Сборник основных формул по химии для ВУЗов. М. А. Рябов

Сборник основных формул по химии для ВУЗов - М. А. Рябов


Скачать книгу
равных 1 моль/л, то Е0ок и Е0восст вычисляются по уравнению Нернста, а затем вычисляется э.д.с. соответствующего гальванического элемента.

      Сухой элемент состоит их цинкового корпуса, пасты NH4Cl с крахмалом или мукой, смеси MnO2 с графитом и графитового электрода. В ходе его работы идет реакция: Zn + 2NH4Cl + 2MnO2 = [Zn(NH3)2]Cl + 2MnOOH.

      Схема элемента: (-)Zn | NH4Cl | MnO2, C(+). Э.д.с. элемента – 1,5 В.

      Аккумуляторы. Свинцовый аккумулятор представляет собой две свинцовые пластины, погруженные в 30%-ный раствор серной кислоты и покрытые слоем нерастворимого PbSO4. При заряде аккумулятора на электродах идут процессы:

      PbSO4(тв) + 2ē → Рb(тв) + SO42-

      PbSO4(тв) + 2H2O → РbO2(тв) + 4H+ + SO42- + 2ē

      При разряде аккумулятора на электродах идут процессы:

      РЬ(тв) + SO42- → PbSO4(тв) + 2ē

      РbO2(тв) + 4H+ + SO42- + 2ē → PbSO4(тв) + 2Н2O

      Суммарную реакцию можно записать в виде:

      Для работы аккумулятор нуждается в регулярной зарядке и контроле концентрации серной кислоты, которая может несколько уменьшаться при работе аккумулятора.

      6. Растворы

      6.1. Концентрация растворов

      Массовая доля вещества в растворе w равна отношению массы растворенного вещества к массе раствора: w = mв-ва/mр-ра или w = mв-вa/(V × ρ), так как mр-ра = Vp-pa × ρр-ра.

      Молярная концентрация с равна отношению числа молей растворенного вещества к объему раствора: с = n(моль)/V(л) или с = m/(М × V(л)).

      Молярная концентрация эквивалентов (нормальная или эквивалентная концентрация) сэ равна отношению числа эквивалентов растворенного вещества к объему раствора: сэ = n(моль экв.)/V(л) или сэ = m/(Мэ × V(л)).

      6.2. Электролитическая диссоциация

      Электролитическая диссоциация – распад электролита на катионы и анионы под действием полярных молекул растворителя.

      Степень диссоциации α – отношение концентрации диссоциированных молекул (сдисс) к общей концентрации растворенных молекул (соб): α = сдиссоб.

      Электролиты можно разделить на сильные (α ~ 1) и слабые.

      Сильные электролиты (для них α ~ 1) – соли и основания, растворимые в воде, а также некоторые кислоты: HNO3, HCl, H2SO4, HI, HBr, HClO4 и другие.

      Слабые электролиты (для них α << 1) – Н2O, NH4OH, малорастворимые основания и соли и многие кислоты: HF, H2SO3, H2CO3, H2S, CH3COOH и другие.

      Ионные уравнения реакций. В ионных уравнениях реакций сильные электролиты записываются в виде ионов, а слабые электролиты, малорастворимые вещества и газы – в виде молекул. Например:

      CaCO3↓ + 2HCl = CaCl2 + Н2O + CO2

      CaCO3↓ + 2H+ + 2Cl¯ = Са2+ + 2Cl¯ + Н2O + CO2

      CaCO3↓ + 2Н+ = Са2+ + Н2O + CO2

      Реакции между ионами идут в сторону образования вещества, дающего меньше ионов, т. е. в сторону более слабого электролита или менее растворимого вещества.

      6.3. Диссоциация слабых электролитов


Скачать книгу