1

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РФ

ФЕДЕРАЛЬНОЕ ГОСУДАРСТВЕННОЕ БЮДЖЕТНОЕ

ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ

ВЫСШЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ

«САМАРСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ТЕХНИЧЕСКИЙ

УНИВЕРСИТЕТ»

К а ф е д р а аналитической и физической химии

ЭЛЕКТРОЛИЗ.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ НАПРЯЖЕНИЯ РАЗЛОЖЕНИЯ

ВОДНЫХ РАСТВОРОВ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Методические указания

к лабораторной работе № 15

Самара

Самарский государственный технический университет

2013

2

Печатается по решению методического совета химико-технологического

факультета СамГТУ

УДК 541.135

Электролиз. Определение напряжения разложения водных

растворов электролитов : метод. указ. к лаб. работе. / Сост.: Б.М. Стифатов,

В.В. Слепушкин. - Самара; Самар. гос. техн. ун-т, 2013. - 16 с.: ил.

Рассмотрены электролиз и экспериментальное определение напряжения

разложения электролитов.

Указания рассчитаны на студентов, изучающих физическую химию,

электрохимию и физико-химические основы коррозионных процессов в

рамках бакалавриата по направлениям 150100, 150400, 240100, 240700,

241000, 260100 и специалитета по направлениям 020100 и 240300.

УДК 541.135

Составители: канд. хим. наук. Б.М. Стифатов,

докт. хим. наук В.В.Слепушкин.

Рецензент канд. хим. наук А.Г. Назмутдинов

@ Б.М. Стифатов, В.В.Слепушкин,

составление, 2013

@ Самарский государственный

технический университет, 2013

3

Цель работы: теоретическое и экспериментальное изучение

электролиза на примере определения напряжения разложения водного

раствора электролита.

1. ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

1.1. Электролиз расплавов и водных растворов

электролитов

Электролизом называется процесс преобразования электрической

энергии в химическую, протекающий в электрохимической системе

под действием постоянного тока, подаваемого от внешнего источника

напряжения.

Электрохимической называется система, состоящая из

электролита и электродов. Электролиты – это вещества,

распадающиеся (диссоциирующие) при расплавлении или

растворении на заряженные частицы вещества (ионы), направленное

движение которых под действием внешнего постоянного напряжения

создает электрический ток. Электродом называется система из

твердой фазы с электронной проводимостью, контактирующей с

жидкой фазой с ионной проводимостью

Для проведения электролиза электроды погружают в раствор или

расплав электролита и соединяют их с внешним источником

постоянного тока или напряжения. Сосуд с электродами, в котором

проводят электролиз, называют электролизером или

электролитической ячейкой, а для крупномасштабного

промышленного применения - электролитической ванной.

Сущность электролиза состоит в проведении на электродах

пространственно разделенной окислительно-восстановительной

реакции с полуреакцией восстановления на катоде и полуреакцией

окисления на аноде за счет подаваемой извне электрической энергии.

При этом катод (отрицательно заряженный электрод) отдает

электроны катионам, а анод принимает электроны от анионов.

Путем электролиза удается провести процессы, самопроизвольное

протекание которых, согласно законам термодинамики, невозможно.

Например, разложение 1М раствора HCl на хлор (Cl2) и водород (H2)

сопровождается возрастанием энергии Гиббса на 131,26 кДж/моль.

4

Процесс электролиза удобно изображать с помощью схемы,

которая показывает диссоциацию электролита, направление движения

ионов, процессы на электродах и выделяющиеся вещества. Схема

электролиза расплава хлорида натрия (плавится при 8010С),

содержащего только ионы натрия (Na+) и (Cl

-), выглядит следующим

образом:

NaCl

NaCl ↔ Na+ + Cl

-

катод ← Na+ + Cl

-→ анод

Na++ e

- ↔ Na

0 2Cl

- + 2e

- ↔ Cl2

Если почленно сложить уравнения этих двух электродных реакций

с учетом электронейтральности расплава, то получим общее, или

суммарное уравнение электролиза хлорида натрия:

Na++ e

- ↔ Na

0 2

+

2Cl- + 2e

- ↔ Cl2 1

2Na+ + 2Cl

- электролиз Na

0 + Cl2↑

или в молекулярном виде:

2NaClэлектролиз

Na0 + Cl2↑

Таким образом, при электролизе расплав NaCl разлагается на

металлический натрий и газообразный хлор.

