Chemijos kospekto flashcards
Atomas
Mažiausia cheminio elemento dalelė, turinti visas jo savybes ir esanti vieninių ir sudėtinių medžiagų molekulėse.
Molekulė
Mažiausia vieninių ir sudėtinių medžiagų dalelė, turinti tų medžiagų chemines ir fizikines savybes ir gali savarankiškai egzistuoti.
Cheminis elementas
Atomų, turinčių vienodą branduolio krūvį visuma.
Vieninės medžiagos
Medžiagos, sudarytos iš vieno elemento atomų. Kai kurių vieninių medžiagų molekulės yra vienatomės (He,Ar,Hg ir kt.), kitų – dviatomės (H2,O2,F2,Br2 ir kt.) ar poliatomės (O3,S8,P4 ir kt.)
Kai kurie cheminiai elementai sudaro po kelias vienines medžiagas, kurių savybės skirtingos. Šis reiškinys vadinamas alotropija, o tos medžiagos – alotropinėmis atmainomis [PVZ.: deguoniui būdingas dvi alotropinės atmainos: deguonis ir ozonas, o angliai – trys – deimantas, grafitas ir karbinas.]
Sudėtinės medžiagos
Junginiai, sudaryti iš kelių elementų atomų. Jos gali būti dviatomės (CaO,NaCl), triatomės (KOH,CO2)
Santykinė atominė masė
Atomų, molekulių ir kitų elementariųjų dalelių masė yra bevardis skaičius, rodantis, kiek kartų atomo, molekulės ar kitos dalelės masė yra didesnė už 1/12 C izotopo masę.
Absoliučioji masė
Molekulės, atomo ar kitos dalelės masė išreikšta gramais, yra gaunama molinę masę dalijant iš Avogadro skaičiaus.
Molis
Medžiagos kiekis, kuriame yra tiek vienodų dalelių (atomų, molekulių, jonų, radikalų, elektronų ir kt.), kiek jų yra anglies izotopo C 12 g masėje.
Masės tvermės dėsnis
Reaguojančių medžiagų masė lygi susidarančiųjų medžiagų masei.
Energijos tvermės dėsnis
Energija iš niekur neatsiranda ir neišnyksta, bet gali ekvivalentiškai pereiti iš vienos energijos rūšies į kitą.
Junginio sudėties pastovumo dėsnis
Bet kokiu būdu gauti junginiai visuomet yra tos pačios sudėties. [DĖSNIS GALIOJA TIK STECHIOMETRINIAMS JUNGINIAMS SUDARYTIEMS IŠ VIENODŲ, PASTOVIOS ATOMINĖS SUDĖTIES MOLEKULIŲ.]
Kartotinių santykių dėsnis
Kai du elementai tarpusavyje sudaro kelis junginius, tai vieno elemento masės, tenkančios kito elemento tai pačiai masei, santykiai šiuose junginiuose yra nedideli sveikieji skaičiai.
Duju tūrio santykis
Reaguojančiųjų ir reakcijoje susidariusiųjų dujų tūrių santykiai yra nedideli sveikieji skaičiai.
Daltono dėsis
Dujų mišinio slėgis lygus to mišinio dalinių slėgių sumai.
Parcialinis/dalinis slėgis
Mišinyje yra toks slėgis, kurį dujos sudarytų būdamos vienos ir užimdamos mišinio tūrį.
Avogadro dėsnis
Kai temperatūra ir slėgis vienodi, lygiuosi įvairių dujų tūriuose yra vienodas molekulių skaičius.
Dujų ir garų masės nustatymas
1) Tobulųjų dujų būsenos lygtis (Mendelejevo Klapeirono) pv=(m/M)RT
2) Pagal santykinį dujų tūrį : D=M1/M2
3) Pagal tūrį : 1 mol – 22,4 l/mol – 6,0210^23
Ekvivalento molio masė
Kiekis, kuris prisijungia ar pakeičia vieną molį vandenilio jonų arba vieną molį deguonies jonų, arba vieną molį ekvivalentų kito elemento ar junginio, arba vieną molį elektronų. Masė yra lygi jo atomo molio masės (atominės masės) ir valentingumo santykiui: E=A/V
Ekvivalento molio masės skaičiavimo būdai
1) E(rūgštims) =M/(nH+)
2) E(bazėms) = M/(nOH-)
3) E(oksidams ir neutralioms bazėms) = M/(metalo jonų skaičius padaugintas iš metalo OL l)
Ekvivalentų dėsnis
Medžiagos jungiasi ar pakeičia viena kitą masės kiekiais, proporcingais jų ekvivalentams.
Atomo branduolio sudėtis
Atomo branduolį sudaro protonai ( Z 1+), neutronai (N 0) ir aplink jį skriejantys elektronai ( e^- 1-). [A=Z+N] [N=A-Z]
Izotopas
To paties elemento atomas, kurio branduolyje yra vienodas protonų, bet skirtingas neutronų skaičius, o tuo pačiu skiriasi ir atominė masė.
Pirmasis Boro postulatas (stacionarių būsenų postulatas)
Neišspinduliuodamas energijos elektronas apie branduolį gali judėti ne bet kokiomis orbitomis, o tik tomis, kuriose judančių elektronų impulso momentas mₑvr yra dydžio h/2π kartotinis: mₑvr = n(h/2π), n=1,2,3(sveikieji skaičiai).. m – elektrono masė, v – elektrono greitis, h – planko konstanta, r – orbitos spindulys.
Antrasis Boro postulatas (dažnių postulatas)
Atomui pereinant iš vienos stacionarios būsenos į kitą spinduliuojamas arba absorbuojamas vienas fotonas (šviesos kvantas), kurio energija lygi abiejų stacionarių būsenų energijos skirtumui. (Elektronui pereinant iš tolimesnės nuo branduolio orbitos į artimesnę, kurioje elektrono judėjimo energija yra mažesnė, visada išsiskiria energija.)
Dvilypė elektrono prigimtis
Šiuolaikinė atomo sandara remiasi kvantų ir bangų mechanikos dėsniais, todėl, kad elektronui yra būdinga dviguba prigimtis:
1) Dalelės savybės
2) Bangos savybės
Kaip dalelė elektronas turi masę ir juda dideliu greičiu, o kaip banga pasireiškia tuo, kad elektronas juda visame atome ir gali atsirasti bet kurioje atomo erdvės vietoje.
