Вопрос4. Эквивалент и молярная масса эквивалента (эквивалентная масса) простых и сложных веществ. Молярный объем эквивалента (эквивалентный объем). Закон эквивалентов

Вопрос1. Основные понятия химии. Вещество, материя, атом, химический элемент, моль. Атомная, молекулярная и молярная массы. Атомная единица массы. Абсолютная и относительная атомные и молекулярные массы.

Химия -наука о веществах, их строении, свойствах и превращениях. Материя – философская категория, обознач. объективную реальность, существ, независимо от человеческого сознания (вещество и поле). Вещество -это любая совокупность атомов и молекул. Атом - электронейтральная частица, состоящая из положительно заряженного ядра(протоны и нейтроны) и отрицательно заряженных электронов. Химический элемент – вид атомов, характеризующихся определенным зарядом ядра. Моль -это кол-во вещества, которое содержит столько же структурных единиц, сколько содержится атомов в 1/12 изотопа углерода. Молекула –мельчайшая частица хим. в-ва,сохран все его хим св–ва. Атомная масса - безразмерная величина, равная отношению средней массы атома элемента к 1/12 массы атома ¹²С. Молекулярная масса - безразмерная величина, равная отношению массы молекулы вещества, к 1/12 массы атома ¹²С. Молярная масса - масса 1 моля вещества[г/моль](=Молек. массе). Атомная единица массы -1/12 часть массы изотопа ¹²С

Вопрос2. Качественный и количественный состав вещества. Молярный объем. Число Авогадро.

Каждое вещество характеризуется определенным качественным и количественным составом.

Качественный состав вещества показывает, из атомов каких элементов оно состоит. Например, вода состоит из атомов водорода и кислорода, а метан – из атомов углерода и водорода. Число атомов каждого элемента в составе мельчайшей частицы вещества характеризует его количественный состав. Например, молекула воды состоит из двух атомов водорода и одного атома кислорода, а молекула метана – из одного атома углерода из четырех атомов водорода. Молярный объем вещества — есть отношение объема, занимаемого веществом, к его количеству. При нормальных условиях молярный объем любого газа равен 22.4 л/моль. Закон Авогадро формулируется следующим образом: в равных объемах любых газов и паров при одинаковых условиях содержится одинаковое количество молекул. В практических расчетах Число Авогадро принимают равным 6.02 х1023 моль-1.

Вопрос3. Стехиометрия. Важнейшие стехиометрические законы. Закон сохранения массы вещества, закон постоянства состава, закон простых объёмных отношений, закон Авогадро и следствия из этого закона. Относительная плотность газов.

Стехиометрия – раздел химии, рассматрив количеств, массовое, объёмное отношение между реагирующими веществами. Закон сохранения массы в-ва: масса всех в-в, вступивших в хим. реакцию, равна массе всех продуктов в реакции. Закон постоянства состава: все индивидуальные в-ва имеют постоянный качественный и количественный состав, независимо от способа их получения. Закон простых объемных отношений: объемы газов, вступивших в реакцию, а также объемы газообразных продуктов реакции, относятся друг к другу как небольшие целые числа. З-н Авогадро: в равных объемах любых газов при постоянных температуре и давлении содержится одинаковое число молекул.N_A=6.02*10²³ Следствие1: Моль любого газа при нормальных условиях занимает один и тот же объем, равный приблизительно 22,4 л. Следствие 2: Молярная масса в-ва, а значит, и относительная молекулярная масса в-ва в газообразном состоянии численно равна удвоенной плотности паров этого в-ва по водороду. Относительная плотность газов D=M₁/M₂

Вопрос4. Эквивалент и молярная масса эквивалента (эквивалентная масса) простых и сложных веществ. Молярный объем эквивалента (эквивалентный объем). Закон эквивалентов.