Следует различать электролиз расплавленных электролитов и их

растворов, т.к. в последнем случае в процессах принимают участие

молекулы воды. Вода является очень слабым электролитом, который

хоть и слабо, но диссоциирует на ионы:

2H2O ↔ H3O+ + OH

- или упрощенно:

H2O ↔ H+ + OH

-

5

Ионы H+ и OH

-воды, так же как и ионы растворенного электролита,

могут разряжаться на катоде и аноде. Убыль водных ионов за счет их

разрядки тотчас восполняется дальнейшей диссоциацией воды.

В результате анодного процесса разрядки гидроксид-ионов воды

может выделяться кислород. Суммарно этот процесс, вместе с

диссоциацией воды, можно изобразить так:

4H2O ↔ 4H+ + 4OH

-

+

4OH- - 4e

- ↔ 2H2O + O2↑

2H2O - 4e- ↔ 4H

+ + O2↑

Катодный процесс разрядки ионов водорода приводит к выделению

водорода:

2H2O ↔ 2H+ + 2OH

-

+

2H+

+ 2e- ↔ H2↑

2H2O + 2e- ↔ 2OH

- + H2↑

Таким образом, в случае водных растворов электролитов на

электродах одновременно могут протекать конкурирующие реакции

разрядки ионов электролита и воды.

Вопрос о первоочередности разрядки конкурирующих ионов воды и

электролита на соответствующем электроде решается путем сравнения

равновесных потенциалов (Ер) окислительно-восстановительной пары

(OX/Red), которую образуют окисленная (Oх) и восстановленная (Red)

формы ионов в результате полуреакции (редоксипрехода) типа Oх + ze

-

↔ Red. Обычно сравнивают табулированные стандартные значения

окислительно-восстановительных потенциалов (Е0), которые отвечают

единичным активностям ионов электролитов.

Как правило, на аноде в первую очередь окисляется тот из ионов,

потенциал окислительно-восстановительной пары которого

наименьший, а на катоде восстанавливается тот ион, потенциал

которого наибольший.

Например, электролиз водного раствора NaCl на платиновых

электродах можно изобразить схемой:

6

NaCl, H2O

катод анод

Na++ e

- ↔ Na

0 2Cl

- - 2e

- ↔ Cl2

2H2O + 2e- ↔ 2OH

- + H2↑ 2H2O - 4e

- ↔ 4H

+ + O2↑

Из схемы следует, что на катоде и аноде возможны по два

конкурирующих процесса.

По правилу указанному выше следует, что на катоде в основном

будет реализоваться только один процесс - восстановление воды до

газообразного водорода, т.к. Е0(Na

+/Na

0)= -2,71 В меньше

Е0(2H2O/2OH

-,H2) = -0,82 В.

На аноде при малых плотностях тока выделяется кислород, т. к.

Е0(2Cl

- /Cl2) = +1,36 В больше Е

0(4H

+,O2/2H2O)= +1,23 В. Однако при

средних и больших токах электролиза превалирует выделение

газообразного хлора. Это объясняется тем, что, как показали

экспериментальные работы Гельмгольца, Реблана и Нернста, при

достаточно больших токах электролиза выделение кислорода на

платиновом аноде происходит при потенциалах, приблизительно на

0,5 В больше значения равновесного потенциала кислородного

электрода, т.е. когда Е0(2Cl

-/Cl2) < Е

0(4H

+,O2/2H2O). Следовательно, в

основном на аноде разряжаются хлорид-ионы, а не вода.

Откуда общая электродная реакция при электролизе водного

раствора NaCl такова:

2H2O + 2e- ↔ 2OH

- + H2↑ 1

+

2Cl- - 2e

- ↔ Cl2 1

2H2O + 2Cl- электролиз

2OH- + H2↑ + Cl2↑

или в молекулярном виде:

2NaCl + 2H2O электролиз

2NaOH + H2↑ + Cl2↑

Таким образом, в результате электролиза водного раствора NaCl

происходит его разложение с образованием гидроксида натрия и двух

газов - хлора и водорода.

