Окислительно-восстановительные эквиваленты

Окислитель и восстановитель реагируют между собой в эквивалентных количествах.

Эквивалент (M_Э) окислителя – это такое количество окислителя, как вещества, которое отвечает одному присоединенному электрону.

Контрольные вопросы

1. Дайте определение окислительно-восстановительным реакциям (ОВР), степени окисления, окислителям и восстановителям.

2. Сформулируйте правила расчета степеней окисления атомов в соединении.

3. Приведите примеры типичных окислителей и восстановителей. Какие вещества могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства?

4. Приведите классификацию ОВР.

5. Сформулируйте правила расстановки коэффициентов методом электронного баланса.

6. Сформулируйте правила расстановки коэффициентов методом полуреакций.

7. Приведите примеры влияния рН среды на протекание ОВР.

Примеры решения задач

Пример 1. Укажите степень окисления атомов в следующих соединениях: HPO₃, H₂W₂O₇, (NH₄)Fe(SO₄)₂.

При выполнении таких заданий необходимо учесть что: а) сумма степеней окисления всех атомов в соединении равна нулю; б) степень окисления атомов таких элементов, как H, O, F, щелочные и щелочноземельные металлы, чаще всего известна и постоянна; в) неизвестна обычно степень окисления одного элемента, у которого она может быть переменной. Таким образом, задача сводится к решению уравнения с одним неизвестным.

H⁺¹P^xO₃^–2 1 + x + (–2 × 3) = 0 x = 5 P⁺⁵

H₂⁺¹W₂^xO₇^–2 (+1 × 2) + 2x + (–2 × 7) = 0 x = 6 W⁺⁶

В тех случаях, когда известны заряды некоторых катионов или анионов, решение упрощается:

(NH₄)⁺Fe^x(SO₄)₂^2– 1 + x + (–2 × 2) = 0 x = 3 Fe⁺³.

(N^xH₄⁺¹)⁺ x + 4 = 1, x = –3 N^–3.

(S^xO₄^–2)^2– x + (–2 × 4) = –2, x = 6 S⁺⁶.

Пример 2. Предположите, какую роль в ОВР могут играть соединения, содержащие атомы элементов в указанной степени окисления: Re⁰, Re⁺⁴, Re⁺⁷, H^–, H⁰, H⁺. Приведите примеры соответствующих соединений.

Согласно положению в периодической системе строение валентного слоя атома Re⁰ 4d⁵5s². Присоединение электронов к атому Re⁰ невозможно, так как рений металл (элемент d-семейства) и в химических процессах может быть только восстановителем (донором электронов).

Заряд +4 на атоме Re означает, что из семи валентных электронов от него оттянуто 4, и на валентном уровне осталось еще 3 электрона. Поэтому соединения Re⁺⁴ в ОВР могут играть роль как окислителя, так и восстановителя, т.е. могут быть как донорами так и акцепторами электронов. Пример соединения – ReO₂

Степень окисления +7 (высшая для рения, т.к. он находится в VII группе периодической системы), указывает на то, что все 7 валентных электронов смещены к более электроотрицательным атомам, поэтому соединения Re⁺⁷ в ОВР могут быть только окислителями (Re₂O₇).

Отрицательный заряд на атоме водорода (H^-) свидетельствует о том, что он притянул к себе электрон другого атома, и теперь на его валентном слое больше электронов, чем в нулевой степени окисления. Т.к. электронное строение атома водорода 1s¹, а Н^– 1s², и больше электронов на первом уровне быть не может, соединения Н^– – только восстановители (CaH₂).

Простое вещество Н₂⁰ может быть и окислителем, и восстановителем, а протон Н⁺ – только окислитель, т.к. он лишен единственного электрона и теперь способен только присоединять их (H₂S).

Пример 3. Укажите тип ОВР для каждой из приведенных схем реакций. Расставьте коэффициенты методом электронного баланса. Укажите окислитель и восстановитель.

1) NH₄NO₃ N₂O + H₂O

2) KClO₃ + H₂SO₄ ® KClO₄ + ClO₂ + H₂O + K₂SO₄

3) Na + H₂SO₄ ® Na₂SO₄ + H₂S + H₂O

4) As₂S₃ + HNO₃ ® H₃AsO₄ + SO₂ + NO

Решение. Рассматривая приведенные ниже примеры выполнения заданий, вспомните из школьного курса правила составления ОВР методом электронного баланса. Обратите внимание на форму записи.

