Рассмотрим гальванический элемент Якоби-Даниэля (схема приведена на рис. 2). Он состоит из цинковой пластины, погруженной в раствор сульфата цинка, и медной пластины, погружен­ной в раствор сульфата меди. Для предотвращения прямого взаимодействия окислителя и восстановителя электроды отделены друг от друга пористой перегородкой.

В гальваническом элементе электрод, сделанный из более активного металла, т.е. металла, расположенного левее в ряду напряжений, называют анодом , а электрод, сделанный из менее активного металла - катодом .

На поверхности цинкового электрода (анода) возникает двойной электрический слой и устанавливается равновесие:

Zn 0 – 2ē ←→ Zn 2+ .

В результате протекания этого процесса возникает электродный потенциал цинка.

На поверхности медного электрода (катода) также возникает двойной электрический слой и устанавливается равновесие:

Cu 2+ + 2ē ←→ Cu 0 .

В результате возникает электродный потенциал меди.

Так как потенциал цинкового электрода имеет более отрицательное значение, чем потенциал медного электрода, то при замыкании внешней цепи, т.е. при соединении цинка с медью металлическим проводником, электроны будут переходить от цинка к меди. В результате этого процесса равновесие на цинковом электроде смещается вправо, поэтому в раствор перейдет дополнительное количество ионов цинка. В то же время равновесие на медном электроде сместится влево и произойдет разряд ионов меди.

Таким образом, при замыкании внешней цепи возникают самопроизвольные процессы растворения цинка на цинковом электроде и выделения меди на медном электроде. Данные процессы будут продолжаться до тех пор, пока не выровняются потенциалы или не растворится весь цинк или не высадится на медном электроде вся медь.

Итак, при работе гальванического элемента Якоби-Даниэля протекают следующие процессы:

1. Анодный процесс, процесс окисления:

Zn 0 – 2ē → Zn 2+ .

2. Катодный процесс, процесс восстановления:

Cu 2+ + 2ē → Cu 0 .

3. Движение электронов во внешней цепи.

4. Движение ионов в растворе: анионов SO 4 2– к аноду, катионов Cu 2+ к катоду. Движение ионов в растворе замыкает электрическую цепь гальванического элемента.

Суммируя электродные реакции, получим:

Zn + Cu 2+ = Zn 2+ + Cu.

В результате протекании данной реакции в гальваническом элементе возникает движение электронов во внешней цепи и ионов внутри элемента, т.е. электрический ток. Поэтому суммарную химическую реакцию, протекающую в гальваническом элементе, называют токообразующей реакцией.

Электрический ток в гальваническом элементе возникает за счет окислительно-восстановительной реакции, протекающей так, что окислительные и восстановительные процессы оказываются пространственно разделенными: на отрицательном электроде (аноде) происходит процесс окисления, на положительном электроде (катоде) - процесс восстановления.

Необходимым условием работы гальванического элемента является разность потенциалов электродов. Максимальная разность потенциалов электродов, которая может быть получена при работе гальванического элемента, называется электродвижущей силой (ЭДС) элемента. Она равна разности между потенциалом катода и потенциалом анода элемента:

ЭДС = E к – E a . (1)

ЭДС элемента считается положительной, если токообразующая реакция в данном направлении протекает самопроизвольно. Положительной ЭДС отвечает и определенный порядок в записи схемы элемента: записанный слева электрод должен быть отрицательным. Например, схема элемента Якоби-Даниэля записывается в виде:

Zn │ ZnSO 4 ║ CuSO 4 │ Cu .

1.4. Уравнение электродного потенциала (уравнение Нернста)

В результате изучения потенциалов различных электродных процессов установлено, что их величины зависят от следующих факторов:

1) от природы веществ - участников электродного процесса;

2) от соотношения между концентрациями (активностями) этих веществ;

3) от температуры системы.

При стандартных условиях (температура 298 К или 25 °С, давление 101,3 кПа или 1атм, молярная концентрация раствора электролита 1 моль/л) потенциалы электродов имеют определенные стандартные значения. Если концентрация электролита или температура отличны от стандартных, электродные потенциалы можно рассчитать, исходя из стандартных потенциалов, по уравнению Нернста:

Е Ox/Red = Е 0 Ox/Red + ln , (2)

где Т - абсолютная температура (273 + t ), К; F - число Фарадея (96485 Кл/моль); n - число электронов, участвующих в реакции окисления-восста­нов­ления; [Ох] - концентрация окисленной формы (для металлического электрода это концентрация ионов металла в растворе), моль/л; - концентрация восстановленной формы; R - универсальная газовая постоянная (8,314 Дж/моль град).

