- •1.1. Закон эквивалентов.
- •1.2. Вычисление эквив-ов простых и сложных в-в.
- •1.3. Моль
- •1.4. Закон Авогадро
- •1.5. Мольный объём газа.
- •1.6 Эквивалент окислителя и восстановителя.
- •2.1. Электронное облако.
- •2.2 Электронная орбиталь.
- •2.6. Порядок заполнения энергетических уровней и подуровней в многоэлектронных атомах.
- •2.5Максимальное число электронов на атомных энергетических уровнях и подуровнях
- •3.2 Периодичность свойств химических
- •3.3 Сродство атома к электрону
- •4.6. Ковалентная полярная и неполярная связь.
- •4.9. Метод молекулярных орбиталей. (м. М. О.).
- •4.10. Связывающая и разрых. Орбитали.
- •3.11. Ионная связь.
- •4.12. Поляризация и поляризуемость ионов.
- •5.3. Экзо- и эндотермич. Р-ции.
- •5.5. Энтальпия.
- •5.8. Энергия Гиббса.
- •6.1. Скорость хим. Р-ций в гомогенных и гетерогенных системах.
- •7.2. Растворитель, растворимые вещества.
- •7.5. Концентрация р-ов.
- •7.6. Теория электролитической диссоциации.
- •7.8. Сильные и слабые электролиты.
- •7.12. Ионное произведение воды.
- •7.15. Условие образования и растворения осадка.
- •7.17. Гидролиз солей – это взаимодействие соли с водой. Ему подвергаются соли, в состав γ входит анион или катион слабого электролита.
- •7.18. Константа и степень гидролиза.
- •8.4. Составление ур-ний р-ций.
- •8.6. Зависимость ок-но восст-ых св-в от р-ции среды.
- •9.4. Электролиз
- •10.2 Комплексообразователь, лиганды.
- •10.3. Внутренняя и внешняя сферы кс.
- •10.4. Номенклатура кс.
- •10.5. Равновесие в растворах кс.
- •11.2. Металлическая связь.
- •12.Металлы и их соединения.
7.8. Сильные и слабые электролиты.
Электролитами наз-ся в-ва, проводящие электрический ток своими ионами. Св-ва электролитов м. проявлять р-ры или расплавы кислот, оснований, солей, а также твёрдые соли, щёлочи и некоторые оксиды. По степени диссоциации электролиты делятся на: сильные и слабые. К сильным относятся: кислоты (H2SO4; HNO3; HCl; HBr; HI), гидроксиды (из щелочных Ме и щелочно-земельных Ме), все соли. К слабым электролитам относятся: кислоты (органические, плавиковая), гидроксид амония.
7.9. Константа и степень диссоциации.
Степенью диссоциации наз-ся отношение числа молекул распавшихся на ионы к общему числу молекул растворенного в-ва.
СН3ООН=СН3СОО-+Н+
H3PO4=H++H2PO4- k1
H2PO4-= H++HPO4-2 k2
HPO4-2= H++PO4-3 k3
k1>>k2>>k3
7.10. Активность ионов, коэф. активности, ионная сила р-ров.
Для оценки состояния ионов в растворе пользуются величиной, называемой активностью. Под активностью иона понимают ту эффективную, условную концентрацию его, соответственно γ он действует при хим. р-циях. Активность иона = его концентрации, умноженной на коэф. активности. Поскольку обычно для хар-ки р-ров электролитов исп-ся молярная доля (хВ), моляльная (сm) и молярная (сВ) концентрации, то и исп-ются 3 различных вида коэф. активности:
1. αВ=f*хВ, 2. αВ=γ*сm ,
3. αВ=y*cВ
где f, γ, y – рациональный, моляльный и молярный коэф. активности. Коэф. активности различных ионов различны. Они изменяются в зависимости от условий. В концентрированных растворах коэф. активности меньше 1, а с разбавлением р-ра он приближается к 1. Значение f, меньшее 1, указывает на взаимодействие м/у ионами, приводящее к их взаимному связыванию. В разбавленных р-рах природа ионов мало влияет на значение их коэф. активности. Приближённо м. считать, что коэф. активности данного иона зависит только от его заряда и от ионной силы р-ра I, под γ понимают полусумму произведений концентраций всех находящихся в р-ре ионов на квадрат их заряда:
7.11. Смещение равновесия диссоциации.
Равновесие в р-рах электролитов, как и всякое хим-ое равновесие, сохр-ся неизменным, пока определяющие его условия не меняются. Равновесие нарушается при изменеии концентрации 1 из участвующих ионов: при ее увеличении происходит процесс, в ходе γ эти ионы связываются. Следовательно, введение в р-р слабого электролита одноименных ионов уменьшает степень диссоциации этого электролита, и наоборот. Обязательным условием протекания р-ции я-я удаление из р-ра тех или иных ионов, например, вследствии образования слабо диссациирующих в-в или в-в, выделяющихся из р-ров в виде осадка или газа. Т.е. р-ции в р-рах электролитов всегда идут в сторону образования наименее диссоциированных или наименее растворимых в-в.
7.12. Ионное произведение воды.
Для воды и разбавленных водных р-ров при неизменной температуре произведение концентраций Н и ОН ионов есть величина постоянная, она наз-ся ионным произведением воды.
При 250С
7.13. Водородный показатель.
Кислотность или щёлочность разбавленных р-ров м. выразить так: вместо концетрации ионов Н+и ОН- (ионное произведение воды) указывают её десятичный логарифм, взятый с обатным знаком – это наз-ся водородным показтелем и обозначается рН.
нейт. среда рН=рОН=7
кисл. pH<7
щёлоч. pH>7
7.14. Произведение растворимости.
В насыщенном р-ре электролита произведение концентраций его ионов есть величина постоянная при данной температуре. Эта величина кол-но характеризует способность электролита растворяться, её наз-ют произведением растворимости.
осадок р-р.
Произведение растворимости: