Характеристика окисно-відновного потенціалу

Размещено на http://www.allbest.ru/

Вступ

Електрохімія - це розділ фізичної хімії, що вивчає властивості систем, що містять рухливі іони (розчинів, розплавів чи твердих електролітів), а також явища, що виникають на межі двох фаз (наприклад, металу і розчину електроліту) унаслідок переносу заряджених часток (електронів та іонів). Електрохімія розробляє наукові основи електролізу, електросинтезу, окисно - відновних потенціалів, гальванотехніки, захисту металів від корозії, створення хімічних джерел струму та ін. Електрохімічні процеси також відіграють важливу роль у життєдіяльності організмів - передача нервових імпульсів - це теж електрохімічний процес.[5.]

Окисно-відновний потенціал - це електрорушійна сила гальванічного елемента, яка складається з досліджуваного електрода і стандартного водного електрода.

Окисно - відновні потенціали є кількісною характеристикою здатності атомів чи іонів до віддачі або приєднання електронів.[ 1.c.175].

Окисно - відновні потенціали використовується для визначення коефіцієнта активності , константу рівноваги різних хімічних реакцій (у тому числі константи дисоціації слабких електролітів, константи комплексоутворення), добутки розчинності, рН, числа переносу іонів тощо.

Мета: детальніше ознайомитись із окисно-відновним потенціалом, а також розглянути способи їх вираження. Для цього потрібно виконати такі завдання: розглянути електродний потенціал, а також детально вивчити гальванічні елементи, і електрорушійну силу(ЕРС).

1.Окисно - відновні потенціали

У мідно - цинковому гальванічному елементі між електродами та розчинами відбувається обмін катіонами.Такі електроди, оборотні відносно аніона( O_2, Cl_2, Br₂₎ Крім того, є електроди, які не обмінюють з розчином ні катіонів, ні аніонів, а лише забезпечують підведення та відведення електронів для окисно - відновних реакцій, що відбуваються між розчиненими речовинами. Такі електроди та їх потенціали називають окисними, або відновними .

Прикладом відновного електрода може бути платинова пластинка, занурена в розчин двох солей - ферум (III) хлорид і ферум (II) хлорид.

Окисно - відновні потенціали є кількісною характеристикою здатності атомів чи іонів до віддачі або приєднання електронів. Стандартні потенціали у порядку зростання їх значень наводять у таблицях з рівняннями відповідних напівреакцій.

Прийнято всі напівреакції окисно - відновних реакцій записувати як відновні :

Oxⁿ⁺ +ne = Red⁰

Тому відповідні цим напівреакціям відповідні потенціали є мірою відносної здатності до здійснення відповідної напівреакції. Чим більший відновний потенціал, тим більша здатність речовини приєднувати електрони та відновлюватися. Чим менший відновний потенціал, тим більша тенденція до існування речовини в окисненому стані . При відніманні однієї напівреакції від другої, результатом чого є рівняння повної реакції, відповідні відновні потенціали також віднімаються один від одного. Кожна напівреакція, якої відновний потенціал вищий, має перевагу над іншою і примушує її проходити у зворотному напрямку .

Інколи застосовують не відновні, а окисні напівреакції й відповідні їм окисні потенціали. Окисний потенціал дорівнює за величиною, або зворотний за знаком відповідному відновному потенціалу.[ 2. c.136 ].

2.Електродний потенціал

Електродний потенціал -- різниця електричних потенціалів між електродом та електролітом, в контакті з яким він знаходиться (найчастіше всього між металом і розчином електроліту).

Перша кількісна теорія електродного потенціалу була запропонована в 1888 р. В. Нернстом.

Размещено на http://www.allbest.ru/

Рис.

Електродний потенціал залежить від природи металу, активності (концентрації) його іонів у розчині та температури.

З теорії хімічного зв'язку відомо, що у вузлах кристалічної решітки металу містяться позитивно заряджені йони, між якими рухаються електрони провідності, названі «електроним газом».[3.c.200]

Електродний потенціал відбувається в такій послідовності:

1. Відрив катіонів металу від поверхні;

2. Поверхня набуває негативного заряду;

3. Взаємне притягання Меⁿ⁺ та негативно зарядженої поверхні Ме;

4. Початок зворотнього процесу - відновлення металу на поверхні пластинки;

5. Встановлення хімічної рівноваги.

Розглянемо на прикладі цинку:

Рис.