Эквивалент - это реальная или условная частица вещества, которая может присоединять, замещать, высвобождать или каким-либо другим образом быть равносильна 1 иону водорода H⁺ в ионообменных реакциях или одному электрону в о.-в. реакциях. Молярная масса эквивалента – масса одного моля эквивалентов вещества М_экв=М*f_экв. Молярный объем эквивалента – объём 1 моль эквивалентного газообразного вещества при н.у. Закон эквивалентов: массы (объемы) реагирующих друг с другом в-в пропорциональны их эквивалентным массам (объемам). Химическим эквивалентом в-ва называется такое его кол-во, которое соединяет с 1 моль атомов водорода или замещает такое же кол-во водорода в соединениях. Эквивалентом сложного в-ва называется такое его кол-во, которое взаимодействует без остатка с одним эквивалентом водорода или с одним эквивалентом любого другого в-ва. Масса 1 эквивалента эл-та называется его эквивалентной массой. Эквивалентная масса сложных в-в: Оксид - =М/n*B(n-число атомов эл-та в оксиде, В-валентность эл-та в оксиде), Кислота - =М/основность, Основание - =М/кислотность, Соль(средняя) - =М/n*B.

Вопрос5. Ядерная модель атома. Атомные спектры. Энергетическое состояние электрона в атоме. Понятие о квантовых числах. Главное, орбитальное, магнитное и спиновое квантовые числа. Пределы их изменения. Нормальное и возбужденное состояние атома.(неполностью)

Атом - сложная система, состоящая из положительно заряженного ядра и электронов, окружающих ядро. Ядро атома главным образом состоит из протонов и нейтронов. Протоны - положительно заряженные микрочастицы с массой 1 а.е.м и зарядом 1,6*10^-19 Кл., условно принятым за единицу положительного заряда. Нейтроны - нейтральные частицы с массой 1 а.е.м. Количество протонов в ядре определяет заряд ядра атома и порядковый номер элемента.

В современной квантовой теории строения атома лежат следующие основные положения: 1. электрон имеет двойственную корпускулярно-волновую природу. Он может вести себя и как частица. И как волна. Длина волны электрона L и его скорость V связаны L=h / m*V. 2. Для электрона невозможно одновременно точно измерить координату и скорость. 3. Поведение электрона в атоме описывается волновой функцией F(x,y,z). F²=вероятность нахождения электрона в каком-либо элементарном объеме. /// Квантовые числа электрона. Движение электрона в атоме описывается 5-ю квантовыми числами: главным – n, побочным – l, магнитным – m и спиновым – s. Главное квантовое число определяет общую энергию электрона.(1,2,3…). Побочное квантовое число хар-ет форму орбитали (0..n-1). Магнитное квантовое число хар-ет направление орбитали в пространстве(-l…+l). Спин- собственный момент импульса электрона, не связанный с движением в пространстве(s=1/2). Основное состояние атома – состояние атома когда его электроны находятся на таких энергетических уровнях, что их суммарная энергия в атоме является минимальной из возможных значений энергии. Состояния с более высокими значениями энергией называт возбужденными, а сам процесс или результат повышения энергии атома(или электрона) – возбуждением. Валентность –это число хим. Связей, образованных данным атомом в соединение. Это понятие применимо только к соединениям с ковалентным типом связи или к молекулам в газовой фазе. В кристаллах ионных соединений и металлов понятие валентности не используется. Степень окисления – заряд атома в молекуле, вычисленный в предположении, что все связи имеют ионный характер. Это означает, что более электроотрицательный атом смещает к себе одну электронную пару, приобретает заряд -1.

Вопрос6. Строение электронных оболочек атомов. Принцип наименьшей энергии, правило Гунда, принцип Паули. Электронная структура атомов и периодическая система Д.И. Менделеева. Формулировка периодического закона Д.И. Менделеева. Напишите электронные и электронно-графические формулы атомов с порядковыми номерами 13,22,29,50,74.

