1. Виды дисперсных систем. Признаки химической реакции при растворении вещества. Основные способы выражения концентраций растворов: массовая доля W, молярная концентрация С, молярная концентрация эквивалента Сэ, моляльная концентрация b, титр Т.
2. Водоро́дный показа́тель, pH. Сильные кислоты и основания. Степень диссоциации для сильных и слабых электролитов. Расчет рН для кислот. Расчет рН для оснований (гидроксидов).
3. Гидролиз солей. рН среды при различных случаях гидролиза.
4. Понятие о произведении растворимости.
5.1. Виды дисперсных систем: грубая, коллоидные и истинные (молекулярные и ионные) растворы. Растворы могут быть в зависимости от размера частиц, мм (1 мм=10-6 м): ионные или истинные (<10-3), молекулярные (10-2-10-3), коллоидные(10-1-10-2). Гетерогенные системы (взвеси, суспензии, эмульсии) имеют размер частиц > 10-1 мм.
Признаки химической реакции при растворении вещества. Подавляющее большинство химических реакций протекает в растворах. Сам процесс растворения часто можно рассматривать как химическую реакцию, т.к. между частицами растворенного вещества и растворителя возникают Ван-дер-Ваальсовы, водородные и донорно-акцепторные связи; образуются кристаллогидраты; процесс растворения сопровождается тепловым эффектом, иногда изменением цвета, объема (кроме растворов, близких к идеальным).
Основные способы выражения концентраций растворов:
массовая доля W, молярная концентрация С, молярная концентрация эквивалента Сэ, моляльная концентрация b, титр Т.
W = mв-ва : mр-ра × 100, % С = mв-ва : М×v, моль/л Сэ = mв-ва : Мэ×v, моль/л
b = n: mр-ля, моль/кг Т= mв-ва : v, г/мл.
где mв-ва – масса вещества, mр-ра - масса раствора, М – молярная масса, v – объем, Мэ - молярная масс эквивалента, n – число молей вещества mр-ля – масса растворителя, кг.
5.2. Водоро́дный показа́тель, pH (произносится «пэ аш») — количественне выражение кислотности, вычисляется как отрицательный (взятый с обратным знаком) десятичный логарифм активности [H+] водородных ионов, выраженной в молях на литр http://ru.wikipedia.org/wiki/водородный показатель.
| Расчет рН для кислот: | Расчет рН для оснований (гидроксидов): | ||
| рН = -lg [H+]; [ H-] = α∙С ∙n (произведение степени диссоциации (произносится «альфа»), молярной концентрации «це» и количества ионов H+, образующихся из одной молекулы кислоты «эн») | рН = 14- рOН; р OН = -lg [ OH-]; [ OH-] = α∙С ∙n (произведение степени диссоциации (произносится «альфа»), молярной концентрации «це» и количества ионов OH-, образующихся из одной молекулы гидроксида «эн») | ||
| Сильные электролиты — химические соединения, молекулы которых в разбавленных растворах практически полностью диссоциированы на ионы. Степень диссоциации α длясильных электролитов близка к 1. К сильным электролитам относятся многие неорганические соли, некоторые кислоты и основания в водных растворах (таблица справа), а также в растворителях, обладающих высокой диссоциирующей способностью (спирты, амиды и др.). Для слабых электролитов α = √ Кд/ C, где Кд – константа диссоциации (из химических справочников), С - молярная концентрация, моль/л. | Сильные кислоты | Сильные основания | |
| HCl | LiOH | ||
| HClО4 | NaOH | ||
| H I | KOH | ||
| HВ r | CsOH | ||
| HNO3, | RbOH | ||
| H2SO4 | Ba(OH)2 | ||
| HMnO4 | Ca(OH)2 | ||
| H2CrO4 | Sr(OH)2 | ||
5.3. Гидролиз солей - разновидность реакций гидролиза, обусловленного протеканием реакций ионного обмена в растворах (преимущественно, водных) растворимых солей-электролитов. Движущей силой процесса является взаимодействие ионов с водой, приводящее к образованию слабого электролита. Идёт по ступеням. Принято записывать три схемы: краткую, полную ионную и уравнение в молекулярном виде.
5.4. Произведение растворимости ПР - величина (из химических справочников), характеризующая способность труднорастворимого вещества к растворению. Труднорастворимые вещесва всегда имеют над осадком насыщенный раствор. Между твердым веществом и его раствором происходит взаимный обмен ионами.