Якщо пластинку будь-якого металу, наприклад, цинку занурити у воду, то іони цинку, що утворюють кристалічну гратку металу, під дією полярних молекул води гідратують, зв'язок їх з граткою послаблюється, і деяка їх кількість, відриваючись від металу, перейде у воду, а на металі залишиться еквівалентна кількість електронів:

Zn = Zn²⁺+ 2e^-

Між катіонами металу, що перейшли у воду, і негативно зарядженою пластинкою виникає електростатичне притягання, яке зумовлює зворотній процес -- перехід іонів металу на пластинку в системі встановлюється хімічна рівновага.

Іони цинку переходять із пластинки в розчин і осідають з розчину на пластинці з однаковою швидкістю. На межі між металом і розчином утворюється подвійний електричний шар і виникає змінна потенціалу. Чим міцніше кристалічна гратка металу, тим важче іону металу перейти у розчин. Чим більша величина теплоти гідратації, тим легше іонам перейти у розчин. Отже, при зіткненні металу з водою його йони перебувають під дією двох конкуруючих сил.

Якщо рідина -- вода, то для всіх металів в якісному відношенні картина буде однозначною: метал заряджається негативно, шар рідини, що прилягає до нього, позитивно. Інша картина спостерігається у випадку, якщо металеву пластинку занурити в розчин солі цього металу. Якщо метал неактивний, то буде переважати процес осадження іонів з розчину, І пластинка такого металу набуває позитивного заряду .

Отже, при зануренні металевої пластинки у розчин власної солі на місці зіткнення металу з розчином виникає стрибок потенціалу, величина і знак якого залежать від хімічної природи металу та від активності його йонів у розчині.

Величину електродного потенціалу можна розрахувати за рівнянням Нернста:

E = E₀ + ( 2,3 RT / n F)lg a(x)

Де E⁰ -- стандартний потенціал; R -- універсальна газова стала; T -- абсолютна температура; F -- число Фарадея; n - кількість електронів, якы беруть участь в реакції; x - іони, молекули у рідкій, твердій або газовій фазі, які беруть участь в електрохімічній реакції.

За Т = 298,15 К, тиску газоподібних речовин, які можуть брати участь в електродній рівновазі, 101 325 Па (1 атм), активної концентрації іонів 1 моль/л потенціал електрода називають стандартним електродним потенціалом Е₀.

Виміряти абсолютне значення електродного потенціалу неможливо, тому вимірюють його відносне значення у порівнянні до стандартного водневого електроду. (мал.1) [4.c.435 - 442].

Малюнок 1

1. Платиновий електрод.

2. Газоподібний водень.

3. Розчин кислоты, у якому концентрація H+ = 1 моль/л.

4. Водяний затвор, що не дає потрапити кисню у систему.

5. Електролітичний міст (конц. р-н KCl), що дозволяє приєднати другу половину гальванічного елементу. [5.].

Редокс-потенціал системи можна оцінити електрорушійною силою гальванічного елемента, один з електродів якого занурений у суміш окисленої та відновленої форм досліджуваного елемента .що знаходяться в розчині, а другим є стандартний водневий електрод.(стандартний електродний потенціал). Це значення потенціалу, виміряне за стандартних умов і при активностях окисленої та відновленої форм елемента, що бере участь у реакціях, рівних одиниці.

За стандартними електродними потенціалами можна визначити напрямок самочинного протікання окислювального - відновних реакцій . Визначальним фактором при цьому як і для будь-якої хімічної реакції взагалі, є знак зміни енергії Гіббса реакції. Під час роботи гальванічного елемента електрони самочинно переміщуватимуться від негативного зарядженого електрода елемента до позитивно зарядженого. Це означає, що в гальванічному елементі окислювально-відновна реакція може самочинно відбуватися в такому напрямку, при якому електрохімічна система з вищим значенням електродного потенціалу є окислювачем.

Явище витіснення одних металів іншими металами з їх солей вперше було вивчене видатним російським вченим М.М. Бекетовим у 1865 р. Розмістивши всі метали в порядку ослаблення хімічної активності, він встановив так званий «витиску вальний ряд» який тепер називається рядом напруг. [1.c.175 - 178].

3.Електроди першого роду

Найпоширенішими є металічні електроди, електродна рівновага яких описується загальним рівнянням

Меⁿ⁺+ne^- > Ме

їх потенціал залежить від активності лише одного виду іонів. Стан електродної рівноваги за сталої температури визначається тільки природою металу та активністю (концентрацією) його іонів у розчині.