1) Принцип Паули: В атоме не может быть двух электронов, характеризующимися одинаковым набором квантовых чисел. Или, на каждой орбитали может находится не более двух электронов. 2)Принцип наименьшей энергии: В основном состоянии атома каждый электрон располагается так, чтобы его энергия была минимальной. 1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f<5d<6p<7s<5f<6d<7p. 3) Правило Гунда: В пределах подуровня электроны располагаются таким образом, чтобы сумма спиновых квантовых чисел имела максимальное значение по модулю. Формулировка периодического закона Д.И. Менделеева. - Св-ва хим. эл-ов, а так же формы и св-ва соединений эл-ов находятся в периодической зависимости от величины заряда ядер их атомов. 1869- Русский ученый Д. И. Менделеев открыл периодический закон и опубликовал свой первый вариант периодической системы химических эл-ов «Опыт системы Эл-ов основанный на их атомном весе и хим. Сходстве». Формулировка: св-ва простых тел, а так же формы и св-ва соединений эл-ов находятся в периодической зависимости от величин атомных весов эл-ов. Современная: св-ва хим. эл-ов, а так же формы и св-ва соединений эл-ов находятся в периодической зависимости от величины заряда ядер их атомов. Структура период.сист.хим.эл. менд.: Период – Горизонтальный ряд эл-ов, расположенных в порядке возрастания порядкового номера от первого s-элемента до 6-p-элемента. Каждый период начинается активным щелочным металлом и заканчивается инертным газом. Группы – вертикальные ряды. Номер группы определяет максимальную валентность Эл-та, максимальную положительную степень окисления, число валентных эл-ов(исключение кислород и фтор). Группы делятся на подгруппы. Подгруппа – вертикальный ряд эл-ов имеющих однотипное электронное строение и являющихся электронными аналогами. Гл. Подгруппы-(А подгруппы) – содержит эл-ты s- и p- электронных семейств, которые расположены в больших и малых периодах. S-эл-ты только металлы, p-эл-ты – металлы и неметаллы. Побочные подгруппы(B-подгруппы) содержит эл-ты d-электронных семейств. В побочных подгруппах эл-ты только больших периодов, только металлы.

Вопрос7. Химическая связь. Виды химической связи: ковалентная, ионная и металлическая. Полярная и неполярная ковалентная связь. Два механизма образования ковалентной связи (обычный и донорно-акцепторный). Понятие о дипольном моменте молекул. Укажите типы связей в молекулах: CI₂, HCI, KBr, KHSO₄?

Химическая связь – состояние взаимодействующих атомов, характеризующееся минимумом энергии.

Ковалентная – связь осуществляемая за счет образования электронной пары, принадлежащей обоим атомам(Н2, С12). Ионная – связь осуществляемая за счет электростатического притяжения между ионами(NaCl). Водородная – это связь между полож. заряженным атомом водорода и отрицательно заряженным атомом другой молекулы. Металлическая – связь когда валентные электроны металлов слабо связаны со своими ядрами и могут легко отрываться от них. Два механизма образования ковалентной связи: обычный(1) и донорно-акцепторный (2).

(1)Один электрон идёт от атома одного элемента, а другой от другого в результате образуется электронная пара.(Обменный механизм. Атомы дают по одному электрону в общую электронную пару(Н^.+^.НàН:Н).) (2)Донорно-акцепторный механизм. Один атом(донор) предоставляет электронную пару, а другой атом(акцептор) – свободную орбиталь. Например «Ион аммония» H⁺+:NH₃àNH₄.

Вопрос8. Энергия ионизации, энергия сродства к электрону. Электроотрицательность. Относительная электроотрицательность. Характер изменения ее величины в рядах и периодах периодической системы Д.М. Менделеева. Степень окисления. Определите степень окисления всех атомов в молекулах: HNO₃, CaH₂, KMnO₄, (NH₄)₂Cr₂O₇.

Энергия ионизации – это энергия необходимая для удаления из атома 1 электрона. Энергия минимальна, когда электрон удален с наименьшей энергией т.е. с наивысшего уровня.

В пределах групп с увеличением заряда ядра эта энергия убывает. Увеличивается слева направо и снизу вверх Энергия сродства к электрону – максимальная энергия из всех возможных, которая выделится при добавлении электрона к атому. В периодах возростает, в группах убывает. Наиб.- галогены, водород, сера.