Keturi kvantiniai skaičiai
Pagrindinis kvantinis skaičius (n) – jis nusako energijos lygmenį t.y atstumą nuo branduolio. Nesužadintuose atomuose yra septyni elektronų sluoksniai. Jie žymimi raidėmis K, L, M, N, O, P, Q
Orbitinis –šalutinis kvantinis skaičius (l) – nusako energijos polygmenius, kurie sudaro energijos lygmenį. Vertė gali kisti nuo 0 iki n-1.
Magnetinis kvantinis skaičius (mᵢ) – nusako orbitalės orientaciją erdvėje.
Sukinio – spino kvantinis skaičius (mₛ) – skriedamas apie branduolį elektronas tuo pat metu sukasi apie savo ašį. Vertės : ½ arba – ½ .
Mažiausias energijos principas
Elektronai pirmiausia užpildo tuos posluoksnius, kurių energija yra mažiausia, t.y. tuos, kuriuose elektronų ryšys su branduoliu yra stipriausias.
Pauli draudimo principai
Atome negali būti dviejų elektronų, kurių visų keturių kvantinių skaičių vertės būtų vienodos, t.y. atome elektronai privalo skirtis vienas nuo kito bent vieno kvantinio skaičiaus verte. [Vienoje orbitalėje negali būti daugiau kaip du elektronai ir jeigu vienoje orbitalėje yra du elektronai, jų sukiniai yra priešingi]
Hundo taisyklė
Vienodos energijos orbitalės užpildomos elektronais taip, kad būtų kuo daugiau nesuporintų elektronų.
Jonų elektroninės formulės
Jos yra užrašomos šitaip: [ Na 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹ arba galima parašyti šitaip [Ne] 3s¹ ]
Normali atomo būsena
Elementas normalioje būsenoje yra tada, kai elektronai yra užpildę arčiausiai branduolio esančias ir mažiausią energiją turinčias orbitales. Normalioje būsenoje atome yra mažai nesuporintų elektronų, todėl jo valentingumas yra minimalus.
Sužadinta atomo būsena
Atomui sužadinti yra suteikiama išorės energija šviesos ar šilumos pavidalu, todėl energiją sugėrę suporinti elektronai gali išsiporinti ir vienas iš jų peršokti į to paties sluoksnio aukštesnio posluoksnio tuščią orbitalę. Sužadintoje būsenoje yra daug nesuporintų elektronų, todėl jo valentingumas yra didelis.
Valentingumas
Atomo savybė sudaryti tam tikrą cheminių ryšių skaičių.
Periodinis dėsnis
Elementų vieninių medžiagų ir junginių savybės periodiškai priklauso nuo atominės masės.
Periodinės elementų sistemos apibūdinimas
Tai periodiški elementų savybių pokyčiai. Elementų cheminės savybės priklauso nuo jų atomų elektroninio apvalkalo. Taip pat atomo savybės yra apibūdinamos atomo spindulio dydžiu, kuris priklauso tiek nuo to kelintam periode yra elementas, tiek ir nuo grupės numerio. Periode didėjant elemento eilės Nr. atomų spinduliai mažėja, o grupėse spinduliai didėja iš viršaus žemyn. PEL periodiškai kartojasi : elementai su tokiu pat išorinių elektronų sk., perioduose deriodiškai (periodiškai kartojasi) metalai – pusmetaliai – nemetalai – inertinės dujos. PEL nuosekliai didėja branduolio krūvis, protonų skaičius, grupėse ꜜMetalų savybės nuosekliai stiprėja, o ꜛ Nemetalų savybės nuosekliai stiprėja.
Jonizacijos energija
Energijos kiekis, kuris sunaudojamas atitraukiant ar atplėšiant elektroną, nuo nesužadinto atomo arba teigiamojo jono.(Perioduose iš kairės į dešinę, jonizacijos energija didėja ir grupėse iš apačios į viršų didėja)
Elektroninio gimingumo energija
Energijos kiekis, kuris išsiskiria, kai atomas arba teigiamasis jonas prisijungia elektroną. Kuo didesnis elektroninis giminingumas, tuo lengviau atomas virsta neigiamu jonu. (Perioduose iš kairės į dešinę, elektrinis giminingumas didėja, o grupėse iš apačios į viršų.)
Metališkųjų savybių periodiškumas
Periodų pradžioje ir viduryje esantys s, d, f elementai ir keletas p elementų sąveikaudami su kitais elementais netenka valentinių elektronų ir tampa teigiamais jonais, todėl pasireiškia redukcinės savybės būdingos metalams.[Metališkosios savybės grupėse stiprėja iš viršaus į apačią, o perioduose iš dešinės į kairę, todėl pačias stipriausias redukcines savybes turi Francis.] Elementų metališkasias savybes nulemia dideli atomų spinduliai, mažas elektronų skaičius išoriniame sluoksnyje, mažas jonizacijos ir el. giminingumo energijos, taip pat mažas el. neigiamumas.
Nemetališkųjų savybių periodiškumas
Periodų pabaigoje esantys p elementai linkę prisijungti elektronus ir virsti neigiamais jonais. Pasireiškia oksidacinės savybės elementų savybės būdingos nemetalams.[Nemetališkosios savybės grupėse stiprėja iš apačios į viršų, o perioduose iš kairės į dešinę, todėl stipriausias oksidacines savybes turi Fluoras.] Nemetališkąsias savybes nulemia nedideli atomų spinduliai, didelis elektronų skaičius išoriniame sluoksnyje, didelė jonizacijos ir el. giminingumo energija, taip pat didelis el. neigiamumas.
Kovalentinis ryšys
Kovalentiniu ryšiu jungiasi to paties elemento atomai arba panašių savybių elementų atomai, todėl šis ryšys dar vadinimas homopoliniu. Į molekulę besijungiančių atomų valentingumas priklauso nuo nesuporintų elektronų skaičiaus, nes kiekvienas elektronas gali sudaryti vieną jungtį su nesuporintu kito atomo elektronu. Susidariusios naujos elektronų poros priklauso abiem besijungiantiems atomams, todėl tie atomai įgyja inertinių dujų elektroninę konfigūraciją.
Sigma ryšys
Toks ryšys, kurio cheminio ryšio kryptis sutampa su elektronų orbitalių simetrijų ašimis.
Pi ryšys
Toks ryšys, kurio cheminio ryšio kryptis nesutampa su elektronų orbitalių simetrijų ašimis.
Hibridizacija
Naujo tipo orbitalių susidarymas iš kelių skirtingų orbitalių.
Sp hibridizacija
Iš vienos s orbitalės ir vienos p orbitalės susidaro dvi vienodos orbitalės, molekulė forma – linijinė.
Sp2 hibridizacija
Iš vienos s orbitalės ir dviejų p orbitalių susidaro trys vienodos orbitalės, molekulės forma – plokščioji piramidė.
