- •Неорганическая химия
- •1. Важнейшие классы неорганических соединений: оксиды, гидроксиды, кислоты, соли.
- •2. Закон сохранения материи.
- •3. Основные типы комплексных соединений (к.С.). Поведение к.С. В водных растворах. Константа нестойкости.
- •4. Номенклатура комплексных соединений. Координационное число.
- •5. Амфотерные гидроксиды
- •6. Комплексные соединения. Комплексообразователь, лиганды.
- •7. Гидролиз солей, образованных слабым основанием и сильным кислотой. Степень и константа гидролиза.
- •8. Растворение твердых веществ. Из каких слагаемых состоит теплота растворения твердого вещества в жидкости?
- •9. Типы окислительно-восстановительных реакций.
- •10. Закон постоянства состава. Дальтониды, бертоллиды.
- •11. Кристаллизация разбавленных и концентрированных растворов. Кристаллогидраты.
- •12. Ионообменные реакции. Произведение растворимости.
- •13. Закон кратных отношений.
- •14. Электрохимическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель.
- •15. Отношение металлов к соляной и серной кислотам (разбавленной и концентрированной).
- •17. Закон эквивалентов. Определение эквивалентов простых и сложных веществ.
- •18. Способы выражения концентрации раствора: молярная, нормальная, титр.
- •19. Квантово-механическая теория строения атома. Уравнение Луи де Бройля. Принцип неопределенности Гейзенберга.
- •20. Окислительно-восстановительные свойства перманганата калия.
- •22. Гидролиз солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой.
- •23. Слабые электролиты. Степень диссоциации. Константа диссоциации.
- •24. Отношение металлов к азотной кислоте.
- •26. Электронная структура атомов. S-, p-, d-, f- электронные семейства атомов.
- •27. Растворимость. Растворение газов, жидкостей и твердых тел. Физико-химическая теория растворов.
- •28. Заполнение атомных орбиталей в атомах с возрастанием порядкового номера элемента (правило Клечковского).
- •29. Давление пара над жидкостью. Первый закон Рауля.
- •30. Ядерная модель строения атома. Атомные ядра, их состав. Изотопы, изобары.
- •31. Растворы сильных электролитов.
- •32. Квантовые числа: главное, орбитальное, магнитное, спиновое.
- •33. Общее понятие о растворах. Способы выражения концентрации раствора: моляльность, массовая доя, титр.
- •34. Гидролиз солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой.
- •35. Осмос. Осмотическое давление.
- •36. Сильные электролиты.
- •37. Квантовая теория света Планка. Теория строения атома Бора.
- •38. Вода. Физические и химические свойства воды.
- •39. Закон эквивалентов. Химический эквивалент. Определение эквивалента кислоты, основания и соли.
- •40. Второй закон Рауля.
11. Кристаллизация разбавленных и концентрированных растворов. Кристаллогидраты.
Раствор, в отличие от чистой жидкости не отвердевает целиком при одной температуре. Кристаллы начинают выделяться при какой-то одной температуре. По мере понижения температуры количество их растет, пока весь раствор не отвердеет. Температурой начала кристаллизации называют температуру, при которой при охлаждении раствора начинается образование кристаллов. Не рассматривая здесь систем, в которых происходит образование твердых растворов, можно сказать, что температурой начала кристаллизации называется температура, при которой кристаллы растворителя находятся в равновесии с раствором данного вещества. Опыт показывает, что разбавленный раствор замерзает при температуре более низкой, чем чистый растворитель. Такое изменение температуры можно рассматривать как общее правило. Для характеристики температуры замерзания раствора введена величина “понижение температуры замерзания” DT 3.
Кристаллогидраты — кристаллы, включающие молекулы воды. Многие соли, а также кислоты и основания выпадают из водных растворов в виде кристаллогидратов Типичными кристаллогидратами являются многие природные минералы, например гипс CaSO4·2H2O, карналлит MgCl2·KCl·6H2O. Кристаллизационная вода обычно может быть удалена нагреванием, при этом разложение кристаллогидрата часто идёт ступенчато; так, медный купорос CuSO4·5H2O (синий) выше 105 °С переходит в тригидрат CuSO4·3H2O (голубой), при 150 °С в моногидрат CuSO4·H2O (белый); полное обезвоживание происходит выше 250°С. Однако некоторые соединения (например, BeC2O4·H2O) устойчивы только в форме кристаллогидрата и не могут быть обезвожены без разложения.
12. Ионообменные реакции. Произведение растворимости.
Реакции в растворах электролитов протекают между ионами, на которые диссоциируют растворенные вещества. При этом не изменяются степени окисления элементов. Не все ионные обменные реакции необратимы. Ионные обменные реакции идут до конца в том случае, если в результате реакции образуется:
-нерастворимое соединение, выпадающее в осадок;
-газообразное вещество;
-слабый электролит (вода, слабое основание или слабая кислота).
Уравнения реакций такого типа более правильно писать не в молекулярной, а в ионно-молекулярной форме. В этих уравнениях указывают ионы, на которые распадаются молекулы сильных электролитов. Малорастворимые вещества, выделяющиеся из раствора в виде осадка, газообразные соединения и слабые электролиты в этих уравнениях пишут в молекулярном виде. Кроме того, существует краткая ионная форма записи уравнения реакции, отображающая сущность реакции, протекающей в растворе электролита.
Абсолютно нерастворимых веществ нет. Большинство твердых веществ обладают ограниченной растворимостью. В насыщенных растворах электролитов малорастворимых веществ в состоянии динамического равновесия находятся осадок и насыщенный раствор электролита. Например, в насыщенном растворе сульфата бария, находящегося в контакте с кристаллами этого вещества, устанавливается динамическое равновесие: BaSO4(т)=Ba2+(р) + SO -24(р).
Для этого равновесного процесса можно написать выражение константы равновесия, учитывая, что концентрация твердой фазы не входит в выражение константы равновесия: Kp = [Ba2+] [SO - 24].
Эта величина называется произведением растворимости малорастворимого вещества (ПР). Таким образом, в насыщенном растворе малорастворимого соединения произведение концентраций его ионов в степени стехиометрических коэффициентов равно величине произведения растворимости.
В рассмотренном примере ПР(BaSO4) = [Ba2+] [SO - 24]. Произведение растворимости характеризует растворимость малорастворимого вещества при данной температуре: чем меньше произведение растворимости, тем хуже растворимо соединение. Зная произведение растворимости, можно определить растворимость малорастворимого электролита и содержание его в определенном объеме насыщенного раствора.