Электроотрицательность – способность атома притягивать или отдавать электроны. Относительная электроотрицательность – это оценка способности атома данного элемента оттягивать к себе общую электронную пару. В начале каждого периода находятся элементы с наиболее низкой электроотрицательностью – типичные металлы, в конце периода(перед благородными газами), элементы с наивысшей электроотрицательностью, т.е. типичные неметаллы. У элементов одной и той же подгруппы электроотрицательность с ростом заряда ядра проявляет тенденцию к уменьшению. Таким образом, чем более типичным металлом является элемент, тем ниже его электроотр., чем более типичным неметаллом является элемент, тем выше его электроотрицательность. Валентность –это число хим. связей, образованных данным атомом в соединение. Это понятие применимо только к соединениям с ковалентным типом связи или к молекулам в газовой фазе. Степень окисления – заряд атома в молекуле, вычисленный в предположении, что все связи имеют ионный характер. Это означает, что более электроотрицательный атом смещает к себе одну электронную пару, приобретает заряд -1.

Вопрос9. Химическая термодинамика. Открытые, закрытые и изолированные системы. Понятия о внутренней энергии, энтропии, энтальпии, изобарно-изотермическом потенциале. Расчет теплового эффекта химической реакции. Термодинамические условия возможности протекания химических реакций.

Термодинамика – раздел химии, изучающий переходы энергии из одной формы в другую и устанавливающий направление и пределы самопроизвольного протекания реакции в заданных условиях. Система – совокупность находящихся во взаимодействии веществ, обособленных от окр. среды физическими или мысленными границами. Компоненты – в-ва,входящие в состав системы. Закрытая система - обмен энергией, а не обмен веществом. Изолированная система - нет обмена ни энергией, ни веществом. Открытая система - обмен и веществом и энергией.

Внутренняя энергия(U) – энергия межмолекулярных внутримолекулярных взаимодействий. Она складывается из кинетической и потенциальной энергий частиц. Кинетическая- энергия поступательного, колебательного и вращательного движения частиц. Потенциальная - обусловлена силами притяжения и отталкивания, дейст. между частицами. U зависит от состояния в-ва. Энтальпия(H) - величина определяемая соотношением: Н=U+PV или _∆Н=_∆U+P_∆V. Если _∆U<0 то реакция протекает с выделением энергии(Экзотермическая реакция). Если наоборот, то процесс сопровождается поглощением энергии из внешней среды(Эндотермическая реакция). Закон Гесса: Тепловой эффект(изменение энтальпии) хим.реакции зависит только от начального и конечного состояния и не зависит от промежуточных стадий процесса. Следствие 1)Теплота образования в-ва не зависит от способа его получения. 2) тепловой эффект хим.реакции равен разности между суммой энтальпии продуктов реакции и суммой энтальпии исходных веществ. ΔH_р-ции=ΣΔH_прод – ΣΔH_исх.Термохимические уравнения хим.реакций – хим.уравнения в которых указана изменение энтальпии.

Энтропия (S) – термодинамическая функция состояния, которая является мерой беспорядка, хаотичности, неупорядоченности в системе. Энтропия(S)- величина пропорциональная log числа равновероятных микросостояний которыми может быть реализовано данное макросостояние(Т,Р,V). Энтропия имеет размерность энергии, деленной на температуру. Выражают в [ДЖ/моль*кельвин]. S возрастает при переходе в-ва из кристаллического состояния в жидкое и из жидкого в газообразное, при растворении кристаллов, при расширении газов, при хим.взаимодействиях, приводящих к увеличению числа частиц, и прежде всего частиц в газообразном состоянии. Напротив, все процессы в результате которых упорядоченность системы возрастает(конденсация, полимеризация, сжатие, уменьшения числа частиц), сопровождаются уменьшением энтропии.

