Механизм возникновения электродного потенциала уравнение нернста (7 видео)

Содержание

Краткие теоретические седения
Электрохимические методы исследования. Потенциометрия
Механизм возникновения электродного потенциала
Гальванические элементы
Окислительно-восстановительные потенциалы
Потенциометрический анализ
Экспериментальные работы
Работа №1. Определение концентрации раствора слабой кислоты и ее
константы диссоциации методом потенциометрического титрования
Молекулярно-кинетические свойства коллоидно-дисперсных систем
🌟 Видео

Видео:Электрохимический ряд потенциалов. 1 часть. 10 класс.Скачать

Краткие теоретические седения

Федеральное бюджетное образовательное учреждение

Высшего профессионального образования

«САНКТ-ПЕТЕРБУРГСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ

МОРСКОЙ ТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ»

Гармашова И.В., Даниловская Л.П.

Методические указания для самостоятельной подготовки студентов к лабораторному занятию по теме

ЭЛЕКТРОХИМИЯ:

Гальванический элемент, электродные потенциалы

Санкт-Петербург

Краткие теоретические седения

Электрохимия — это раздел физической химии, изучающий взаимопревращение химической энергии в электрическую.

В технике применяется два основных электрохимических процесса, имеющих общую природу:

§ получение электрической энергии за счет химических реакций (химические источники тока);

§ протекание химических реакций под действием электрического тока (электролиз).

Взаимное превращение электрической и химической форм энергии происходит в электрохимических системах, состоящих из:

– проводников первого рода – веществ, обладающих электронной проводимостью и находящихся в контакте с электролитом — металлов;

– проводников второго рода – веществ, обладающих ионной проводимостью – электролитов.

ПОНЯТИЕ ОБ ЭЛЕКТРОДНОМ ПОТЕНЦИАЛЕ

При погружении металла в раствор происходит переход катионов с металла в раствор или из раствора на металл. На границе раздела двух фаз (металл-раствор) происходит перенос электрического заряда, т.е. протекает электрохимическая реакция, которая приводит к возникновению скачка потенциала.

Металлическая пластинка, погруженная в раствор электролита, называется электродом.

Переход ионов прекращается после установления динамического равновесия, заключающегося в том, что скорость растворения ионов равна скорости обратного процесса – выделения их на поверхность металла.

Возьмем две металлические пластинки, например, цинковую и медную. При погружении цинковой пластинки, более активного металла, в раствор соли цинка ZnSO₄ происходит отрыв ионов цинка Zn 2 + от кристаллической решетки металла под влиянием полярных молекул растворителя (рис.1). В результате перехода катионов в раствор металл приобретает отрицательный заряд за счет оставшихся на нем электронов, а прилежащий к нему слой раствора заряжается положительно за счет катионов, удерживаемых отрицательным зарядом металла. При погружении медной пластинки, менее активного металла, происходит процесс осаждения катионов из раствора на металле. Пластинка приобретает положительный заряд (рис. 1).

Рис. 1. Механизм возникновения электродного потенциала

Схема записи цинкового электрода: Zn|Zn 2+

Реакция, протекающая в элементе: D

Схема записи медного электрода: Cu 2+ |Cu

Реакция, протекающая в элементе: D

Переход заряженных частиц через границу «раствор-металл» сопровождается возникновением на границе раздела фаз двойного электрического слоя (ДЭС). ДЭС создается электрическими зарядами, находящимися на металле, и ионами противоположного заряда, ориентированными в растворе у поверхности электрода (рис.2).

Рис. 2 Структура двойного электрического слоя

а – строение ДЭС;

б- распределение потенциала в ДЭС.

I – плотная часть ДЭС, II – диффузная часть ДЭС

Между металлом и раствором возникает разность потенциалов, которая называется электродным потенциалом или потенциалом электрода (φ). Эти потенциалы ограничивают процесс дальнейшего перемещения ионов с металла на металл. По мере удаления ионов от границы раздела величина потенциала в двойном электрическом слое убывает.

Потенциалы, возникающие на металлах, погруженных в растворы собственных солей, называются равновесными электродными потенциалами(φ р ).

Величина равновесного электродного потенциала зависит от природы электрода, температуры и концентрации ионов металла в растворе и выражается уравнением Нернста:

,где [1]

где j 0 – величина стандартного электродного потенциала, измеренного при Т =298 К в растворе соли этого же металла с концентрацией ионов металла Me n + , равной 1 моль/л (величины стандартных электродных потенциалов металлов указаны в ряду напряжений металлов; см. приложение №1);

R – универсальная газовая постоянная (8,314 Дж/моль·К)

T —температура в Кельвинах (K)

n– число электронов, участвующих в электродном процессе (или заряд катиона);

F – постоянная Фарадея (96,485 Кл/моль);

[Me n + ] – концентрация ионов Me n + в растворе (моль/л)

При температуре 25 0 C и множителя 2,303 для перехода от натуральных логарифмов и десятичным комбинация физических констант в уравнении (1) будет иметь вид:

Таким образом, уравнение Нернста примет вид:

[2]

Например, в электродной системе протекает полуреакция

Следовательно, уравнение Нернста для цинкового электрода можно записать как:

На металле, погруженном в электролит, не содержащий ионов этого металла (морская вода, раствор кислоты и т.п.), возникает неравновесный (коррозионный) потенциал ( ). В этом случае равновесия не наступает, т.к. в переносе электрических зарядов через границу раздела фаз участвуют разные ионы. Например, при растворении цинка в кислоте на цинке устанавливается неравновесный потенциал, определяемый реакциями:

Значения абсолютных величин электродных потенциалов принципиально измерить невозможно. Следовательно, ограничиваются нахождением относительных величин электродных потенциалов по отношению к другому электроду, принятому в качестве стандартного электрода сравнения.

Основным стандартным электродом, потенциал которого условно принят за нуль, является водородный электрод(рис. 3). С ним сравнивают потенциалы других электродов.

Рис. 3. Схема устройства водородного электрода

Водородный электрод состоит из платиновой проволоки с приваренной к ней пластинки, покрытой платиновой чернью, погруженной в раствор кислоты с активностью ионов водорода, равной 1 моль/л. В сосуд подают химически чистый водород под давлением 1 атм.