Sp3 hibridizacija
Iš vienos s orbitalės ir trijų p orbitalių susidaro keturios vienodos orbitalės, molekulės forma – erdvinė tetraedrinė.
Molekulių struktūra
Jeigu orbitalių, kuriuose yra nesuporinti elektronai, energijos panašios, bet skiriasi orbitalių forma, tai tą orbitalių forma ir energija supanašėja, t.y jos hibridizuojasi. Hibridinės orbitalės savo forma ir savybėmis yra panašios į tas iš kurių jos sudarytos. Hibridinių orbitalių susideda tiek, kiek orbitalių hibridizuojasi. Sudarydamos ryšius hibridines orbitalės persidengia nei įprastos.
Kovalentinis nepolinis ryšys
Tai toks ryšys, kurio metu susidarant molekulei, atomo debesys jungiantys branduolius į molekulę išsidėsto simetriškai abiejų branduolių atžvilgiu. Susidaro tarp dviejų vienodų nemetalų, kadangi jų el. neigiamumas ir atomo spinduliai yra vienodi. (O2,CO,N2)
Kovalentinis polinis ryšys
Tai toks ryšys, kai besijungiančių molekulių atomų el. neigiamumas ir spinduliai skirtingi, todėl elektroniniai debesys pasislenka didesnio elektrinio neigiamumo atomo link. Įvyksta molekulės poliarizacija. (H2O, HF, N2O5)
Dipolio ilgis
Kadangi teigiamieji ir neigiamieji poliai molekulėje nesutampa, jie yra nutolę vienas nuo kito tam tikru atstumu, kuris vadinamas dipolio ilgiu.
Dipolio momentas
Jis apibūdina molekulių poliškumą, kuris lygus dipolio ilgio ir dalinio krūvio sandaugai. (skaičiavimo vienetas Debajus)
Joninis ryšys
Tai ryšys, kuris susidaro tarp labai skirtingų cheminių savybių elementų atomų, kurie turi didelį elektrinį neigiamumo skirtumą. Didelio el. neigiamumo atomas traukia prie savo branduolio kito atomo valentinių elektronų debesis, todėl atomai virsta jonais. Joninėje medžiagoje atomų nėra. Sąlyginę joninės medžiagos struktūrinę dalelę galima vadinti formuliniu vienetu (Formulinis vientetas – cheminę formulę atitinkanti reali arba sąlyginė medžiagos dalelė.) Joninis ryšys yra tvirtas, juo sujungti atomai n.s dažniausiai yra kietos, kristalinės medžiagos. Joninių medž. kristalai nėra atskiros molekulės, tai yra tam tikras skaičius teigiamų ir neigiamų jonų ir tas skaičius, kas ką supa priklauso nuo jonų spindulio santykio. Joninių medžiagų lydalai ir tirpalai poliniuose tirpikliuose yra visiškai suskilę į jonus, todėl puikiai praleidžia elektros srovę.
Koordinacinis ryšys(donorinis-akceptorinis ryšys)
Tai ryšys, kuris susidaro, kai donoras duoda ryšiui elektronų porą, o akceptorius - tuščią orbitalę. Dėka šio ryšio elementai gali sudaryti ryšių skaičių viršijantį jų valentingumą.
Kompleksodarius
Elementas duodantis ryšiui sudaryti laisvas orbitales, kurios susidarant ryšiui supanašėja (hibridizuojasi).
Ligandas
Elektronų porą ryšiui susidaryti duodantis donoras.
Koordinacinis skaičius
Didžiausias skaičius ligandų supantis kompleksodarį.
Kompleksinių junginių tipai
Katijoninis tipas
Anijoninis tipas
Neutralusis tipas
Katijoninio tipo kompleksiniai junginiai
PVZ [Cu(NH₃ )₄] SO₄ , išorinė dalis yra gale junginio. Pavadinimas sudaromas – pirmiausia pavadinamos neutralios dalelės ir jų skaičius abėcėlės tvarka (šiuo atveju (NH3)4), vėliau anijonai kartu su jų oksidacijos laipsniu (šiuo atveju Cu), o galiausiai išorinėje dalyje esanti susidarančios druskos liekana, todėl šio junginio pav. : tetraamoniovario(II)sulfatas.
Anijoninio tipo kompleksiniai junginiai
PVZ K₄[Fe(CN)₆] , išorinė dalis yra priekyje. Pavadinimas sudaromas – pirmiausia įvardijama išorinėje sferoje esantis katijonas, tada anijonai ir jų skaičius ir neutralios dalelės abėcėlės tvarka, todėl šio junginio pav. : tetrakalioheksacianoferatas(II).
Neutraliojo tipo kompleksiniai junginiai
PVZ [Pt(NH₃)(H₂O)Cl₂Br₂], neturi išorinės sferos. Pavadinimas sudaromas lygiai taip pat kaip katijoninio tipo junginių, todėl šio junginio pav. : akvaaminodibromodicloroplatina(IV).
:=D
Vandenilnis ryšys
Šis ryšys susidaro, kai vandenilio atomas yra susijęs su didesnio elektrinio neigiamumo atomais (dažniausiai halogenais), tai tie didesnį el. neigiamumą turintys atomai traukia prie savęs vienintelį H elektroną, kurio netekęs H tampa lyg protonu. Protonizuotas vandenilis molekulei suteikią teigiamąjį polį, kuris traukia prie savęs kitos molekulės neigiamąjį polį. Vandenilio netekęs elektronas turi laisvą orbitalę ir elgiasi kaip akceptorius, o didesnio el. neigiamumo atomas – kaip elektronų donoras. Vandenilinis ryšys yra gerokai silpnesnis nei joninis ar kovalentinis ryšys.
Tarpmolekulinė sąveika
Tarp elektriškai neutralių medžiagų gali atsirasti tarpmolekulinė sąveikia nuo kurios prikluso medžiagos agregatinė būsena ir kitos savybės. Tarp medžiagos molekulių atsiranda traukos ir stūmos jėgos, kai atstumas tarp molekulių yra didesnis už molekulių matmenis, tarp molekulių vyrauja traukos jėgos, kai mažesnės stūmos jėgos. Esant tam tikram atstumui tarp molekulių, abiejų rūšių jėgos būna pusiausvyroje ir tada sistemos energija yra mažiausia (patvari būsena).