1) N^–3H₄⁺N⁺⁵O₃^–2 N₂⁺O^–2 + 2H₂⁺O^–2

В-ль	N–3 – 4ē ®N+			Реакция внутримолекулярного окисления-восстановления
Ок-ль	N+5 + 4ē ®N+

2)3K⁺Cl⁺⁵O₃^–2+H₂⁺S⁺⁶O₄^–2_(к)=K⁺Cl⁺⁷O₄^–2+2Cl⁺⁴O₂^–2+H₂⁺O^–2+K₂⁺S⁺⁶O₄^–2

В-ль	Сl+5 – 2ē ®Cl+7		Реакция диспропорционирования
Ок-ль	Сl+5+e®Cl+4		(самоокисление-самовосстановление)

3) 8K⁰ + 5H₂⁺S⁺⁶O₄^–2 = 4K₂⁺S⁺⁶O₄^–2 +H₂⁺S^–2 +4H₂⁺O^–2

В-ль	2K0 – 2ē®2K+		Реакция межмолекулярного
Ок-ль	S+6 + 8ē ® S–2		окисления-восстановления

Обратите внимание на то, что при взаимодействии металлов с кислотами – окислителями (H₂SO_4(к), HNO₃) последние не только восстанавливаются, но и расходуются на образование соли (без изменения степени окисления), поэтому перед формулой кислоты-окислителя ставится суммарный коэффициент. В нашем примере один атом S⁺⁶ восстановился до S^–2, и еще четыре атома S⁺⁶ не изменили степени окисления, поэтому перед формулой H₂SO₄ коэффициент 5.

Пример 4. Составьте уравнения полуреакций с учетом среды. Укажите название процесса.

Кислая (рН < 7)	Нейтральная (рН » 7)	Щелочная (рН > 7)
NO3– ® N2O	AsO43– ® AsO2– Se ® H2SeO3	Pb2+ ® PbO2

Последовательность действий при составлении уравнений полуреакций:

Кислая среда	NO3– ® N2O
1) уравнять число атомов азота	2NO3– ® N2O
2) уравнять число атомов кислорода	2NO3– ® N2O + 5H2O
3) уравнять число атомов водорода	2NO3– + 10H+ ® N2O + 5H2O
4) уравнять заряды (найти число принятых или отдотданных е-), указать процесс.	2NO3– + 10H+ + 8ē ® N2O + 5H2O
	Восстановление
Нейтральная среда	AsO43– ® AsO2–
1) уравнять число атомов кислорода и водорода, приписав к левой части полуреакции H2O с коэффициентом, равным числу избыточных атомов кислорода, а к правой – соответствующее (удвоенное) число ОН–	AsO43– + 2H2O ® AsO2– + 4OH–
2) уравнять заряды	AsO43– + 2H2O + 2ē ® AsO2– + 4OH–
	Восстановление
Нейтральная среда	Se ® H2SeO3
1) уравнять число атомов кислорода	Se + 3H2O ® H2SeO3
2) уравнять число атомов водорода	Se + 3H2O ® H2SeO3 + 4H+
3) уравнять заряды	Se + 3H2O –4ē ® H2SeO3 + 4H+
	Окисление
Щелочная среда	Pb2+ ® PbO2
1) уравнять число атомов кислорода и водорода, приписав к левой части уравнения на каждый недостающий атом кислорода удвоенное количество ОН–, а к правой части уравнения соответствующее число молекул воды.	Pb2+ + 4OH– ® PbO2 + 2H2O
2) уравнять заряды	Pb2+ + 4OH– + 2ē ® PbO2 + 2H2O
	Окисление

Пример 5. Расставьте коэффициенты в приведенной схеме ОВР, пользуясь методом полуреакций.

PbO₂+Mn(NO₃)₂+HNO₃®HMnO₄+Pb(NO₃)₂+…

В схеме ОВР подчеркнем формулы частиц, изменивших заряд или состав.

