Похоже на лекции в ворде

1.Закон сохранения массы (Ломоносов 1760)

В изолированной системе сумма масс и энергий постоянна. Эта формулировка учитывает, что между массой m и энергией Е сущ. взаимосвязь-уравнение Эйнштейна : где с-скорость света в пустоте(3*10⁸ м/c)

Так как хим.реакции сопровождаются энергетическими эффектами, ТОО в результате их протекания происходит изменение массы. Однако т.к. энергетические эффекты реакций находятся в пределах 10-1000 кДж на единицу количества в-ва, то изменение массы в соответствии с уравнением находится на уровне 10^-8-10^-10г. Такое небольшое изменение массы не учитывается. Уравнение Эйнштейна указывает на взаимосвязь, а не на эквивалентность масс и энергии и не на их превращения друг в друга.

2.Закон постоянства состава (Ж.Л. Пруст, 1801—1808)

Каждое молекулярное химически чистое соединение всегда имеет один и тот же количественный состав независимо от способа его получения.

В 1912-13 Курнаков заявил, что существуют соединения переменного состава – бертоллиды(оксиды, карбиды, нитриды, фосфиды и т.д.).Например, в зависимости от способа получения состав оксида титана может изменяться от TiO_0,6 до TiO_1,25.Соединения постоянного состава – дальтониды.

3.Закон Авогадро(1811)

К основному газовому закону относится уравнение состояния газа (ур-ние Менделеева-Клапейрона): n-число молей газа, R-универсальная газовая постоянная 8,314 Дж/(К*моль). Газ, который подчиняется этому закону, называется идеальным газом.

Закон Авогадро: в равных объемах всех газов при одинаковых давлении и температуре содержится одинаковое число молекул. В одном моле содержится 6,022*10²³ молекул. При н.у. моль газа занимает объем 22,4 л.

4.Закон Дальтона(1803)

Если два элемента образуют между собой несколько различных соединений, то на одну и ту же массу одного из них приходятся такие массы др, которые относятся между собой как простые целые числа. Пример: С:О=>СО₂ и СО равны 12:32 и 12:16 сл. массовое отношение углерода 2:1.

5.Закон эквивалентов.

Молярность – число молей в одном литре р-ра.

Моляльность - число моль в 1000 г растворителя.

Нормальность – число г/экв в 1 л р-ра.

Титр – число г в-ва в 1 мл.

% - число г в-ва в 100 г р-ра.

Все в-ва реагируют в эквивалентных отношениях. Эквивалент – реальная или условная частица в-ва, которая может замещать, присоединять, высвобождать или быть каким-либо др способом эквивалентна одному иону водорода в кислотно-основных или ионообменных реакциях или одному электрону в окисл.-вост реакциях.

Закон эквивалентов: моль эквивалентов одного вещества реагирует с одним молем эквивалентов другого в-ва, или массы участвующих в р-ции в-в пропорциональны молярным массам их эквивалентов.

n-валентность,A-атомн.масса

Электрохимия – отдел физической химии, изучающий химические процессы, которые вызываются действием электрического тока, а также электрические явления, которые вызываются химическими процессами.

Электро́дный потенциа́л — разность электрических потенциалов между электродом и находящимся с ним в контакте электролитом (чаще всего между металлом ираствором электролита).

Возникновение электродного потенциала .Рассмотрим процессы, протекающие при погружении металла в раствор собственных ионов: . В результате взаимодействия происходит окисление металла и его гидратированные ионы переходят в раствор, оставляя в металле электроны, заряд которых не скомпенсирован положительно заряженными ионами в металле: . Металл становится заряженным отрицательно, а раствор – положительно. Положительно заряженные ионы из раствора притягиваются к отрицательно заряженной поверхности металла. На границе металл – раствор возникает двойной электрический слой. Между металлом и раствором возникает разность потенциалов, которая называется электродным потенциалом. По мере перехода ионов в раствор растет отрицательный заряд поверхности металла и положительный заряд раствора, что препятствует окислению металла. Наряду с этой р-цией протекает обратная р-ция – восстановление ионов металла до атомов: . С увеличением скачка потенциала между электродом и раствором скорость прямой р-ции падает, а обратной р-ции растет.

Значение электродного потенциала зависит от трех факторов: 1) от природы материала электрода, 2) от состава соприкасающегося с электродом раствора, в частности от концентрации ионов, образующихся при взаимодействии электрода с раствором, и 3) от температуры. 

Значение электродного потенциала зависит от концентрации в растворе ионов, определяющих потенциал, и от температуры раствора.
Зависимость температуры. Значение электродных потенциалов мало меняется с ростом плотности тока и по мере износа анодов. Из остальных составляющих энергетического баланса наибольшее значение имеют потери напряжения в электролите, диафрагме и анодах.