При температуре 25 °С и условии, что восстановленная форма представляет металл в элементарном состоянии, можно пользоваться следующим уравнением

Е Ox/Red = Е 0 Ox/Red + lgС Ox , (3)

где С Ox - концентрация ионов металла в растворе, моль/л.

Пример . Вычислить ЭДС гальванического элемента, образованного цинковым электродом, погруженным в 0,01М раствор нитрата цинка Zn(NO 3) 2 , и серебряным электродом, погруженным в 0,001М раствор нитрата серебра AgNO 3 . Температура 25 °С. Дать схематическую запись элемента и записать электродные процессы, протекающие на катоде и аноде.

Решение. Сравнивая стандартные потенциалы восстановления цинка и серебра, получаем, что катодом в указанном гальваническом элементе будет выступать серебряный электрод, а анодом - цинковый.

Схематическая запись данного гальванического элемента:

Zn │ Zn(NO 3) 2 ║ AgNO 3 │ Ag .

Анодный процесс: Zn 0 – 2ē → Zn 2+ .

Катодный процесс: Ag + + ē → Ag 0 .

ЭДС гальванического элемента рассчитываем по формуле (1), а потенциалы катода и анода по уравнению Нернста в упрощенном виде (3):

Е Zn 2 + / Zn 0 = – 0,762 + lg0,01= – 0,82 B

Е Ag + / Ag 0 = – 0,90 + lg0,001= + 0,62 B

ЭДС= 0,62 – (–0,82) = 1,44 В.

Примером химического гальванического элемента может служить элемент Якоби-Даниэля (рис. 6). Он состоит из медного электрода (медной пластинки, погруженной в раствор CuSO 4) и цинкового электрода (цинковой пластинки, погруженной в раствор ZnSO 4). На поверхности цинковой пластинки возникает ДЭС и устанавливается равновесие

Zn ⇄ Zn 2+ + 2ē

При этом возникает электродный потенциал цинка, и схема электрода будет иметь вид Zn|ZnSO 4 или Zn|Zn 2+ .

Аналогично, на медной пластинке также возникает ДЭС и устанавливается равновесие

Cu ⇄ Cu 2+ + 2ē

Поэтому возникает электродный потенциал меди, и схема электрода будет иметь вид Cu|CuSO 4 или Cu|Cu 2+ .

На Zn-электроде (электрохимически более активном), протекает процесс окисления: Zn – 2ē →Zn 2+ . На Cu-электроде (электрохимически менее активном) протекает процесс восстановления: Cu 2+ + 2ē → Cu.

Рис. 6 Схема медно-цинкового гальванического элемента

Суммарное уравнение электрохимической реакции:

Zn + Cu 2+ → Zn 2+ + Cu

или Zn + CuSO 4 → ZnSO 4 + Cu

Поскольку схема химического гальванического элемента записывается по правилу «правого плюса», то схема элемента Якоби–Даниэля будет иметь вид

Двойная черта в схеме обозначает электролитический контакт между электродами, осуществляемый обычно посредством солевого мостика.

В марганцево-цинковом гальваническом элементе (рис. 7) , как и в медно-цинковом, анодом служит цинковый электрод. Положительный электрод прессуется из смеси диоксида марганца с графитом и ацетиленовой сажей в виде столбика «агломерата», в середине которого помещается угольный стержень ‑ токоотвод.

Рис. 7 Схема сухого марганцево-цинкового элемента

1 – анод (цинковый стаканчик), 2 – катод (смесь диоксида марганца с графитом), 3 – токоотвод из графита с металлическим колпачком,

4 - электролит

Применяемый в марганцово-цинковых элементах электролит, содержащий хлорид аммония, вследствие гидролиза NH 4 CI имеет слабокислую реакцию. В кислом электролите на положительном электроде идет токообразующий процесс:

МnO 2 + 4Н + + 2ē → Мn 2+ + 2Н 2 O

В электролите с рН равным 7-8 ионов водорода слишком мало и реакция начинает протекать с участием воды:

МnО 2 + H 2 O + ē → MnOOH + ОН -

МnООН - это неполный гидроксид марганца (III) – манганит.