Энергия Гиббса(G)- называемая также изобарно-термическим потенциалом или свободной порцией при постоянном давлении. G связана с H,S,T: G=H-TS. Если реакция осуществляется при постоянных P и Т, то _∆G=_∆H-T_∆S. При постоянстве температуры и давления хим.реакции могут самопроизвольно протекать только в таком направлении, при котором энергия Гиббса системы уменьшается. При низких температурах самопроизвольно могут протекать экзотермические реакции, а при

высоких – рекции сопровождающиеся влечение энтропии.

Знак изменения ф-ии	Самопроизвольное протекание
∆Н	∆S	∆G
- + - +	+ - - +	- + +/- +/-	Возможно при любых температурах Невозможно при любых температурах Возможно при достаточно низких температурах Возможно при достаточно высоких температурах.

Вопрос10. Химическая кинетика. Скорость химических реакций. Зависимость скорости реакций от концентрации реагирующих веществ и давления. Закон действующих масс. Константа скорости химической реакции. Во сколько раз увеличиться скорость реакции: N₂+3H₂-> 2NH₃при увеличении давления в 2 раза?

Закон действующих масс(основной закон химической кинетики): при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степенях их стехиометрических коэффициентов: aA + bB-->cC. V=k[A]^a*[B]^b.В гетерогенных реакциях скорость реакции не зависит от концентрации, а от площади поверхности(если тв).k – зависит от природы реагирующих веществ. В данном примере скорость увеличится в 4 раза.

Вопрос11. Химическая кинетика. Скорость химических реакций. Зависимость скорости химической реакции от температуры. Правило Вант-Гоффа. Энергия активации. Энергетические диаграммы экзо- и эндотермических процессов. Как изменится скорость реакции, имеющей температурный коэффициент g=3, при повышении температуры с 20 до 60 ⁰С?(нет диаграмм)

Хим.кинетика - раздел химии изучающий скорости хим.реакций. Под скоростью хим реакции понимают изменение концентрации реагирующих веществ или продуктов реакции в единицу времени. Скорость реакции зависит от природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры, давления (для газов), внешних воздействий и от присутствия в системе катализаторов или ингибиторов. При повышении температуры скорость хим. реакций возрастает. Зависимость скорости реакции от температуры определяется константой скорости. Правило Вант-Гоффа: при повышении температуры скорость большинства химических реакций возрастает в 2-4 раза при нагревании на каждые 10 градусов. V(T₂)/V(T₁)=γ⁽T2-T1^)|10. Энергия активации - некоторая избыточная энергия (по сравнению со средней энергией молекул при данной температуре), которой должны обладать молекулы для того, чтобы их столкновение было эффективным, т.е привело к образованию нового в-ва. С ростом температуры число активных молекул быстро увеличивается, что приводит к резкому возрастанию скорости реакции. ((Уравнение Аррениуса: k=Ae^-^E^акт/^RT, Z-число столкновений молекул в секунду в единице объема; e=2,718..; R-универсальная газовая постоянная = 8,314 Дж/моль*К; Т- температура, К; Р- так называемый стерический множитель.))Скорость реакции повысится в 81 раз.

Вопрос12. Химическая кинетика. Факторы, влияющие на скорость химических реакций. Катализаторы. Зависимость скорости химических реакций от катализатора. Положительный и отрицательный катализ. Энергетическая диаграмма каталитического процесса. Какое влияние оказывает катализатор на состояние химического равновесия?(нет диаграмм)

Ингибиторы- катализаторы, уменьшающие скорость реакции. Катализатор одинаково ускоряет как прямую, так и обратную реакции и не смещает равновесие обратимого процесса. Если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказывается какое либо внешнее воздействие, то равновесие сместиться в направлении того процесса, которое приведет к ослаблению произв. воздействия.

Вопрос13. Химическое равновесие. Константа химического равновесия. Влияние концентрации, температуры и давления на состояние равновесия. Принцип Ле-Шателье. Как следует изменить условия для того, чтобы равновесие реакции COCI₂ =>CO+CI₂ DH> 0 сместить вправо?

