Хим
.docxПрименимость теории Аррениуса-Оствальда ограничивается водными растворами. кроме того, она не позволяет объяснить наличие основных свойств аммиака, фосфина и других соединений, не содержащих гидроксогрупп. Электролит. диссоциация—процесс распада электролита на ионы при растворении его в полярном растворителе или при плавлении.
Степень диссоциации – величина, характеризующая состояние равновесия в реакции диссоциации в гомогенных системах. Степень диссоциации α равна отношению числа диссоциированных молекул n к сумме n + N, где N – число недиссоциированных молекул. Часто α выражают в процентах. Степень диссоциации зависит как от природы растворённого электролита, так и от концентрации раствора.
Константа диссоциации – вид константы равновесия, которая показывает склонность большого объекта диссоциировать обратимым образом на маленькие объекты, как например когда комплекс распадается на составляющие молекулы, или когда соль разделяется в водном растворе на ионы. Константа диссоциации обычно обозначается Kd и обратна константе ассоциации. В случае с солями, константу диссоциации иногда называют константой ионизации.
Cильные электролиты. Электролиты, практически полностью диссоциирующие на ионы в водных растворах, называются сильными электролитами.
К сильным электролитам относятся: 1. Почти все соли. 2. Основания - гидроксиды щелочных и щелочно - земельных металлов: LiOH, NaOH, KOH, RвOH, CsOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2 и Ba(OH)2. 3. Кислоты: а) бескислородные- HCI, HBr, HI. б) кислородсодержащие- HCIO4 , HMnO4 , HCIO3 , HBrO3 , HNO3, H2SO4, H2SeO4. Для описания состояния ионов в растворе пользуются наряду с концентрацией ионов, их активностью, т.е. условной концентрацией ионов, в соответствии с которой они действуют в химических процессах. Активность иона α (моль/л) связана с его молярной концентрацией в растворе СМ соотношением α=fCM , где f - коэффициент активности иона (безразмерная величина). Приближенно можно считать, что в разбавленных растворах коэффициент активности иона зависит от заряда иона и ионной силы раствора I , которая равна полусумме произведений молярных концентрации каждого иона на квадрат его заряда z. I=1/2(C1z12+C2z22+ …Cnzn2). Приближенно коэффициент активности ионов разбавленного растворе можно вычислить по формуле: lgf=-0.5z2√I. Сслабые электролиты. В растворах слабых электролитов существует равновесие между ионами и реально существующими недиссоциированными молекулами. В таких растворах концентрация ионов сравнительно мала, что дает основание пренебречь силами их электростатического взаимодействия и принять, что свойства растворов слабых электролитов определяются только равновесием диссоциации, которое полностью подчиняется закону действующих масс. Константа, протекающего при этом равновесного процесса, называется константой диссоциации электролита и представляет собой отношение произведения концентраций ионов в растворе слабого электролита к концентрации его недиссоциированной части. Это отношение остается постоянным для раствора любой концентрации слабого электролита при одной и той же температуре.
В-60. Ступенчатая диссоциация обусловливает возможность образования кислых и основных солей. Ступенчатая диссоциация сильных кислот не оказывает влияния на характер кривых титрования, которые имеют такой же 1вид, как и кривые одноосновных кислот. Так, на кривых титрования НС1 и H2SO4 наблюдается только одна точка эквивалентности. Соответственно ступенчатой диссоциации двух – и многоосновных кислот нейтрализация их протекает также по ступеням. Подобно ступенчатой диссоциации электролитов, первые ступени сольватационного равновесия и отвечающего ему кислотно-основного равновесия более резко выражены, чем последующие. Ступенчатой диссоциацией кислот объясняется образование кислых солей. Их ступенчатая диссоциация обусловливает образование кислых и основных солей. Продукты ступенчатой диссоциации следует рассматривать как комплексы. В растворе эти комплексы координационно насыщены за счет присоединения к центральному атому молекул растворителя. Продукты ступенчатой диссоциации координационно-насыщенных по данному лиганду соединений как комплексы были рассмотрены А. К. Бабко и Силленом. При ступенчатой диссоциации каждая ступень имеет свою константу электролитической диссоциации.