По мере расходования ионов водорода на токообразующий процесс электролит становится из кислого нейтральным или даже щелочным. Удержать кислую реакцию в солевом электролите при разряде элементов не удается. Добавить кислоту к солевому электролиту нельзя, так как это вызовет сильный саморазряд и коррозию цинкового электрода. По мере накопления на электроде манганита он частично может реагировать с ионами цинка, образующимися при разряде цинкового электрода. При этом получается труднорастворимое соединение ‑ гетаэролит, и раствор подкисляется:

2MnOOH + Zn 2+ → ZnO∙Мn 2 O 3 + 2Н +

Образование гетаэролита предохраняет электролит от слишком сильного подщелачивания при разряде элемента.

Возникновение э. д. с. в гальваническом элементе. Простейший медно-цинковый гальванический элемент Вольта (рис. 156) состоит из двух пластин (электродов): цинковой 2 (катода) и медной 1 (анода), опущенных в электролит 3, представляющий собой водный раствор серной кислоты H 2 S0 4 . При растворении серной кислоты в воде происходит процесс электролитической диссоциации, т. е. часть молекул кислоты распадается на положительные ионы водорода H 2 + и отрицательные ионы кислотного остатка S0 4 -. Одновременно происходит растворение цинкового электрода в серной кислоте. При растворении этого электрода положительные ионы цинка Zn+ переходят в раствор и соединяются с отрицательными ионами SO 4 — кислотного остатка, образуя нейтральные молекулы сернокислого цинка ZnS04. При этом на цинковом электроде будут скапливаться оставшиеся свободные электроны, вследствие чего этот электрод приобретает отрицательный заряд. В электролите же образуется положительный заряд ввиду нейтрализации части отрицательных ионов S0 4 . Таким образом, в пограничном слое между цинковым электродом и электролитом возникает некоторая разность потенциалов и создается электрическое поле, которое препятствует дальнейшему переходу положительных ионов цинка в электролит; при этом растворение цинкового электрода прекращается. Медный электрод практически не растворяется в электролите и приобретает тот же положительный потенциал, что и электролит. Разность потенциалов медного? Сu и цинкового? Zn электродов при разомкнутой внешней цепи представляет собой э. д. с. Е рассматриваемого гальванического элемента.

Э. д. с, создаваемая гальваническим элементом, зависит от химических свойств электролита и металлов, из которых выполнены электроды. Обычно подбирают такие комбинации металлов и электролита, при которых э. д. с. наибольшая, однако почти во всех применяемых элементах она не превышает 1,1 -1,5 В.

При подключении к электродам гальванического элемента какого-либо приемника электрической энергии (см. рис. 156) по внешней цепи начнет протекать ток I от медного электрода (положительный полюс элемента) к цинковому (отрицательный полюс). В электролите в это время начнется движение положительных ионов цинка Zn+ и водорода Н 2 + от цинковой пластины к медной и отрицательных ионов кислотного остатка S0 4 — от медной пластины к цинковой. В результате нарушится равновесие электрических зарядов между электродами и электролитом, вследствие чего в электролит с катода снова начнут поступать положительные ионы цинка, поддерживая на этом электроде отрицательный заряд; на медном же электроде будут осаждаться новые положительные ионы. Таким образом, между анодом и катодом все время будет существовать разность потенциалов, необходимая для прохождения тока по электрической цепи.

Поляризация. Рассмотренный гальванический элемент Вольта не может длительно работать вследствие возникающего в нем вредного явления поляризации. Сущность этого явления заключается в следующем. Положительные ионы водорода Н 2 +, направляющиеся к медному электроду 1, взаимодействуют с имеющимися на нем свободными электронами и превращаются в нейтральные атомы водорода. Эти атомы покрывают поверхность медного электрода сплошным слоем 4, что ухудшает работу гальванического элемента по двум причинам. Во-первых, между слоем водорода и электролитом возникает дополнительная э. д. с. (э. д. с. поляризации), направленная против основной э. д. с. элемента, поэтому его результирующая э. д. с. Е уменьшается. Во-вторых, слой водорода отделяет медный электрод от электролита и препятствует подходу к нему новых положительных ионов. При этом резко возрастает внутреннее сопротивление гальванического элемента.

