) в перио-

дической таблице.

Так,

типичными окислителями являются:

а) простые вещества, атомы которых характеризуются

высокой электроот-

рицательностью

(фтор, кислород, хлор и др.);

б) сложные вещества, содержащие катионы металлов в сравнительно

высо-

ких

неустойчивых ст.ок., например,

l и др.;

в) вещества, в состав которых входят сложные анионы с центральным атомом

высокой неустойчивой ст.ок., например,

−2

OCr ,

−

MnO

и т.п.;

г)

пероксидные соединения: пероксид водорода (

OH ), мононадсерная

(

SOH ) и двунадсерная (

822

OSH ) кислоты, их соли и т.п.

типичным восстановителям относятся:

а) простые вещества, атомы которых характеризуются

низкой электроотрица-

тельностью. Например, щелочные и щелочноземельные металлы, алюминий, цинк.

б) сложные вещества, содержащие в качестве катионов элементы в

низких

неустойчивых ст.ок:

Sn ,

и т.п.;

в) сложные вещества, в состав которых входят анионы с центральным атомом

неустойчивой низшей ст.ок. (

−

I ,

−2

и др.) или в промежуточной (

−2

−

NO ).

При

повышенных температурах проявляют восстановительные свойства

также водород, оксид углерода(II), уголь (кокс).

Следует иметь в виду, что деление веществ на окислители и восстановители

относительно, поскольку в зависимости от условий большинство их проявляют и

окислительные, и восстановительные свойства. Чаще это наблюдается в случае ве-

ществ, содержащих атомы элементов в промежуточной ст.ок. Так,

типичный окисли-

тель пероксид водорода оказывается восстановителем при взаимодействии в кислой

среде с перманганатом калия:

OH8O5SOKMnSO2SOH3KMnO2OH5

2242442422

=++

а типичный восстановитель

SONa окисляет сульфиды щелочных металлов:

NaOH6S3OH3SONaSNa2

2322

↓

Кроме того, восстановители, включающие атомы в низшей ст.ок., могут быть

окислителями за счет другого элемента. Например, типичный восстановитель аммиак

может (в жидком состоянии) окислять щелочные металлы за счет водорода:

Отметим, что в нейтральной среде MnO

восстанавливается до MnO

, а в щелочной - до MnO

[9].

223

H2/1NaNHNaNH +=+ .

Аналогично, типичные окислители могут за счет другого элемента проявлять

восстановительные свойства.

Возможны случаи, когда атомы двух или более элементов в соединении одно-

временно выступают в роли окислителя или восстановителя, например:

↑

+=+

23222

SO8OFe2O11FeS4 .

Здесь восстановители:

eFeFe

и e12S2S

+−

а окислитель:

O2e4O

−

=+ .

Мерой редокс-способности вещества служит стандартный окислительно-

восстановительный потенциал. Обозначается

E (его значения приводятся в спра-

вочной литературе). Чем больше алгебраическая величина

E , тем сильнее окисли-

тельные свойства вещества, а чем она меньше, тем выше его восстановительные

свойства.

В соответствии с

E веществ, построен ряд напряжений.

Типы ОВР

Окислительно-восстановительные реакции подразделяются на межмолекуляр-

ные и внутримолекулярные.

внутримолекулярным процессам (в случае веществ немолекулярной

структуры они называются внутрифазовыми) относятся те, при осуществлениии ко-

торых происходит изменение ст.ок. разных атомов в одном и том же веществе. Чаще

это реакции термического разложения:

OHg2HgO2 += .

Большинство ОВР относятся к

межмолекулярным; тем более что внутримо-

лекулярные реакции идут обычно по сложному механизму, включающему и межмо-

лекулярные процессы. Существует разновидность межмолекулярных реакций, в ко-

торых окислитель или восстановитель выполняет дополнительные функции, напри-

мер, создает среду:

OH3NONH)NO(Zn4HNO10Zn4

234233

+=+ ,

OH2ClMnClHCl4MnO

222.конц2

+ .

К особому виду относятся реакции диспропорционирования (

дисмутации).