7

Если водный раствор содержит катионы различных металлов, то

при электролизе выделение их на катоде протекает в порядке

уменьшения величины окислительно-восстановительной пары

соответствующего металла. Так, из смеси катионов Ag+, Cu

+, Fe

2+ сначала будут восстанавливаться катионы серебра Е

0(Ag

+/Ag

0)= +0,80

В, затем катионы леди Е0(Cu

+/Cu

0)= +0,34 В и последними - катионы

железа Е0(Fe

2+/ Fe

0)= -0,44 В.

Характер реакций, протекающих на аноде, зависит как от

присутствия молекул воды, так и от вещества, из которого сделан

анод. Обычно аноды подразделяют на нерастворимые и растворимые.

Первые изготовляют из угля, графита, платины, иридия и др., а вторые

- меди, цинка, серебра, кадмия, никеля и других металлов.

На нерастворимом аноде в процессе электролиза происходит

окисление анионов или молекул воды. При этом анионы

бескислородных кислот (например, S2-

, I-, Br

-, Cl

-) при достаточной

концентрации легко окисляются. Если же раствор содержит анионы

кислородных кислот (например, SO42-

, NO3-, CO3

2-, PO4

3-), то на аноде

окисляются молекулы воды с выделением кислорода, а не эти анионы.

При электролизе водных растворов на растворимом аноде

возможно протекание следующих процессов:

1) окисление анода;

2) окисление анионов раствора;

3) окисление воды с выделением водорода.

В первую очередь будет идти процесс с наименьшей величиной

Е0. Так при электролизе водного раствора CuSO4 c медным анодом

пойдет процесс окисления анода, т.к. именно он сопровождается

наименьшей затратой энергии, поскольку Е0(Cu

+/Cu

0)= +0,34 В,

Е0(4H

+,O2/2H2O)= +1,23 В и Е

0(S2O3

2-/ SO4

2-)= +2,01 В. Электролиз с

растворимым анодом широко применяется для получения

металлических покрытий, а также для очистки металлов от примесей.

Последний процесс называется электролитическим рафинированием

металла.

1.2. Напряжение разложения электролита

Рассмотрим, как изменяется сила тока (I) с увеличением внешнего

напряжения (U), подаваемого на инертные платиновые электроды,

погруженные, например, в водный раствор NaCl.

8

До подачи внешнего напряжения на электроды, они находятся в

одинаковых условиях и имеют одинаковое равновесное значение

потенциала (Е), которое для электродной реакции

bOх + ze-↔ dRed

можно вычислить по формуле Нернста:

d)(a

(Ox)a

zF

RT+d)(OxE=d)(OxE

d

b

pRe

lnRe//Re 0 (1)

где Еp(Oх/Red) - равновесный электродный потенциал, B; Е0(Oх/Red) -

стандартный электродный потенциал при активностях а(Oх) = а(Red) =

1 моль/л; z – число электронов, участвующих в электродной реакции

bOX + ze-↔ dRed; b и d - стехиометрические коэффициенты; F – число

Фарадея (96500 Кл/моль); R - универсальная газовая постоянная (8,314

Дж/моль К).

При нормальных условиях и при переходе к десятичному

логарифму предлогарифмический множитель в формуле становится

равен 0,059, тогда:

d)(a

(Ox)a

n+d)(OxE=d)(OxE

d

b

pRe

lg0,059

/Re/Re 0 (2)

Расчет средней активной концентрации (а±) ионов, фигурирующих

в качестве окислителя и восстановителя в уравнении Нернста,

проводят с учетом среднего коэффициента активности (γ±) и средней

моляльной концентрации ионов (m±):

ma (3)

Зависимость средней моляльной концентрации ионов от моляльной

концентрации раствора электролита (m)передается формулой:

m)н(н=m н+н+±

1

(4)

где ν = ν+ + ν- , а ν+ и ν-- число катионов и анионов, образующихся при

диссоциации электролита по уравнению:

9

z+z++ B+MBM . (5)

Значения γ± можно взять из справочной литературы [5], а для

разбавленных электролитов могут быть рассчитаны по формуле:

zz= +± 0,508lg , (6)

где z+ и z-- заряды ионов; μ- ионная сила раствора, которую

рассчитывают по формуле

)z(m= ii20,5 , (7)

где mi - моляльная концентрация i -ro иона в растворе электролита.