Для борьбы с поляризацией во всех гальванических элементах вокруг положительного электрода располагают специальные вещества - деполяризаторы , которые легко вступают в химическую реакцию с водородом. Они поглощают подходящие к положительному электроду ионы водорода, не позволяя им осаждаться на этом электроде.

Промышленность выпускает гальванические элементы различных типов (с различными электродами и электролитами), имеющие разное конструктивное выполнение. Наиболее распространены угольно-цинковые элементы, в которых угольный и цинковый электроды погружены в водный раствор хлористого аммония (нашатыря) или поваренной соли, а в качестве деполяризатора применяется перекись марганца.

Сухие элементы. Разновидностью гальванического элемента является сухой элемент (рис. 157), применяемый в батареях карманных элек-трофонарей, радиоприемниках и пр. В этом элементе жидкий электролит заменен тестообразной массой, состоящей из раствора нашатыря, смешанного с древесными опилками и крахмалом, а цинковый электрод выполнен в виде цилиндрической коробки, используемой в качестве сосуда, в котором помещают электролит и угольный электрод. Для отвода газов, образующихся при работе элемента, в нем предусматривают газоотводную трубку.

Емкость. Способность химических источников тока отдавать электрическую энергию характеризуется их емкостью. Под емкостью понимают количество электричества, запасенного в гальванических элементах или аккумуляторах. Емкость измеряется в ампер-часах. Номинальная емкость химического источника тока равна произведению номинального (расчетного) разрядного тока (в амперах), отдаваемого химическим источником тока при подключении к нему нагрузки, на время (в часах) до того момента, пока его э. д. с. не достигнет минимально допустимого значения. При длительной работе количество электроэнергии, которое может отдать гальванический элемент, уменьшается, так как постепенно расходуются имеющиеся в нем активные химические вещества, обеспечивающие возникновение э. д. с; при этом уменьшаются э. д. с. элемента и его емкость и возрастает его внутреннее сопротивление.

Гальванический элемент обладает номинальной емкостью только в том случае, если после его изготовления прошло сравнительно небольшое время. Емкость гальванического элемента постепенно уменьшается, даже если он не отдает электрической энергии (после 10-12 месяцев хранения емкость сухих элементов уменьшается на 20-30 %). Это объясняется тем, что химические реакции в таких элементах протекают непрерывно и запасенные в них активные химические вещества все время расходуются.

Уменьшение емкости химических источников тока с течением времени называются саморазрядом . Емкость гальванического элемента снижается также при разряде его большим током.

Для того чтобы составить схему гальванического элемента, необходимо понять принцип его действий, особенности строения.

Потребители редко обращают внимание на аккумуляторы и батарейки, при этом именно эти источники тока являются самыми востребованными.

Химические источники тока

Что собой представляет гальванический элемент? Схема его основывается на электролите. В устройство входит небольшой контейнер, где располагается электролит, адсорбируемый материалом сепаратора. Кроме того, схема двух гальванических элементов предполагает наличие Как называется такой гальванический элемент? Схема, связывающая между собой два металла, предполагает наличие окислительно-восстановительной реакции.

Простейший гальванический элемент

Он подразумевает наличие двух пластин либо стержней, выполненных из разных металлов, которые погружены в раствор сильного электролита. В процессе работы данного гальванического элемента, на аноде осуществляется процесс окисления, связанный с отдачей электронов.

На катоде - восстановление, сопровождающееся принятием отрицательных частиц. Происходит передача электронов по внешней цепи к окислителю от восстановителя.

Пример гальванического элемента

Для того чтобы составить электронные схемы гальванических элементов, необходимо знать величину их стандартного электродного потенциала. Проанализируем вариант медно-цинкового гальванического элемента, функционирующего на основе энергии, выделяющейся при взаимодействии сульфата меди с цинком.

Этот гальванический элемент, схема которого будет приведена ниже, называют элементом Якоби-Даниэля. Он включает в себя которая погружена в раствор медного купороса (медный электрод), а также он состоит из цинковой пластины, находящейся в растворе его сульфата (цинковый электрод). Растворы соприкасаются между собой, но для того, чтобы не допускать их смешивания, в элементе используется перегородка, выполненная из пористого материала.

Принцип действия

Как функционирует гальванический элемент, схема которого имеет вид Zn ½ ZnSO4 ½½ CuSO4 ½ Cu? Во время его работы, когда замкнута электрическая цепь, происходит процесс окисления металлического цинка.