Диссоциация воды. Вода представляет собой слабый электролит, диссоциирующий в соответствии с уравнением H2O<=>H++OH-. Константа диссоциации воды при 25 °C составляет KW= [H+][OH-]/ [H2O]=1,86*10-16. Считая, что в большинстве растворов вода находится в молекулярном виде (концентрация ионов H+ и OH− мала), и учитывая, что молярная масса воды составляет 18,0153 г/моль, а плотность при температуре 25 °C — 997,07 г/л, чистой воде соответствует концентрация [H2O] = 55,346 моль/л. Поэтому предыдущее уравнение можно переписать в виде [H+][OH-]=10-14.Эта величина называется ионным произведением воды. Так как для чистой воды [H+]=[OH−], можно записать [H+]=[OH–]=10-7. Водородный показатель воды, таким образом, равен pH=-lg[H+]=7,0.
Ионное произведение воды – произведение концентраций ионов водорода Н+ и ионов гидроксида OH− в воде или в водных растворах, константа автопротолиза воды. Вывод значения ионного произведения воды. Вода, хотя и является слабым электролитом, в небольшой степени диссоциирует: H2O + H2O ↔ H3O+ + OH− или H2O ↔ H+ + OH−
Равновесие этой реакции сильно смещено влево. Константу диссоциации воды можно вычислить по формуле: K=[H+][OH–]/ [H2O](1), где: [H+] — концентрация ионов гидроксония (протонов); [OH−] — концентрация гидроксид-ионов; [H2O] — концентрация воды (в молекулярной форме) в воде; Концентрация воды в воде, учитывая её малую степень диссоциации, величина практически постоянная и составляет (1000 г/л)/(18 г/моль) = 55,56 моль/л. При 25 °C константа диссоциации воды равна 1,8×10−16моль/л. Уравнение (1) можно переписать как: K[H2O]= [H+][OH–]
Водородный показатель – мера активности ионов водорода в растворе, и количественно выражающая его кислотность, вычисляется как отрицательный десятичный логарифм активности водородных ионов, выраженной в молях на литр: pH=-lg[H+]
Индикатор – соединение, позволяющее визуализировать изменение концентрации какого-либо вещества или компонента, например, в растворе при титровании, или быстро определить pH, еН и др. параметры. Существуют также химические индикаторы для самых различных специальных целей, например, для определения дозы облучения. Виды индикаторов. Кислотно-основные индикаторы, Редокс-индикаторы, Ох- иRed-формы которых имеют различный цвет, Металлоиндикаторы, Адсорбционные индикаторы.
В-61. Диссоциация – обратимый процесс: параллельно с распадом молекул на ионы (диссоциация) протекает процесс соединения ионов (ассоциация). Поэтому в уравнениях электролитической диссоциации вместо знака равенства ставят знак обратимости. Например, уравнение диссоциации молекулы электролита КА на катион К+ и анион А- в общем виде записывается так: КА К++А– Теория электролитической диссоциации является одной из основных теорий в неорганической химии и полностью согласуется с атомно-молекулярным учением и теорией строения атома.
Условием кристаллизации является равенство давления насыщенного пара растворителя над раствором давлению пара над твёрдым растворителем. Поскольку давление пара растворителя над раствором всегда ниже, чем над чистым растворителем, это равенство всегда будет достигаться при температуре более низкой, чем температура замерзания растворителя. Так, океанская вода начинает замерзать при температуре около минус 2 °C. Разность между температурой кристаллизации растворителя T°fr и температурой начала кристаллизации раствора Tfr есть понижение температуры кристаллизации. Понижение температуры кристаллизации бесконечно разбавленных растворов не зависит от природы растворённого вещества и прямо пропорционально моляльной концентрации раствора. Поскольку по мере кристаллизации растворителя из раствора концентрация последнего возрастает, растворы не имеют определённой температуры замерзания и кристаллизуются в некотором интервале температур. Повышение температуры кипения растворов. Жидкость кипит при той температуре, при которой общее давление насыщенного пара становится равным внешнему давлению. Если растворённое вещество нелетуче (то есть давлением его насыщенных паров над раствором можно пренебречь), то общее давление насыщенного пара над раствором равно парциальному давлению паров растворителя. В этом случае давление насыщенных паров над раствором при любой температуре будет меньше, чем над чистым растворителем, и равенство его внешнему давлению будет достигаться при более высокой температуре. Таким образом, температура кипения раствора нелетучего вещества Tb всегда выше, чем температура кипения чистого растворителя при том же давлении T°b. Повышение температуры кипения бесконечно разбавленных растворов нелетучих веществ не зависит от природы растворённого вещества и прямо пропорционально моляльной концентрации раствора.
В-62. Закон разбавления Оствальда. Рассмотрим равновесие в растворе слабого электролита НАН‑+ А-. Обозначим общую концентрацию слабого электролита НА через С моль/л, тогда концентрация ионов [Н+]=[А–]=Сα моль/л, а концентрация недиссоциированной части электролита будет равна (С- Сα) моль/л, тогда константа диссоциации: K= [Н+][А-]/[НА]=Сα Сα/C-Сα= Сα2/1-α, где α – степень диссоциации. Данное выражение является законом разбавления Оствальда. В тех случаях, когда степень диссоциации α << 0,1, при вычислениях, не требующих большой точности, можно принять, что С-Сα ≈ С или, то же самое, 1- α ≈ 1. Тогда K= Сα Сα/C или K=Cα2, откуда α=√K/С.
Ионные реакции – реакции между ионами в растворе. Например, реакцию AgNO3 + NaCl = NaNO3 + AgCl, можно представить в ионном виде (реакция расписывается на ионы, не расписываются осадки, газы, вода, слабые кислоты и основания, а также малорастворимые и нерастворимые соединения) напримерAgCl нерастворим в воде и на ионы не расписывается: Ag+ + NO3− + Na+ + Cl− = AgCl + Na+ + NO3− Одинаковые ионы сокращаются и получается сокращенное ионное уравнение. Так как взаимодействие произошло между ионами Ag+ и ионами Cl−, то выражение Ag+ + Cl− = AgCl и есть ионное уравнение рассматриваемой реакции. Оно проще молекулярного и в то же время отражает сущность происходящей реакции.
Условия необходимости ионных реакций: невысокая температура; полярные растворители, способные к сольватации образующихся ионов. По характеру реагента, действующего на молекулу, ионные реакции делятся на электрофильные и нуклеофильные. Действие света или радиоактивного излучения не влияет на скорость реакций органических веществ имеющих ионную природу.
В-63. Гидролиз – один из видов химических реакций сольволиза, где при взаимодействии веществ с водой происходит разложение исходного вещества с образованием новых соединений.
Гидролиз солей – разновидность реакций гидролиза, обусловленного протеканием реакций ионного обмена в растворах растворимых солей-электролитов. Движущей силой процесса является взаимодействие ионов с водой, приводящее к образованию слабого электролита в ионном или молекулярном виде.
Различают обратимый и необратимый гидролиз солей: 1. Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания (гидролиз по аниону):CO32− + H2O = HCO3− + OH−, Na2CO3 + Н2О = NaHCO3 + NaOH. 2. Гидролиз соли сильной кислоты и слабого основания (гидролиз по катиону): Cu2+ + Н2О = CuOH+ + Н+, CuCl2 + Н2О = CuOHCl + HCl. 3. Гидролиз соли слабой кислоты и слабого основания: 2Al3++3S2−+6Н2О=2Al(OH)3(осадок)+ЗН2S(газ), Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S. Соль сильной кислоты и сильного основания не подвергается гидролизу, и раствор нейтрален.
Степень гидролиза. Под степенью гидролиза подразумевается отношение части соли, подвергающейся гидролизу, к общей концентрации её ионов в растворе. 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: Kг=KH2O/Ka, где Ka – константа диссоциации слабой кислоты, образующейся при гидролизе. Для соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием: Kг=KH2O/Kb, где Kb – константа диссоциации слабого основания, образующегося при гидролизе. Для соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием: Kг=KH2O/Ka*Kb.
Поликонденсация – процесс синтеза полимеров из полифункциональных соединений, обычно сопровождающийся выделением низкомолекулярных побочных продуктов (воды, спиртов и т. п.) при взаимодействии функциональных групп. Молекулярная масса полимера, образовавшегося в процессе поликонденсации, зависит от соотношения исходных компонентов, условий проведения реакции.