Они возможны в тех случаях, когда переход атома в состояние с большей ст.ок. тре-

бует

меньше энергетических затрат, чем выделяется энергии при переходе его в

состояние с меньшей ст.ок., поэтому идет одновременно повышение и понижение

ст.ок. одного и того же элемента:

HClOHClOHCl

=+ (внутримолекулярная реакция),

↑

+=+ NOHNO2OHNO3

322

(межмолекулярная реакция).

Разновидностью ОВР являются также обратные процессы - реакции контрдис-

пропорционирования (

конмутации), когда в роли и окислителя, и восстановителя

выступает один и тот же элемент, но в

разных степенях окисления, а продуктом яв-

ляется вещество, содержащее этот элемент в

промежуточной ст.ок.:

42422244

SOH2SOKMnO5OH2KMnO2MnSO3

=++ .

Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций

Качественно редокс-процессы описываются уравнением реакций, которые ча-

ще всего отражают не их реальное течение (механизм), а лишь конечный результат.

Однако составление уравнения дает возможность определить количественные соот-

ношения реагирующих веществ, а в ряде случаев указывает также на условия про-

ведения реакции. В настоящее время для составления уравнений редокс-реакций ис

пользуют или метод электронного баланса (ЭБ), или электронно-ионного баланса

(ЭИБ), т.е. метод полуреакций.

Метод ЭБ более универсален, т.к. позволяет устанавливать стехиометрические

отношения в редокс-процессах для любых гомо- и гетерогенных систем. Однако при

подборе коэффициентов уравнений реакций, протекающих в водных растворах,

предпочтительнее метод полуреакций.

Во-первых, он

позволяет опустить операции определения ст.ок. элементов

Во-вторых, в процессе его использования сразу получается сокращенное ионное

уравнение окислительно-восстановительного процесса. В третьих, по уравнению по-

луреакций удается установить влияние среды на значение окислительно-

восстановительного потенциала вещества.

Кроме того, при составлении ЭИБ оперируют ионами,

реально существующи-

ми в водном растворе, в отличие от метода электронного баланса, который имеет

дело с

гипотетическими частицами типа

и т.п.

Алгоритм составления уравнений редокс-реакций методом электронно-

ионного баланса

При нахождении стехиометрических коэффициентов уравнения редокс-

процесса нужно выполнить следующие операции:

1. Определить окислитель и восстановитель среди реагирующих веществ по

значениям стандартных редокс-потенциалов, а также продукты их взаимодействия.

Например, для составления уравнения реакции пероксида водорода с перманганатом

калия в сернокислой среде из справочника находим следующие значения потенциа-

лов:

78,1)OH/OH(E

222

= В, 52,1)Mn/MnO(E

+−

В.

Судя по значениям

E , более сильным окислителем является пероксид водо-

рода, но

−

MnO -ионы не могут выступать в данных условиях в роли восстановителя, в

то время как пероксид, содержащий кислород в промежуточной степени окисления (-

1), может окисляться до

O и потенциал такой полуреакции:

Степень окисления иногда имеет дробное значение, что значительно затрудняет использование ме-

тода ЭБ.

68,0)OH/O(E

222

= В.

Итак, в нашем примере окислитель -

KMnO , восстановитель -

OH и продук-

ты их взаимодействия:

Mn и

O .

2. Получить уравнения полуреакций, исходя из схем окисления:

222

OOH → и

восстановления:

+−

→

MnMnO .

Для этого схемы уравнивают:

а) по числу атомов элемента, меняющего ст.ок. (В нашем примере это не тре-

буется).

б) по кислороду, добавляя его туда, где нужно в виде молекул воды:

222

OOH →

OH4MnMnO

+→

+−

;

в) по водороду, добавляя его в виде ионов водорода:

+→ H2OOH

222

OH4MnH8MnO

+→+

++−

г) по суммарному заряду ионов, отнимая (или добавляя) нужное число элек-

тронов:

−

+⎯⎯→⎯ H2OOH

OH4MnH8MnO

+⎯⎯→⎯+

+−

ПРИМЕЧАНИЕ. Вместо выполнения пункта 2 можно выписать готовые полуре-

акции, соответствующие указанной в задании среде, из справочника (см. приложе-

ние 5), поменяв местами левые и правые части уравнения в случае окислителя.