На его поверхности соприкосновения с раствором соли наблюдается превращение атомов в катионы Zn2+. Процесс сопровождается выделением «свободных» электронов, которые передвигаются по внешней цепи.

Реакцию, протекающую на цинковом электроде, можно представить в следующем виде:

Восстановление катионов металла осуществляется на медном электроде. Отрицательные частицы, которые попадают сюда с цинкового электрода, объединяются с катионами меди, осаждая их в виде металла. Данный процесс имеет следующий вид:

Если сложить две реакции, рассмотренные выше, получается суммарное уравнение, описывающее работы цинково-медного гальванического элемента.

В качестве анода выступает цинковый электрод, катодом служит медь. Современные гальванические элементы и аккумуляторы предполагают применение одного раствора электролита, что расширяет сферы их применения, делает их эксплуатацию более комфортной и удобной.

Разновидности гальванических элементов

Самыми распространенными считают угольно-цинковые элементы. В них применяется пассивный угольный коллектор тока, контактирующий с анодом, в качестве которого выступает оксид марганца (4). Электролитом является хлорид аммония, применяемый в пастообразном виде.

Он не растекается, поэтому сам гальванический элемент называют сухим. Его особенностью является возможность «восстанавливаться» на протяжении работы, что позитивно отражается на продолжительности их эксплуатационного периода. Такие гальванические элементы имеют невысокую стоимость, но невысокую мощность. При понижении температуры они снижают свою эффективность, а при ее повышении происходит постепенное высыхание электролита.

Щелочные элементы предполагают использование раствора щелочи, поэтому имеют довольно много областей применения.

В литиевых элементах в качестве анода выступает активный металл, что позитивно отражается на сроке эксплуатации. Литий имеет отрицательный поэтому при небольших габаритах подобные элементы имеют максимальное номинальное напряжение. Среди недостатков подобных систем можно выделить высокую цену. Вскрытие литиевых источников тока является взрывоопасным.

Заключение

Принцип работы любого гальванического элемента основывается на окислительно-восстановительных процессах, протекающих на катоде и аноде. В зависимости от используемого металла, выбранного раствора электролита, меняется срок службы элемента, а также величина номинального напряжения. В настоящее время востребованы литиевые, кадмиевые гальванические элементы, имеющие достаточно продолжительный срок своей службы.

О.С.ЗАЙЦЕВ

УЧЕБНАЯ КНИГА ПО ХИМИИ

ДЛЯ УЧИТЕЛЕЙ СРЕДНИХ ШКОЛ,
СТУДЕНТОВ ПЕДАГОГИЧЕСКИХ ВУЗОВ И ШКОЛЬНИКОВ 9–10 КЛАССОВ,
РЕШИВШИХ ПОСВЯТИТЬ СЕБЯ ХИМИИ И ЕСТЕСТВОЗНАНИЮ

УЧЕБНИКЗАДАЧНИКЛАБОРАТОРНЫЙ ПРАКТИКУМНАУЧНЫЕ РАССКАЗЫ ДЛЯ ЧТЕНИЯ

Продолжение. См. № 4–14, 16–28, 30–34, 37–44, 47, 48/2002;
1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 10, 12, 13, 14, 15, 16, 17, 18, 19, 20, 21, 22, 23,
24, 25-26, 27-28, 29, 30, 31, 32, 35, 36, 37, 39, 41, 42, 43, 44, 46, 47/2003;
1, 2, 3, 4, 5, 7, 11, 13, 14, 16, 17, 20, 22, 24, 29, 30, 31, 34/2004

§ 8.2. Реакции на границе металл–раствор

(продолжение)

Составим цепь из двух электродов, например, медного и цинкового. Обсудим три варианта такого гальванического элемента.
Сразу скажем, что первый вариант нам будет неинтересен. Опустим цинковую и медную пластинки в стакан с раствором их солей – сульфатов цинка и меди (рис. 8.6). Соединим электроды проводниками через прибор для измерения напряжения – вольтметр, который на рисунке обозначен символом «В».