 Потенциал электрода будет отрицательным, если катионов металла перейдет в раствор больше, чем за это же время их восстановится. Если же процесс восстановления превалирует над процессом окисления, то потенциал будет положительным. Потенциал активных металлов, погруженных в раство­ры, содержащие катионы тех же металлов, отрицателен. Ме­таллы, стоящие в ряду активности правее водорода, имеют положительное значение потенциала. Последовательность рас­положения металлов в ряду активности как раз и определя­ется величиной их металлов в ряду активности как раз и определя­ется величиной их электродных потенциалов. Чем легче окис­ляется металл, тем отрицательнее его электродный потенци­ал, тем большую электродвижущую силу (э.д.с.) будет иметь гальванический элемент, составленный из электрода данного металла и второго электрода с известным значением потенциала (электрода сравнения). Поэтому ряд активности металлов правильнее называть рядом напряжений.

В связи с тем, что потенциал электрода зависит еще от температуры и от концентрации окислителя-восстановителя в растворе, было введено понятие о стандартных электродных потенциалах (о потенциалах, измеренных при равных условиях). Это позволяет сравнивать окислительно-восстановительную способность различных веществ.

Классификация электродов:

1)электроды первого рода – Ме, опущенный в р-р своей соли. Зависит от концентрации ионов, температуры и природы р-ра.

Zn/ZnSo₄

2)электроды второго рода-Me, покрытый слоем труднорастворимой соли того же металла.

Ag/AgCl/Cl e+AgCl

3)газовые электроды – водородный электрод и кислородный электрод

4)водный электрод представляет собой пластину.

Электрохимический ряд напряжений, последовательность расположения электродов в порядке возрастания их стандартных электродных потенциалов.

Электрохимический ряд напряжений позволяет судить о термодинамической возможности протекания тех или иныхэлектродных процессов. Металл с более отрицательным потенциалом может вытеснять металл с менее отрицательным потенциалом из растворов его солей, растворяясь при этом. Металлы, имеющие отрицательныйстандартный потенциал по сравнению с водородным электродом (так называемые электроотрицательные металлы), в растворах с не слишком большой термодинамической активностью ионов металла имеют более отрицательный потенциал, чем водородный электрод в сильнокислых растворах. Поэтому при замыкании такого электрода с водородным между ними протекает ток, металл растворяется, а на водородном электроде выделяется водород. 

Электроотрицательные металлы термодинамически неустойчивы в водных растворах (их наз. неблагородными металлами) и осаждаются на катоде при более отрицательном потенциале, чем потенциал выделения Н2.

Металлы, потенциал которых менее положительный, чем у кислородного электрода, термодинамически неустойчивы в контакте с О2 (или воздухом) и водой. Поэтому электрохимический ряд напряжений служит для ориентировочных оценок скорости электрохимической коррозии в водных растворах при обычных температурах, а также для выбора безопасных контактных пар (гальванических пар) разнородных металлов. Если металл электроотрицательнее, чем Н2, то может идти активный коррозионный процесс. 

Гальвани́ческий элеме́нт — химический источник электрического тока, названный в честь Луиджи Гальвани. Принцип действия гальванического элемента основан на взаимодействии двух металлов через электролит, приводящем к возникновению в замкнутой цепи электрического тока.

Реакции на катоде и на аноде:

на катоде:

от Li до Al

2 или

от Al до H:

от H до Au

на аноде:

Аноды бывают растворимые и нерастворимые :

Растворимые аноды:

1. Ni-2e

2H₂O-4e O₂+4OH^-

Инертный анод(нерастворимый анод)

Cl^-,I^-,S^- на аноде выделяются они

-выделяется О₂

ЭДС гальванического элемента равна разности электродных потенциалов составляющих его электродов. В соответствии с принятой формой записи гальванического элемента его ЭДС равна электродному потенциалу правого электрода (окислителя) минус электродный потенциал левого электрода (восстановителя). 

Электролизом называются процессы, происходящие на электродах под ействием электрического тока, подаваемого от внешнего источника. При электролизе происходит превращение электрической энергии в химическую. Ячейка для электролиза, называемая электролизером, состоит из двух электродов и электролита. Электрод, на котором идет реакция восстановления (катод), у электролизера подключен к отрицательному полюсу внешнего источника тока. Электрод, на котором протекает реакция окисления (анод), подключен к положительному полюсу источника тока.

Электролиз расплава хлорида натрия:

NaCl   Na⁺ + Cl^–;

катод (–) (Na⁺): Na⁺ + е = Na⁰,

анод (–) (Cl^–): Cl^– – е = Cl⁰, 2Cl⁰ = Cl₂;