Полимеризация – процесс образования высокомолекулярного вещества путём многократного присоединения молекул низкомолекулярного вещества к активным центрам в растущей молекуле полимера. Молекула мономера, входящая в состав полимера, образует т.наз. мономерное звено. Элементный состав мономера и полимера приблизительно одинаков. Обычно мономерами являются соединения, содержащие кратные связи, которые способны, раскрываясь, образовывать новые связи с другими молекулами, обеспечивая рост цепей.
Механизм полимеризации обычно включает в себя ряд связанных стадий:
• инициирование — зарождение активных центров полимеризации;
• рост цепи — процесс последовательного присоединения молекул мономеров к центрам;
• передача цепи — переход активного центра на другую молекулу;
• разветвление цепи — образование нескольких активных центров из одного;
• обрыв цепи — гибель активных центров.
В-64. Окислительно-восстановительные реакции – это встречно-параллельные химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, реализующихся путём перераспределения электронов между атомом-окислителем и атомом-восстановителем.
Виды окислительно-восстановительных реакций:
Межмолекулярные – реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах разных веществ, например:Н2S + Cl2 → S + 2HCl.
Внутримолекулярные – реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах одного и того же вещества, например: 2H2O → 2H2 + O2.
Диспропорционирование (самоокисление-самовосстановление) – реакции, в которых один и тот же элемент выступает и как окислитель, и как восстановитель, например: Cl2 + H2O → HClO + HCl.
Репропорционирование – реакции, в которых из двух различных степеней окисления одного и того же элемента получается одна степень окисления, например: NH4NO3→N2O+2H2O.
Метод электронного баланса-метод уравнивания ОВР с использованием степеней окисления атомов. Этот метод справедлив для реакций в газовой фазе, реакции высокотемпературного разложения. Ионно-электронный метод-метод полуреакций-метод уравнивания ОВР, справедливый для реакций, протекающих в водных растворах с участием ионов: при записи полуреакций для окислителя и восстановителя записывают не элементы в соответствии степени окисления а ионы, реально существующие в рессматриваемых системах. Важнейшие окислители и восстановители. Пределы окисления и восстановления элемента выражаются максимальным и минимальным значениями степеней окисления *. В этих крайних состояниях, определяемых положением в таблице Менделеева, элемент имеет возможность проявить только одну функцию – окислителя или восстановителя. Соответственно и вещества, содержащие элементы в этих степенях окисления, являются только окислителями (HNO3, H2SO4, HClO4, KMnO4, K2Cr2O7 и др.) или только восстановителями (NH3, H2S, галогеноводороды, Na2S2O3 и др.). Вещества, содержащие элементы в промежуточных степенях окисления, могут быть как окислителями, так и восстановителями (HClO, H2O2, H2SO3 и др.). Изменение окислительно-восстановительных свойств элементов в главных подгруппах и периодах периодической системы. Слева направо усиливаются окислительные свойства, а при движении сверху вниз-восстановительные свойства элементов. Последняя закономерность распространяется даже на такие необычные элементы, как инертные газы. У "тяжелых" благородных газов криптона и ксенона, которые находятся в нижней части группы, удается "отобрать" электроны и получить их соединения с сильными окислителями, а для "легких" гелия, неона и аргона это осуществить не удается. В правом верхнем углу таблицы находится самый активный неметалл-окислитель фтор (F), а в левом нижнем углу - самый активный металл-восстановитель цезий (Cs). Элемент франций (Fr) должен быть еще более активным восстановителем, но его химические свойства изучать крайне трудно из-за быстрого радиоактивного распада. По той же причине, что и окислительные свойства элементов, их электроотрицательность возрастает тоже слева направо, достигая максимума у галогенов. Не последнюю роль в этом играет степень завершенности валентной оболочки, ее близость к октету. При перемещении сверху вниз по группам электроотрицательность уменьшается. Это связано с возрастанием числа электронных оболочек, на последней из которых электроны притягиваются к ядру все слабее и слабее.Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы — мера способности химического вещества присоединять электроны. Окислительно-восстановительный потенциал выражают в милливольтах (мВ). Примером окислительно-восстановительного электрода:Pt/Fe3+,Fe2+ Окислительно-восстановительный потенциал определяют как электрический потенциал, устанавливающийся при погружении платины или золота (инертный электрод) в окислительно-восстановительную среду, то есть в раствор, содержащий как восстановленное соединение (Ared), так и окисленное соединение (Aox). Если полуреакцию восстановления представить уравнением: Aox + n•e− → Ared, то количественная зависимость окислительно-восстановительного потенциала от концентрации (точнее активностей) реагирующих веществ выражается уравнением Нернста. Окислительно-восстановительный потенциал определяют электрохимическими методами с использованием стеклянного электрода с red-ox функцией и выражают в милливольтах (мВ) относительно стандартного водородного электрода в стандартных условиях. Направление окислительно-восстановительных реакций. Возможность протекания окислительно-восстановительных реакций в водном растворе в прямом или обратном направлении устанавливается в стандартных условиях по значениям стандартных потенциалов j° полуреакций восстановления: Окисленная форма +ne- = Восстановленная форма. Стандартные условия протекания реакции отвечают постоянству термодинамической температуры и давления системы. Любая температура может быть принята за стандартную, если она в ходе процесса остается постоянной. Чаще всего значением стандартной температуры считают 298,15 К.Стандартное давление в системе при отсутствии газообразных реагентов или продуктов равно 1 . 105 Па. Если в системе имеются газообразные реагенты и(или) продукты, давление каждого из них поддерживается равным 1 . 105 Па. В водном растворе добавляется требование по стандартной концентрации каждой окисленной и восстановленной формы: каждая из них должна быть равна 1 моль/л. Электрохимический ряд напряжения металлов показывает их сравнительную активность в реакциях окисления-восстановления (сверху вниз восстановительная активность уменьшается). Металл, находящийся в ряду напряжений левее водорода, способен вытеснить водород из кислот или солей.
В-65. Гальваническим элементом называется система, превращающая химическую энергию в электрическую. В результате протекания химических реакций в гальванических элементах осуществляются процессы, обуславливающие возникновение разности потенциалов и электрического тока. При погружении металлического электрода в воду или в раствор электролита возникает обратимая электродная реакция Me<=>Mep-p+n+ne-. Происходит окисление металла, ионы которого переходят в раствор, если концентрация ионов металла в растворе меньше равновесной. Данная химическая реакция вызывает возникновение разности потенциалов между поверхностью металла и раствором. Величина данной разности потенциалов в настоящее время не может быть измерена экспериментально. ЭДС гальванического элемента называется наибольшая разность потенциалов его электродов. Сейчас практически при определении электродных потенциалов измеряют ЭДС гальванического элемента, составленного из двух электродов: неизвестного, потенциала которого необходимо узнать, и стандартного водородного электрода, потенциал которого условно принят равным 0,00 (В). В теории и практике имеют дело с двумя величинами: электродным и стандартным электродным потенциалом. Стандартным электродным потенциалом называется величина ЭДС гальванического элемента, образованного стандартным водородным электродам и данным электродом при стандартных условиях (температура 298 К, давление 760 мм. рт. ст., активная концентрация ионов металла в растворе 1 моль/л). Электродным потенциалом называется величина ЭДС гальванического элемента, образованного данным электродом и стандартным водородным электродом.
Уравнение Нернста – уравнение, связывающее окислительно-восстановительный потенциал системы с активностями веществ, входящих в электрохимическое уравнение, и стандартными электродными потенциалами окислительно-восстановительных пар.
E=E0+RT/nF*lnaOx/aRed, где E-электродный потенциал, E0-стандартный электродный потенциал, измеряется в вольтах; R-универсальная газовая постоянная, равная 8.31 Дж/(моль•K); T—абсолютная температура; F-число Фарадея, равное 96500 Кл/моль; n—число моль электронов, участвующих в процессе; aOx и aRed -активности соответственно окисленной и восстановленной форм вещества, участвующего в полуреакции. Если в формулу Нернста подставить числовые значения констант R и F и перейти от натуральных логарифмов к десятичным, то при T = 298K получим E=E0+0,059/n*lnaOx/aRed.
Коррозия металлов — разрушение металлов вследствие химического или электрохимического взаимодействия их с коррозионной средой. Для процесса коррозии следует применять термин «коррозионный процесс», а для результата процесса — «коррозионное разрушение». Образование гальванических пар с пользой применяют для создания батарей и аккумуляторов. С другой стороны, образование такой пары приводит к неблагоприятному процессу, жертвой которого становится целый ряд металлов, — коррозии. Под коррозией понимают происходящее на поверхности электрохимическое или химическое разрушение металлического материала. Наиболее часто при коррозии металл окисляется с образованием ионов металла, которые при дальнейших превращениях дают различные продукты коррозии. Коррозия может быть вызвана как химическим, так и электрохимическим процессом. Соответственно, различают химическую и электрохимическую коррозию металлов.
