Тема 6 Растворы. Кислотно-основные равновесия.

Понятие и подразделение дисперсных систем. Общая характеристика растворов. Типы растворителей. Вода как растворитель. Термодинамика и кинетика процесса растворения веществ. Способы выражения концентрации растворов. Особенности растворения твердых, жидких и газообразных веществ в воде.

Растворы неэлектролитов, законы Рауля и определение на их основе молярной массы растворенных веществ. Осмотическое давление раствора, определение на его основе молярной массы растворенных веществ.

Растворы электролитов. Теория электролитической диссоциации, степень электролитической диссоциации, подразделение электролитов на сильные, слабые и средней силы. Факторы, влияющие на степень электролитической диссоциации. Закон разбавления Оствальда. Понятие о сольватации ионов в растворе и их ассоциации. Основные равновесия в растворах: произведение растворимости и произведение активности, рН среды, обменные реакции электролитов. Гидролиз веществ: определение, зависимость глубины гидролиза от поляризационных свойств ионов, степень и константа гидролиза, их связь с рН и константами диссоциации кислоты и основания. Зависимость степени гидролиза солей от температуры и концентрации.

Тема 7. Основы электрохимии. Окислительно-восстановительные реакции

Понятие об окислительно-восстановительных процессах. Электродный потенциал, механизм образования двойного электрического слоя на границах "металл-вода", "металл-раствор его соли". Электроды: Схема измерения электродных потенциалов. Электродвижущая сила цепи. Стандартные условия определения электродных потенциалов. Ряд стандартных электродных потенциалов металлов, его термодинамическая основа. Вычисления электродных потенциалов при нестандартных условиях - уравнение Нернста. Химические источники электрического тока - гальванические элементы и аккумуляторы. Элемент Даниэля-Якоби. Электролиз, основные понятия и законы. Примеры электролиза расплавов и растворов с активными и инертными электродами.

Окислительно-восстановительные реакции, их определение, общая характеристика и классификация, основные окислители и восстановители, влияние среды на образование продуктов ОВР. Составление уравнений ОВР - методы электронного баланса и полуреакций, их достоинства и недостатки. Оценка возможности ОВР по значению окислительно-восстановительного потенциала реакции.

Тема 8. Комплексные соединения

Комплексные соединения. Номенклатура. Классификация комплексных соединений. Типы изомерии. Комплексные соединения в растворах, термодинамическая и кинетическая устойчивость. Реакционная способность комплексных соединений.

1. Основные понятия и теоретические представления в химии

1.1. Основные законы атомно-молекулярного учения

Закон сохранения массы веществ

«Масса веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе продуктов реакции».

Закон постоянства состава

«Состав чистого вещества не зависит от способа получения этого вещества»

Закон кратных отношений

«Если два элемента образуют друг с другом несколько соединений, то на одну и ту же массу одного из них приходятся такие массы другого, которые относятся между собой как небольшие целые числа.»

Закон эквивалентов

«При образовании соединений элементы вступают во взаимодействия в строго определенных – эквивалентных – отношениях.»или «Моль эквивалентов одного вещества взаимодействует с одним молем эквивалентов другого вещества».

Эквивалент это реальная или условная единица вещества, которая может замещать, присоединять, высвобождать или быть каким-либо другим способом эквивалентна одному иону водорода в кислотно-основных или ионообменных реакциях или одному электрону в окислительно-восстановительных реакциях. Эквивалент выражается в молях. Масса одного моль эквивалента, выраженная в граммах, Моль эквивалент элемента (Э) и масса моль эквивалента (m_Э) равны:

Э = ; m_Э = ,

где В ‑ валентность элемента в соединении;

М ‑ его молярная масса.

Так Э меди в СuO равен ½, а в Cu₂O – 1.

Эквивалентом сложного вещества будет такое его количество (моль), которое взаимодействует с 1 эквивалентом любого другого вещества.

;

;

;

Э_оксида = Э_{кислорода}+ Э_{элемента}.

Например:

H₃PO₄ + NаOH = NaH₂PO₄ + H₂O

В данной реакции фосфорная кислота проявляет себя как одноосновная (один атом водорода заместился на атом металла), тогда: Э =1/1 = 1 моль, Э = 1/1 = 1 моль

m_Э (H₃PO₄) = = 98 г; m_Э (NaOH) = =40 г

C одним эквивалентом кислоты прореагировал один эквивалент щелочи.

В реакции:

H₃PO₄ + 2NаOH = Na₂HPO₄ + H₂O

фосфорная кислота проявляет себя как двухосновная, и её эквивалент равен ½ моль, эквивалент гидроксида натрия равен 1 моль, с одним эквивалентом H₃PO₄ реагирует 1 эквивалент NaOH.

Al₂(SO₄)₃ + 6NaOH = 2Al(OH)₃ + 3Na₂SO₄

Э _Al2(SO4)3 = =1/6 моль; Э = 1/1 = 1 моль.

И вновь мы убеждаемся, что с одним моль эквивалентов сульфата алюминия реагирует 1 моль эквивалентов гидроксида натрия.

Закон простых объемных отношений

«Объемы реагирующих газов относятся друг к другу и к объемам газообразных продуктов как небольшие целые числа»

Например, один объем кислорода реагирует точно с двумя объемами водорода, и при этом получается точно два объема водяного пара. Для получения хлороводорода надо взять точно одинаковые объемы хлора и водорода. После реакции объем газа остается прежним, т.е. из одного объема хлора и одного объема водорода получается два объема хлороводорода.

Закон Авогадро

«В равных объемах газов при одинаковых условиях содержится одинаковое число молекул».

Если взять число граммов любого вещества, равное его относительной молекулярной массе, то независимо от агрегатного состояния вещества будет взято всегда одно и то же число молекул. Это число (N_o), получившее название числа Авогадро. Число Авогадро принято равным 6,022045(31) ^х10²³ моль^-1. Для практических расчетов его обычно округляют до 6^х10²³.

Количество частиц, равное числу Авогадро, называется «моль».

Моль равен количеству вещества системы, coдepжащему столько же элементарных частиц вещества (молекул, атомов, ионов, электронов), сколько содержится в 0,012 килограмма углерода – 12, т.е. 6,022045(31) ^х10²³ частиц

Масса 1 моль называется молярной массой, и в соответствии с определением моля выражается в г/моль.

Из всего сказанного выше следует:

1) молярная масса, выраженная в граммах, численно равна относительной молекулярной массе в углеродной шкале атомных масс;

2) при одинаковых условиях 1 моль любого газообразного вещества занимает один и тот же объем; при нормальных условиях молярный объем равен 22,4 л.

Постоянство молярного объема есть свойство газов. При нормальных условиях и моль водорода и моль хлора занимает объем 22,4 л каждый, но жидкий водород и жидкий хлор имеют существенно меньшие и заметно разные молярные объемы (водород 0,029 л/моль, хлор 0,045 л/моль). В то же время число молекул или других частиц в моле одинаково и не зависит от агрегатного состояния.

Понятие моля как определенного числа частиц применяется к любым частицам ‑ как реально существующим, так и воображаемым. Например, можно взять два моля молекул воды, полмоля ионов натрия, четверть моля электронов и т.д.