Схема записи водородного электрода:

2 H + |H₂(Pt).

На границе раздела фаз устанавливается равновесие:

Уравнение Нернста для расчета величины водородного электродного потенциала (n=1) имеет вид:

, [3]

На практике для измерения электродных потенциалов металлов в качестве электрода сравнения не используют водородный электрод, т.к. он сложен в изготовлении и эксплуатации.

В качестве электрода сравнения используют хлорсеребряный электрод (см. приложение 2)

По величине стандартных электродных потенциалов (φ 0 ) металлические электроды располагаются в определенной последовательности, называемой электрохимическим рядом напряжений (см. приложение1).Положительные величины φ 0 указывают на то, что на данном электроде будет протекать реакция восстановления, а отрицательные величины φ 0 соответствуют тому, что на нем пойдет процесс окисления. Чем меньше значение φ 0 – потенциала, тем активнее металл.

Металлы с отрицательным значением потенциала вытесняют водород из растворов разбавленных кислот. Каждый металл способен вытеснять из растворов солей другие, менее активные металлы металлы, которые имеют большее алгебраическое значение потенциала. Так, если погрузить в раствор CuSO₄ пластину из цинка, то часть ее растворится, а из раствора на поверхности пластины выделится красноватый слой меди:

Энергия этой окислительно-восстановительной реакции может быть превращена в электрическую энергию. Однако для этого необходимо пространственное разделение процессов окисления и восстановления.

ГАЛЬВАНИЧЕСКИЙ ЭЛЕМЕНТ

Гальванические элементы относятся к химическим источникам электрического тока и позволяют получать ток за счет самопроизвольного протекания химической реакции.

Гальваническим элементомназывается обратимая электрохимическая система, состоящая из двух электродов, погруженных в раствор электролита, в которой энергия окислительно-восстановительного процесса превращается в электрическую.

Гальванический элемент состоит из двух электродов, различающихся величиной φ-потенциалов. Электрод с меньшим значением φ-потенциала является анодом, а электрод с бỏльшим значением потенциала – катодом.

Устройство и принцип работы гальванического элемента можно рассмотреть на примере электрохимического элемента Якоби-Даниэля (рис. 4).

Рис. 4. Устройство элемента Якоби-Даниэля

Такой элемент имеет электроды из цинка и меди, погруженные в сернокислые растворы этих металлов. Емкости соединены между собой солевым мостиком, заполненным раствором хлорида калия (KCl).

При замыкании цепи гальванического элемента между цинковым электродом и раствором электролита идет реакция окисления, т.е. цинковая пластинка растворяется:

Ионы цинка из электрода переходят в раствор, а на электроде остаются электроны. Следовательно, цинковая пластинка заряжается отрицательно и становится анодом.

Между медным электродом и окружающим его раствором CuSO₄ идет реакция восстановления:

Ионы меди из раствора осаждаются на медном электроде, который приобретает положительный заряд и становится катодом.

ЗАПОМНИТЕ!О к и с л е н и е – отдача электронов – происходит н а а н о д е, в о с с т а н о в л е н и е – приобретение электронов – н а к а т о д е. В гальваническом элементе анод имеет знак «-», а катод имеет знак «+».

Для гальванического элемента принята следующая форма записи:

Механизм возникновения электродного потенциала уравнение нернста

А(-) Zn | ZnSO₄ || CuSO₄ | Cu (+)К,

где вертикальная линия | обозначает границу раздела фаз, а двойная вертикальная линия || — солевой мостик. Гальванический элемент принято записывать так, чтобы анод находился слева.

Источником электрической энергии в элементе служит окислительно-восстановительная реакция, называемая суммарной или разрядной:

Cu 2+ + Zn = Cu + Zn 2+

Важнейшей характеристикой гальванического элемента является электродвижущая сила (ЭДС), которая определяется как предельная разность потенциалов, возникающая на границе раздела фаз в разомкнутой цепи элемента.

Э Д С – количественная характеристика эффективности работы гальванического элемента – она показывает, насколько полно осуществляется процесс перехода химической энергии в электрическую.

Величина Е всегда положительна (Е>0).

Для медно-цинкового гальванического элемента ЭДС равна:

, т.е.

Работа гальванического элемента связана с уменьшением энергии Гиббса G и может быть представлена как произведение переносимого электричества на величину ЭДС:

А = — G = nFE, где

— заряд катиона; — число Фарадея, — стандартная ЭДС элемента.

Видео:Уравнение Нернста. Задачи на расчет потенциалов. Продукты в ОВР. Ч.5-2.Скачать

Электрохимические методы исследования. Потенциометрия

Электрохимические методы исследования.

Биомедицинская значимость темы

Методы потенциометрии используются в клиническом анализе и в практике санитарно-гигиенических исследований. С помощью потенциометрических методов возможно определение концентрации физиологически активных ионов (H3O+, K+, Na+, Ca2+,, Cl–, Br–, I–) в биологических жидкостях и тканях. При применении ферментных электродов возможно определение глюкозы, мочевины, аминокислот и других метаболитов, а с помощью газовых электродов вести контроль за состоянием воздушной среды.

Изучение механизмов возникновения электродных и окислительно-восстановительных потенциалов (ОВ-потенциалов) позволяет разобраться в закономерностях многих биохимических процессов в организме, в частности, процессов биологического окисления и установить последовательность и энергетические значения ОВ-процессов. Метод регистрации биопотенциалов используется при исследовании деятельности различных органов, например, при диагностике сердечных заболеваний (электрокардиография). Регистрация биопотенциалов мозга (электроэнцефалограмма) в ряде случаев позволяет судить о патологических нарушениях центральной нервной системы. При изучении явлений возбуждения в мышцах и координации мышечной деятельности у спортсменов применяется метод последовательной регистрации ряда отдельных токов действия мышцы (электромиография). Наряду с этим в медицинской практике широко используют материалы, в частности, металлы при эндопротезировании костных тканей, зубов, при введении которых в организм на границе металл – раствор образуется скачок потенциала и развиваются электрохимические процессы.

Потенциометрическое титрование применяется для определения концентрации биологически активных и лекарственных веществ.

Равновесные электродные процессы

и электродвижущие силы

Электрод — это система, состоящая из проводника I рода, контактирующего с проводником II рода, например, металлическая пластинка, опущенная в раствор соли этого металла. В такой системе на границе металл-раствор (твердая фаза – жидкость) возникает двойной электрический слой, которому соответствует скачок потенциала, называемый электродным потенциалом.