С учетом того, что процесс протекает в кислой среде, составим ионные уравнения полуреакций окисления и восстановления. Здесь, как и при составлении ионных уравнений обменных реакций, формулы слабых электролитов, оксидов, малорастворимых и простых веществ записывают в недиссоциированном виде:

О-ль	PbO2 + 4H+ + 2ē ® Pb2+ + 2H2O		Восстановление
В-ль	Mn2+ + 4H2O – 5ē ® MnO4– + 8H+		Окисление

Сложим почленно левые и правые части уравнений полуреакций с учетом дополнительных множителей к ним:

5PbO₂ + 20H⁺ + 2Mn²⁺ + 8H₂O ® 5Pb²⁺ + 10H₂O + 2MnO₄^– + 16H⁺.

Сократим одноименные члены и получим краткое ионное уравнение:

5PbO₂ + 4H⁺ + 2Mn²⁺ = 5Pb²⁺ + 2H₂O + 2MnO₄^–.

Перенесем коэффициенты к окислителю и восстановителю в схему реакции и допишем справа 2Н₂О.

5PbO₂ + 2Mn(NO₃)₂ + HNO₃ ® 2HMnO₄ + 5Pb(NO₃)₂ + 2H₂O.

В правой части схемы 10NO₃^–, следовательно, с учетом анионов нитрата марганца слева перед формулой HNO₃ ставим коэффициент 6. Составляем молекулярное уравнение:

5PbO₂ + 2Mn(NO₃)₂ + 6HNO₃ = 2HMnO₄ + 5Pb(NO₃)₂ + 2H₂O.

Обратите внимание: число ионов водорода слева на 2 больше, чем следует из краткого ионного уравнения (не 4, а 6). Это связано с тем, что в правой части уравнения имеется сильный электролит – марганцевая кислота (2 молекулы), и в кратком ионном уравнении не учтены ионы водорода, необходимые для ее образования.

Задачи для самостоятельного решения

Задание 1. Укажите степень окисления атомов в следующих соединениях:

Вар	Формулы соединений	Вар	Формулы соединений
	HNO3, KMnO4, Ca3(PO4)2		Al2(SO4)3, CaHPO4, KBiO3
	HClO4, K2Cr2O7, Na2SiO3		Ca(H2PO4)2, KClO3, Li2SO4
	K2MnO4, Na3[Cr(OH)6], K2CO3		Ca(H2PO4)2, NaClO3, Li2SO4
	NaClO, Fe2(SO4)3, CaSiO3		Na2B4O7, Cu(NO3)2, Ba(HCO3)2
	KClO2, CrPO4, Ca(HCO3)2		H[Sb(OH)6], [FeOH](NO3)2, H3PO4
	HNO2, Na3SbO4, [CuOH]2CO3		Cr(NO3)3, H4P2O7, Pb(HSO4)2
	Na2CrO4, H3AsO3, Ca(NO3)2		H3PO3, Bi(NO3)3, [ZnOH]2SO4
	H4P2O7, KСlO, Na2MoO4

Задание 2. Предположите, какую роль в ОВР могут играть соединения данного элемента, содержащие его атомы в указанной степени окисления. Приведите примеры соответствующих соединений.

Вар	Элемент в разных степенях окисления	Вар	Элемент в разных степенях окисления	Вар	Элемент в разных степенях окисления
	S–2, S+4, S+6, S0		I0, I+5, I+7, I–		Mn+2, Mn0, Mn+4, Mn+7
	Cl–, Cl+, Cl+7, Cl+5		Se–2, Se+4, Se0, Se+6		N+2, N+4, N+1, N–3
	N+3, N–3, N+5, N0		Br0, Br–, Br+5, Br+7		As–3, As+3, As0, As+5
	Cr0, Cr+3, Cr+6, Cr+2		O0, O–, O–2, O+2		Sn0, Sn+2, Sn+4, Sn–4
	C–2, C–4, C+4, C+2		P–3, P+3, P+5, P0		Si0, Si–4, Si+2, Si+4

Задание 3.Укажите тип ОВР для каждой из приведенных схем реакций. Расставьте коэффициенты, пользуясь методом электронного баланса. Укажите окислитель и восстановитель.