- до електродів першого роду відносять амальгамні електроди, у них замість чистого металу використовують розчин даного металу у ртуті (амальгаму), що знаходиться в контакті з розчином, що містить йони цього металу.

-газові електроди (водневий електрод).

4.Електроди другого роду

Cкладаються з Ме, що вкритий шаром важкорозчинної сполуки цього Ме і поміщеного у розчин солі, що утворює такий же аніон як і важкорозчинна сполука Ме.

- хлор-срібний електрод Ag|KCl, AgCl(тв.), містить срібну пластинку з осадом хлориду срібла у розчині хлориду калію.

Тут відбувається 2 процеси

Ag⁺ + e^- = Ag⁰ (1)

AgCl = Ag⁺ + Cl^? (2)

AgCl + e^- = Ag⁰ + Cl^? сумарне рівняння (3)

Таким чином, у роботі хлор-срібного електрода беруть участь катіони та аніони.

E = E⁰ + RT/F*ln a_Ag+ E = E⁰ + RT/F ln 1/a_Cl^-

Рівняння 1 Pівняння 3

- каломельний електрод: Hg|KCl, Hg₂Cl₂(тв.), складається з ртуті, що покрита каломеллю Hg₂Cl₂ і поміщений у розчин KСl.

Hg⁺ + e^- = Hg⁰ (1)

1/2 Hg₂Cl₂ = Hg⁺ + Cl^? (2)

1/2 Hg₂Cl₂ + e^- = Hg⁰ + Cl^? сумарне рівняння (3)

Електроди другого роду мають високу стабільність потенціалів і використовують як електроди порівняння.

5.Електроди третього роду

Окисно-відновні електроди (редокс-електроди). На будь-якому електроді відбуваються процеси окиснення та відновлення.

- на інертному металі (найчастіше платині чи золоті) відбуваються електродні реакції між іонами металів з різними ступенями окиснення або між окисненим та відновленим станами інших речовин у розчині, тобто в електродній реакції не беруть участі безпосередньо метали або гази. [6.c 320 - 326 ].

6.Гальванічні елементи

Процеси окиснення та відновлення, які завжди відбуваються одночасно, можна провести за відсутності безпосереднього контакту між відновником і окисником, тобто в умовах просторового їх розділення.

У такому випадку енергію окисно-відновного процесу можна перетворити на електричну.

Пристрої, призначені для безпосереднього перетворення енергії хімічної реакції на електричну енергію, називають гальванічними елементами. [1.c.170 -177].

Гальванічний елемент складається з двох електродів, один з яких виконує роль окисника, а інший - відновника. Ці електроди називають відповідно катодом і анодом. На катоді відбувається процес відновлення окисника, на аноді - окиснення відновника. [3.204-205].

Якщо при проходженні електричного струму в різних напрямках на поверхні електрода відбувається одна і та ж реакція, але у протилежних напрямках , то такі електроди , а також складені з них електрохімічні елементи , називаються оборотними. [7.с.264].

Приклад: Гальванічний елемент Даніеля-Якобі.



Якщо електроди з'єднати металічним провідником, електрони почнуть переходити з більш негативного цинкового електрода на мідний. Це спричинює зміщення рівноваги

Zn = Zn²⁺ + 2e^-, Cu²⁺ +2e^- = Cu.

Сумарне рівняння

Zn + Cu²⁺ = Zn²⁺ + Cu

Те, що цей процес мимовильний підтверджують значення Енергії Гіббса.

?G⁰(р-ції) = ?G⁰_f(Zn²⁺_(p.)) - ?G⁰_f(Cu²⁺_(p.)) = - 147,26 - 65,61 = - 212,87кДж

Під час роботи гальванічного елемента електричний струм у зовнішньому колі створюється спрямованим рухом електронів, а у внутрішньому - іонів. [6.c.311- 320]. При пропусканні через елемент струму нескінченно малої сили від зовнішнього джерела ці реакції перебігають у протилежному напрямі. Прикладом необоротного елемента є елемент Вольта:

( - ) Zn | Н₂SO₂|Cu (+) [7.264].

Порядок запису гальванічних елементів :

- зліва негативно заряджений електрод,

- справа -- позитивно заряджений електрод.

- зазначають склад усіх фаз елемента та позначають поверхні поділу між ними.

