Аккумуляторы (щелочные и кислотные).

Аккумуляторы (щелочные и кислотные).

Аккумуляторы-источники Эл-кой энергии многократного действия. Они относятся к обратимым гальваническим Эл-там.Аккумуляторы –состоят из батарей (ЭДС 2,1ВТ-мах). Акк.-бывают щелочные и кислотные.Как источники Эл-кой энергии они работают в режиме галв э-та.Для восстановления Акк-ра он работает в режиме зл-за т.е. зарядки. (-)K Pb-2e+SO4-2=PbSO4. (+)A PbO2+2e+4H++SO4-2= PbSO4+2H2O]. Pb+PbO3+2H2SO4=2 PbSO4+2H2O. (-)Pb| H2SO4|PbO2(+) Зарядка (-)K Pb+2SO4+2e=Pb+SO4-2. (+)A Pb+2SO4+H2O-2e= PbO2+2H2O]. Pb+PbO3+2H2SO4=2 PbSO4+4H++O2. 2PbSO4+2H2O=Pb+PbO2 Качество Акк можно оценить по концентрации H2SO4! При зарядке выделяется H2 [2H++2e= H2 2H2O-4e=O2+4H+] H2 соед-ся с O2 и получается гремучая смесь!

Гальванические элементы,(ГЭ), напряжение ГЭ,

Гальванические э-ты-устройства окисл-вост р-ях простр-ный раздел которых приводит к возможности Электрического тока (-)Zn|Zn+2||Cu+2|Cu(+) Электрод на котором проходит процесс окисл. в основном более актив. ме.-анод [Zn-2e=Zn+2].Менее акт-й ме. катод он + заряжен на нем проходит процесс востановл.[Zn+Cu+2=Cu+Zn+2].Главный принцип работы ГЭ явл.пост напряжение ΔG=nFε ε-напряжение В ε=φкат-φанод На практике широко используются одноэлектролитные ГЭ[(-)Zn|H2SO4|Cu(+) на аноде n-2e=Zn+2 на кат 2H++2e=H2 Zn+2H++H2]По мере работы напряж. его падает, что обусловлено поляризацией электродов.

Гидролиз солей. Основные случаи гидролиза одно- и многозарядных ионов.

При растворении в воде соли, в состав которой входит анион слабой кислоты или катион слабого основания, протекает процесс гидролиза-обменного взаимодействия соли с водой, в результате которого образуется слабая кислота или слабое основание.

1> соль образована слабой кислотой и сильным основанием, то в результате гидролиза в растворе образуются гидроксид-ионы и он приобретает щелочную реакцию:

KCN+Н2О=HCN+КОН+HCN|CN-+HOHуHCN+OH- pH>7

гидролизу подвергается анион соли.чем слабее к-та анион которой гид-ся тем сильнее гидролиз

2> сильной кислотой и слабым основанием, гидролизу подвергается катион соли; pH<7

NH4Cl+HOHуNH4OH+HCI|NH4++HOHуNH4++OH-+H+

чем слабее основной канион которой гид-ся и больше разбовление тем сильнее гидролиз

3> слабой кислотой и слабым основанием, гидролизу подвергаются как катион, так и анион соли;

NH4CN+HOHу NH4OH+HCN| NH4++CN-+HOHу NH4++OH-+H++CN-pH=7

чем слабее к-та и основной канион которой гид-ся и больше разбовление тем сильнее гидролиз.

4> сильной кислотой и сильным основанием, не гидролизуются, так как в этом случае обратная гидролизу реакция, нейтрализации практически необратима, те протекает до конца.

NaCl+H2OуNa++OH-+H++Cl- HOHуH++OH- pH=7

Зависимость скорости от концентрации реагир-щих в-в. Константа скорости реакц-и первого порядка.

МОЛЕКУЛЯРНОСТЬ РЕАКЦИИ, число частиц реагентов, взаимодействующих друг с другом в одной элементарной (простой) р-ции и превращающихся в продукты. Так, для р-ций в р-рах молекулярность реакции не учитывает число молекул р-рителя, образующих сольватную оболочку или мол. комплексы с реагентами, т. к. эти молекулы не входят в состав продуктов р-ции. В р-циях замещения и элиминирования орг. соед., протекающих часто в неск. стадий, молекулярность реакции оценивается как число молекул, претерпевающих хим. превращение в лимитирующей стадии. Соответственно числу реагирующих частиц различают мономолекулярные реакции, бимолекулярные реакции и тримолекулярные реакции, отличающиеся кинетич. закономерностями и механизмом. Как правило, молекуляр-ность простой р-ции совпадает с порядком реакции, однако бывают и несовпадения.

kT=(1/τ)ln(a/a-x) - константа скорости реакции первого порядка.τ-продолжительность разложения в-ва а-объем в-ва, выделившийся при разложении x1 и x2 - объемы в-ва выделившийся за t при темп-ре T1 и T2 К соответственно.