И цинк, и медь посылают в раствор свои ионы, но равновесие соответствующих реакций смещено в сторону металлов, т. к. они находятся не в чистой воде, а в растворе, содержащем ионы этих металлов. Несмотря на это, цинк обладает более высокой способностью посылать в раствор ионы и иметь более высокое отрицательное значение электродного потенциала. Поэтому ионы меди устремятся к цинковому электроду, и на цинке образуется медь:

Zn + Cu 2+ = Zn 2+ + Cu.

Переход электронов происходит непосредственно на поверхности цинка, разность потенциалов между пластинками не возникает, и вольтметр не покажет напряжения.
Изменим опыт. Поместим в сосуд перегородку из пористой керамики (рис. 8.7).

Электроны покидают цинк и по проводнику через вольтметр переходят на медь, где взаимодействуют с ионами меди, в результате чего медь осаждается на медном электроде. Одновременно ионы цинка переходят в раствор.
Пористая перегородка служит для того, чтобы не допустить подхода ионов меди к цинку и тем самым предотвратить прямой переход электронов с цинка на ионы меди вместо перехода по проводнику. По мере прохождения реакции ионы цинка переходят от цинка к меди, аналогичное происходит с ионами меди.
Пористая перегородка плохо предотвращает смешение растворов, и, кроме того, изготовление сосудов с пористой перегородкой затруднительно, поэтому можно поступить следующим образом. Возьмем два стакана, нальем в них растворы, которые соединим электролитическим мостиком – П-образной стеклянной трубкой, заполненной насыщенным раствором хлорида калия (рис. 8.8).
В концы трубок вставлены ватные тампоны, чтобы жидкость из мостика не выливалась.

Итак, пористая перегородка заменена электролитическим мостиком. В нем хлорид-ионы двигаются к цинковому электроду, а ионы калия – к медному электроду. Мостик разделяет электродные пространства, предотвращает электропроводность за счет перемещения ионов цинка и меди, понижает потенциал, возникающий при контакте двух различных растворов. Дополнительный потенциал также возникает при движении ионов с различными скоростями, а ионы калия и хлорид-ионы передвигаются с почти одинаковыми скоростями.
Составим цепь (см. рис. 8.8) из стандартных медного и цинкового электродов (концентрации ионов металлов в растворах по 1 моль/л). Определим направление реакции в этом гальваническом элементе и его ЭДС:

Потенциал цинкового электрода имеет отрицательный знак, а медного – положительный. Следовательно, цинковый электрод обладает большей способностью отдавать электроны, и на нем будет проходить противоположно направленная реакция, а медный электрод будет электроны принимать:

Таким образом, если мы погрузим кусок металлического цинка в раствор сульфата меди, то цинк будет переходить в раствор в виде ионов и одновременно на нем будет осаждаться слой меди.
В списке электродных потенциалов есть реакция:

2H + (10 –7 M, вода) + 2e = H 2 (г.), Е = –0,41 В.

Это потенциал водородного электрода в воде. Все металлы, которые расположены в списке выше и электродные потенциалы которых имеют более высокие отрицательные значения, должны реагировать с водой («растворяться») с образованием водорода. Но вы прекрасно знаете, что железо, хром, цинк, алюминий при обычных условиях с водой не реагируют. Магний реагирует с горячей водой, а натрий, кальций, калий и литий реагируют с водой при обычных условиях. Это объясняется тем, что на железе, хроме, цинке, алюминии образуются малорастворимые оксидные пленки, исключающие доступ воды к металлу. При удалении слоя оксида начинается взаимодействие этих металлов с водой. Оксиды или гидроксиды натрия, кальция, калия, лития растворимы в воде и не защищают металлы от контакта с водой.
Для электродных реакций, потенциалов и ЭДС применимы все те формулы, которые мы раньше вывели для окислительно-восстановительных реакций:

G = –nЕF = Н – Т S = –RT ln K = –nЕ 96 484 = –2,303 8,314 Т lg К.

При вычислении константы равновесия помните, что кристаллические фазы (металлы) в выражение константы равновесия не записываются, т.к. концентрация кристаллического вещества не зависит от его количества, т.е. постоянна. Например:

Электродные потенциалы и ЭДС электрохимических реакций очень сильно зависят от концентраций ионов и рН среды. Поэтому часто предсказываемое для стандартных условий направление процесса не совпадает с тем, которое осуществляется при данных условиях.

О том, как определить направление реакции при нестандартных условиях, смотрите в учебниках химии для высшей школы.

Список новых и забытых понятий и слов