- •56. Стан сильних електролітів у розчинах. Основні типи сильних електролітів у водних розчинах.
- •57. Розчинність електролітів. Рівновага в насиченому розчині малорозчинного електроліту. Добуток розчинності.
- •58. Дисоціація слабких електролітів. Константа і ступінь дисоціації. Закони розведення Освальда. Ступінчата дисоціація слабких електролітів.
- •59. Методи визначення константи і ступеня дисоціації слабких електролітів.
- •60. Основні типи слабких електролітів. Їх характеристика.
- •61. Реакції обміну в розчинах електролітів та напрямок їх протікання. Іонні рівняння реакцій у розчинах.
- •62. Кислотність середовища. Водневий покажчик, його значення в нейтральному, кислотному та лужному середовищах, методи визначення.
- •63. Рівновага в розчинах слабких електролітів. Дисоціація води. Іонний добуток води.
- •64. Гідроліз солей. Константа і ступінь гідролізу. Кислотність водних розчинів солей, що гідролізують.
- •65. Окиснення та відновлення. Окисники та відновники. Окисно-відновні реакції у водних розчинах, приклади рівнянь в молекулярному та іонному вигляді.
- •66. Поняття про окисно-відновну пару та її потенціал. Зв’язок окисно-відновних властивостей зі значеннями потенціалів.
- •67. Стандартні окисно-відновні потенціали. Зв’язок з енергією Гіббса окисно-відновних реакцій.
- •68. Напрямок перебігу окисно-відновної реакції та його зв’язок з потенціалами окисно-відновних пар.
- •69. Визначення напрямку протікання окисно-відновної реакції за допомогою таблиці стандартних потенціалів.
- •70. Залежність потенціалу окисно-відновної пари від концентрації іонів та кислотності середовища. Рівняння Нернста.
- •71. Протікання окисно-відновної реакції в електрохімічній системі. Електроди. Електрорушійна сила.
- •72. Гальванічний елемент. Електрохімічна схема, процеси на електродах, ерс.
- •73. Потенціал електрода. Рівняння Нернста.
- •74. Шкала електродних потенціалів. Електроди порівняння.
- •75. Водневий електрод порівняння та воднева шкала електродних потенціалів.
- •11.Енергетичні рівні, підрівні електрона в атомі. Поняття про електронні орбіталі.
- •76. Електроліз. Процеси, що протікають на електродах, їх послідовність.
- •77. Кількісні закони електролізу (закони Фарадея). Застосування електролізу у промисловості.
- •78. Послідовність розряду іонів на катоді та аноді при електролізі.
- •27 Механізм хімічних реакцій. Поняття про елементарні стадії та молекулярність.
- •43. Фазові рівноваги в однокомпонентних системах. Фазова діаграма (діаграма стану) простої речовини, її характеристика. Умови кипіння та кристалізації рідини.
- •49. Відхилення від законів Рауля та їх причини. Ізотонічний коефіцієнт.
- •53. Ідеальні та неідеальні розчини. Поняття про активність та коефіцієнт активності.
53. Ідеальні та неідеальні розчини. Поняття про активність та коефіцієнт активності.
Відносне зниження тиску насиченої пари розчинника над розчином дорівнює молярній частці розчиненої речовини. Це друга форма закону Рауля. Розчини, які підпорядковуються цьому закону називаються ідеальними. Ідеальні розчини- це межа, до якої прямують всі розчини при розбавленні.
Для вираження ефективності концентрації іонів у розчинах електролітів американський фізикохімік Г.Н.Льюїс запровадив поняття активної концентрації, яку було названо активністю іонів. Активність іонів пов'язана з їхньою концентрацією залежністю
a = fC,
де f- коефіцієнт активності, який враховує електростатичну міжіонну взаємодію у розчинах і характеризує відхилення властивостей розчинів концентрацією С від властивостей нескінченно розбавлених розчинів.
Коефіцієнт активності використовують для опису властивостей розчинів електролітів замість ступеня електролітичної дисоціації.
55. Розведені розчини електролітів. Ізотонічний коефіцієнт, його зв'язок зі ступінню дисоціації слабкого електроліту або коефіцієнтом активності сильного електроліту.
У дуже розбавлених позитивно і негативно заряджені іони настільки віддалені один від одного, що між ними електростатичне притягання практично відсутнє. У таких розчинах ізотонічний коефіцієнт та еквівалентна електропровідність наближуються до своїх граничних значень. Зменшення взаємного притягання іонів у міру розбавляння розчину створює такий самий ефект, начебто в розчині зростає ступінь дисоціації електроліту.
Для розчинів сильних електролітів ізотонічний коефіцієнт і матиме своє максимальне значення не тільки і нескінченно розбавлених розчинах, а й за вищих концентрацій розчину солі. Крім того, внаслідок повної дисоціації сильних електролітів еквівалентна електропровідність їхніх розчинів мала б не залежити від ступеня розбавляння.