3. Уравнять число отданных и принятых электронов и суммировать отдельно

левые и правые части полуреакций:

.OH8Mn2H10O5H16MnO2OH5

2OH4MnH8MnO

H2OOH

2422

+++=++

+⎯⎯→⎯+

+⎯⎯→⎯

+++−

+−

−

Сокращая, получим уравнение данного редокс-процесса в ионном виде:

OH8Mn2O5H6MnO2OH5

2422

++=++

++−

ПРИМЕЧАНИЕ. Если указанная

исходная среда является нейтральной или

щелочной, то к обеим частям полученного ионного уравнения реакции нужно до-

бавить гидроксид-ионы в количестве,

эквивалентном числу ионов водорода, и, за-

менив (

−+

+ OHH

) на OH

, провести сокращение молекул воды;

4. Перейти к молекулярному виду уравнения, добавляя катионы и анионы, ос-

тающиеся в результате реакции без изменения, т.е. ионы-«наблюдатели» (в нашем

примере:

K и

−2

SO ):

4222442422

SOKOH8O5MnSOSOH3KMnO2OH5

=++ .

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА

«Окислительно-восстановительные реакции»

ПРИМЕЧАНИЕ: Все уравнения ОВР в данной работе получить методом элек-

тронно-ионного баланса с приведением схем уравнивания полуреакций.

1. Окислительная активность пероксидных соединений

Отобрать в пробирку 4 капли раствора соли хрома(III), 3 капли 1М серной ки-

слоты и 2 капли нитрата серебра (в качестве катализатора), нагреть пробирку пла-

менем спиртовки, внести в раствор 3 кристаллика пероксодисульфата калия

(

822

OSK ) и продолжать нагревание до изменения окраски. Объяснить результат.

Написать графическую формулу пероксодисульфат-иона. За счет чего данный

анион проявляет окислительные свойства? Может ли он быть восстановителем?

2. Получение перманганат-ионов и исследование их окислительной ак-

тивности

Отобрать в центрифужную пробирку 3 капли раствора сульфата марганца(II),

6 капель 2М азотной кислоты и 1 лопаточку кристаллического висмутата натрия или

оксида свинца(IV), или сурика. Содержимое пробирки тщательно перемешать, на-

греть на водяной бане в течение 5 мин и затем непрореагировавший продукт отфу-

говать. Раствор слить в другую пробирку, отметить его цвет и добавить

к нему

3 капли 3%-го пероксида водорода. Что наблюдается?

На основании значений стандартных электродных потенциалов сделать вывод

о сравнительной окислительной активности использованных реагентов. Что является

окислителем в каждом из проведенных процессов? Почему?

Написать уравнения реакций, подтверждающих, что пероксид водорода может

быть и окислителем, и восстановителем.

3. Соединения серы в редокс-процессах

а) Как восстановитель. К 3 каплям раствора дихромата калия (в пробирке) до-

бавить 4 капли 1М серной кислоты, 2 лопаточки сульфида натрия и тщательно пере-

мешать. Отметить и объяснить внешний эффект.

б) Конмутация. Повторить опыт (а), заменив дихромат калия на сульфит на-

трия.

в) Дисмутация. Отобрать в две пробирки по 3-4 кристаллика сульфита натрия.

Одну

пробирку оставить в качестве контрольной, а вторую закрепить в штативе и

нагревать в течение 5-6 мин. Дать пробирке остыть. Затем в обе пробирки добавить

по 6 капель дистиллированной воды и после полного растворения солей по 3 капли

раствора сульфата меди(II). Объяснить наблюдаемые явления. Как изменилась ст.ок.

серы(IV) при нагревании? Указать, какие из

реакций, проведенных в опыте 3 (все ли

они относятся к ОВР?), можно отнести к внутрифазовым? к реакциям дисмутации?

коммутации?

4. Олово(II) в ОВР

а) Как восстановитель. Отобрать в пробирку по 3 капли растворов хлорида

железа(III) и гексациано(III)-феррата калия (зачем?). Отметить окраску раствора

(присутствуют ли ионы железа(II) в растворе хлорида железа(III) в аналитически

определяемых количествах?) и добавить 3 капли раствора хлорида олова(II). Отме-

тить наблюдаемый эффект и объяснить его.

б) Как окислитель. Внести в пробирку 6

капель раствора хлорида олова(II) и

кусочек цинка. Изменяется ли внешний вид цинка? Объяснить наблюдаемые явле-

ния. Пользуясь значениями электродных потенциалов, сделать вывод: окислительная

или восстановительная активность олова(II) выше.

5. Влияние среды на протекание редокс-реакций

В три пробирки отобрать по 6 капель перманганата калия, затем в одну доба-

вить 8 капель 1М серной кислоты, во вторую – столько же воды, в третью –

1 гранулу сухой щелочи, затем во все три пробирки добавить по 2 лопаточки кри-

сталлического нитрита калия (или сульфита натрия) и перемешать до полного его

растворения.

Отметить и

объяснить наблюдаемые внешние эффекты. Рассчитать молярную

массу эквивалентов перманганата калия в каждом случае. Происходит ли выделение

бурого газа в первой пробирке? Как объяснить возможность его выделения? Влияет

ли среда на величину редокс-потенциала веществ? Ответ аргументировать примера-

ми.

6. Определение направления редокс-реакций

Для определения направления процесса нужно установить, будет ли протекать

реакция между веществами, записанными в левой части уравнения, потом записан-

ными в его правой части. Например, в случае системы:

427222242342

SOHKIOCrKOHISOK)SO(Cr

→+++

вначале в пробирку внести по 3 капли растворов сульфата хрома(III) и сульфата ка-

лия, 2 капли иодной воды и 1 каплю крахмала. Отметить цвет жидкости, сделать вы-

вод.

Затем в другой пробирке смешать по 4 капли раствора дихромата калия и 1М

серной кислоты и добавить 4 капли раствора иодида калия. Отметить цвет жидкости

и добавить 1 каплю крахмала.

Сделать вывод о направлении протекания данной реакции и проверить его,

используя значения стандартных электродных потенциалов.

Вопросы к семинару

1. Определение степени окисления. Чему равна возможная высшая степень

окисления каждого элемента? Есть ли исключения из общего правила?

2. Определение редокс-процессов. В чем отличие их от обменных реакций? В

чем сущность процесса окисления? восстановления?

Какие из следующих реакций являются окислительно-восстановительными:

а)

232232

COSiONaSiOCONa

=+ ,

б)

232

COFeO2COOFe +=+ ,

в)

OHCrOK2KOH2OCrK

242722

=+ ,

г)

OHCuO)OH(Cu

+= ,

д)

BrAg2AgBr2

= ,

ж) OH2)NO(Pb2PbOHNO4OPb

2232343

+=+ ,

з) OH2ONNONH

2234

+= ?

3. Какие простые вещества обладают наиболее сильными окислительными

(восстановительными) свойствами?

4. Назвать часто применяемые окислители и восстановители. Какие из сле-

дующих веществ: Cl

, PbO

, K

, KMnO

, NaNO

, Na

S, KI, FeSO

, – могут

быть лишь окислителями? только восстановителями? и тем, и другим?

5. В какой среде меньше расходуется окислителя KMnO

: в кислой, нейтраль-

ной или щелочной? Почему?

6. Определить молярную массу эквивалентов KClO

, если это вещество в про-

цессе реакции восстанавливается: а) до KCl, б) до Сl

7. Написать левые части уравнений реакций, протекающих с образованием

продуктов:

а)

OH2COMnSO

224

б)

42422

SOH2SOK10MnO14

в)

42422

SOH2SOKMnO5

8. Определите направление процесса при ст.у. в системах:

KMnO

MnOK

, KCl ,

;

KMnO ,

MnCl , HCl ,

Cl ;

Fe ,

−

NO ,

−

NO ;

−2

OCr ,

−

Cl .

9. С помощью ЭИБ составить каждому студенту ионные и молекулярные урав-

нения

двух из следующих реакций, используя их схемы:

Реакции записать правильно, т.е. на первом месте должен быть восстановитель, на втором – окис-

литель, а затем вещество, определяющее среду.