Вар	Схемы реакций	Вар	Схемы реакций
	Cl2 + KOH ® KCl + KClO + H2O (NH4)2Cr2O7 ® N2 + Cr2O3 + H2O		Cu + H2SO4(к) ® CuSO4 + SO2 + H2O NaNO3 ® NaNO2 + O2
	KClO3 ® KCl + O2 Mg + HNO3(к) ® Mg(NO3)2 + NO2 + H2O		H3PO3 ® H3PO4 + PH3 Zn + H2SO4(к) ® ZnSO4 + S + H2O
	KMnO4 ® K2MnO4 + MnO2 + O2 Sn + HNO3(р) ® Sn(NO3)2 + NH4NO3 + H2O		H2O2 ® H2O + O2 S + NaOH ® Na2S + Na2SO3 + H2O
	Fe + HNO3(р) ® Fe(NO3)3 + N2 + H2O Al + NaOH + H2O ® Na[Al(OH)4] + H2		Fe(NO3)3 ® Fe2O3 + NO2 + O2 Cu + H2SO4(к) ® CuSO4 + SO2 + H2O
	AgNO3 + KOH + H2O2 ® Ag + KNO3 + O2 + H2O Cu + HNO3(р) ® Cu(NO3)2 + NO + H2O		Cu(NO3)2 ® CuO + NO2 + O2 Na + HNO3(р) ® NaNO3 + N2 + H2O
	H2SO3 + H2S ® S + H2O Fe2O3 + CO ® FeO + CO2		(NH4)2Cr2O7 ® N2 + Cr2O3 + H2O K + HNO3(к) ® KNO3 + N2O + H2O
	N2H4 ® N2 + NH3 Zn + HNO3(оч.раз) ® Zn(NO3)2 + NH4NO3 + H2O		Ag + HNO3(р) ® AgNO3 + NO + H2O HgO ® Hg + O2
	NH4NO2 ® N2 + H2O Sn + HNO3(к) ® H2SnO3 + NO2 + H2O

Задание 4.Составьте уравнения полуреакций с учетом рН среды. Какой процесс выражается каждым уравнением?

Вариант	рН < 7	рН » 7	рН > 7
	MnO4– ® Mn2+	NO2– ® NO3–	[Cr(OH)6]3– ® CrO42–
	Cr3+ ® Cr2O72–	SO32– ® SO42–	NO3– ® NH3
	NO3– ® NO2–	MnO4– ® MnO2	Al ® [Al(OH)4] –
	MnO2 ® Mn2+	I2 ® IO3–	AsO33– ® AsO43–
	Cr2O72– ® Cr3+	NO3– ® NH3	Mn(OH)2 ® MnO2
	SO42– ® SO2	CrO42– ® Cr(OH)3	Cl2 ® ClO3–
	NO3– ® NH4+	SeO32– ® Se	N2H4 ® N2
	BiO3– ® Bi3+	H2S ® SO42–	Fe3+ ® FeO42–
	SO42– ® S	P ® H2PO4–	MnO2 ® MnO42–
	NO3– ® N2	P2O3 ® PH3	I2 ® IO3–
	SO42– ® H2S	NO2 ® NO3–	P ® PH3
	Sn ® H2SnO3	P2O3 ® H3PO4	Te ® TeO32–
	NO3– ® N2O	SO2 ® SO42–	P ® H2PO3–
	Sb3+ ® SbH3	HPO32– ® PO43–	Si ® SiO32–
	NO3– ® NO	O2 ® OH–	Bi3+ ® BiO3–

Задание 5. Расставьте коэффициенты в приведенных схемах ОВР, пользуясь методом полуреакций.

Вариант	Схемы реакций
	As2O3 + I2 + NaOH ® Na3AsO4 + NaI + H2O
	PbS + HNO3 ® PbSO4 + NO + H2O
	KNO2 + K2Cr2O7 + HNO3 ® Cr(NO3)3 + KNO3 + H2O
	KMnO4 + Cr2(SO4)3 + KOH ® K2CrO4 + K2MnO4 + H2O + K2SO4
	K2Cr2O7 + KI + H2SO4 ® Cr2(SO4)3 + I2 + H2O + K2SO4
	Hg + NaNO3 + H2SO4 ® Na2SO4 + HgSO4 + NO + H2O
	K2Cr2O7 + SO2 + H2SO4 ® Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
	Cr2(SO4)3 + PbO2 + KOH ® K2CrO4 + PbSO4 + H2O
	HIO3 + SO2 + H2O ® H2SO4 + HI
	HNO3 + SO2 + H2O ® NO + H2SO4
	Sb2O3 + Br2 + KOH ® KBr + K3SbO4 + H2O
	K2Cr2O7 + H3PO3 + H2SO4 ® Cr2(SO4)3 + H3PO4 + K2SO4 + H2O
	KMnO4 + H2S + H2SO4 ® MnSO4 + S + K2SO4 + H2O
	PH3 + CuSO4 + H2O ® H3PO4 + Cu + H2SO4
	FeCl3 + SO2 + H2O ® FeCl2 + H2SO4 + HCl

Тестовые задания для самоконтроля

1. Степень окисления азота в соединении HNO₂ -

1) 2;

2) 3;

3) 5.