Например, для раствора NaCl с m(NaCl) = 0,1 моль/1000гH2O

активность рассчитывают так:

.1000/0.0690,10,691

0,69110

0,1610,1110,508lg

0,110,110,10,5

1000/0,1110,1

2

0.161

22

211 2

1

OHгмоль==(NaCl)a

;==

==(NaCl)

=)+(=(NaCl)

OHгмоль=)(=(NaCl)m

±

±

±

±

Если подключить электроды к внешнему источнику напряжения и

наращивать напряжение, то потенциалы электродов изменятся.

Отрицательный полюс источника напряжения, увеличивая

концентрацию электронов в подсоединенном к нему электроде,

сдвигает его потенциал в отрицательную область, а положительный

полюс источника напряжения, отбирая электроны у подсоединенного к

нему электрода, сдвигает его потенциал в положительную область. При

отклонении потенциала от равновесного значения через электрод

протекает ток.

Отклонение потенциала электрода от его равновесного значения

при прохождении тока через этот электрод называется электродной

поляризацией, а сами электроды - поляризованными. Разность между

потенциалом поляризованного (Е) и его равновесным значением Еp, в том

же электролите, называется потенциалом поляризации или

перенапряжением (η): η = Е - Еp (8)

10

Перенапряжение всегда считается положительной величиной,

поэтому анодное и катодное перенапряжение (ηа и ηк) определяются

выражениями:

ηа = Еа - Еа,p и ηк = Ек – Ек,p, (9)

где Еа > Еа,p, а Ек < Ек,p, чтобы соблюсти требование положительности η.

Катодное перенапряжение - величина, на которую катодный

потенциал оказывается более отрицательным, чем его равновесное

значение, анодное перенапряжение - величина, на которую анодный

потенциал оказывается более положительным, чем его равновесное

значение.

Скорость процесса поляризации определяется величиной тока

протекающего через электроды. Зависимость силы тока от величины

поляризующего напряжения (I=f(E)) графически выражается

поляризационной кривой (рис.1). Из графика зависимости I = f(E) видно,

что резкое возрастание силы тока в электролизере наступает только

после того, как внешнее напряжение превысит некоторое минимально

необходимое значение.

Это значение отвечает

началу видимого электролиза,

заключающегося в непрерывном

разряде ионов на электродах и

росте силы тока при увеличении

напряжения. Минимальное зна-

чение внешнего напряжения, при

котором начинается видимый

электролиз, называется напря-

жением разложения электроли-

та (Еразл).

Отсутствие видимого

электролиза при напряжениях,

меньших Еразл объясняется

рядом электродных процессов,

противодействующих электро-

лизу.

Рис.1. Поляризационная кривая

разложения раствора электролита и

графическое нахождение по ней

напряжения разложения.

Эти процессы заключаются в изменении поверхности электродов и

концентрации электролита около них. Возникающие изменения

вызывают появление ЭДС, которая направлена противоположно

U, В Eразл

I,A

11

внешнему напряжению, компенсируя его, следовательно, препятствуя

развитию электролиза. Так, если проводить электролиз водного

раствора NaCl между гладкими (т.е. непокрытыми чешуйками

платиновой черни) платиновыми электродами, то при Е < Еpазл

образующиеся хлор и водород адсорбируются электродами.

Платиновые электроды превращаются при этом в газовые электроды.

Имеющаяся до электролиза электрохимическая цепь Pt|р-р NaCl|Pt с

разностью потенциалов между электродами, равной нулю, через

некоторое время электролиза превращается в цепь

Pt, H2|р-р NaCl|Cl2, Pt .

Платина анода, насыщенная хлором, приобретает потенциал

хлорного электрода Е(2Cl-/Cl2), а платина катода, насыщенная

водородом – потенциал водородного электрода Е(2H2O/2OH-,H2),

получающегося по реакции 2H2O + 2e- ↔ 2OH

- + H2. Следовательно, в

электролизере возникает ЭДС поляризации (Епол), равная

Епол = Еан – Екат = Е(2Cl-/Cl2) - Е(2H2O/2OH

-,H2)

и направленная противоположно внешнему напряжению,

приложенному к электродам. Компенсационное действие этой

поляризации продолжается до момента, когда в ходе роста внешнего

напряжения давление адсорбируемых электродами газов не достигнет

величины атмосферного давления (р = 1атм) и не начнется их выделение

с электродов в атмосферу в виде пузырьков газа.