Видео:Гальванические элементы. 1 часть. 10 класс.Скачать

Механизм возникновения электродного потенциала

Теоретической основой объяснения возникновения электродных потенциалов является сольватационная теория — . Согласно этой теории при погружении металлической пластинки в раствор собственной соли имеют место два основных процесса. Первый процесс – это ионизация металла пластинки, где в узлах кристаллической решетки находятся ионы – атомы:

Ионизация происходит под действием полярных молекул растворителя (воды). Образующиеся при этом электроны концентрируются на пластинке, заряжая ее отрицательно, а образующиеся катионы металла переходят с пластинки в раствор и концентрируются возле пластинки (рис.1).

Второй процесс – это взаимодействие молекул растворителя с ионами металла, т. е. сольватация образующихся ионов: Меn+ + mH2O⇄ Меn+ × mH2O

При погружении пластинки металла в раствор вначале преобладает процесс ионизации металла:

но со временем скорость прямой реакции уменьшается, а растет скорость обратной реакции:

пока между этими процессами не установится динамическое равновесие:

Ме + mH2O ⇄ Меn+ × mH2O + nē

или упрощенно Ме ⇄ Меn+ + nē

При этом на границе металл – раствор (твердая фаза – жидкость) устанавливается равновесный двойной электрический слой (ДЭС), т. е. упорядоченное распределение противоположно заряженных частиц на границе раздела фаз (рис 1). ДЭС будет соответствовать скачок потенциала называемый электродным потенциалом. Потенциал, возникающий в условиях равновесия электродной реакции, называется равновесным электродным потенциалом. Абсолютное значение электродного потенциала экспериментально определить невозможно. Однако можно определить разность электродных потенциалов. Поэтому для характеристики электродных процессов пользуются относительными значениями электродных потенциалов. Для этого находят разность потенциалов измеряемого электрода и электрода, потенциал которого условно принимают равным нулю. На величину электродного потенциала влияют природа металла и растворителя. Чем меньше активность металла, тем меньшее количество электронов образуется на пластинке и тем меньший отрицательный заряд возникает на ней. Например, отрицательный заряд медной пластинки в растворе своей соли будет меньше заряда цинковой пластинки, помещенной в раствор собственной соли. Поэтому по отношению к цинковой пластинке (более активный металл) заряд медной пластинки принято считать «положительным». Кроме природы металла электродный потенциал зависит от температуры, активности ионов металла в растворе, а также величины заряда иона металла в растворе. Например, потенциал железного электрода в растворе FeCl3 будет больше потенциала этого же электрода в растворе FeCl2.

Влияние всех перечисленных факторов на величину электродного потенциала металлического электрода выражается уравнением Нернста:

j = j0 + ,

где j0 Меn+/Ме – стандартный электродный потенциал, значение которого определяется природой металла и растворителя, R – универсальная газовая постоянная, равная 8,31 Дж/моль×К; Т – температура в Кельвинах; n – заряд ионов металла; F – число Фарадея, равное 96500 Кл/моль; ln – натуральный логарифм; аМеn+ – активность (концентрация) потенциалопределяющих ионов металла в растворе, моль/л.

Гальванические элементы

Гальванический элемент (химический источник тока) — это устройство, в котором химическая энергия окислительно-восстановительной реакции превращается в электрическую. Гальванический элемент состоит из двух электродов (полуэлементов). Между растворами отдельных электродов устанавливается контакт с помощью электролитического мостика, заполненного насыщенным раствором KCl (солевой мостик) или с помощью мембраны. Они обеспечивают электрическую проводимость между растворами, но препятствуют их взаимной диффузии и являются вместе с электродами внутренней цепью гальванического элемента. Внешняя цепь гальванического элемента – это выводы электродов. По внешней цепи осуществляется переход электронов от одного металла к другому.

Различают гальванические элементы химические (биметаллические) и концентрационные.

Химические гальванические элементы состоят из двух металлов, опущенных в растворы своих солей.

Примером химического гальванического элемента может служить элемент Якоби-Даниэля (рис.2.).

Он состоит из медного электрода (т. е. медной пластинки, погруженной в раствор CuSO4) и цинкового электрода (цинковой пластинки, погруженной в раствор ZnSO4). На поверхности цинковой пластинки возникает ДЭС и устанавливается равновесие Zn ⇄ Zn2+ + 2ē. При этом возникает электродный потенциал цинка. Схема электрода будет иметь вид Zn|ZnSO4 или Zn|Zn2+, где вертикальная черта обозначает границу раздела фаз, на которой возникает ДЭС. Аналогично на медной пластинке также возникает ДЭС и устанавливается равновесие Cu ⇄ Cu2+ + 2ē. Поэтому возникает электродный потенциал меди. А схема электрода будет Cu|CuSO4 или Cu|Cu2+. Соединенные солевым мостиком (мембраной), но разомкнутые во внешней цепи оба электрода (гальванический элемент) могут находится сколько угодно времени не изменяясь. Но при замыкании внешней цепи начинают протекать термодинамически необратимые процессы. На Zn-электроде (как электрохимически более активном), протекает процесс окисления: Zn + 2ē ®Zn2+

Процессы окисления в электрохимии называются анодными процессами, а электроды, на которых идут процессы называются анодами.

На Cu-электроде (электрохимически менее активном) протекает процесс восстановления: Cu2+ + 2ē ®Cu.

Процессы восстановления в электрохимии называются катодными процессами, а электроды, на которых идут процессы восстановления, называются катодами.

При этом электроны, образующиеся на аноде, по внешней цепи двигаются к катоду. Движение ионов в растворе замыкает электрическую цепь гальванического элемента.

Суммарное уравнение электрохимической реакции : Zn + Cu2+ ®Zn2+ + Cu

или Zn + CuSO4 ® ZnSO4 + Cu

Вследствие этой химической реакции в гальваническом элементе возникает движение электронов во внешней цепи и ионов по внутренней цепи элемента, т. е. электрический ток, поэтому суммарная химическая реакция, протекающая в гальваническом элементе, называется токообразующей.

Схема химического гальванического элемента записывается по правилу «правого плюса». То есть электрод, являющийся катодом (+), пишется справа и его роль играет менее активный металл (в ряду напряжения металлов находящейся правее), Поэтому схема элемента Якоби–Даниэля будет иметь вид:

Двойная черта в схеме обозначает электролитический контакт между электродами, осуществляемый обычно посредством солевого мостика. Он препятствует смешиванию электролитов и обеспечивает протекание электрического тока по внутренней цепи элемента.