Реакции могут быть обратимыми и необратимыми. Константа равновесия: величина с помощью которой описывается равновесие между веществами в растворе, преимущественно между газами и жидкостями. Зависит только от температуры. Равновесный закон действующих масс: отношение произведений концентраций продуктов к произведению концентраций исходных веществ в степенях их стехиометрических коэффициентам есть величина постоянная при данной температуре =Kр =[C]^c[D]^d/[A]^a[B]^b=K. Процесс изменения концентраций, вызванный нарушением равновесия, называется смещением или сдвигом равновесия. При увеличении концентрации одного из веществ равновесие смещается в сторону расхода этого вещ-ва. При увеличении давления равновесие сдвигается в сторону уменьшения числа молекул газов т.е. в сторону понижения давления. При повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции. Принцип Ле-Шателье: Если на систему, находящуюся в равновесии, оказать какое либо воздействие, то в результате протекающих в ней процессов равновесие сместится в таком направлении, которое уменьшит указанное воздействие.

Вопрос14. Растворы. Классификация растворов по степени дисперсности. Место растворов среди других дисперсных систем. Растворимость твердых веществ в воде. Коэффициент растворимости. Насыщенные, ненасыщенные и пересыщенные растворы. Тепловые эффекты при растворении.

Растворы – это гомогенные (однофазные) системы переменного состава, состоящие из двух или более веществ (компонентов). Растворение похоже на хим. реакцию, но состав раствора может изменится в широких пределах. Кроме того, в свойствах растворов обнаруживаются свойства отдельных компонентов. Таким образом, раствор занимает промежуточную стадию между хим. соед. и механическими смесями. Классификация по степени дисперсности: истинные растворы (системы с молекулярной или ионной дисперсностью. Гомогенные системы) (D≤10А⁰), коллоидные растворы(D≤1000А⁰), грубодисперсные системы(D≥1000А⁰). Растворимость твердых веществ в воде выражает коэфф-т растворимости S – максимальная масса вещества в граммах, которая может раствориться в 100 г растворителя при данной температуре. S=m_в-ва/100г р-ля. S≥1 – растворимое в-во, S=10^-3÷1- малорастворимое, S≤10^-3 – практически нерастворимое. Насыщенный раствор - масса растворенного вещества соответствует коэффициенту растворимости. Ненасыщенный раствор - содержит вещества меньше, чем S. Пересыщенный – содержит веществе больше, чем S при данной t. Термодинамические факторы процесса растворения: большинство веществ растворяются в жидкости с поглощением теплоты, но это не всегда так. Кол-во теплоты, поглощающейся (или выделяющейся) при растворении одного моля вещества, называется теплотой растворения этого вещества. При растворении энергия затрачивается на разрушение кристаллов растворяемого в-ва т.е. происходит поглощение энергии, если этого не наблюдается значит между растворителем и растворяемым в-ом происходит химическое взаимодействие. Такие соединения наз-ся сольваты. Растворимость твёрдых веществ повышается с увеличением Т, газов - наоборот. Эффекты: сольватация, разрушение кристаллической решетки, диффузия.

Вопрос15. Растворы. Способы количественного выражения состава растворов. Массовая, объемная и мольная доли. Массовая, молярная и нормальная концентрации. Моляльность. Переход от одного способа количественного выражения состава раствора к другому. Найти массовую, молярную и нормальную концентрации раствора хлорида кальция c массовой долей 20%. Плотность раствора 1,2 г/см³.

Способы количественного выражения состава растворов: приблизительные (концентр.раствор, разбавленный, ненасыщенный, пересыщенный).Точные: 1. Массовая доля: отношение массы растворённого вещества к массе раствора. 2. Объёмная доля φ=V_в-ва/V_р-ра.3. Мольная (молярная) доля χ=υ_в-ва/Σ υ_р-ра*100 % отношение кол-ва растворённого вещ-ва к сумме кол-в всех веществ составляющих раствор. 4. Массовая концентрация. C_МАСС=m_в-ва/V_р-ра. (C_МАСС= С_мол*M) 5. Молярная концентрация С_мол= υ_в-ва/ V_р-ра. 6. Молярная концентрация эквивалента (нормальная) С_норм= υ_Эв-ва/ V_р-ра, С_норм= С_мол/z.7.Моляльность С_{моляльн}= υ_в-ва/ m_{растворителя}

Вопрос16. Растворы неэлектролитов. Давление насыщенного пара растворителя над раствором и над чистым растворителем. Закон Рауля. Как можно рассчитать повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания раствора по сравнению с растворителем?