Pagal traukos jėgas, molekulių sąveikia skirstoma į :
Orientacinė
Elektrostatinė
Indukcinė
Dispersinė (dažiausiai pasitaikanti)
Metališkasis ryšys
Tai yra daugiacentris cheminis ryšys, susijęs su atomų išorinio elektronų judėjimo iš vienos orbitalės į kitą, kuri apjungia visus metalo kristalo atomus. Metalų valentinėse orbitalėse yra palyginus nedaug elektronų ir daug tuščių orbitalių, kurios tarpusavyje susinėrusios sudaro daugiacentres atomines orbitales apimančias visą metalo kristalą, todėl elektronai yra bendri visiems metalo atomams ir laisvai migruoja visame metalo tūryje. Šis ryšys yra būdingas tik (k) ir (s) būsenos metalams. Grynai metališkasis ryšys būdingas šarminiams ir šarminiams žemių metalams. Metališkasis ryšys yra nekryptingas, nelokalizuotas, neįsotintas, todėl dėl šios priežasties lenkiami, gniuždomi, tempiami metalai nepraranda savo formos.
Vieninės medžiagos :
Metalai – Mg,Ca,K,Li
Nemetalai – S,P,O,C
Pereinamieji elementai – Cu,Zn,Fe,Co
Sudėtinės medžiagos:
Oksidai – CaO,CO₂, SO₃, N₂O₅ Bazės – Ca(OH)₂ ,Na(OH) Rūgštys - H₂SO₄, HNO₃, HCl Druskos - CaSO₄, NaCl, MgBr₂ Hidridai – NaH, CaH₂
Oksidų gavimo būdai
Degant sudėtinėms medžiagoms:
CH₄+ 2O₂ → CO₂+ 2H₂O
As₂S₃+4,5O₂→ As₂O₃ + 3SO₂
Elementams tiesiogiai reaguojant su deguonimi :
S + O₂→ SO₂
Dehidratuojant rūgštis :
4HNO₃→2N₂O₅ + (HPO₃ )₄ (virš rodyklės P₄O₁₀)
Dehidratuojant bazes :
Ca(OH)₂ → H₂O + CaO (virš rodyklės t)
Termiškai skaidant karbonatus ir nitratus :
MgCO₃ → CO₂ + MgO (virš rodyklės t)
Ba(NO₃ )₂ →2NO₂+0,5O₂+BaO (virš rodyklės t)
Bazinių oksidų savybės:
Reaguoja su rūgštimis (susidaro druska ir vanduo)
Reaguoja su rūgštiniais oksidais (susidaro netirpios druskos)
Reaguoja su vandeniu (IA ir IIA grupių metalų oksidai) (susidaro šarmai)
Rūgštinių oksidų savybės
Reaguoja su šarmais (susidaro druska ir vanduo)
Reaguoja su vandeniu (susidaro rūgštys, grįžtamoji reakcija)
Reaguoja su baziniais (susidaro netirpios druskos)
Bazių gavimo būdai
Kambario temperatūroje reaguojant IA ir IIA grupių metalams su vandeniu :
2Na+2H₂O→ 2NaOH+ H₂
Silpnus bazių druskų vandeninius tirpalus veikiant šarmais, kai susidaro netirpi bazė:
CuSO₄ + 2NaOH → 2Cu(OH)₂ (k)+CaCO₃
Silpnus bazių druskų vandeninius tirpalus veikiant šarmais, kai susidaro netirpi druska:
Na₂CO₃ + Ca(OH)₂ → 2NaOH + CaCO₃ (k)
Šarmų savybės
Reaguoja su rūgštimis (susidaro druska ir vanduo)
Reaguoja su rūgštiniais oksidais (susidaro druska ir vanduo)
Reaguoja su tirpiomis druskomis jeigu susidaro nors vienas netirpus produktas (susidaro druska ir hidroksidas)
Reaguoja su amfoteriniais metalais (Al, Zn)
Netirpių hidroksidų savybės
Reaguoja su rūgštimis (susidaro druska ir vanduo)
Skyla (susidaro vanduo ir oksidas)
Rūgščių gavimo būdai
Tiesioginės sintezės būdu (gaunamos bedeguoninės rūgštys) :
Cl₂+ H₂ → 2HCl
S+ H₂ → H₂S
Vandenyje tirpinant rūgštinius oksidus :
SO₃ + 2H₂O → H₂SO₃
P₄O₁₀ + 6H₂O → 4H₃PO₄
Veikiant druskas stipriosiomis rūgštimis, kai išstumiamos silpnosios rūgštys : CH₃COONa + HCl → CH₃COOH + NaCl
Druskų savybės
Druskų tirpalai reaguoja su druskų tirpalais, kai po reakcijos susidaro nuosėdos (susidaro bent viena netirpi druska)
Druskų tirpalai reaguoja su šarmais, kai po reakcijos susidaro nuosėdos (susidaro bent vienas netirpus produktas)
Druskų tirpalai reaguoja su rūgštimis, kai po reakcijos susidaro nuosėdos arba dujos
Druskų tirpalai reaguoja su metalais (reakcija vyksta, kai metalas yra aktyvesnis už metalo joną, o susidaro metalas ir druska)
Netirpūs karbonatai ir vandenilio karbonatai skyla kaitinami (išsiskiria CO2 dujos ir susidaro bazinis oksidas)
Aktyvacijos energija
Mažiausia kinetinė energija, kurią turi turėti molekulės, kad įvyktų cheminė reakcija.
Homogeninė reakcija
Vienalytė reakcija, kuri vyksta tarp tos pačios agregatinės būsenos medžiagų (PVZ:. tarp dujų, tarp skysčių)
Heterogeninė reakcija
Reakcija, kuri vyksta tarp skirtingų agregatinių būsenų medžiagų (PVZ:. tarp dujų ir skysčių, tarp dujų ir kietos medžiagos, tarp skysčio ir kietos medžiagos)
Homogeninių reakcijų greitis
Homogeninių reakcijų greitis priklauso nuo reaguojančiųjų dalelių susidūrimų skaičiaus tūrio vienete, per laiko vienetą. Kuo didesnė koncentracija, tuo daugiau dalelių tūrio vienete, tuo dažniau jos susiduria.
v(vid)=±(∆c/∆t)
Heterogeninių reakcijos greitis
Reiškiamas reaguojančiųjų medžiagų koncentracijos pokyčių fazių sąlyčio ploto vienete per laiką.
v=±(∆c/(S∙∆t))
Veikiančių masių dėsnis
Cheminės reakcijos greitis pastovioje temperatūroje yra tiesiogiai proporcingas reaguojančiųjų medžiagų koncentracijų sandaugai.