Здесь поляризация возникает как результат образования на

электроде новой газообразной фазы и поэтому относится к фазовой

поляризации. Фазовая поляризация возникает при электролизе за счет

выделения газообразной или твердой фазы (метала) на электроде.

Кроме фазовой поляризации электролизу могут противодействовать

также концентрационная, электрохимическая, химическая поляриза-

ции и ряд других электродных процессов.

Концентрационная поляризация возникает при электролизе за счет

разности концентраций ионов электролита в приэлектродном

пространстве. Например, при электролизе NaCl в прикатодном

пространстве ионов Na+ становиться значительно больше, чем в

прианодном, а ионов хлора – наоборот. Суммарный заряд ионов Na+,

12

сосредоточенных около катода, понижает отрицательный заряд катода,

а ионов Cl-

- анода. Создается гальванический элемент с ЭДС,

противоположенной по знаку внешнему напряжению.

Концентрационную поляризацию устраняют перемешиванием

раствора.

Электрохимическая поляризация является результатом

торможения электродного процесса на стадии разрядки ионов, а

химическая возникает в случае замедления химической реакции

предшествующей электрохимической стадии или последующей за ней.

Считая, что остальные виды электродной поляризации, кроме

фазовой, отсутствуют, теоретическое предельное (минимальное)

значение ЭДС поляризации (Епол), препятствующее электролизу, можно

рассчитать как разность равновесных значений электродных

потенциалов при давлении газообразных продуктов электролиза

равном 1 атм.

В рассмотренном случае (электролиз раствора NaCl) эта разность

равна ЭДС хлор-водородного гальванического элемента

Pt, H2|р-р NaCl|Cl2, Pt.

В соответствии с уравнением Нернста для его электродов можно

записать:

,

//

)a(Cllg0,059)p(Cllg2

0,059+1,359

=)(Cla

)p(Cllg

2

0.059+)Cl2(ClE=)Cl2E(ClE

2

2

22

02ан

.2

059,0)(lg059,0059,0

)(,2/,2/

2

2

22

)p(HlgOHaO)a(Hlg+0,82

=)p(HOHa

O)(Halg

2

0,059+)HOHO2H(E=)HOHO(2HEE

2

2

2

220

2кат

При р = 1атм логарифмы от давления в уравнениях для Екат и Еан

обращаются в нуль, что соответствует прекращению роста ЭДС

поляризации с увеличением внешнего напряжения. Кроме того,

обычно принимают для чистой воды [H+] = [OH

-] = 10

-7 моль/л, а

активность равной 1 моль/л, что упрощает расчеты.

Откуда

,/ )a(Cllg0,0591,359=)Cl2E(ClE 2ан

13

,10lg059,0,2/ 72 0,82=)HOHO(2HEE 2кат

).(lg82,0)(lg059,036,1 OHaClaЕпол

Активность хлор-ионов, рассчитывают, как показано выше.

При электролизе водных растворов кислородсодержащих кислот

и щелочей, теоретические значения ЭДС поляризации рассчитывают

как ЭДС кислородно-водородного гальванического элемента.

Разность между найденной графически по поляризационной

кривой (рис 1) величиной напряжения разложения электролита и

теоретически рассчитанной ЭДС поляризации позволяет найти

значение перенапряжения:

полразл ЕE=η

Откуда с учетом потерь напряжения на преодоление омического

сопротивления электролизера (электролита, контактов) можно

получить полное выражение для напряжения, которое необходимо

приложить к электролизеру для осуществления электролиза:

rI+)+(+)E(E=rI++E=U kaркра ηηη ,, ,

где U – внешнее напряжение необходимое для осуществления

электролиза, В; Е – ЭДС электролитической ячейки, В; I – ток,

протекающий через электролизер, А; r – суммарное сопротивление

электролизера, Ом; η - суммарное перенапряжение при электролизе, В.

При небольшой площади электродов и расстоянии между ними

омической составляющей (I.r) напряжения разложения можно

пренебречь.

2. ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №15 Определение напряжения

разложения водного раствора

электролита

План выполнения работы

1. Получить у преподавателя задание на выполнение работы.

Изучить методические указания.

2. Собрать схему установки (рис. 2) или ознакомится с

инструкцией по эксплуатации прибора (потенциостата, полярографа, и

т. п.).

14

3. Снять поляризационную кривую процесса разложения

электролита и определить значение Еразл.