В гальваническом элементе между двумя электродами возникает электродвижущая сила, равная разности двух электродных потенциалов. Электродвижущая сила гальванического элемента — величина всегда положительная и рассчитывается по формуле (без учета диффузного потенциала):

Е = j катода – j анода, где j катода > j анода

Отсюда ЭДС медноцинкового гальванического элемента равна:

Е = j Cu2+/Cu – j Zn2+/Zn = j0Cu2+/Cu + – (j0 Zn2+/Zn + )

Гальванический элемент служит источником тока до тех пор, пока весь цинковый электрод (анод) не растворится или не израсходуются из раствора катионы Сu2+, которые разряжаются на катоде.

Концентрационные гальванические элементы состоят из двух одинаковых электродов (например, серебряных), опущенных в растворы одного и того же электролита (например, AgNO3), но разных концентраций. Источником электрического тока в таком элементе служит работа переноса электролита из более концентрированного раствора в более разбавленный. Элемент работает до тех пор, пока сравняются концентрации катионов у анода и катода. Концентрационный гальванический элемент изображают схематически следующим образом:

⊝Ag½AgNO3(C1) ║AgNO3(C2) ½⊕Ag , где С2 > C1

Уравнение для вычисления ЭДС концентрационных гальванических элементов имеет вид: Е = j к – j а = j0Ag+/Ag + – (j0Ag+/Ag + ), отсюда

Е = , где а2 > а1

Стандартные электродные потенциалы. Стандартный водородный электрод

Абсолютное значение электродного потенциала в настоящее время измерить или рассчитать невозможно. Но можно определить значение электродного потенциала относительно какого-либо электрода, выбранного в качестве стандарта. Согласно международному соглашению таким стандартом служит стандартный (нормальный) водородный электрод, потенциал которого условно принят за нуль:

j0 = 0,0В.

Стандартный водородный электрод (рис.3) представляет собой платиновую пластинку, покрытую платиновой чернью и опущенную в раствор Н2SO4 или HCI с аН+=1 моль/л, через который все время пропускается газообразный Н2 под давлением 101,3 кПа при 298К. Платина, отличающаяся высокой химической стойкостью, практически не может посылать свои ионы в раствор и в электродном процессе не участвует. Ее роль сводится к адсорбции на своей поверхности водорода и переносу электронов. Условное обозначение стандартного водородного электрода следующее: (Pt)H2½2H+. На поверхности платины протекает процесс: H2 ⇄ 2Н+ + 2е– .

Стандартный электродный потенциал представляет собой электродвижущую силу гальванического элемента, составленного из металла, погруженного в раствор своей соли, и стандартного водородного электрода. Измерения проводят в стандартных условиях: температура – 298К, давление – 101,3 кПа и активность (концентрация) ионов металла в растворе – 1 моль/л.

Если равновесие H2 ⇄ 2Н+ + 2е– смещено вправо и атомы водорода с платиновой пластинки переходят в виде ионов Н+ в раствор, то знак водородного электрода в гальваническом элементе будет отрицательным, а схема гальванической цепи:

ЭДС такой цепи равна: Е= j0 – j0 = j0

т. е. для электродов с более высоким значением электродного потенциала, чем у водородного, стандартный электродный потенциал будет величиной положительной (например, j0 Сu2+/Cu= +0,34 В).

Если же в гальваническом элементе к водородному электроду будет направлен поток электронов, то реакция Н2 ⇄ 2Н+ + 2ē будет сдвинута влево, а схема гальванического элемента:

Тогда ЭДС: Е = j0 – j0 = – j0

т. е. для электродов с более низким значением электродного потенциала, чем у водородного, стандартные электродные потенциалы будут отрицательными величинами (например, j0 Zn2+ /Zn = –0,76В).

Если все металлы расположить последовательно по возрастающей величине их стандартных электродных потенциалов, получим ряд напряжений металлов, который широко используется при изучении окислительно-восстановительных свойств металлов и их катионов и в практике составления гальванических элементов.

На величину ЭДС гальванического элемента влияют природа электродов, активность ионов в растворе, температура. Из перечисленных факторов наибольшее влияние на величину ЭДС оказывает природа электродов. Чем дальше друг от друга удалены металлы в ряду напряжений (т. е. чем больше разница между стандартными потенциалами металлов), тем больше ЭДС гальванического элемента, в котором эти металлы использованы.

ЭДС химического гальванического элемента, измеренная при 298К и активной концентрации ионов металла в растворе их солей 1 моль/л называется стандартной ЭДС и равна: Е0 = j0 катода – j0 анода

Например, для медноцинкового элемента стандартная ЭДС будет равна :

Е0 = j0 Cu2+/Cu – j0 Zn2+/Zn = + 0,34 – (–0,76) = 1,1B

Видео:Уравнение НернстаСкачать

Окислительно-восстановительные потенциалы

Электродный потенциал любого металла является окислительно-восстановительным потенциалом (ОВ-потенциал). Однако, в химии принято называть ОВ-потенциалами лишь те, которые возникают на инертных электродах (Рt, Pd и т. д.), помещенных в раствор, содержащий окисленную и восстановленную формы вещества. Например, платиновая пластинка погруженная в раствор содержащий FeCI2 и FeCI3. Схема ОВ-электрода в этом случае будет записывается следующим образом: Pt½ FeCI3, FeCI2 или Pt½Fe3+, Fe2+. Наличие запятой между окисленной и восстановленной формами показывает, что между ними в растворе нет поверхности раздела. Окислитель Fe3+ и восстановитель Fe2+ в растворе непрерывно взаимодействуют друг с другом. Этот обменный процесс описывается уравнениями:

Fe2+ ® Fe3+ + ē и Fe3+ + ē ® Fe2+ .

В присутствии платины, которая в электродном процессе не участвует, обмен электронами между ионами Fe3+ и Fe2+ ускоряется. При этом происходит появление на металле электрического заряда и образование на границе раздела ДЭС. Постепенно происходит выравнивание скоростей окисления и восстановления и в системе инертный металл (Pt) – раствор (Fe3+/Fe2+) устанавливается в ДЭС равновесие, которое характеризуется определенным значением ОВ-потенциала.

