- •1.Основные законы химии. Закон эквивалентов закон Авагадро. Закон дальтона.
- •1)Закон кратных отношений.
- •Закон эквивалентов
- •Для расчета эквивалента кислоты надо молярную массу разделить на основность.
- •2.Химическая кинетика. Состояние систем. Основные понятия. Функция состояния первый закон термодинамики.
- •3.Термодинамика. Закон Гесса. Следствия закона Гесса. Водородный показатель. Ионное произведение воды.
- •4.Зависимость теплового эффекта реакции от температуры. Уравнение Кирхгофа. Расчет h при различных температурах.
- •5.Второе начало термодинамики. Статическая интерпретация энтропии. Уравнение Больцмана
- •6. Расчет изменения энтропии при нагревании. Расчет константы равновесия по закону действующих масс.
- •7. Изменение энергии Гиббса как критерий самопроизвольного течения процесса
- •9,10. Расчет константы равновесия по закону действующих масс. Химическое равновесие….
- •9. Химическое равновесие. Расчет константы равновесия по термодинамическим данным : ∆h, ∆s, ∆g
- •17. Реакция второго порядка
- •18.Влияние температуры на равновесие. Изобара Ван Гоффа.
- •Разделим переменные и проинтегрируем уравнения изобары Ван Гоффа
- •19. Теория переходного состояния. Энергия активации реакции.
- •20. Расчет эдс гальванических элементов, оставленных из электродов 1 и 2 рода.
- •21.Расчет ph растворов кислот и оснований
- •22.Условие смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье
- •23.Образование растворов. Способы выражения концентрации растворов
- •24.Коррозия. Протекторная защита металлов от коррозии.
- •25.Электрохимия. Электродов 1 рода. Уравнения Нернста для электродов 1 рода.
- •26.Образование растворов. Способы выражения концентрации растворов
- •27.Растворы электролитов. Теория электролитической диссоциации Аррениуса. Равновесие в растворах электролитов. Сильные и слабые электролиты.
- •28.Электролиз. Правила разряда ионов при электролизе. Процессы, протекающие на катоде и аноде при электролизе.
- •29.Растворы неэлектролитов. Закон Генри. Закон Рауля
- •30.Химическая кинетика. Молекулярность и порядок реакции. Графическое определение порядка реакции.
- •31. Коррозия. Виды коррозии. Механизм электрохимической коррозии.
- •34.Электролиз. Законы Фарадея. Катодное нанесение покрытий и анодное растворение металла
- •35.Гальванический элемент Якоби-Даниэля. Расчет эдс гальванических элементов, составленных из электродов 1 рода
- •36.Газовые электроды. Расчет эдс водородного электрода
26.Образование растворов. Способы выражения концентрации растворов
См №23 ….
27.Растворы электролитов. Теория электролитической диссоциации Аррениуса. Равновесие в растворах электролитов. Сильные и слабые электролиты.
Растворы электролитов
Электролиты - вещества, проводящие в расплавах или водных растворах электрический ток. В расплавах или водных растворах они диссоциируют на ионы. Неэлектролиты - вещества, водные растворы и расплавы которых не проводят электрический ток, так как их молекулы не диссоциируют на ионы. Электролиты при растворении в подходящих растворителях (вода, другие полярные растворители) диссоциируют на ионы. Сильное физико-химическое взаимодействие при растворении приводит к сильному изменению свойств раствора (химическая теория растворов).
Вещества, которые в тех же условиях на ионы не распадаются и электрический ток не проводят, называются неэлектролитами.
К электролитам относятся кислоты, основания и почти все соли, к неэлектролитам — большинство органических соединений, а также вещества, в молекулах которых имеются только ковалентные неполярные или малополярные связи.
Электролиты – вещества, которые при растворении подвергаются диссоциации на ионы. В результате раствор приобретает способность проводить электрический ток, т.к. в нем появляются подвижные носители электрического заряда.
Необходимым условием, определяющим возможность процесса электролитической диссоциации, является наличие в растворяемом веществе ионных * или полярных связей *, а также достаточная полярность * самого растворителя *. Количественная оценка процесса электролитической диссоциации дается двумя величинами: степенью диссоциации α и константой диссоциации K.
Степенью диссоциации (α) электролита называется отношение числа его молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул электролита в растворе, т. е . . Так, если C=0,1 моль/л, а концентрация диссоциированной части вещества Сд=0,001 моль/л, то для растворенного вещества α=0,001/0,1=0,01, или α=1%. Степень электролитической диссоциации зависит как от природы растворенного вещества, так и от концентрации раствора, увеличиваясь с его разбавлением.
Электролитическая диссоциация — процесс распада электролита на ионы при растворении его в полярном растворителе или при плавлении.
Поля́рные вещества́ в химии — вещества, молекулы которых обладают электрическим дипольным моментом.
Электроли́ты — вещества, расплавы или растворы которых проводят электрический ток вследствие диссоциации на ионы, однако сами вещества не проводят электрический ток.
Ио́н — одноатомная или многоатомная электрически заряженная частица, образующаяся в результате потери или присоединения атомом или молекулой одного или нескольких электронов.
Диссоциация в растворах.
Диссоциация на ионы в растворах происходит вследствие взаимодействия растворённого вещества с растворителем; по данным спектроскопических методов, это взаимодействие носит в значительной мере химический характер. Наряду с сольватирующей способностью молекул растворителя определённую роль в электролитической диссоциации играет также макроскопическое свойство растворителя — его диэлектрическая проницаемость.
Диссоциация при плавлении
Под действием высоких температур ионы кристаллической решётки начинают совершать колебания, кинетическая энергия повышается, и наступит такой момент (при температуре плавления вещества), когда она превысит энергию взаимодействия ионов. Результатом этого является распад вещества на ионы.
Классическая теория электролитической диссоциации основана на предположении о неполной диссоциации растворённого вещества, характеризуемой степенью диссоциации α, т. е. долей распавшихся молекул электролита. Классическая теория электролитической диссоциации была создана С. Аррениусом и В. Оствальдом в 1887 году. Аррениус придерживался физической теории растворов, не учитывал взаимодействие электролита с водой и считал, что в растворах находятся свободные ионы. Русские химики И. А. Каблуков и В. А. Кистяковский применили для объяснения электролитической диссоциации химическую теорию растворов Д. И. Менделеева и доказали, что при растворении электролита происходит его химическое взаимодействие с водой, в результате которого электролит диссоциирует на ионы.
Сильные электролиты — электролиты, степень диссоциации которых в растворах равна единице (то есть диссоциируют полностью) и не зависит от концентрации раствора. Сюда относятся подавляющее большинство солей, щелочей, а также некоторые кислоты (сильные кислоты, такие как: HCl, HBr, HI, HNO3).
Слабые электролиты — степень диссоциации меньше единицы (то есть диссоциируют не полностью) и уменьшается с ростом концентрации. К ним относят воду, ряд кислот (слабые кислоты), основания p-, d-, и f- элементов.