2. Слабые электролиты.Константа диссоциации. Закон Оствальда.

Слабые электролиты – электролиты, степень диссоциации которох в р-рах меньше единицы и уменьшается с ростом концентрации.

К ним относят воду, ряд кислот, основания.

Константа диссоциации зависит от природы диссоц. в-ва и растворителя, не зависит от t^o и от концентр.р-ра. Указывает на прочность молекул в данном р-ре. Чем меньше k в р-ре, тем слабее диссоциирует электролит, и тем устойчивее его молекулы.

Закон Оствальда. K_g = α²/(1-α)*V α – степень диссоциации V – 1/c

3. Электролиз расплавов и растворов. Законы электролиза.

Электролиз – совокупность процессов, протекающих на электродах, при пропускании эл.тока через расплав или раствор.

р.р. NaCl (H₂O) Расплав K⁺OH^-

A(+) 2Cl^- - 2e = Cl₂ A(+) 4OH^- - 4e = O₂ + 2H₂O

K(-) 2H₂O + 2e = H₂ + 2OH^- K(-) K⁺ + e = K⁰

Законы электролиза.

1) М.Фарадей m= э*i*t / F

m – масса вещ-ва э – эквивалент вещ-ва i – ток, A t – время, с F = 96500 кл

2) равные кол-ва электричества разлагают, выделяют, образуют эквивалентые кол-ва в-в

2CuSO₄+2H₂O=2Cu↓+O₂↑+2H₂SO₄ разлаг-ся выдел-ся образ-ся.

Билет 9

1. Механизмы химических реакций. Молекулярные реакции. Теория активированного комплекса.

Подмеханизмам реакции подразумевают ключевую стадию (элементарный акт), обеспечивающую реакцию в целом.

Типы реакций по механизмам:

1 малекулярныеH2+J2=2HJ 2 ионные Ba+SO4 =^>BaSO4 3 радикальные CH3+C2H5 =^>C3H8

4 цепные H2+Cl2 = 2HCl

Молекул реакции теория активированного комплекса.

Это большинство реакций в газовой фазе. ( без участия кислорода, фтора, хлора)

Все молекулярные реакции протекают через образование активир. комплекса. Это такое состояние реаг. системы в котором прежние хим. связи ослаблены, но не разорваны, а новые сформированы не окончательно.

2. Основы термодинамики. Классификация систем. Энтальпия. Тепловые эффекты реакций.

Наука о направлении процессов 1 механические 2 физические 3 химические 4 геологические

5 биологические 6 социальные

Основные понятия -энергия -теплота -работа расширения A=p*∆V\

-система – совокупность тел, выдел.из окружающей среды и рассматриваемых обособленно.

Типы систем 1 Изолированная 2 Открытая

Хим. Термодинамика – терм изолированных систем. Любая система обладает определенным запасом энергии. Полный запас Энергии сист – энтальпия

H= U +A

^{Внутр. Эн работа сист.}

^{Скрытая ч. Н}

При переходе системы из 1 состояния в другое изменяется энтальпия, что проявляется в виде теплового эффекта.

Тепл. эффект – основной признак хим. Реакции. ∆Hх.р< 0 (экзотермич реакция тепло выделяется)

∆Hх.р> 0 (эндотерпич реакция тепло поглощается)

Для расчетов тепл. эф. Используют относительную энтальпию, вычисл в предположении, что энтальпия простых веществ = 0. В этом случае энтальпия сложного вещества – тепловой эффект реакций образования его из простых элементов С+O2=CO2; ΔH_х.р.= -94 ккад/моль ΔH_х.р=H_CO2 – H_c – H_O2

Такие относит энтальпии назыв энтальпиями образования. Они рассчитаны для всех веществ и сведены в термодинамич. таблицы