Стандартный ОВ-потенциал представляет собой электродвижущую силу гальванического элемента, составленного из ОВ-электрода, в котором активности (концентрации) окисленной и восстановленной форм вещества равны 1 моль/л, и нормального водородного электрода. Значения стандартных ОВ-потенциалов некоторых систем приведены в таблице:

Мn/Мn2+

Мn + 8Н+ + 5ē ® Мn2+ + 4Н2О

Cr2O /2Cr3+

Cr2O + 14H+ + 6e– ® 2Cr3+ + 7H2O

Стандартные ОВ-потенциалы являются количественной мерой окислительно-восстановительной способности системы. Чем выше значение j0, тем большей окислительной способностью обладает окисленная форма данной пары. Восстановительные свойства сильнее выражены у восстановленной формы в паре с меньшим значением j0.

Величина ОВ-потенциала в реальных условиях рассчитывается по уравнению Нернста-Петерса (Петерса): j (ок., вос.) = j0 (ок., вос.) + ,

где n — число электронов, участвующих в ОВ реакции; аокисл и авосст — активности окисленной и восстановленной форм в растворе. Например, для выше взятого электрода уравнение имеет вид:

j Fе3+/Fе2+ = j0 Fе3+/Fе2+ + , где n = 1

Если в сопряженную ОВ-систему входят ионы Н+ или ОН— , то потенциал такой системы зависит и от их активности.

Например, для системы МnО+8Н+ +5ē ⇄ Мn2+ + 4Н2О уравнение Петерса имеет вид: j = j0 + , где n = 5

Таким образом, на значение ОВ-потенциала влияет природа сопряженной ОВ-пары, соотношение активностей (концентраций) окисленной и восстановленной форм в растворе, температура и рН раствора. Из уравнения Петерса следует, что чем выше температура, больше концентрация окисленной формы и меньше концентрация восстановленной формы в растворе, тем больше значение ОВ-потенциала и выше окислительная способность системы.

Все используемые в потенциометрии электроды классифицируются по назначению и по механизму возникновения потенциала.

По своему назначению все электроды делятся на электроды сравнения, потенциалы которых не зависят от концентрации исследуемого раствора и электроды определения, на потенциал которых влияет концентрация ионов.

По механизму возникновения электродного потенциала различают обратимые и необратимые электроды.

Обратимыми называются электроды, в которых реакция может идти как в прямом, так и в обратном направлении. Если изменить направление движения тока, то реакция Zn + Cu2+ ⇄ Zn2+ + Cu пойдет в обратном направлении. Металлические электроды (Zn|Zn2+, Cu|Cu2+ и др.) являются обратимыми. Необратимыми электродами являются электроды, на которых при изменении направления тока идет не обратная, а побочная реакция.

Обратимые электроды делят на электроды первого рода, электроды второго рода, окислительно-восстановительные электроды и ионноселективные электроды.

Электроды I рода обратимы только по отношению к одному виду иона — катиона или аниона. К ним относятся, например, рассматриваемые выше металлические электроды, обратимые относительно катиона (Zn|Zn2+, Cu|Cu2+ и др.). Они применимы как электроды определения (индикаторные электроды). Потенциал такого электрода зависит по уравнению Нернста от концентрации (активности) одного иона.

К электродам первого рода относятся также газовые электроды, которые могут быть обратимы по отношению к катиону или аниону. Их создают по схеме

(Ме) газ|раствор. Металл должен быть инертным по отношению в веществам, находящимся в растворе и необходим для создания поверхности, на которой протекает реакция. Типичным примером газового электрода является водородный электрод

(Pt)H2|2H+. Водородный электрод используется как стандартный электрод сравнения, но может служить и электродом определения (когда аН+ ¹ 1 моль/л). Если перейти от натурального логарифма ln к десятичному lg, то уравнение Нернста для водородного электрода примет вид:

j= j0 +

Так как при 298К сомножитель 0,059, а j0= 0 и n =1,

то j = 0,059 или j = –0,059 рН. (4)

Отсюда, рН = – (5)

Электроды II рода обратимы по отношению к двум видам ионов, т. е. их потенциал зависит от активности (концентрации) катиона металла в растворе и аниона труднорастворимой соли этого металла.

Электрод II рода состоит из металла, покрытого слоем его труднорастворимой соли, погруженного в раствор электролита, содержащий анион одноименный с труднорастворимой солью. Примером такого электрода является хлорсеребряный электрод (рис.4), который состоит из серебряной проволоки (1) с нанесенным слоем АgCI (2), погруженной в раствор, содержащий CI–-ионы (HCl, KCl) определенной концентрации, (4) – микрощель для контакта с исследуемым раствором.

Основному химическому процессу

Ag+ + ē ⇄ Ag сопутствует реакция растворения-осаждения труднорастворимого электролита AgCI: AgCI ⇄ Ag++ CI–

В присутствии CI– –ионов растворимость AgCI снижается. При данной температуре и данной концентрации KCI концентрация ионов Ag+ практически постоянна. Потенциал возникает на границе Ag½Ag+ вследствие протекания электродной реакции:

AgCI (т. в.) + ē ⇄ Ag + CI– .

Этот потенциал может быть выражен уравнением Нернста:

j х. с. = j0 Ag+/ Ag +

Для AgCI термодинамическая константа растворимости равна:

=aAg+ × aCI-, отсюда .

Подставляя значение aAg+ в уравнение Нернста, получим:

j х. с. = j0 Ag+/Ag + = j0 Ag+/Ag + –

Соединяя постоянные при данной температуре величины j0 Ag+/Ag и в одну j0х. с. (постоянная хлорсеребряного электрода), получим уравнение потенциала хлорсеребряного электрода:

j х. с. = j0х. с. – . (6)

В конечном итоге потенциал хлорсеребряного электрода зависит от активности (концентрации) ионов хлора в растворе, связанной с активностью катионов серебра через величину . Так как n = 1, то при 298К j х. с. = j0х. с. – 0,059 lg

Используя хлорсеребрянный электрод как электрод сравнения, проще всего поддерживать постоянную активность Cl– – ионов, используя насыщенный раствор KCl. Схема такого электрода Ag½AgCI, KCI.

Ионоселективные электроды — это электроды, потенциал которых зависит от концентрации только одного какого-то иона в растворе. Они служат электродами определения. При помощи ионоселективных электродов можно определить концентрацию ионов Н+, Na+, K+, Ca2+, , CI– , NO и др.

Одним из важнейших представителей группы ионоселективных электродов является стеклянный электрод, потенциал которого зависит только от активности ионов водорода Н+.