Химическая коррозия – взаимодействие поверхности металла с коррозионно-активной средой, не сопровождающееся возникновением электрохимических процессов на границе фаз. В этом случае взаимодействия окисление металла и восстановление окислительного компонента коррозионной среды протекают в одном акте. Например, образование окалины при взаимодействии материалов на основе железа при высокой температуре с кислородом: 4Fe + 3O2 → 2Fe2O3. При электрохимической коррозии ионизация атомов металла и восстановление окислительного компонента коррозионной среды протекают не в одном акте и их скорости зависят от электродного потенциала металла (например, ржавление стали в морской воде). Электрохимическая коррозия-разрушение металла под воздействием возникающих в коррозионной среде гальванических элементов называют электрохимической коррозией. Не следует путать с электрохимической коррозией коррозию однородного материала, например, ржавление железа или т.п. При электрохимической коррозии всегда требуется наличие электролита, с которым соприкасаются электроды - либо различные элементы структуры материала, либо два различных соприкасающихся материала с различающимися окислительно-восстановительными потенциалами. Если в воде растворены ионы солей, кислот, или т.п., электропроводность ее повышается, и скорость процесса увеличивается. Методы защиты. Обычно выделяют три направления методов защиты от коррозии: Конструкционный. Активный. Пассивный. Для предотвращения коррозии в качестве конструкционных материалов применяют нержавеющие стали, кортеновские стали, цветные металлы. При проектировании конструкции стараются максимально изолировать от попадания коррозионной среды, применяя клеи, герметики, резиновые прокладки. Активные методы борьбы с коррозией направлены на изменение структуры двойного электрического слоя. Применяется наложение постоянного электрического поля с помощью источника постоянного тока, напряжение выбирается с целью повышения электродного потенциала защищаемого металла. Другой метод - использование жертвенного анода, более активного материала, который будет разрушаться, предохраняя защищаемое изделие. В качестве защиты от коррозии может применяться нанесение какого-либо покрытия, которое препятствует образованию коррозионного элемента (пассивный метод).
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. Явление электролиза широко применяется в современной промышленности. В частности, электролиз является одним из способов промышленного получения алюминия, водорода, а также гидроксида натрия, хлора, хлорорганических соединений, диоксида марганца, пероксида водорода. Большое количество металлов извлекаются из руд и подвергаются переработке с помощью электролиза. Законы Фарадея. Первый закон Фарадея. Фарадей установил, что масса m вещества, выделившегося на электроде, прямо пропорциональна электрическому заряду q, прошедшему через электролит: m=k*q=k*I*q, если через электролит пропускается в течение времени t постоянный ток с силой тока I. Коэффициент пропорциональности k называется электрохимическим эквивалентом вещества. Он численно равен массе вещества, выделившегося при прохождении через электролит единичного электрического заряда, и зависит от химической природы вещества. Второй закон Фарадея. Электрохимические эквиваленты различных веществ относятся, как их химические эквиваленты. Химическим эквивалентом иона называется отношение молярной массы A иона к его валентности z. Поэтому электрохимический эквивалент k=1/F*A/z, где F-постоянная Фарадея. Второй закон Фарадея записывается в следующем виде: m=MIΔt/nF, где M-молярная масса данного вещества, образовавшегося в результате электролиза, г/моль; I-сила тока, пропущенного через вещество или смесь веществ, А; Δt-время, в течение которого проводился электролиз, с; F-постоянная Фарадея, Кл•моль−1; n-число участвующих в процессе электронов, которое при достаточно больших значениях силы тока равно абсолютной величине заряда иона, принявшего непосредственное участие в электролизе. Однако это не всегда так; например, при электролизе раствора соли меди(II) может образовываться не только свободная медь, но и ионы меди(I) (при небольшой силе тока). Электрохимический эквивалент — количество вещества, которое должно выделиться на электроде, согласно закону Фарадея, при прохождении через электролит единицы количества электричества: k=μ/Fz, где F=NAe- постоянная Фарадея.