(1) →++ HClOHKI

(2) →++ OHISONa

2232

(3) →+

−−

ClOSO

(4) ...BrOClOBr

+→+

−−−

(5) ...NOSOHHNOFeSO

4234

+→++

(6) ...NOHNOS

+→+

(7)

→++

422

SOHKNOKI

(8)

→++

4242

SOHKMnOKNO

(9) ...ClClONO

+→+

−−−

(10) ...MnOMnOOHMnO

242

++→+

−−

(11)

→++ NaOHClNaCrO

(12)

→++ KOHOHMnSO

224

(13)

→+ .)конц(HClCrOK

(14) ...KNOKNO

+⎯→⎯

(15)

...ONOAgAgNO

+++⎯→⎯

(16) ...NOCr)NH(

7224

+⎯→⎯

(17) ...KClOKOHCl

+→

(18) ...HIOOHClI

3222

+→

(19)

...NaNONaOHNO

+→

(20)

→+

427224

SOHOCrKFeSO

(21)

...SSOHSH

422

+→

(22) ...KClOKClO

+⎯→⎯

(23)

...NOHNO

→

(24) ...MnOMnOKKMnO

242

++⎯→⎯

(25) ...NOHNOSAs

332

+→

(26)

→

MnO.)конц(HCl

(27) ...NOHNOCu

+→

(28)

→

.)конц(SOHHI

(29)

...SFeS

+→+

+−

(30) OHCoOHCo

+→+

(31)

...NSOHKMnOHN

242442

→

(32) ...NH)HClZn(OHNH

+→

ЭЛЕКТРОХИМИЯ

Электрохимия рассматривает процессы превращения химической энергии

реакции в

электрическую (например, в гальванических элементах) или процессы

обратного превращения энергии (в электролизерах)[8]. И те, и другие устройства со-

ставлены из электродов.

Виды электродов

В зависимости от природы материала твердого тела, находящегося в контакте

с раствором, различают следующие виды электродов:

1. Электроды 1-го рода представляют собой металл M (или неметалл Х),

опущенный в раствор его соли. Схематически их изображают следующим образом:

M/M

(или

−z

X/X ).

Например,

Zn/Zn

(или

−2

S/S

Величина возникающего потенциала (E) будет тем отрицательнее, чем актив-

нее металл и чем меньше активность катионов металла в растворе. Последнее сле-

дует из формулы Нернста, по которой рассчитывают ОВП веществ в нестандартных

условиях [8]. Например, для цинкового электрода:

)Zn(alg)2/059,0(E)Zn/Zn(E

202 ++

+= .

В случае неметаллов, наоборот: чем больше активность ионов, тем отрица-

тельнее потенциал. Например, для серы:

)S(alg)2/059,0(E)S(a/1lg)2/059,0(E)S/S(E

20202 −−−

−=+= .

2. Электроды 2-го рода состоят из металла, покрытого слоем его малорас-

творимого соединения и погруженного в раствор соли, который содержит анион, яв-

ляющийся общим с малорастворимым соединением. Это каломельный электрод

(

−

Cl/ClHg/Hg

), хлорсеребряный (

−

Cl/AgCl/Ag

) и т.п.. Потенциал таких элек-

тродов зависит от активности аниона малорастворимого соединения. Например, в

случае каломельного электрода:

)Cl(alg059,0)ClHg(ПРlg)2/059,0()Hg/Hg(EE

−+

−+= .

Электроды 2-го рода хорошо воспроизводимы и устойчивы по значению по-

тенциала, и поэтому часто используются в качестве электродов

сравнения в изме-

рительных приборах, в частности, в pH-метрах.

3. Газовые электроды – это пористые пластинки из благородных металлов,

насыщенные газом и находящиеся в контакте с раствором, содержащим соответст-

вующие (газу) ионы. Их потенциал определяется, с одной стороны, давлением, под

которым в систему подается газ, а с другой – активностью ионов в растворе. Газовым

является, например, водородный электрод, описанный в пособии [8].

4. Ионообменные электроды. К электродам такого вида относится, в част-

ности, стеклянный электрод, потенциал которого определяется степенью

обмена