Стеклянный электрод (рис.6) представляет собой тонкостенный шарик (мембрана) из специального сорта токопроводящего литиевого стекла (1), наполненный раствором 0,1М HCI (2). В раствор соляной кислоты погружен внутренний хлорсеребряный электрод сравнения (3). Электродная реакция сводится к обмену ионами Н+ между двумя фазами: стеклянной мембраной (1) и исследуемым раствором (4), которая протекает на поверхности стекла: R (Na+, Li+) + H+⇄ R(H+) + (Na+, Li+)

Состояние поверхности стекла определяется главным образом активностью ионов Н+. Стеклянный электрод с водородной функцией схематически записывается:

Ag½AgCI, 0,1M HCI½стекло ½Н+, раствор

Потенциал стеклянного электрода складывается из нескольких потенциалов:

j стекл. = j1 + j2 + j3,

где j1 – потенциал внутреннего хлорсеребряного электрода сравнения (величина постоянная); j2 — потенциал внутренней поверхности стеклянной мембраны (величина постоянная); j3 — потенциал наружной поверхности стеклянной мембраны (величина переменная, зависящая от активности Н+ в исследуемом растворе).Объединяя постоянные величины под К получим уравнение потенциала стеклянного электрода:

j стекл. = К + 0,059 lg aH+ или j стекл = К – 0,059 рН, где К = j1 + j2.

Потенциометрический анализ

Различают прямую потенциометрию (ионометрию) и потенциометрическое титрование.

Потенциометрические методы анализа основаны на определении зависимости между электрохимическим потенциалом индикаторного электрода, погруженного в исследуемый раствор и концентрацией определяемого вещества в этом растворе. Эта зависимость описывается уравнением Нернста. В разбавленных растворах коэффициенты активности ионов близки к единице, а активность близка к концентрации, поэтому можно пользоваться уравнением Нернста в концентрационной форме:

Е = Е0 +

где Е – ЭДС цепи; Е0 – стандартное значение ЭДС гальванической цепи. При измерении ЭДС в окислительно-восстановительных системах применяют уравнение.

Е = Е0 +

где [окисл.], [восст.] – концентрации окисленной и восстановленной форм в растворе, Е0 – значение ЭДС стандартной окислительно-восстановительной цепи. В этом случае применяют инертный металлический электрод, чаще всего платиновый, потенциал которого зависит от соотношения концентраций окисленной и восстановленной форм веществ. Используя газовый электрод в паре с электродом сравнения возможно прямое потенциометрическое определение содержания газа в образце, т. к. в этом случае ЭДС цепи будет определятся уравнением:

Е = const + [газ]

Вышеуказанные уравнения лежат в основе потенциометрических методов анализа.

Потенциометрическое определение рН. Для измерения рН в исследуемый раствор с неизвестной концентрацией ионов Н+ помещают электрод сравнения (например, хлорсеребряный) и стеклянный электрод, являющийся ионноселективным электродом определения. Стеклянный электрод и хлорсеребрянный электрод присоединяют к разным полюсам. Образуется гальваническая цепь, которая условно записывается так:

Ag½AgCI, HCI½стекло ½Н+, раствор║KCl, AgCl½Ag

ЭДС такой цепи равна разности потенциалов хлорсеребряного электрода сравнения и стеклянного электрода определения:

E = j х. с. – jстекл.

Подставим значение j ст. в выражение, получим:

E = j х. с.– (К – 0,059 рН)

Обозначим постоянные j х. с. и К постоянной const, получим:

Е = const + 0,059 рН, откуда

рН =

Потенциометрическое титрование. Потенциометрическим титрованием называют метод определения концентрации или количества вещества по потенциометрическим кривым титрования. В анализируемый раствор опускают электроды определения и сравнения, которые составляют гальваническую цепь. После каждого добавления малых порций титранта (по 0,1 – 0,2 мл) из бюретки в анализируемый раствор измеряют ЭДС или рН. По результатам титрования строят кривую потенциометрического титрования, представляющую собой график зависимости ЭДС в милливольтах от объема раствора титранта в случае окислительно-восстановительного титрования или рН от объема раствора титранта в случае кислотно-основного титрования (рис.6). Кривая потенциометрического титрования характеризуется наличием почти вертикального отрезка кривой, называемой скачком титрования. Скачок титрования свидетельствует о резком изменении потенциала индикаторного электрода (скачок потенциала), а это достигается в том случае, когда в области точки эквивалентности наблюдается резкое изменение концентрации титруемых ионов. Середина скачка титрования соответствует точке эквивалентности, для нее V(титр.) = Vэкв. Потенциометрическое титрование основано на реакциях нетрализации, окисления-восстановления, комплексообразования, осаждения, при этом фиксирование рН или окислительно-восстановительного потенциала по мере прибавления титранта проводится безиндикаторным способом.

Рис.6. Кривые потенциометрического титрования.

1 – сильной кислоты; 2 – слабой кислоты

В зависимости от реакций, лежащих в основе титрования, подбирают титранты, способы определения точки эквивалентности. Типом протекающей реакции определяется и выбор электрода определения. При кислотно-основном титровании рН раствора измеряется с помощью стеклянного электрода определения. При окислительно-восстановительном титровании применяют окислительно-восстановительный платиновый электрод определения. В случае комплексометрического титрования в качестве электрода определения используют ионоселективный электрод, чувствительный к концентрации анализируемого иона, участвующего в реакции комплексообразования.

Потенциометрическое титрование имеет ряд преимуществ по сравнению с другими методами анализа. Относительная погрешность при проведении потенциометрического титрования составляет 0,5 – 1%, что меньше, чем при титровании с индикаторами (1 – 2%). Потенциометрия выгодно отличается от кондуктометрии тем, что присутствующие в растворе электролиты, как правило, не мешают титрованию. Измеряемая ЭДС не обладает тем свойством аддитивности, которое присуще электрической проводимости.

Метод потенциометрического титрования позволяет определить концентрацию веществ в мутных и окрашенных растворах, допускает автоматизацию титрования и определение концентрации нескольких веществ в одной порции исследуемого раствора. Этот метод используется для определения констант диссоциации и констант гидролиза биологически активных веществ(аминокислот, полисахаридов, белков, жиров, нуклеиновых кислот); для определения констант равновесия отдельных стадий биологического окисления; для определения констант нестойкости и состава хелатных комплексных соединений биометаллов с аминокислотами, белками, ферментами. Этот метод используют для изучения кинетики и механизма биохимических реакций, для контроля за физиологическими процессами, связанными с переносом, либо электронов, либо ионов. Потенциометрическое титрование применяют в санитарной практике для анализа и контроля за состоянием окружающей среды.