Законы Рауля и Вант-Гоффа для растворов неэлектролитов.

Разбавленные растворы неэлектролитов обладают рядом свойств (коллигативные свойства), количественное выражение которых зависит только от числа находящихся в растворе частиц растворенного в-ва и от количества раств-ля. Некоторые коллигативные свойства растворов используются для определений молекулярной массы растворенного в-ва. Зависимость этих свойств от концентрации выражается уравнениями:

1. Понижение давления пара раств-ля над раствором, Δр (з а к о н Р а у л я) p1=N1p0; Δp=po-p1=N2p0=p0n2/n1+n2 р-парциальное давление насыщенного пара раств-ля над раствором; Ро-давление насыщенного пара над чистым растворителем; N1- мольная доля раств-ля; N2-мольная доли растворенного в-ва; n1-количество раств-ля n2-количество растворенного в-ва.

2. Понижение темп-ры кристаллизации раст-ра, Δtкрист=Km К-криоскопическая постоянная раств-ля; m- мо-ляльная концентрация растворенного в-ва

3. Повышение темп-ры кипения раствора,

Δtкип=Еm Е - эбуллиоскопическая постоянная раств-ля.

4. Осмотическое давление, Р=CмRT кПа См - молярная концентрация; R-8,31 Дж/(моль-1К-1); Т - температура, К.

Осмос-явл.односторонней диффузии. Закон Вантгоффа вел-на осмат давления разбавл. р-ра численно = тому давлению которое производило бы данное кол-во раствор-го в-ва находясь в газообразном сост.и занимала обьём р-ра при данной t. У-е Менделеева-Клайперона PV=mBRT/MB|P= mBRT/MBV|π=CBRT|CB=mB/MBVр-ра м/л

Закон сохранения массы – энергии.Моль Закон Авогадро. Атомные молярные массы.

Масса нейтрального в-ва со временем не изменяется при отсутствии внешних воздействий и следовательно энергия в-ва не изменяется (E=mc2)

Моль — количество в-ва, содержащее столько молекул, атомов, ионов, электронов или других структурных единиц, сколько содержится атомов в 12г изотопа углерода 12С. Число структурных единиц, содержащихся в 1 моле в-ва (постоянная Авогадро) определено с большой точностью; в практических расчетах его принимают равным 6,02*1023 моль-1.Масса 1 моля в-ва(мольная масса), выраженная в граммах, численно=относ-й мол-ной массе этого в-ва.[Так, относительная молекулярная масса (или молекулярная масса) свободного хлора Сl= 70,90. Следовательно, мольная масса молекулярного хлора составляет 70,90 г/моль. Однако мольная масcа атомов хлора вдвое меньше (35,45 г/моль), так как 1 моль молекул хлора С12 содержит 2 моля атомов хлора.]Согласно Закону Авогадро, при равных объемах любых газов, взятых при одной и той же температуре и одинаковом давлении, содержится одинаковое число молекул.1 моль любого газа содержит одинаковое число молекул. Следовательно, при одинаковых условиях 1 моль любого газа занимает один и тот же обьём. Этот объем называется мольным объемом газа и при нормальных условиях=2,4 л.Объемным содержанием газа в газовой смеси называется часть объема газовой смеси, которую занимало бы содержащееся в ней количество данного таза при той же t и парциальном давлении, равном общему давлению газовой смеси; эта величина может быть им выражена в долях общего объема (объемная доля) или и процентах от общего объема (процент по объему).

Законы Фарадея. Выход по току.

