11. Давление пара жидкости над раствором. Первый закон Рауля. Равновесное состояние системы жидкость-пар при данной температуре характеризует давление насыщенного пара. 1-й закон Рауля: относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором равно мольной доле растворенного вещества в растворе. При образовании раствора концентрация растворителя уменьшается и его мольная доля становиться меньше 1. Снижение мольной доли. Это вызывает нарушение равновесия в системе ж-п и в соответствии с принципом Ле-Шателье снижается давление пара, т. о. давление пара над раствором меньше, чем давление пара над чистым растворителем.

12. Температура кипения и замерзания растворов. Второй закон Рауля. Температура кипения-температура, при которой давление паров жидкости равно внешнему атмосферному давлению. Повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания раствора пропорционально числу частиц растворенного вещества и не зависит от его природы. 2 закон Рауля Температура кипения прямо пропорциональна моляльной концентрации.

13. Осмос . Ряд материалов определенного типа обладает свойствами полупроводимости, т. е. способности пропускать частицы одного типа и не пропускать частица других видов. Осмос — это односторонняя диффузия возникающая в растворах при наличии полупроницаемой перегородки, которая пропускает через себя молекулы растворителя и не пропускает молекулы растворенного вещества. При определенной внешней нагрузке( поршень) возникает динамическое равновесие. Давление, которое надо приложить к раствору, чтобы осмос прекратился, называют осмотическим. Осмотическое давление равно тому давлению, которое оказывало бы растворенное вещество если бы оно находилось в газообразном состоянии, при той же температуре и том же объеме, который занимает раствор — принцип Вант-Гоффа.

14. Теория электролитической диссоциации. Электролит — вещество, раствор которого(или расплав) проводят электрический ток, в результате диссоциации электронейтральных молекул на ион(-) и катион (+) под действием полярного растворителя(воды) или температуры(если расплав). Распад молекул электролита на ионы в процессе растворения или расплавления называется электролитической диссоциацией — ионизацией.

15. Изотонический коэффициент. Показывает во сколько раз истинное число частиц в растворе (молекулы: ионы, катионы) больше числа частиц растворенных. Зависти от природы раствора и концентрации.

16. Степень диссоциации. Понятие о сильных и слабых электролитах. Степень диссоциации (α ) — доля молекул электролита распавшихся на ионы. Если α > 30 % - сильные электролиты (все соли; кислоты: HCl, H2SO4; H2NO3; HBr; HY; основания: NAOH; KOH). Если 3%< α > 30% - электролиты средней силы. Если α < 3% - слабые электролиты.

17. Константа диссоциации. Закон разбавления Оствальда. Закон выражает взаимосвязь степени диссоциации от концентрации раствора. К = (α² * См)/1- α

18. Ионное произведение воды. Шкала рН и рОН. Ионное произведение воды позволяет вычислить концентрацию ионов Н, если известна концентрация ионов ОН, и наоборот. Шкала pH представляет собой удобный способ обозначения истинной концентрации ионов (а следовательно, и ионов) в любом водном растворе, кислотность которого лежит в интервале между 1,0 М и 1,0 М. Шкала pH составлена на основе ионного произведения воды. рН = log 1[H], pOH = log 1[OH]. Если рН > 7 – среда щелочная, если рН < 7 – среда кислая, если рН = 7 – среда.

19. Произведение растворимости. В насыщенном растворе при установившемся равновесии в единицу времени в растворе переходит столько ионов, сколько их снова возвращается в осадок. В следствии малой растворимости исходного вещества, считается, что его концентрация во времени постоянна [КА] = const, она не входит в выражение Кр, а произведения продуктов реакции при данной температуре есть величина постоянная и называется она произведение растворимости. Чем меньше величина произведения растворимости, тем менее растворимого вещества и тем хуже он переходит в раствор.

20. Реакции между электролитами (правило Бертоле). Реакция между электролитами происходит, если продукты реакции «удаляются» из реакционной среды. Выводится: в виде осадка, газа, мало диссоциированного соединения (МДС) — слабый электролит.