Неэлектролиты – вещества с ковалентными неполярными или малополярными связями.

ОСМОС – явление, обусловленное переносом растворителя через полупроницаемую мембрану. Закон Ван-

Гоффа π=CRT, где π – осмотическое давление.

Закон Рауля: Относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором равно мольной доле растворённого вещества. (Po-P)/Po=N.Второй закон Рауля – понижение температуры кипения и повышение температуры замерзания раствора прямо пропорционально моляльной концентрации раствора.

Δt_кип=К_кип*m*1000/Mg=K_кип*С_{моляльн}, Δt_зам=К_зам*m*1000/Mg=K_зам*С_{моляльн}

Вопрос17. В чем состоит сущность явление осмоса? Как определить величину осмотического давления в растворах неэлектролитов? Закон Ван-Гоффа.

Сущность явления осмоса состоит в том, что происходит выравнивание концентраций соприкасающихся растворов за счет самопроизвольного перехода молекул растворителя через полупроницаемую перегородку из одного раствора в другой под влиянием разницы их концентраций.

Осмотическое давление — это такое давление, которое создавало бы растворенное вещество в количестве n молей, если бы оно находилось в объеме раствора в газообразном состоянии при данной температуре.

π=C_м RT

Закон Ван-Гоффа осмотического давления, определяет давление молекул растворенного вещества на полупроницаемую перепонку отделяющую раствор от чистого растворителя и непроницаемую для растворенного вещества.

Вопрос18. Электролитическая диссоциация. Диссоциация слабых электролитов как равновесный процесс. Степень диссоциации и константа диссоциации. Факторы, влияющие на процесс диссоциации. Закон разбавления Оствальда. Как будет влиять на состояние равновесия уксусной кислоты введение в систему ацетата натрия?

Явление электролитической диссоциации: при растворении соли в воде ионы, образующие данный электролит, под действием полярных молекул воды отрываются друг от друга и перераспределяются между молекулами растворителя. Электролитическая диссоциация - самопроизвольный процесс распада электролита в растворе с образованием положительно и отрицательно заряженных ионов, или соответственно катионов и анионов. 1)Чем более полярен растворитель, тем больше степень диссоциации в нем данного электролита. 2)повышение температуры, как правило, увеличивает диссоциацию и при нагревании степень диссоциации возрастает. 3)при уменьшении концентрации электролита, т.е. при его разбавлении, степень дисс. увеличивается. Диссоциация слабых электролитов. Константа диссоциации сл. электролитов - это отношение произведения концентраций продуктов реакции к концентрации реагентов. Степень диссоциации α - это отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу растворенных молекул. Зависит от природы реагирующих веществ, от природы растворителя, от температуры, от концентрации.Чем более полярен растворитель, тем больше степень диссоциации в нем данного электролита. Электролиты, степень диссоциации которых даже в относительно концентрированных растворах велика(à1), называют сильными (почти все соли, мин. соли: H₂SO₄, HNO₃, HMnO₄; основания щел и щел-зем металлов), а электролиты, степень диссоциации которых даже в разбавленных растворах мала,-слабыми (Почти все орг. кислоты, некоторые мин.кислоты: H₂CO₃, H₂S, многие гидрооксиды металлов). Константа диссоциации – константа равновесия процесса диссоциации. Характеризует способность данного в-ва распадаться на ионы. Чем больше константа диссоциации тем лучше в-во диссоциирует. Кислоты и основания диссоциируют ступенчато. Каждая ступень диссоциации характеризуется своей константой. Константа равновесия K_р этой реакции и есть K_д: Kp=[H⁺][An]/[HAn]Если выразить равновесные концентрации через концентрацию слабого электролита C и его степень диссоциации α, то получим Kд=(C*α*C* α)/C(1- α)=(C* α²)/(1- α). Это соотношение называют законом разбавления Оствальда. Для очень слабых электролитов при α << 1 это уравнение упрощается:. Kд=(C* α²) α=√K_д/C