2. Только окислителем может быть -

1) KMnO₄;

2) MnO₂;

3) MnO.

3. Только восстановителем может быть -

1) SO₂;

2) H₂S;

3) H₂SO₃;

4. Хром в молекуле Na₃[Cr(OH)₆] имеет степень окисления…

1) +4;

2) +2;

3) +3.

5. В уравнении полуреакции Cr₂O₇^2– + 14H⁺ … = 2Cr³⁺ + 7H₂O количество отданных – принятых электронов равно:

1) – 6е^-;

2) + 6е^-;

3) +4е^-.

6. В уравнении полуреакции MnO₂ + 4OH^– …® MnO₄^– + 2H₂O количество отданных (принятых) электронов равно …, MnO₂ является …

1) +3е^-, восстановителем;

2) –3е^-, восстановителем;

3) – 2е^-, окислителем.

7. Степень окисления кислорода в Н₂О₂ … В окислительно-восстановительных реакциях пероксид водорода может являться…

1) -2, восстановитель;

2) –1, окислитель и восстановитель;

3) –2, восстановитель и окислитель.

8. В уравнении окислительно-восстановительной полуреакциии PbO₂ + 4H⁺ … = Pb²⁺ + 2H₂O количество принятых (отданных) электронов равно:

1) +4е^-;

2) – 4е^-;

3) +2е^- .

9. Степень окисления хлора в молекуле KClO₃ … Это вещество может являться в окислительно-восстановительных реакциях…

1) +3, восстановителем;

2) +4, окислителем и восстановителем;

3) +5, окислителем и восстановителем.

10. При взаимодействии KMnO₄ c Na₂SO₃ в нейтральной среде образуется

1) MnO₂;

2) K₂MnO₄;

3) MnSO₄.

Ответы к тестовым заданиям

№ вопроса
№ ответа

Лабораторная работа № 7
Окислительно-восстановителдьные реакции

Цели работы: изучить качественные опыты, раскрывающие окислительные и восстановительные свойства отдельных веществ; овладеть методами составления уравнений окислительно-восстановительных реакций (электронного баланса и полуреакций).

Реактивы: растворы: H₂SO₄ (2 н), NaOH (2 н), KMnO₄ (0,05 н), NaNO₃ (0,5 н), KI (0,5 н), K₂Cr₂O₇ (0,5 н), CuSO₄ (0,5 н), BaCl₂ (0,5 н), Cr₂(SO₄)₃ (0,5 н), NaNO₃ (0,5 н), H₂O₂ (6%); кристаллические вещества: NaNO₂, Na₂SO₃, Cu(NO₃)₂·3H₂O; MnO₂ (тв.), Al (стружка), универсиальная индикаторная бумага.

Оборудование: спиртовка, штатив с пробирками, держатель для пробирок, микрошпатели, спички, лучинка.

Ход работы

Опыт 1. Влияние среды на окислительно-восстановительные реакции

В три пробирки с 3-4 каплями раствора KМnО₄ добавьте: в первую – 2-3 капли раствора H₂SO₄, во вторую – столько же капель дистиллированной воды, в третью – 10 капель раствора NaOH, а затем во все 3 пробирки внесите по одному микрошпателю кристаллического NaNO₂. Отметьте изменение окраски во всех трех пробирках.

Напишите уравнения происходящих реакций, подберите коэффициенты. В какой среде KMnO₄ восстанавливается в большей степени?

Опыт 2. Типичные восстановители и окислители

а) Взаимодействие алюминия с нитратом натрия

В пробирку с 4-5 каплями раствора NaNO₃ внесите 10-12 капель 2 н раствора NaOH и 1-2 кусочка алюминия. Пробирку слегка нагрейте. Для определения выделяющегося NH₃, подержите смоченную дистиллированной водой идикаторная бумага над отверстием пробирки, не касаясь ее стенок. Посинение индикаторной бумаги обусловлено реакцией:

NH₃ + H₂O D NH₄OH.