Найважливішою характеристикою електрохімічного елемента є його електрорушійна сила (ЕРС) Е - різниця потенціалів правильно розімкненого елемента, тобто різниця потенціалів між кінцями провідників першого роду з одного і того ж матеріалу , приєднаних до електродів гальванічного елемента. Іншими словами, ЕРС являє собою різницю потенціалів в умовах рівноваги, коли в елементі не проходить електричний струм.Якщо замкнути електроди, то у колі буде проходити електричний струм, і різниця потенціалів являє собою напругу електрохімічного елемента, відмінну від ЕРС на величину падіння напруги на внутрішньому опорі елемента. [7. c.265].

7.Електрорушійна сила

Електрорушійна сила - фізична величина, що характеризує дію сторонніх (непотенційних) сил в джерелах постійного або змінного струму.

Потенційні сили електростатичного (або стаціонарного) поля не можуть підтримувати постійний струм в ланцюзі, тому до работи цих сил на замкнутому колі дорівнює нулю. Проходження ж струму по провідниках супроводиться виділенням енергії -- нагріванням провідників. Сторонні сили приводять в рух заряджені частки усередині джерел струму: генераторів, гальванічних елементів, акумуляторів і т. д. Походження сторонніх сил може бути різним. У генераторах сторонні сили -- це сили з боку вихрового електричного поля, що виникає при зміні магнітного поля з часом, що діє з боку магнітного поля на електрони в рухомому провіднику; у гальванічних елементах і акумуляторах -- це хімічні сили .ЕРС визначає силу струму в ланцюзі при заданому її опорі. Вимірюється(електрорушійна сила), як і напруга. [5.]

Роботу електричного струму виражають добутком кількості електрики на напругу. Саме гранична напруга, яку може створити гальванічний елемент за умови оборотності перебігу в ньому електродних окисно - відновних хімічних процесів, є його ЕРС.

Отже, ЕРС гальванічного елемента характеризує максимальну корисну роботу, яку може виконати система в разі оборотного перебігу в ній даної хімічної реакції.

Якщо концентрація речовин , які беруть участь у реакції за стандартних умов дорівнюють 1 моль/л, то ЕРС елемента називають його стандартною електрорушійною силою. [8.c.445- 447].

Електрорушійна сила гальванічного елемента, що відповідає перебігу реакції в прямому і зворотному напрямках.[1.c.172].

Для елементів, які працюють мимовільно, вона завжди позитивна.

ЕРС обчислюють, віднімаючи від потенціалу позитивно зарядженого електрода (більше значення) потенціал негативно зарядженого (менше значення) або від потенціалу електрода-окисника потенціал електрода-відновника:

Е_ЕРС = Е _поз. - Е _нег. = Е_ОК - Е _відн.

ЕРС виміряна за стандартних умов - стандартна електрорушійна сила

гальванічний відновний електричний струм

Е⁰_ЕРС = Е⁰_Сu²⁺_/Cu - E⁰_Zn²⁺_{/ Zn} = 0,34 - ( - 0,76) = 1,1 B

При інших концентраціях (активностях), відмінних від 1 моль/л. Електродні потенціали кожного з електродів обчислюють за рівням Нернста.[6.c.321-325]

Е_ЕРС = Е⁰_ЕРС + 0,0296 * lg a_Cu²⁺/a_Zn²⁺

E_EPC= (E⁰_Cu²⁺_/Cu+ 2,303 RT/nF*lga_Cu²⁺) - ( E⁰_Zn²⁺_/Zn + 2,303 * RT/nF*lg a_Zn²⁺),

E_EPC = E⁰_Cu²⁺_/Cu - E⁰_Zn²⁺_/Zn + 2,303* RT/nF( lg a_Cu²⁺ - lg a_Zn²⁺).

8.Електроди порівняння

Електроди порівняння -- електрохімічні напівелементи електрохімічного кола, які застосовують при вимірюванні електродних

потенціалів як їх еталон. Потенціал електрода порівняння має постійне значення і не залежить від зміни концентрації розчину електроліту електрохімічного кола. Необхідність використання електродів порівняння зумовлена неможливістю вимірювання абсолютних потенціалів окремих електродів та створення електрода з величиною потенціалу, рівного нулю.

Електроди порівняння повинні задовольняти такі вимоги: мати високу відтворюваність потенціалу, малу залежність потенціалу від температури, постійність усіх характеристик протягом тривалого часу, бути простими у виготовленні та експлуатації. Найбільш повно такі вимоги задовольняють лише кілька електродів: водневий, каломельний, оксиднортутний, хінгідронний та галогеносрібні.

