Сборник основных формул по химии для ВУЗов | страница 12
PbSO>4(тв) + 2ē → Рb(тв) + SO>4>2-
PbSO>4(тв) + 2H>2O → РbO>2(тв) + 4H>+ + SO>4>2- + 2ē
При разряде аккумулятора на электродах идут процессы:
РЬ(тв) + SO>4>2- → PbSO>4(тв) + 2ē
РbO>2(тв) + 4H>+ + SO>4>2- + 2ē → PbSO>4(тв) + 2Н>2O
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 = m>в-ва/m>р-раили w = m>в-вa/(V × ρ), так как m>р-ра = V>p-pa × ρ>р-ра.
Молярная концентрация сравна 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) с>эравна отношению числа эквивалентов растворенного вещества к объему раствора: с>э = n(моль экв.)/V(л) или с>э = m/(М>э × 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 (с>дисс) к общей концентрации растворенных молекул (с>об): α = с>дисс/с>об.
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: HNO>3, HCl, H>2SO>4, HI, HBr, HClO>4 и другие.
Слабые электролиты (для них α << 1) – Н>2O, NH>4OH, малорастворимые основания и соли и многие кислоты: HF, H>2SO>3, H>2CO>3, H>2S, CH>3COOH 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:
CaCO>3↓ + 2HCl = CaCl>2 + Н>2O + CO>2↑
CaCO>3↓ + 2H>+ + 2Cl¯ = Са>2+ + 2Cl¯ + Н>2O + CO>2↑
CaCO>3↓ + 2Н>+ = Са>2+ + Н>2O + CO>2↑
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
Применим закон действия масс к равновесию между ионами и молекулами в растворе слабого электролита, например уксусной кислоты:
CH>3COOH ↔ CH>3COО¯ + Н>+
Константы равновесия реакций диссоциации называются константами диссоциации. Константы диссоциации характеризуют диссоциацию слабых электролитов: чем меньше константа, тем меньше диссоциирует слабый электролит, тем он слабее.