4. Описать процесс диссоциации электролита.

5. Описать электродные процессы, происходящие на аноде и

катоде.

6. Рассчитать потенциалы электродов и определить ЭДС

поляризации.

7. Рассчитать общее перенапряжение процесса. Полученные

результаты свести в таблицу.

8. Сделать вывод о характере протекания процесса.

9. Проверить результаты работы у преподавателя

10. Убрать рабочее место и привести его в исходное состояние.

Ход выполнения работы

Для определения напряжения разложения электролитов собирают

схему согласно рис. 2 или используют специальный прибор

(потенциостат, полярограф и т.д.).

Электролизер представляет собой

колоколообразный стеклянный

сосуд, в купол которого впаяны

на определенном расстоянии два

параллельных платиновых

электрода.

Указанный в задании

преподавателем раствор электро-

лита готовят из стандартных

растворов, отмеряют 20 мл

мерным цилиндром и помещают в

стаканчик на 25 мл.

Осторожно погружают в

раствор электролизер и подсоеди-

няют его без учета полярности

электродов к клеммам вольтметра

измерительной установки рис.2.

Рис.2. Схема установки для

изучения поляризации

электродов.

Вращением ручки переменного сопротивления последовательно

увеличивают напряжение от нулевого значения по шкале вольтметра

через 10 делений, регистрируя с помощью амперметра

15

соответствующее ему значение тока. Измерения заканчивают, когда

стрелка амперметра достигает конца шкалы.

По полученным данным, с учетом цены деления вольтметра и

амперметра, строят поляризационную кривую I = f(U), по которой

графически определяют величину Еразл с учетом цены деления шкалы

вольтметра (как показано на рис. 1).

Составляют схему электролиза водного раствора электролита и

для нее теоретически рассчитывают значение ЭДС поляризации. По

разности значений Еразл и Епол находят значение перенапряжения для

данного электролита.

Полученные данные сводят в таблицу и проверяют полученные

результаты у преподавателя.

Результаты определения напряжения разложения для

заданного электролита

Электролит и

его концен-

трация,

моль/кг Н2О

Реакции на

аноде и

катоде

Потенциал

на аноде и

катоде

Е, В

ЭДС

поляри-

зации

Епол, В

Напряже-

ние

разложе-

ния

Еразл, В

Перена-

пряже-

ние

В,

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ

1. Электролиз расплавов и растворов электролитов.

2. Типы поляризации при электролизе (фазовая, химическая,

электрохимическая, концентрационная).

3. Напряжение разложения электролита. Перенапряжение.

4. Расчет электродного потенциала. Уравнение Нернста.

5. Ионная сила раствора. Расчет коэффициентов активности и активной

концентрации ионов.

16

БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК

1. Семченко Д.П., Стромберг А.Г. Физическая химия.-М.:Высш. шк.,

2000.-512 с.

2. Практикум по физической химии / Под ред. В. В. Буданова, Н. К. Во-

робьёва. -М.:Химия, 2000. – 387 с.

3. Практические работы по физической химии / Под ред.К.П.Мищенко,

А.А.Равделя, А.М.Пономаревой.- СПб, изд-во «Профессия», 2002. –

384 с.

4. Краткий справочник физико-химических величин / Под ред.

А.А.Равделя, А.М.Пономаревой. - М.:Химия, 2002. – 327 с.

5. Киселева Е.В.,Каретников Г.С.,Кудряшов И.В. Сборник примеров и

задач по физической химии. - М.:Высш.шк.,2001. – 389 с.

Электролиз. Определения напряжения разложения

водных растворов электролитов

Составители: СТИФАТОВ Борис Михайлович

СЛЕПУШКИН Вячеслав Васильевич

Печатается в авторской редакции

Компьютерная верстка Стифатов Б.М.

Подп. в печать 10.01.13

Формат 60 84 1/16 Бум типог.№2.

Печать оперативная Усл. п. л. 0,75. Уч.-изд. л. 0,70

Тираж 30 экз.

__________________________________________________________________________________ Федеральное государственное бюджетное образовательное

учреждение высшего профессионального образования

«Самарский государственный технический университет» 443100. г. Самара, ул. Молодогвардейская, 244. Главный корпус.

Отпечатано в типографии Самарского государственного технического университета

443100. г. Самара, ул. Молодогвардейская, 244. Корпус №8.