Напишите уравнение реакции, учитывая, что ион NO₃^– восстанавливается до NH₃, а алюминий, окисляясь в щелочной среде, образует анион [Аl(ОН)₆]^3–.

Укажите восстановитель и окислитель в данной реакции.

б) Взаимодействие иодида калия с дихроматом калия

В пробирку с 4-5 каплями раствора K₂Cr₂O₇ добавьте 3-4 капли раствора H₂SO₄ и 2-3 капли раствора KI. Раствор приобретает окраску иодной настойки. Темные кристаллы, выпадающие в осадок – кристаллический йод.

Напишите уравнение происходящей реакции и укажите восстановитель и окислитель в данной реакции. Объясните почему их называют «типичными»?

Опыт 3. Окислительно-восстановительные свойства пероксида водорода.

а) Окислительные свойства

В пробирку с 2-3 каплями раствора Cr₂(SO₄)₃ добавьте 10 капель раствора NаОН и добавьте Н₂О₂ до появления желтой окраски раствора, которая характерна для иона CrO₄^2– (cодержимое пробирки можно слегка нагреть).

Напишите уравнение происходящей реакции, подберите коэффициенты и укажите роль Cr₂(SO₄)₃ и Н₂О₂.

б) Восстановительные свойства

В пробирку с 3-4 каплями раствора KMnO₄ добавьте 2-3 капли раствора H₂SO₄ и Н₂О₂ до обесцвечивания раствора. Напишите уравнение происходящей реакции, подберите коэффициенты и укажите роль H₂SO₄ и Н₂О₂. Ион MnO₄^– в кислой среде переходит в ион Mn²⁺.

в) Реакция диспропорционирования

Поместите в пробирку 3-4 капли пероксида водорода и добавьте на кончике шпателя MnO₂. Внесите в пробирку тлеющую лучину. Что наблюдается? Какова роль MnO₂? Напишите уравнение соответствующей реакции.

Опыт 4. Внутримолекулярное окисление- восстановление

В сухую пробирку поместите микрошпатель кристаллического Na₂SO₃ и нагрейте ее в пламени спиртовки в течение 3-5 мин., затем охладите пробирку и растворите ее содержимое в дистиллированной воде. Полученный раствор разделите на 2 пробирки и добавьте в одну пробирку раствор CuSO₄ для обнаружения S^2–-ионов, а в другую – раствор ВаСl₂ для обнаружения SO₄^2– ионов. Напишите уравнение разложения сульфита натрия, подберите коэффициенты и определите тип реакции.

Глава 9. Электрохимия

После усвоения материала Главы 9 студент должен:

Знать

• механизм возникновения электродного потенциала на границе раздела металл – раствор электролита;

• катодный и анодный процессы в гальваническом элементе Даниэля-Якоби;

• определение стандартного электродного потенциала металлов;

• факторы, влияющие на величину электродного потенциала и уравнение Нернста;

• определение окислительно-восстановительным (редокси) электродам;

• определение и сущность электролиза, катодный и анодный процессы при электролизе на инертных и активных электродах;

• законы Фарадея;

• определение перенапряжения и последовательность разряда катионов и анионов на инертных электродах;

• определение, сущность и механизм химической и электрохимической коррозии;

• определение и сущность процесса пассивации металла;

• методы защиты металлов от коррозии;

Уметь

• определить возможность протекания реакции;

• вычислять электродный потенциал металла в растворе соли разной концентрации;

• оценивать вероятность протекания процесса в заданном направлении при стандартных условиях;

• рассчитать ЭДС гальванического элемента;

• написать реакции, протекающие на электродах при электролизе расплавов и растворов;

• определять последовательность разрядки ионов на инертных катоде и аноде;

• охарактеризовать электролиз расплавов солей как метод получения активных металлов;

• решать расчетные задачи на законы электролиза;

• рассчитывать выход по току;

• писать уравнения катодного и анодного процессов при коррозии металлов в разных средах;

• экспериментально проводить электролиз растворов некоторых электролитов;

Владеть

• теоретическими основами химической электрохимии;

• навыками проведения электролиза растворов некоторых электролитов;

• навыками решения задач на законы Фарадея и выход по току;

• способами защиты металлов от коррозии.