21. Гидролиз солей. Гидролиз соли — взаимодействие соли с водой приводящее к образованию более слабого электролита, чем исходная соль, и в 2 случаях из 4 к изменению рН среды. Если у соли заряды аниона(-) и катиона(+) отличаются, гидролиз идет по ступеням и ступеней столько, во сколько различаются заряды. По первой ступени гидролиз всегда идет интенсивнее, чем по последующим. Существует 4 типа гидролиза солей: 1) гидролиз катиона (подвергает гидролизу слабой части соли) pH > 7 Пример: CuCl2 + H2O = CuOHCl + HCl (слабое основание и сильная кислота) Cu + 2Cl + H2O = CuOH + Cl + H + Cl Cu + H2O = CuOH + H 2 ступень: CuOHCl + H2O = Cu(OH)2 + HCl CuOH + Cl + H2O = Cu(OH)2 + H + Cl CuOH + H2O = Cu(OH)2 + H 2) Гидролиз аниона (сильное основание слабая кислота) рН < 7 Пример: Na2CO3 + H2O = NaHCO3 + NaOH 2Na + CO3 + H2O = Na + HCO3 + Na + OH CO3 + H2O = HCO3 + OH 2 ступень: NaHCO3 + H2O = H2CO3 + NaOH Na + HCO3 + H2O = H2CO3 + Na + OH HCO3 + H2O = H2CO3 + OH 3) Гидролиз аниона и катиона. (Гидролиз соли, образованный слабым основанием и слабой кислотой) рН = 7 Пример: CH3COONH4 + H2O – CH3COOH + NH4OH CH3COO + NH4 + H2O – CH3COOH + NH4OH 4) Гидролиз соли образованный сильной кислотой и сильным основанием. NaCl + H2O – не идет!

22. Модели строения атома.

23. Современная теория строения атома. Волновая функция.

24. Главное и орбитальное квантовые числа. Главное квантовое число n — определяет энергию и размеры электронных орбиталей. Принимает значения 1, 2, 3, 4, 5, … и характеризует оболочку или энергетический уровень. Чем больше n тем выше энергия. Орбитальное квантовое число l — определяет форму атомной орбитали. Электронные оболочки расщеплены на подоболочки, поэтому орбитальное квантовое число также характеризует энергетические подуровни в электронной оболочке атома. Орбитальные квантовые числа принимают целочисленные значения от 0 до (n – 1). Подоболочки также обозначаются буквами: Подоболочка (подуровень) …........ s p d f Орбитальное квантовое число,l .... 0 1 2 3

25. Магнитное и спиновое квантовые числа. Магнитное квантовое число ml — характеризует ориентацию орбитали в пространстве. Магнитное квантовое число принимает целочисленные значения от -l до +l, включая ноль. Например, для l = 3, магнитные квантовые числа имеют значения -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3, т. е. в данной оболочке существует семь орбиталей. Спиновое квантовое число ms. Каждый электрон характеризуется собственным механическим моментом движения, который получил название спина. Спиновое квантовое число ms имеет только два значения +½ и -½. Положительные и отрицательные значения спина связаны с его направлением. Электроны с разными спинами обычно обозначаются противоположно направленными стрелками ↑↓

26. Квантовая ячейка. Электронная пара. Принцип Паули. Принцип заперта Паули. В 1925 г. П. Паули постулировал принцип запрета, согласно которому в атоме не может быть двух электронов, обладающих одинаковым набором квантовых чисел n, l, ml, ms. Отсюда следует, что на каждой орбитали может быть не более двух электронов, причем они должны иметь противоположные (антипараллельные) спины, т. е. допускается заполнение ↑↓ и не допускается заполнение ↑↑ и ↓↓ .

27. Энергия ионизации. Сродство атома к электрону. Электроотрицательность Энергия ионизации — энергия, необходимая для удаления одного моля электронов от одного моля атомов какого либо элемента, называется первой энергией ионизации. В результате ионизации атомы превращаются в положительно заряженные ионы. Сродство атома к электрону — энергия которая выделяется, при присоединении моля электронов к молю атомов. Э + е = Э‾ Электроотрицательность. Для характеристики способности атомов в соединениях притягивать к себе электроны введено понятие электроотрицательность (ЭО). Имеется несколько шкал электроотрицательности. Согласно Р. Малликену ЭО равна полусумме энергии ионизации и энергии сродства к электрону. Электроотрицательность элементов возрастает по периоду и несколько убывает в группах с возрастанием номера периода у элементов I, II, V, VI и VII главных подгрупп, III, IV и V — побочных подгрупп, имеет сложную зависимость у элементов III главной подгруппы, возрастает с увеличением номера периода у элементов VII – VIII побочных подгрупп.

28. Ковалентная связь. Химическая связь, образованная путем обобществления пары электронов двумя атомами, называется ковалентной связью.

29. Характеристика и форма электронных орбиталей.

30. Ионная связь. Ионная химическая связь представляет собой электростатическое взаимодействие отрицательно и положительно заряженных ионов в химических соединениях. Такая связь возникает лишь в случае большой разнотси ЭО атомов, например между катионами s - металлов первой и второй групп периодической системы и анионами неметаллов VI и VII групп.

31. Донорно — акцепторная связь. Согласно этой связи образуется общая электронная пара за счет неподеленной пары электронов одного атома (донора) и вакантной орбитали другого атома или иона (акцептора). Ковалентная связь по донорно — акцепторному механизму образуеться при взаимодействии многих атомов, ионов и молекул.