Van‘t Hofo taisyklė
Padidinus temperatūrą 10℃ (arba 10K) homogeninės reakcijos greitis (t.y reakcijos greičio konstanta), padidėja nuo 2 iki 4 kartų.
v2/v1 =(k2∙[A]∙[B])/(k1∙[A]∙[B])
v2/v1 =k2/v1 =γ^((t2-t1)/10)
[Reakcija - A+B→produktai , o greitis - v=k∙C(A)∙C(B), v=k∙[A]∙[B] ]
Grįžtamoji reakcija
Tai tokios reakcijos, kurių metu pradinės medžiagos nesureaguoja iki galo, nes pasigaminę produktai reaguoja tarpusavyje sudarydami pradines medžiagas. H₂+I₂↔2HI
Negrįžtamoji reakcija
Tai tokios reakcijos, kurios vyksta tik viena kryptimi iki galo kol susidaro produktai (silpni elektrolitai, dujos, nuosėdos ar kompleksiniai junginiai), o pradinės medžiagos pilnai sureaguoja.
KOH + HCl → KCl + H₂O
Cheminė pusiausvyra
Tai tokia būsena, kai atgalinės ir tiesioginės reakcijų greičiai suvienodėja. Kiekviena reakcija savaime vyksta ta kryptimi, kuria sistema artėja prie pusiausvyros. Cheminė pusiausvyra yra dinaminė, t.y procesas nesustoja, tik suvienodėja tiesioginės ir atgalinės reakcijų greičiai.
Pusiausvyros konstanta
Skaičius nusakantis ar pusiausvyra pasislinkusi tiesioginės ar atgalinės reakcijos kryptimi. (Jei k>1, tai pusiausvyra pasislinkusi tiesioginės reakcijos kryptimi, o jeigu k<1, tai pusiausvyra pasislinkusi atgalinės reakcijos kryptimi.)
Le-Šatelje principas
Kaip nors paveikta nusistovėjusi cheminė pusiausvyra visada persitvarko taip, kad sumažintų išorinių veiksnių poveikį.
Koncentracijos įtaka cheminei pusiausvyrai
Pusiausvyrą galima išardyti keičiant reagentų ir produktų koncentracijas.
Padidinant reaguojančioje sistemoje produkto kiekį, pusiausvyra pasislenka į reagentų susidarymo pusę, o padidinant reaguojančioje sistemoje reagentų koncentraciją, pusiausvyra pasislenka į produktų susidarymo pusę. Pusiausvyrą išardyti taip pat galima ir mažinant koncentracijas tiek produktų, tiek reagentų.
Slėgio įtaka cheminei pusiausvyrai
Didinant slėgį, pusiausvyra pasislenka į dujų tūrio sumažėjimo pusę, o mažinant slėgį, pusiausvyra pasislenka į dujų tūrio padidėjimo pusę.
Temperatūros įtaka cheminei pusiausvyrai
Didinant temperatūrą, pusiausvyra pasislenka į endoterminės reakcijos pusę (∆H+), o mažinant temperatūrą, pusiausvyrą pasislenka į egzoterminės reakcijos pusę (∆H-).
Tirpumas
Tai medžiagos savybė ištirpti tam tikrame tirpiklyje. Tirpumas reiškiamas medžiagos mase (g), kuri ištirpinta 100g tirpiklio.
Energetiniai tirpumo reiškiniai
Vienoms medžiagoms tirpstant išsiskiria šiluma (PVZ:. koncentruotos H2SO4 tirpimas vandeny), o kitoms tirpstant ji suvartojama (PVZ:. NaNO2 tirpimas vandenyje), todėl tirpstant medžiagoms vyksta endoterminiai ir egzoterminiai procesai.
Faktoriai, nuo kurių priklauso kietų ir dujinių medžiagų tirpumas
Dujų : dujų tirpumas skystyje ar kitoje medžiagoje yra susijęs su adsorbcija. Dujų molekulės nuolat juda ir priartėjusios prie tirpiklio paviršiaus yra pritraukiamos.
Dujų tirpumas skysčiuose didėja mažėjant temperatūrai ir didėjant slėgiui.
Kietųjų medžiagų : tirpstant kietai medžiagai, tirpiklio molekulės skverbiasi (dėl difuzijos) į kristalinę gardelę silpnindamos ryšį tarp dalelių, tos dalelės pereina į tirpalą (t.y tirpsta).
Daugumos kietųjų medžiagų tirpumas skysčiuose didėja, didėjant temperatūrai.
Tirpalai
Tirpalais vadinamos homogeninės sistemos, sudarytos iš dviejų ar daugiau komponentų. Tirpalą sudaro tirpiklis - medžiaga, kurioje tirpinama ir tirpinys - ištirpusi medžiaga ar kelios medžiagos.
Tirpalų kvalifikacija pagal agregatinę būseną :
Kietieji (vandenilio tirpalas platinoje ar nikelyje)
Skystieji (dujų, skysčių, kietų medžiagų tirpalai skystyje).
Dujiniai (oras)
Tirpalų kvalifikacija pagal tirpinio dalelių dydį :
Tikrieji (dalelės yra molekulės, jonai, atomai)
Suspensijos (susideda iš kietojo kūno dalelių pasiskirsčiusių skystyje)
Emulsijos (tai skysčio lašeliai, pasklidę kitame skystyje)
Koloidiniai (skystieji koloidiniai tirpalai dar vadinami zoliais, o dujiniai aerozoliais)
Tirpalų kvalifikacija pagal ištirpusios medžiagos kiekį :
Praskiestas (jei tirpiklyje medžiagos ištirpę labai mažai, pvz.: 100g vandens yra 0,2g druskos)
Nesotusis (esamomis sąlygomis dar gali ištirpti medžiagos)
Sotusis (esamomis sąlygomis tirpinys daugiau nebetirpsta)
Persotintas (esamomis sąlygomis yra daugiau tirpinio negu sočiajame)
Tirpalų koncentracijos
Tirpalo koncentracija rodo ištirpusios medžiagos kiekį tam tikrame kiekyje tirpiklio.
Svarbiausi tirpalų koncentracijos reiškimo būdai:
Masės procentinė (ištirpusios medžiagos gramai šimte gramų tirpalo)
Molinė (ištirpusios medžiagos moliai viename litre tirpalo)
Molinė ekvivalentų-normalinė (ištirpusios medžiagos ekvivalentų molių skaičius viename litre tirpalo)
Molialinė (ištirpusios medžiagos molių skaičius tūkstantyje gramų tirpiklio)
Titras (ištirpusios medžiagos gramai viename mililitre tirpalo)
Neelektrolitų tirpalai
Tai tokios medžiagos, kurios nei tirpdamos, nei lydomos nesudaro jonų. Prastai praleidžia elektros srovę. Jie turi savybę – tirpalų garų slėgį. Skirtumas tarp gryno tirpiklio garų slėgio p0 ir tirpalo garų slėgio p vadinamas garų slėgio nuosmukiu ir žymimas ∆p. p0-p=∆p
Skysčio molekulės nuolat juda, dalis jų atitrūksta nuo skysčio paviršiaus ir pereina į garų fazę, vėliau tokios molekulės kondensuoja ir priartėjusios prie skysčio paviršiaus grįžta į skystį. Uždarame inde tarp garavimo ir kondensacijos nusistovi pusiausvyra. Esant šiais pusiausvyrai virš skysčio esantys garai vadinami sočiaisiais garais, o jų slėgis į skystį vadinamas sočiųjų garų slėgiu. Garų slėgis priklauso nuo medžiagos lakumo ir sugebėjimo sudaryti solvatus su tirpikliu.
I Raulio dėsnis
Tirpalų garų slėgio sumažėjimas tiesiogiai proporcingas tirpalo koncentracijai :
∆p=p0∙C , C- tirpalo koncentracija, išreikšta ištirpusio medžiagos moline dalimi.
II Raulio dėsnis
Tirpalo virimo temperatūros padidėjimas ir jo stingimo temperatūros sumažėjimas tiesiogiai proporcingi jo molialinei koncentracijai : ∆t=k∙Cm
Vienmolialinės koncentracijos tirpalo virimo temperatūros pakilimas vadinamas tirpalo ebulioskopine konstanta E arba kv, o stingimo temperatūros nuosmukis – krioskopine konstanta K arba k(st*)
Osmosinis slėgis
Skysčio slėgis į pusiau pralaidžią membraną. Tirpalą atskyrus nuo tirpiklio pusiau pralaidžia membrana, kuri praleidžia tik tirpiklio molekules, vyks vienpusis tirpiklio molekulių skverbimasis į tirpalą. Tai vadinama osmosu.
Van‘t Hofo dėsnis
Tirpalo osmosinis slėgis yra lygus slėgiui, kurį, esant pastoviai temperatūrai ištirpinta medžiaga turėtų būdama dujinėje fazėje ir užimdama tūrį, lygų tirpalo tūriui.
pV=nRT
n=m/M
Cm=n/v
p=Cm RT
Elektrolitai
Tai medžiagos, kurios ištirpintos arba išlydytos skyla į jonus : KA↔K^++A^-
Kadangi elektrolitų tirpaluose arba lydaluose yra judrių įelektrintų dalelių – jonų, šios sistemos laidžios elektros srovei.
Elektrolitinė disociacija
Procesas, kurio metu elektrolitai, veikiami polinių tirpiklio molekulių disocijuoja į jonus.
Disociacijos laipsnis
Tai elektrolito polinkis disocijuoti.
α=(disocijavusių molekulių skaičius (koncentracija))/(ištirpusių molekulių skaičius (koncentracija))
α reiškiamas vieneto dalimis arba procentais, neelektrolitų = 0, jeigu išdisocijuoja pusė ištirpusių molekulių α = 0,5 arba 50 %, o jei visa ištirpusi medžiaga disocijuoja, tai α = 1 arba 100% .
Izotoninis koeficientas
Skaičius, rodantis, kiek kartų dalelių skaičius elektrolito tirpale yra didesnis už tą dalelių skaičių, kuris būtų tos pačios koncentracijos neelektrolitų tirpale.
Stiprieji elektrolitai
0,1 N koncentracijos tirpaluose α=30% ir didesnis.
Vidutinio stiprumo elektrolitai
0,1 N koncentracijos tirpaluose α=30%÷3%
Silpnieji elektrolitai
0,1 N koncentracijos tirpaluose α<3%
Osvaldo praskiedimo dėsnis
rodo tarpusavio ryšį tarp svarbiausiųjų dydžių silpnojo elektrolito tirpale.
K=C∙α^2
α=√(K/C)
Disociacijos konstanta
Pusiausvyros konstanta, kuri rodo didesnio objekto suskilimą, Disociaciją į smulkesnius objektus.
K=([K^+ ][A^-])/([KA])
Vandens jonų sandauga
Tai skaičius gautas su sudauginus vandenilio ir hidroksido jonų koncentracijas.
Kw=Kv=[H^+ ][OH^-]
Kw=1∙10^(-14)
Vandenilio rodiklis
Tai neigiamasis vandenilio jonų koncentracijos logaritmas žymimas pH
pH=-lg[H^+]
Rūgščiajame tirpale jo pH < 7, o šarminiame tirpale pH > 7
Hidroksido rodiklis
Neigiamasis hidroksido jonų koncentracijos logaritmas žymimas pOH
pOH=-lg[OH^-] pH+pOH=14
Druskų hidrolizė
Druskų jonų sąveikia su vandeniu, kurios metu susidaro silpnieji elektrolitai arba mažai tirpios medžiagos. Jeigu tokių junginių nesusidaro – druskos nesihidrolizuoja. Druskų hidrolizė yra atvirkščias neutralizacijai procesas ir dažniausiai grįžtamas. Jos metu pakinta H+ ar OH- jonų koncentracija. Tirpalas tampa rūgščiuoju arba šarminiu.
Pagal polinkį hidrolizuotis druskos skirstomos į 4 grupes :
Druskos sudarytos iš stipriosios bazės katijonų ir silpnosios rūgšties anijonų, jos nesihidrolizuoja, nes susidaro silpnas elektrolitas, nepakinta H+ ir OH- koncentracija. Tirpalo terpė neutrali (pH=0). Todėl vyksta tik tokių rūgčių : HCl, HBr, HI, HClO₄, HNO₃, H₂SO₄, H₂SeO₄ ir tokių bazių : LiOH, CsOH, Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂ hidrolizė.
LiI+H₂O→Li^++I^-+H₂O
Druskos sudarytos iš silpnosios bazės katijono ir stipriosios rūgšties anijono. Hidrolizuojasi, nes susidaro silpnoji bazė, arba bazinė druska. Ši hidrolizė vadinama katijonine, tirpale atsiranda H+, todėl terpė tampa rūgšti (pH<7). NH₄NO₃ + HOH → NH₃∙H₂O + HNO₃
Druskos sudarytos iš stipriosios bazės katijono ir silpnosios rūgšties anijono, hidrolizuojasi, nes susidaro rūgščioji druska, vyksta anijoninė hidrolizė. Tirpale atsiranda OH- jonų, todėl tirpalo pH>7.