Количественная характеристика процессов электролиза определяется законами, установленными Фарадеем.При Эл-зе разложение хим-х соед-й равное кол-во Электр-ва выделяется на электродах массы в-в пропорц-ны молярным массам их эквивал-ов nэк(анод)=nэк(катод) q=It I-сила тока А t-время сек закон Фарадея Массы в-ва выдел-ся на Эл-дах или разлагающихся при эл-зе,пропорц-ны кол-ву прошедшего через элект-т электричества mтеор=MэкIt/F V=VMэкIt/F (Vo2=5.6,VСl2=VH2=11.2л/моль) m-масса образовавшегося или подвергшегося превращению вещества; Мэк-его эквивалентная масса г/моль; I- сила тока А;t-время сек; F-постоянная Фарадея (96500 Кл/моль), [I= 2,5 А, проходя через раствор электролита, за t=30 мин выделяет из раствора 2,77 г металла. Мэк-? Мэк = mFI(It) = 2,77 • 96500/(2,5 • 1800) = 59,4 г/моль. Так как прит э-зе на рядус основными процессами дополнительные процессы(..Cl2+H2O=HCl+HClO) то вводится понятие выход по току-это отношение фактич-й к массе практич-й выдел-ся в-ва Вт=мфакт/мпракт*100%= qфакт/qпракт*100%

 

Изотонический коэффициент. Законы Рауля и Вант-Гоффа для растворов электролитов

Изотонический коэффициент «i» (коэффициент Вант-Гоффа) – число, показывающее во сколько раз общее количество частиц в растворе больше, чем количество молекул электролита (N)

Принцип Ле-Шателье.

При изменении условий протекания реакц-и (тем пературы, давления, концентрации какого-либо из участвующих в реакц-и в-в) скорости прямого я обратного процессов изменяются неодинаково, и хими ческое равновесие нарушается. В результате преимущественного протекания реакц-и в одном из возможны направлений устанавливается состояние нового химического равновесия, отличающееся от исходного. Процес перехода от одного равновесного состояния к новом равновесию называется смещением химического раем весия. Направление этого смещения подчиняемся принципу ЛеШателье:Если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказать какое-либо воздействие, то равновесие сместится в таком направлению, что оказанное воздействие будет ослаблено.Так, повышение темп-ры приводит к смещение равновесия в направлении реакц-и, сопровождающейся поглощением теплоты, те. охлаждением системы; павышение давления вызывает смещение равновесия направлении уменьшения общего числа молей газообразных в-в, те. в направлении, приводящем к по нижению давления; удаление из системы одного из продуктов реакц-и ведет к смещению равновесия в сторону прямой реакц-и; уменьшение концентрации одного иэ исходных в-в приводит к сдвигу равновесия в направлении обратной реакц-и. СОг+СlгуСОС12г T-const/Pув/Vум

Протекание реакц-и в прямом направлении приводит к уменьшению общего числа молей газов, те. к уменьшению давления в системе. согласно принципу Ле Шателье, повышение давления вызывает смещение равновесия в сторону прямой реакц-и.

Константа равновесия Кт хим-кой реакции связана со стандартным изменением энергии Гиббса этой реакции:

Δ0GT=-2,3RTlgKT при 298 К Δ0G298=-5,69RlgK298 Δ0GT кДж/моль отриц-й знак Δ0GT возможен если lgK>0 K> 1, ”+”если lgK<0,K< 1. при “-“ значениях Δ0GT равновесие смещено ва(выход продуктов реакции велик)”+”Δ0GT равновесие смещено вЯ (выход продуктов мал). знак AG° указывает на возможность или невозможность протекания реакции только в стандартных условиях, когда все реагирующие в-ва находятся в стандартных состояниях. В общем же случае возможность или невозможность протекания реакции определяется знаком ΔG.

 

Аккумуляторы (щелочные и кислотные).

Аккумуляторы-источники Эл-кой энергии многократного действия. Они относятся к обратимым гальваническим Эл-там.Аккумуляторы –состоят из батарей (ЭДС 2,1ВТ-мах). Акк.-бывают щелочные и кислотные.Как источники Эл-кой энергии они работают в режиме галв э-та.Для восстановления Акк-ра он работает в режиме зл-за т.е. зарядки. (-)K Pb-2e+SO4-2=PbSO4. (+)A PbO2+2e+4H++SO4-2= PbSO4+2H2O]. Pb+PbO3+2H2SO4=2 PbSO4+2H2O. (-)Pb| H2SO4|PbO2(+) Зарядка (-)K Pb+2SO4+2e=Pb+SO4-2. (+)A Pb+2SO4+H2O-2e= PbO2+2H2O]. Pb+PbO3+2H2SO4=2 PbSO4+4H++O2. 2PbSO4+2H2O=Pb+PbO2 Качество Акк можно оценить по концентрации H2SO4! При зарядке выделяется H2 [2H++2e= H2 2H2O-4e=O2+4H+] H2 соед-ся с O2 и получается гремучая смесь!