Кислоты, диссоциирующиеся нацело в водных растворах, называются сильными.

Если известна начальная концентрация сильной кислоты, в таком случае не составляет труда подсчитать концентрацию ионов гидроксония и хлорид-ионов в растворе. Например, если в 1 л воды растворяется 0,2 моля газообразной соляной кислоты, концентрация ионов после диссоциации будет точно такой же:

[H₃O⁺]=0,2

[Cl^-]=0,2

Примеры сильных кислот:

· HCl - соляная кислота;

· HBr - бромоводород;

· HI - йодоводород;

· HNO₃ - азотная кислота;

· HClO₄ - хлорная кислота;

· H₂SO₄ - серная кислота.

Все кислоты (за исключением серной), представленные в списке выше, являются монопротоновыми, поскольку их атомы отдают по одному протону; молекулы серной кислоты могут отдавать два своих протона, поэтому серная кислота является дипротоновой.

К сильным основаниям относятся электролиты, полностью диссоциирующие в водных растворах с образованием гидроксид-иона ОН^-.

По аналогии с кислотами, вычислить концентрацию гидроксид-иона достаточно просто, если знать исходную концентрацию раствора. Например, раствор NaOH с концентрацией 2 моль/л диссоциирует на такую же концентрацию ионов:

NaOH Na⁺+OH^-

[Na⁺]=2 моль/л

[OH^-]=2 моль/л

13. кислительно-восстановительные реакции, также редокс (англ. redox, от reduction-oxidation — восстановление-окисление) — это встречно-параллельные химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления и не более 2-х атомов, входящих в состав реагирующих веществ (или ионов веществ), реализующимся путём ...

"Окислительно-восстановительный потенциал (ОВП) является мерой химической активности элементов или их соединений в обратимых химических процессах, связанных с изменением заряда ионов в растворах".

В переводе на более понятный неспециалисту язык это означает, что ОВП, называемый также редокс-потенциал (от английского RedOx - Reduction/Oxidation), характеризует степень активности электронов в окислительно-восстановительных реакциях, т.е. реакциях, связанных с присоединением или передачей электронов.

Значение окислительно-восстановительного потенциала для каждой окислительно-восстановительной реакции вычисляется по довольно сложной формуле, выражается в милливольтах и может иметь как положительное, так и отрицательное значение.

В природной воде значение Eh колеблется от - 400 до + 700 мВ, что определяется всей совокупностью происходящих в ней окислительных и восстановительных процессов. В условиях равновесия значение ОВП определенным образом характеризует водную среду, и его величина позволяет делать некоторые общие выводы о химическом составе воды.

В зависимости от значения ОВП различают несколько основных ситуаций, встречающихся в природных водах:

1. Окислительная. Характеризуется значениями Еh > + (100 - 150) мВ, присутствием в воде свободного кислорода, а также целого ряда элементов в высшей форме своей валентности (Fe³⁺, Mo⁶⁺, As^5-, V⁵⁺, U⁶⁺, Sr⁴⁺, Cu²⁺, Pb²⁺). Ситуация, наиболее часто встречающаяся в поверхностных водах.

2. Переходная окислительно-восстановительная. Определяется величинами Еh от 0 до + 100 мВ, неустойчивым геохимическим режимом и переменным содержанием сероводорода и кислорода. В этих условиях протекает как слабое окисление, так и слабое восстановление целого ряда металлов;

3. Восстановительная. Характеризуется значениями Еh < 0. Типична для подземных вод, где присутствуют металлы низких степеней валентности (Fe²⁺, Mn²⁺, Mo⁴⁺, V⁴⁺, U⁴⁺), а также сероводород.

Окислительно-восстановительный потенциал зависит от температуры и взаимосвязан с рН. В некоторых применениях (например, в обработке воды для бассейнов) ОВП является одним из основных параметров контроля качества воды. В частности потому, что позволяет оценить эффективность обеззараживания воды. Для иллюстрации приводим таблицу зависимости продолжительности жизни типичных микроорганизмов от величины редокс-потенциала.

Уравнение Нернста — уравнение, связывающее окислительно-восстановительный потенциал системы с активностями веществ, входящих в электрохимическое уравнение, и стандартными электродными потенциалами окислительно-восстановительных пар. Было выведено немецким физико-химиком Вальтером Нернстом^[1].

Нернст изучал поведение электролитов при пропускании электрического тока и открыл закон. Закон устанавливает зависимость между электродвижущей силой (разностью потенциалов) и ионной концентрацией. Уравнение Нернста позволяет предсказать максимальный рабочий потенциал, который может быть получен в результате электрохимического взаимодействия, когда известны давление и температура. Таким образом, этот закон связывает термодинамику с электрохимической теорией в области решения проблем, касающихся сильно разбавленных растворов.

{\displaystyle E=E^{0}+{\frac {RT}{nF}}\ln {\frac {a_{\rm {Ox}}}{a_{\rm {Red}}}}}

, где

· {\displaystyle \ E} — электродный потенциал, {\displaystyle E^{0}} — стандартный электродный потенциал, измеряется в вольтах;

· {\displaystyle \ R} — универсальная газовая постоянная, равная 8.31 Дж/(моль·K);

· {\displaystyle \ T} — абсолютная температура;

· {\displaystyle \ F} — постоянная Фарадея, равная 96485,35 Кл·моль¹;

· {\displaystyle \ n} — число электронов, участвующих в процессе;

· {\displaystyle \ {a_{\rm {Ox}}}} и {\displaystyle \ {a_{\rm {Red}}}} — активности соответственно окисленной и восстановленной форм вещества, участвующего в полуреакции.

Если в формулу Нернста подставить числовые значения констант {\displaystyle R} и {\displaystyle F} и перейти от натуральных логарифмов к десятичным, то при {\displaystyle T=298{\rm {K}}} получим

{\displaystyle E=E^{0}+{\frac {0,0592}{n}}\lg {\frac {a_{\rm {Ox}}}{a_{\rm {Red}}}}}