I pakopa K₂SO₃ + HOH → KHSO₃ + KOH
II pakopa KHSO₃ + HOH → H₂SO₃ + KOH
Druskos sudarytos iš silpnosios bazės katijonų ir silpnosios rūgšties anijonų. Hidrolizuojasi lengviausiai, nes susidaro silpnoji bazė arba bazinė druska. Tokia hidrolizė vadinama katijonine – anijonine. Terpės pH artimas 7.
MgSO₃ + 2HOH → NH₃∙H₂O +HNO₂
Hidrolizės laipsnis
Hidrolizuotų molekulių skaičiaus ir ištirpusių druskos molekulių skaičiaus santykis.
αh=(hidrolizuotų molekulių skaičius)/(ištirpusios druskos molekulių skaičius)
Hidrolizės konstanta
Produktų koncentracijų sandaugų ir reagentų koncentracijų sandaugų santykis.
KA+HOH↔KOH+HA
K=([KOH][HA])/([KA][H₂O])
K[H₂O]=([KOH][HA])/([KA])
Veiksniai skatinantys ir stabdantys hidrolizę
Kadangi druskų hidrolizė yra atvirkščias neutralizacijai endoterminis procesas, todėl tiek didinant temperatūrą, tiek skiedžiant tirpalą, hidrolizė vyksta intensyviau, tačiau hidrolizę galima sumažinti priklausomai nuo druskos sudėties papildomai įdėjus rūgšties arba šarmo.
Oksidacijos laipsnis
Tai teigiamas arba neigiamas krūvis, kurį turėtų atomas, jei molekulė būtų sudaryta iš jonų.
Oksidacijos – redukcijos reakcijos
Cheminės reakcijos, kurių metu kinta reaguojančių medžiagų elementų atomų oksidacijos laipsniai. Šie procesai visada vyksta kartu: vienos dalelės atiduoda elektronus, kitos juos prisijungia.
Oksidacija
Procesas, kurio metu atomai netenka elektronų ir jų OL padidėja. Dalelės, kurios atiduoda elektronus – reduktoriai. Elementų atomai, turintys žemiausią oksidacijos laipsnį gali tik oksiduotis, jie gali būti tik reduktoriais.
Redukcija
Procesas, kurio metu dalelės prisijungia elektronus ir jų OL sumažėja. Dalelės, kurios prisijungia elektronus – oksidatoriai. Elementų atomai, turintys aukščiausią oksidacijos laipsnį, gali tik redukuotis, jie yra oksidatoriai.
Svarbiausi reduktoriai :
Metalai (ypač IA ir IIA grupių elementai)
Paprastieji anijonai (Br-, Cl-, S(2-))
Sudėtiniai anijonai, kurių teigiamas elementas turi nedidelę OL vertę[+4,+3] (SO₃(2-), NO₂-)
Katijonai, kurių OL vertė nedidelė ir gali padidėti[+2,+3] (Sn(2+), Fe(2+), Cr(3+))
Anglis, anglies(II) oksidas, metalų hidridai
Svarbiausi oksidatoriai :
Nemetalai [VIA ir VIIA grupių elementai] (F₂, Cl₂, O₂, Br₂)
Sudėtiniai metalų anijonai, kurių teigiamas elementas turi didžiausią arba didelę OL vertę (Cr₂ O₇(2-), MnO₄-)
Sudėtiniai nemetalų anijonai, kuriuose nemetalo OL vertė teigiama [+5,+7], (NO₃-, ClO₄-)
Oksidacijos redukcijos reakcijų tipai :
Tarpmolekulinės – reakcijos, kuriose ir oksidatorius ir reduktorius yra skirtingų elementų atomai ar jonai esantys skirtingose molekulėse.
Prie tarpmolekulinių reakcijų priskiriamos ir tos, kuriose oksidatoriumi ir reduktoriumi yra to paties elemento, tačiau skirtingo OL atomai esantys skirtinguose junginiuose.
Intramolekulinės – reakcijos, kai oksidatorius ir reduktorius yra skirtingų elementų atomai esantys toje pačioje molekulėje.
Komudacinės – reakcijos, kai oksidatorius ir reduktorius yra to paties elemento skirtingo OL atomai, esantys toje pačioje molekulėje ir jų OL reakcijos metu suvienodėja.
Disproporcijavimo arba dismutacijos – reakcijos, kai oksidatorius ir reduktorius yra to paties elemento vienodo OL atomai, esantys toje pačioje molekulėje.
Metalų reakcijos su rūgštimis
[Labai aktyvūs- nuo Li iki Al, nuo Al iki H₂ – aktyvūs, o po H₂ – pasyvūs]
H₂SO₄ (konc.) reaguojant su pasyviais metalais po reakcijos susidaro SO₂, reaguojant su labai aktyviais susidaro H₂S, o su aktyviais reaguojant susidaro S.
H₂SO₄ (prask.) reaguoja tik su metalais iki vandenilio ir susidaro H2 dujos.
HNO₃ (prask.) reaguojant su pasyviais metalais susidaro NO dujos, reaguojant su aktyviais metalais N₂ dujos, o su labai aktyviais susidaro NH₄ dujos arba NH₃+ jonas.
HNO₃ (konc.) reaguojant su pasyviais ir aktyviais metalais susidaro NO₂ dujos, o reaguojant su labai aktyviais susidaro N₂ O.
Reakcijos su šarmais :
Amfoteriniai metalai Al, Zn, Pb, Zn reaguoja su šarmais ir po reakcijos sudaro kompleksinius junginius.
Galvaniniai elementai
Elementas sudarytas iš dviejų elektrodų, įmerktų į elektrolitų tirpalus, ir laidu sujungtas su abiejų elektrodų išoriniais galais. Prietaisas, kuriame cheminė oksidacijos – redukcijos reakcijų energija paverčiama elektros energija.
Katodas
Tai teigiamas elektrodas, ant kurio teigiamieji metalų jonai prijungia elektronus, t.y redukuojasi, o prie jo vyksta katodinis procesas.
Anodas
Tai neigiamas elektrodas, kuris tirpsta, t,y oksiduojasi, o prie jo vyksta anodinis procesas.
Metalų įtampų eilė
Metalų aktyvumo eilė sudaryta pagal potencialų dydį. Visų metalų, kurių redukcinės savybės stipresnės už vandenilio, standartiniai elektrodo potencialai yra neigiami, o kitų teigiami. Kuo neigiamesnis potencialas, tuo metalas aktyvesnis ir stipresnis reduktorius. Kiekvienas metalas gali išstumti iš junginių visus metalus, esančius įtampos eilėje yra dešiniau jo. Taigi ir vandenilį iš rūgščių išstumia tik tie metalai, kurie įtampų eilėje yra dešiniau jo.