Водневий електрод порівняння -- невелика платинова пластинка або сітка, електролітично покрита платиновою черню і частково занурена у розчин. Для функціонування електрода через розчин пропускають Н₂, який омиває його занурену частину.

При стандартних умовах, Е = 0, оскільки стандартний електродний потенціал водневого електрода умовно вважається рівним нулю при всіх температурах. Такий електрод називають стандартним водневим електродом. Потенціали інших електродів, виміряні відносно водневого, складають шкалу стандартних електродних потенціалів. Відтворюваність водневого електрода становить 0,01 мВ. Але це можливо лише у разі виконання цілої низки умов: забезпечення високої чистоти водню та поверхні електрода, відсутності у розчинах речовин-»отрут»: CN^?, H₂S, Ag⁺, Hg²⁺, NO^3-, ароматичних сполук, солей арсену.

Каломельний електрод порівняння -- електрод другого рoду і складається із суміші Hg і Hg₂Cl₂, які знаходяться у розчині KCl. На електроді проходить реакція: 2Нg + 2Cl^? = Hg₂Cl₂ + 2з.

Залежно від концентрації розчину KCl каломельні електроди поділяють на насичені, одномолярні й децимолярні. Насичені каломельні електроди мають найбільш високий температурний коефіцієнт електродного потенціалу, а децимолярні -- найнижчий (Е = 0,3337 -- 8,75 ? 10-5 (T -- 25) -- 3 ? 10-6 (T -- 25)). Відтворюваність каломельного електрода становить 0,01 мВ. На основі ртуті розроблені бромідртутний, йодидртутний, сульфатртутний, оцтовортутний, бензоатнортутний та оксиднортутний. Найчастіше використовують лише оксиднортутний електрод для роботи у лужних середовищах. Електрод готують із ртуті в насиченому розчині HgO у водних розчинах KOH, Ba(OH)₂ або Ca(OH)₂. Відтворюваність усіх цих електродів нижча, ніж у каломельного, і становить 0,1-0,2 мВ.

Галогеносрібні електроди порівняння являють собою тонкий (0,3-1 мм) срібний дріт, покритий шаром галогеніду срібла і занурений у відповідний розчин KНal. На електроді проходить реакція: Ag⁺ + Hal^? AgHal + з, Hal^?-- Cl^?, Br^?, I^?.

Найчастіше використовують хлорсрібний насичений електрод, який випускається промисловістю. Електрод діє в інтервалі від 5 до 95 °С. Відтворюваність електрода -- 0,01-0,02 мВ. Хлорсрібні електроди використовують в електрохімічних ланцюгах як з перенесенням, так і без перенесення. Застосовують їх також у водних, неводних та змішаних розчинах.

Хінгідронний електрод порівняння -- тонкий платиновий дріт, занурений у насичений розчин хінгідрону. На електроді відбувається реакція: С₆Н₄(ОН)₂ C₆Н₄О₂ + 2Н⁺ + 2з. Електрод діє при рівні рН 0-8,5 та в інтервалі температур 0-50°С.

Значення потенціалів електродів порівняння відносно стандартного водневого електрода при 25 °С наведені у таблиці.[9 . c. 234.].

Таблиця. Значення потенціалів електродів порівняння відносно стандартного водневого електрода при 25 °С [ 10 . c. 165 ].

Електрод	Потенціал, В
Насичений каломельний Hg|Hg2Cl2, насичений розчин KCl	0,2412
Одномолярний каломельний Hg|Hg2Cl2, 1М розчин KCl	0,2801
Децимолярний каломельний Hg|Hg2Cl2, 1М розчин KCl	0,3337
Хлорсрібний Аg|АgCl, насичений розчин KCl	0,3337
Оксиднортутний Hg|HgО, 0,1М KОН	0,3337
Хінгідронний Pt|С6Н4(ОН)2·С6Н4О2, 2Н+	0,6992

9.Використання електродних потенціалів

Потенціометрія - це методи , які дозволяють визначити різні фізико - хімічні величини і проводити кількісний аналіз на основі вимірювань ЕРС різних електрохімічних елементів. Потенціометрично можна визначати коефіцієнти активності , константи рівноваги різних хімічних реакцій (у тому числі константи дисоціації слабких електролітів, константи комплексоутворення), добутки розчинності, рН, числа переносу іонів тощо. В аналітичній хімії потенціометрію застосовують для визначення концентрації іонів як напрям шляхом, так і за допомогою потенціометричного титрування.