Основные вопросы темы

1. Электродные и окислительно-восстановительные (ОВ) потенциалы, механизм их возникновения и зависимость от различных факторов. Уравнения Нернста и Петерса для вычисления значений потенциалов.

2. Гальванические элементы (химические и концентрационные): механизм действия и расчет ЭДС. Измерение электродных и ОВ-потенциалов.

3. Обратимые электроды первого и второго рода (водородный и хлорсеребряный). Ионоселективные электроды (стеклянный электрод). Устройство и механизм возникновения потенциала.

4. Электроды сравнения и электроды определения (индикаторные), применяемые в потенциометрии.

5. Сущность потенциометрического определения рН.

6. Потенциометрическое титрование, его сущность и использование в количественном анализе и медико-биологических исследованиях.

Экспериментальные работы

Работа №1. Определение концентрации раствора слабой кислоты и ее

константы диссоциации методом потенциометрического титрования

Цель работы. Научиться определять концентрацию слабой кислоты в растворе и ее константу диссоциации методом потенциометрического титрования.

Приборы и реактивы. Иономер, магнитная мешалка, бюретка для титрования, пипетка Мора на 10 мл, стакан для титрования, раствор уксусной кислоты неизвестной концентрации, 0,1000н раствор гидроксида натрия.

Задание 1. Определить концентрацию уксусной кислоты в растворе.

В стакан для титрования с помощью пипетки Мора отмерить 10 мл исследуемого раствора уксусной кислоты, а затем 10 мл воды. С помощью магнитной мешалки перемешать раствор и измерить значение рН исходного раствора на ионометре, работая строго по инструкции. Далее титровать раствор кислоты, добавляя щелочь из бюретки порциями, объем которых указан в таблице:

Видео:4 3 Электрохимический потенциалСкачать

Молекулярно-кинетические свойства коллоидно-дисперсных систем

Молекулярно-кинетические свойства называют свойства, обусловленные хаотическим тепловым движение частиц.

Броуновское движение — это непрерывное беспорядочное движение частиц микроскопических и коллоидных размеров не затухающее во времени. Это движение тем интенсивнее, чем выше температура и чем меньше масса частицы и вязкость среды. Броуновское движение присуще частицам, размеры которых не превышают 10 -6 м.

Диффузия– самопроизвольное выравнивание концентрации молекул, ионов или коллоидных частиц под влиянием их теплового движения. Это самопроизвольный процесс, т.к. сопровождается изменением энтропии. С повышением температуры скорость диффузии возрастает. А с повышением вязкости – снижается.

Осмотическое давление.Диффузия может стать односторонней, если растворы разделить полупроницаемой перегородкой, пропускающей только молекулы растворителя.Такая односторонняя диффузия растворителя через полупроницаемую перегородку называется осмосом. Количественно осмос характеризуется осмотическим давлением, равным силе, приходящейся на единицу площади полупроницаемой перегородки, заставляющей молекулы растворителя проникать через нее.Осмотическое давление возрастает с увеличением концентрации растворенного вещества и температуры Растворы с одинаковым осмотическим давлением называются изотоническими. Если осмотическое давление выше внутриклеточного, то оно называется гипертоническим, если ниже внутриклеточного – гипотоническим.

Седиментационное равновесие. Коллоидные частицы в растворе подвергаются действию сил тяжести. В грубодисперсных системах, где размеры частиц велики и они малоподвижны (практически нет броуновского движения), силы тяжести приобретают большое значение, приводя к оседанию (редко к всплыванию) частиц ДФ. Это явление называется седиментация. Высокодисперсные системы (газы или истинные растворы) обладают высокой кинетической устойчивостью, т.к. их частицы маленькие и довольно легкие и подвержены броуновскому движению. В таких системах преобладают процессы диффузии. Коллоидные системы по степени дисперсности занимают промежуточное положение. Действие силы тяжести для коллоидных частиц невелико и уравновешивается броуновским движением и диффузией. Такое состояние называется седиментационным равновесием.

Для истинных растворов характерно пропускание, они являются оптически прозрачными. Грубодисперсные

– оптически мутные (размеры больше длины волны). Для золей характерно рассеивание света в результате

огибания частиц световой волной. Луч света в таких растворах становится видимым ( явление конуса

Тиндаля). Закон светорассеивания(закон Рэлея):

I=I0k * (Cчаст V2 / λ 4),

Где I – интенсивность рассеянного

I0 – интенсивность падающего света

K – константа Рэлея, зависящая от соотношения показателей преломления среду и фазы

Cчаст – частичная концентрация

V – объем частицы дисперсной фазы

Λ – длина волны падающего света

1) интенсивность рассеянного света прямо пропорциональна концентрации частиц.

2) интенсивность рассеянного света прямо пропорциональна квадрату объема частицы.

3) в большей степени при прохождении через золи рассеивается коротковолновое излучени

Электрокинетические свойства:

Электрофорез – движение частиц в электрическом поле, т.е. перемещение частиц дисперсной фазы относительно неподвижной дисперсионной среды под действие внешнего электрического поля.

Электроосмос – движение растворителя в электрическом поле, т.е. перемещение дисперсионной среды относительно неподвижной дисперсной фазы в электрическом поле.

Электроосмос и электрофорез обусловлены наличием двойного электрического поля на поверхности частицы золя. Потенциал протекания— возникновение разности потенциалов при перемещение дисперсной среды относительно неподвижной фазы. Потенциал седиментации – возникновение разности потенциалов при перемещении дисперсной фазы относительно неподвижной дисперсионной среды.

Двойной электрический слой состоит из достаточно прочно связанных с поверхностью дисперсной фазы потенциалопределяющих ионов и эквивалентного количества противоположно заряженных ионов- противоионов, находящихся в дисперсной среде. Потенциалобразующие ионы вместе со связанными противоионами образуют адсорбционный слой. Возникает разность потенциалов.

1 – потенциалопределяющие ионы

2 – адсорбционный слой противоионов

3 – диффузный слой противоионов

АВ- плоскость скольжения

Вопрос 26.
Устойчивость дисперсных систем. Седиментационная, агрегативная и конденсационная устойчивость лиозолей. Факторы, влияющие на устойчивость лиозолей. Коагуляция.