Nernsto lygtis
φ=φ0±(RT/nF)*lna
φ0 - metalo standartinis elektrodo potencialas (voltais)
φ- elektrodo potencialas,
n – katijono krūvis arba skaičius elektronų,
dalyvaujančių oksidacijos – redukcijos reakcijose,
F – Faradėjaus skaičius, apytiksliai 96500 C/mol,
a – aktyvioji metalo jonų koncentracija.
Vandenilio elektrodas
Tai elektrodas, kurio potencialas priklauso nuo vandenilio ir vandenilio jonų koncentracijos. Standartinis vandenilio elektrodo potencialas sąlygiškai laikomas lygus nuliui.
Metalų korozija
Tai savaiminis metalų irimas vykstantis dėl metalų ir aplinkos cheminės bei elektrocheminės sąveikos. Metalas pereina į oksiduotą būklę ir praranda jam būdingas savybes. Tipiškiausia korozija – geležies rūdijimas. Jos rūdys yra purios, todėl korozija gali plisti gilyn. Kiti metalai (Chromas, aliuminis) koroduodami apsitraukia plona, standžia, deguonies nepraleidžiančia plėvele, kuri saugo metalą nuo tolesnės korozijos. Metalų koroziją spartina temperatūra, aplinkos drėgmė, ore esantys SO2 ir CO2, rūgščių priemaišos.
Erozija
Metalų paviršiaus irimas veikiant trinčiai.
Korozijos rūšys :
Cheminė korozija – metalų jungimasis su sausomis (deguonimi, sieros oksidais, halogenais ir pan.) arba skystomis, nelaidžiomis elektrai medžiagomis (nafta, jos distiliacijos produktais, kai kuriais sintetiniais junginiais). Su šia korozijos rūšimi daugiausia susiduriama metalurgijos (kalant, štampuojant, valcuojant metalus aukštoje temperatūroje) ir chemijos pramonėje.
Dažniausia cheminė korozija būna dujinė, vykstanti metalui reaguojant su oro deguonimi. Dėl to susidaro metalo oksido plėvė.
Elektrocheminė korozija – tai metalų irimas elektros srovei laidžioje aplinkoje – drėgnoje atmosferoje, grunte, jūros vandenynų ir kitų elektrolitų tirpaluose. Ši korozija susideda iš 3 svarbiausių procesų – anodinio, elektronų tekėjimo metale iš anodinių į katodinius plotelius ir anijonų bei katijonų maišymosi tirpale ir katodinio proceso.
Apsaugos nuo korozijos būdai :
Metalų legiravimas (metalo savybių gerinimas dedant į jį kitų metalų)
Apsauginių dangų sudarymas
Aplinkos agresyvumo mažinimas
Elektrocheminės dangos
Apsaugos dangų rūšys :
Cheminės dangos (oksidinės, fosfatinės)
Organinės dangos (dažnai, lakai, guma, dervos)
Neorganinės dangos (emalinės, cementinės)
Katodinė danga
Kai dengiantysis metalas yra pasyvesnis už dengiamąjį.
Anodinė danga
Kai dengiantysis metalas yra aktyvesnis už dengiamąjį.
Elektrolizė
Oksidacijos – redukcijos procesas, vykstantis elektrolitų tirpale arba lydale, kai per jį leidžiama nuolatinė elektros srovė. Elektrolizės procesuose elektros energijos paverčiama chemine energija. Elektrolizė vykdoma įmerkiant į ištirpintą arba išlydytą elektrolitą du elektrodus, prijungtus prie nuolatinės elektros srovės šaltinio polių. Elektrolizės metu katijonai slenka link katodo – neigiamo elektrodo (priešingai nei galvaniniame elemente), prisijungia elektronus ir redukuojasi. Anijonai slenka link anodo – tiegiamojo elektrodo, atiduoda jam elektronus, oksiduojasi.
Pavyzdžiai – NaCl lydalo elektrolizė, kurios metu gaunami laisvi Na ir Cl arba NaCl tirpalo hidrolizė, kurios metu skiriasi Cl2 ir H2 dujos ir gaunamas natrio šarmas.
Tirpūs anodai
Gaminami iš to metalo kurį norima išskirti ant katodo. Metalas yra pernešamas iš anodo ant katodo, o jonų koncentracija tirpale nekinta. Toks procesas naudojamas metalams gryninti, vienus metalus padengti kitais.
Netirpūs anodai
Tai inertiniai anodai, kurie yra tik elektros laidininkai.
Faradėjaus dėsniais :
Pirmasis Faradėjaus dėsnis – elektrolizės metu išsiskyrusių ant elektrodų medžiagų masės tiesiogiai proporcingos nutekėjusiam per elektrolitą elektros kiekiui : m=k∙Q
Kadangi Q=I∙t,tai m=k∙I∙t —- m – išsiskyrusios medžiagos masė (g)
Q – elektros kiekis kulonais (C) arba A*s —- I – srovės stipris (A), o t – laikas (s)
k=E/F, E – ekvivalentas
Antrasis Faradėjaus dėsnis – lygūs elektros srovės kiekiai iš įvairių elektrolitų išskiria cheminiams ekvivalentams proporcingus medžiagų kiekius : m=E It/F
Akumuliatorių tipai :
Rūgštinai – įkrovimą ir iškrovimą galima kartoti daug kartų, todėl švino akumuliatoriai naudojami yra ilga laiką, taip pat šių akumuliatorių didelė elektrinė talpa, stabilus darbas, daug pakrovimo ir iškrovimo ciklų.
Šarminiai – yra mechaniškai stipresni už rūgštinius, lengvesni, gali būti ilgiau neįkrauti, bet jų mažesnė elektrovara, blogiau veikia žemoje temperatūroje.
Rūgštinio švino veikimas
Jie sudaryti iš grotelių pavidalo švino ir stibio lydinio elektrodų, kurių tuštumos užpildytos švino oksido pasta. Elektrodai įleisti į elektrolitą – 25 – 30 proc. sieros rūgšties tirpalą. Čia jie pasidengia PbSO4 sluoksniu. Akumuliatorius įkraunamas leidžiant elektros srovę iš pastovios elektros srovės šaltinio t.y vykdant elektrolizę. Tekant įkrovimo srovei, neigiamojo elektrodo švino sulfatas redukuojamas iki metalinio švino, o teigiamojo elektrodo – oksiduojamas iki švino oksido.
Įkrautas akumuliatorius veikia kaip elektrocheminis elementas, kurio neigiamas elektrodas (reduktorius) yra švinas, o teigiamas (oksidatorius) – švino oksidas.