Вопрос19. Растворы электролитов. Диссоциация средних, кислых и основных солей. Диссоциация кислот и оснований. Ступенчатая диссоциация. Приведите примеры. Использование законов Рауля и Вант-Гоффа для описания свойств электролитов. Изотонический коэффициент (Неполностью)

В водных растворах сильные электролиты полностью диссоциируют. Поэтому число ионов в них больше чем в слабых при той же концентрации. Принципиальное отличие сильных электролитов от слабых состоит в том, что равновесие диссоциации сильных электролитов полностью смещено вправо:H₂SO₄>H⁺+HSO₄^- Каждый ион окружен оболочкой из ионов противоположного знака. В свою очередь, каждый из этих ионов сольватирован. Это окружение называется ионной атмосферой. Теория о процессах диссоциации в водных растворах; в соответствии с ней кислоты представляют собой вещества, которые в водных растворах отдают положительные ионы водорода; основания представляют собой вещества, которые в водном растворе отдают отрицательные гидроксидионы. Кислота —> Анион (кислотный остаток) + Н⁺Основание —* Катион + ОН~ По Аррениусу между кислотой и основанием не существует функциональной связи. Только взаимодействие катионов водорода с гидроксидионами с образованием воды является по Аррениусу кислотно-основной реакцией: Н⁺ + ОН^- = Н₂О

Вопрос20. Реакции ионного обмена в растворах электролитов. Условия практической необратимости протекания реакций ионного обмена. Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций, иллюстрирующих эти условия.

Реакции в растворах электролитов – это реакции между ионами. Необходимым условием практической необратимости протекания реакций в растворах электролитов является:

· образование осадка;

· выделение газа;

· образование слабых электролитов, в том числе, воды.

При написании уравнений реакций в ионно-молекулярном виде все слабые электролиты, газообразные и нерастворимые соединения записывают в виде молекул, а растворимые в воде сильные электролиты – в виде ионов.

Условия необратимости протекания реакции − образование осадка, газа, малодиссоциированного вещества, комплексных ионов. Примеры необратимых реакций:

2КСlO₃ → 2КСl + 3O₂↑

NaCI + AgNO₃ → NaNO₃ + AgCl

K₂CO₃ + 2HCl → 2KCl + CO₂ + H₂O

Вопрос21. Малорастворимые электролиты. Равновесие в системе осадок – раствор Произведение растворимости. Условия образования и растворения осадков. Образование осадков и элементы качественного анализа.

Вещества, молярная растворимость которых не превышает 10-2

моль/л, обычно считают малорастворимыми. Примерами малорастворимых солей могут служить сульфат

бария BaSO4, карбонат кальция СаСО3, хлорид серебра AgCl, сульфид цинка ZnS, растворимость которых в воде очень мала.

В гетерогенной системе «осадок-раствор» на поверхности раздела твердой и жидкой фаз протекают два противоположно направленных процесса – переход молекул малорастворимого вещества в раствор (растворение) и обратный процесс перехода молекул вещества в осадок (осаждение). Если оба процесса протекают с одинаковой скоростью, в гетерогенной системе «осадок – раствор» на поверхности раздела твердой фазы и раствора устанавливается динамическое химическое равновесие между молекулами вещества в осадке и растворе.

Произведение растворимости (ПР, K_sp) — произведение концентрации ионов малорастворимого электролита в его насыщенном растворе в степенях их стехиометрических коэффициентов.

ПР характериз-т раствор-ть(S) труднорастворимого электролита при данной t.