Под устойчивостью дисперсных систем понимают постоянство во времени их свойств, в первую очередь постоянство дисперсности и постоянство равновесного распределения частиц дисперсной фазы в среде.
Седиментационная устойчивость— устойчивость частиц дисперсной системы к оседанию под действием сил тяжести.
агрегативная устойчивость — способность системы противостоять агрегации (укрупнению) частиц дисперсной фазы.
конденсацион. устойчивость характеризует способность ДС сохранять удельную поверхность неизмененной с течением времени

Факторы, определяющие устойчивость систем: броуновское движение, дисперсность частиц дисперсной фазы, вязкость и ионный состав дисперсионной среды и т.д.

Золи являются термодинамически неустойчивыми системами. Частицы дисперсной фазы золей стремятся к уменьшению свободной поверхностной энергии за счет сокращения удельной поверхности коллоидных частиц, что происходит при их объединении. Процесс объединения коллоидных частиц в более крупные агрегаты, и в конечном итоге выпадение их в осадок, называется коагуляцией.
Коагуляцию вызывают различные факторы: механическое воздействие, изменение температуры (кипячение и вымораживание), излучение, посторонние вещества, особенно электролиты, время (старение), концентрация дисперсной фазы.

Билет 27.
Окислительно-восстановительные реакции (редокс).
Окисли́тельно-восстанови́тельные реа́кции(редокс) — это химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, реализующихся путём перераспределения электронов между атомом-окислителем и атомом-восстановителем.
В процессе окислительно-восстановительной реакции восстановитель отдаёт электроны, то есть окисляется; окислитель присоединяет электроны, то есть восстанавливается.
Окислительно-восстановительные реакции часто сопровождаются высоким энерговыделением, поэтому их используют для получения теплоты или электрич. энергии.
Редокс-системы делят на два типа:
1) в системе осуществляется только перенос электронов Fe 3 + + ē = = Fe 2 +, Sn 2 + — 2ē = Sn 4 +. Это изолированное окислительно-восстановительное равновесие;
2) системы, когда перенос электронов дополняется переносом протонов, т.е. наблюдается совмещенное равновесие разных типов: протолитическое (кислотно-основное) и окислительно-восстановительное с возможной конкуренцией двух частиц протонов и электронов. В биологических системах важные редокс-системы относятся к этому типу.

Механизм возникновения электродного и редокс- потенциалов. Уравнения Нернста.
Скачок потенциала, возникающий на границе раздела металл-раствор его соли, называется электродным или редокс-потенциалом (Фм).

Количественная характеристика, равная разности двух электродных потенциалов получила название электродвижущей силой (ЭДС)

Для электродного потенциала количественная характеристика выражается уравнением Нернста.

гдеz- зарядное число иона, Е₀ -электродный потенциал при активности ионов в растворе = 1 и называется стандартным или нормальным потенциалом.
Эффективность окислительных или восстановительных свойств вещества (сила окислителя или восстановителя) зависит:
— от природы вещества
— от условий протекания ОВР и определяется величиной окислительно-восстановительного потенциаласопряженной редокс-пары.
Гальванический элемент— это система, в которой химическая энергия окислительно-восстановительного процесса превращается в электрическую.

Билет 28.
Прогнозирование направления редокс-процессов.
О направлении окислительно-восстановительной реакции можно судить по изменению изобарно-изотермического потенциала системы (энергии Гиббса), свободной энергии (ΔG) процесса. Реакция принципиально возможна при ΔG o o — величина разности стандартных окислительно-восстановительных потенциалов двух сопряженных пар системы, которую называют электродвижущей силой реакций (ЭДС). Данное уравнение отражает физический смысл взаимосвязи Е o и свободной энергии Гиббса реакции.

Для самопроизвольного протекания окислительно-восстановительной реакции необходимо, чтобы разность потенциалов сопряженных пар была величиной положительной, что следует из уравнения, т.е. пара, потенциал которой выше, может выполнять роль окислителя. Реакция идет до тех пор, пока потенциалы обеих пар не станут равными. Следовательно, чтобы ответить на вопрос, будет ли данный восстановитель окисляться данным окислителем или, наоборот, нужно знать ΔE o : ΔE o = φ°окисл. — φ°восстан. Реакция протекает в направлении, которое приводит к образованию более слабого окислителя и более слабого восстановителя. Таким образом, сравнивая потенциалы двух сопряженных пар, можно принципиально решить вопрос направления процесса.

Билет 29.
Лигандообменные реакции.Основные понятия теории строения комплексных соединений: центральный атом, лиганды, координационное число.
Лигандообменные реакции.
К таковым относят реакции, в ходе которых происходит перенос электронной пары с образованием ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму. Например:

Характерной особенностью лиганднообменных реакций является то, что образование новых соединений, называемых комплексными, происходит без изменения степени окисления.

А.Вернер был первым из химиков, кто понял, что для объяснения строения и свойств этих необычных соединений необходимо отказаться от представлений о постоянстве валентности. Им была создана так называемая координационная теория, в основу которой было положено следующее:
Введены понятия комплексообразователя (центрального атома) и окружающих его лигандов;

·Описано понятие координационного числа, которое определяется пространственными соотношениями между центральным атомом, и координационной емкости лигандов;

·Расшифрована природа связей центрального атома с лигандами внутренней и внешней сферы (неионогенная и ионогенная);

·На основании этого разработан вопрос о реакционной способности атомов и групп, находящихся во внешней сфере;

·Дана рациональная классификация огромного количества комплексных соединений;

·Предложена теория пространственного строения комплексов;

·Позже введены понятия первичной и вторичной валентности и описано различие между ними.

Комплексообразователь — центральный атом комплексной частицы. Обычно комплексообразователь — атом элемента, образующего металл, но это может быть и атом кислорода, азота, серы, йода и других элементов, образующих неметаллы.
Лиганды(Адденты)— атомы или изолированные группы атомов, располагающиеся вокруг комплексообразователя. Лигандами могут быть частицы, до образования комплексного соединения представлявшие собой молекулы (H₂O, CO, NH₃ и др.), анионы (OH − , Cl − , PO₄ 3− и др.), а также катион водорода H + .
Координационное число— число связей, образуемых центральным атомом с лигандами.
Дентатность лиганда определяется числом координационных мест, занимаемых лигандом в координационной сфере комплексообразователя.