Каков потенциал никелевого электрода в растворе с концентрацией 0.1 моль/дм^3 хлорида никеля (ll) и 2.6 моль/дм^3

Для решения данной задачи воспользуемся уравнением Нернста, которое позволяет вычислить потенциал электрода:

\[E = E^0 - \frac{{0.0592}}{{n}} \log(Q)\]

где:
- \(E\) - потенциал электрода,
- \(E^0\) - стандартный потенциал электрода,
- \(n\) - количество электронов, участвующих в реакции,
- \(Q\) - концентрационная активность продуктов реакции.

В нашем случае, никель и никелиевый ион образуют электродную полуреакцию:

\[Ni^{2+} + 2e^- \rightarrow Ni\]

Стандартный потенциал реакции можно найти в таблице стандартных потенциалов электродов. Для данной реакции \(E^0 = -0.257\) В.

Теперь рассмотрим концентрации продуктов реакции, выразим их в виде концентрационных активностей. Для этого воспользуемся формулой:

\[a = \gamma \cdot c\]

где:
- \(a\) - концентрационная активность,
- \(\gamma\) - коэффициент активности,
- \(c\) - концентрация вещества.

Однако, для нашего случая, коэффициент активности можно принять равным 1, так как мы рассматриваем идеальные растворы. Таким образом, активности для ионов Ni^{2+} и NH_3 будут равны их концентрациям.

Теперь подставим все значения в уравнение Нернста:

\[
E = -0.257 - \frac{{0.0592}}{{2}} \log \left(\frac{{[Ni^{2+}]}}{{[Ni]}}\right)
\]

где:
- \([Ni^{2+}]\) - концентрация иона Ni^{2+},
- \([Ni]\) - концентрация никеля,
- коэффициент 2 в числителе учитывает стехиометрию реакции.

Теперь подставим значения концентраций:

\[
E = -0.257 - \frac{{0.0592}}{{2}} \log \left(\frac{{0.1}}{{2.6}}\right)
\]

Решив данное уравнение, получим значение потенциала электрода.