Потенціометрія -- електрохімічний (електрометричний) метод дослідження та аналізу речовин, що базується на визначенні залежності між рівноважним електродним потенціалом Е та термодинамічною активністю а компонентів А, В… і С, D… (іони, молекули у рідкій, твердій або газовій фазі), які беруть участь в електрохімічній реакції: аА+вВ+…+nе=cC+dD… (a, b, … c, d, … -- стехіометричні коефіцієнти; n -- кількість електронів, які беруть участь у реакції; е -- заряд електрона). Ця залежність підпорядковується рівнянню Петерса -- Нернста:

E = E⁰ + RT/nF * ln a^a_A*a^b_B*.../a^c_C*a^d_D

де E⁰ -- стандартний потенціал; R -- універсальна газова стала; T -- абсолютна температура; F -- число Фарадея. Якщо який-небудь компонент бере участь у реакції у вигляді твердої або газоподібної фази, насиченого розчину за нормальних умов або які-небудь молекули наявні в розчині електроліту в значній надлишковій кількості (напр. розчинник), їх активності приймають за одиницю.[7.c. 297].

Висновок

Отже, окисно - відновний потенціал є кількісною характеристикою здатності атомів чи іонів до віддачі або приєднання електронів. Цей потенціал є мірою відносної здатності до здійснення відповідної напівреакції . Великий внесок у дослідженні електродного потенціал зробив видатний вчений Нернст він перший вивів кількісну теорію електродного потенціалу.

Розрізняють електроди першого роду (газові електроди, амальгамні електроди), електроди другого роду (хлор-срібний електрод, каломельний електрод), електроди третього роду.

Головним у вивченні електродного потенціалу є гальванічні елементи - це пристрої, призначені для безпосереднього перетворення енергії хімічної реакції на електричну енергію.

Розрізняють оборотні та необоротні гальванічні елементи.

Найважливішою характеристикою електрохімічного елемента( гальванічного елемента) є його електрорушійна сила (ЕРС) Е - різниця потенціалів правильно розімкненого елемента, тобто різниця потенціалів між кінцями провідників першого роду з одного і того ж матеріалу, приєднаних до електродів гальванічного елемента.

Електрорушійна сила - фізична величина, що характеризує дію сторонніх (непотенційних) сил в джерелах постійного або змінного струму.

Електроди порівняння -- електрохімічні напівелементи електрохімічного кола, які застосовують при вимірюванні електродних потенціалів як їх еталон. Потенціал електрода порівняння має постійне значення і не залежить від зміни концентрації розчину електроліту електрохімічного кола. Електроди порівняння повинні задовольняти такі вимоги: мати високу відтворюваність потенціалу, малу залежність потенціалу від температури, постійність усіх характеристик протягом тривалого часу, бути простими у виготовленні та експлуатації.

Література

1. Романова Н.В. Загальна та неорганічна хімія / Н.В. Романова . - К. : Вища школа , 1988 . - 432 с.

2. Телегус В . С . Основи загальної хімії / В.С. Телегус , О.І. Бодак , О.С. Заречнюк , В.В. Кінжибало . - Львів.: Світ , 2000 . - 423 с.

3. Рейтер Л. Г .Теоретичні розділи загальної хімії / Л. Г. Рейтер , О. М. Степаненко , В.П. Басов . - К.: Каравела , 2006. - 304 с.

4. Степаненко О.М. Загальна хімія та неорганічна хімія / О.М. Степаненко , Л.Г. Рейтер , В.С. Ледовський , С.В. Іванова .К.: Педагогічна преса , 2002 . - 511 с.

5. www .google.ru

6. Кириченко В.І. Загальна хімія / В.І. Кириченко . - К.: Вища школа , 2005 . - 639 с.

7. Лебідь В.І. Фізична хімія / В.І. Лебідь. - Харків.: Гімназія , 2008 . - 478 с.

8.Романова Н.В. Загальна та неорганічна хімія / Н.В.Романова. - К .: Ірпінь , 1998 . - 479 с.

9. Сухотин А.М. Справочник по электрохимии / А.М.Сухотин . - Львів .: Світ , 1991. - 145 с.

10.Хомутов Н.Е. Электроды сравнения в растворах. Электрохимия / Н.Е. Хомутов. -- М.: Высшая школа, 1967. - 566 с.

1. Размещено на Allbest.ru