32. Металлическая связь.

33. Водородная связь. Химическая связь, образованная положительно поляризованным водородом молекулы А — Н (или полярной группы — А — Н) и электроотрицательным атомом В другой или той же молекулы. Если водородная связь образуется между разными молекулами, она называется межмолекулярной. Если связь образуется между двумя группами одной и той же молекулы, то она называется внутримолекулярной.

34. Межмолекулярные взаимодействия.

35. Окислительно — восстановительные реакции. ОВР — это реакции протекающие с изменением степени окисления атомов элементов входящих в состав реагирующих веществ. Сущность ОВР заключается в переносе электронов от одной реагирующей частицы к другой.

36. Виды ОВР. 1) Межмолекулярные (межатомные). В них изменяются с. о. Атомов разных по природе частиц.

Пример:

Mg + Cl2 → MgCl2

Mgº – 2e → Mg² – восстановитель, реакция окисления.

Clº2 + 2e → Cl¯¹ — окислитель, реакция восстановления.

2) Внутримолекулярные реакции. Меняются с.о. Разны атомов входящих в состав одной и той же молекулы.

Пример:

2К¹ClO¯²3 → 2K¹Cl¯¹ + 3Oº2

3) Самоокисление, самовосстановление. Реакции диспропорционирования.

Пример:

2Н2О¯¹2 → 2Н2О¯² + Оº2

Определение эквивалентной массы окислителя.

Эквивалентная масса окислителя (восстановителя) - отношение молярной массы вещества, в состав которого входит атом меняющий свою степень окисления к числу отданных или принятых в ходе ОВР электронов одной молекулы.

Мэ = М/n(электронов) (г/моль)

38. Возникновение разности потенциалов на границе раздела металл-раствор электролита.

На границе раздела фаз металл | раствор возникает двойной электрический слой (ДЭС) имеющий диффузионное строение: на поверхности металла отрицательный заряд, а в пограничном слое жидкости — положительный заряд. Создается пограничная разность потенциалов или так называемый электродный потенциал Ме.

39. Принцип работы гальванического элемента.

Данный гальванический элемент состоит из цинковой пластинки погруженный в раствор ZnSO4 (цинковый электрод) Электрод- металл погруженный в раствор собственной соли) и медной пластинки погруженной в раствор CuSO4, что бы растворы не смешивались между ними устанавливается пористая перегородка. При работе гальванического элемента электролита электроны движутся по внешней цепи.

При работе гальванического элемента ( при замкнутой цепи) начинается ОВР. Цинк — окисляется отдавая 2е, при этом атомы цинка становятся ионами и переходят в раствор. Медь перенимает 2е, которые отдал цинк и восстанавливается, ионы меди становятся атомами.

Электрод на котором идет процесс окисления называется анодом - А-

электрод на котором идет процесс восстановления называется катодом — К+

При работе гальванического элемента на электродах возникает электродный потенциал (φ(Е)) который можно рассчитать с помощью уравнения Нернста:

φº — стандартный электродный потенциал, Ме погруженный в раствор собственной соли

R — универсальная газовая постоянная — 8.31

Т — температура по Кельвину

n — колличество участвующих электронов ( К | К+ участвует 1е)

F – число фарадея

С — молярная концентрация р-ра соли в которую погружен Ме.

При работе гальванического элемента возникает электродвижущая сила ЭДС

ЭДС = φк — φа.

40. Виды гальванических элементов.

1. химический г. э. с переносом — медно - цинковый г. э. :

• Zn | ZnSO4 || CuSO4 | Cu +

- A : Zn – 2e → Zn²

+ K: Cu² + 2e → Cuº

Zn + CuSO4 → ZnSO4 + Cu

Элемент с жидкостной границей, на которой возникает диффузионный потенциал — химический элемент, т.к. при его работе материал обоих электродов участвуют в химической реакции.

2. концентрационный г. э. с переносом

Электрод растворяется в менее концентрированного растворе и восстанавливается из более концентрированного раствора.

Ag | AgNO3 || AgNO3 | Ag

0,1м 0,001м

Ag | Ag || Ag | Ag

3) физический г. э.

Электроды, в физическом г. э., изготовлены из одинакового материала, погружены в одни растворы электролитов, но при разных температурах.

41. Ряд напряжений.

42. При работе гальванического элемента на электродах возникает электродный потенциал (φ(Е)) который можно рассчитать с помощью уравнения Нернста:

φº — стандартный электродный потенциал, Ме погруженный в раствор собственной соли

R — универсальная газовая постоянная — 8.31

Т — температура по Кельвину

n — колличество участвующих электронов ( К | К+ участвует 1е)

F – число фарадея

С — молярная концентрация р-ра соли в которую погружен Ме.