14. Ионное произведение н2о.

Ио́нное произведе́ние воды́ — произведение концентраций ионов водорода Н⁺ и ионов гидроксила OH⁻ в воде или в водных растворах, константа автопротолиза воды.

Вода, хотя и является слабым электролитом, в небольшой степени диссоциирует:

Равновесие этой реакции сильно смещено влево. Константу диссоциации воды можно вычислить по формуле:

где:

• [H⁺] — концентрация ионов гидроксония (протонов);

• [OH⁻] — концентрация гидроксид-ионов;

• [H₂O] — концентрация воды (в молекулярной форме) в воде;

Концентрация воды в воде, учитывая её малую степень диссоциации, величина практически постоянная и составляет (1000 г/л)/(18 г/моль) = 55,56 моль/л.

При 25 °C константа диссоциации воды равна 1,8·10⁻¹⁶моль/л. Уравнение (1) можно переписать как:

Обозначим произведение K·[H₂O] = K_в = 1,8·10⁻¹⁶ моль/л·55,56 моль/л = 10⁻¹⁴моль²/л² = [H⁺]·[OH⁻] (при 25 °C).

Константа K_в, равная произведению концентраций протонов и гидроксид-ионов, называется ионным произведением воды. Она является постоянной не только для чистой воды, но также и для разбавленных водных растворов веществ. C повышением температуры диссоциация воды увеличивается, следовательно, растёт и K_в, при понижении температуры — наоборот.

15. Обратимые и необратимые системы. Химическое равновесие. S,p,d,f-элементы и электроны. Особенности строения d-элементов.

16. Расчет alfa через изотермический коэффициент и константа диссоциации слабого электролита.

17.Количественные характеристики химической связи. Растворы электролитов. Электролитическая диссоциация. Количественные характеристики диссоциации.

18. Скорость химических реакций. Энергия активации. Активированный комплекс.

19. Ковалентная связь. Спиновая теория валентности.

20. Закон Раули для растворов не электролитов.

21. Принцип Ле-Шателье. Ковалентная связь. МВС. Сигма и Пи-связи. Простая,2ая,3ая связь.

22.Эбулиоскопический и криоскопический методы определения молекулярных масс растворенных веществ. Закон действующих масс для гомогенных и гетерогенных систем. Недостатки МВС. Магнитные свойства веществ.

23. Свойства растворов. Давление насыщенного пара. Диаграмма Р(Т ) для воды и раствора. ММО. Энергетические диаграммы, связывающие и разрыхляющие МО. Сигма и Пи-орбитали.

24. Гидролиз растворов Na2S и FeCl3.

25.ММО. Строение 2х атомных молекул элементов 2-го периода. Растворы. Растворение твердого тела. Способы выражения концентрации.

26. Смещение равновесия. Принцип Ле-Шателье. Квантовые числа. Атомные орбитали. Строение электронных уровней.

27. ММО. Строение молекулы 1-го периода.

28. Влияние температуры и концентрации на скорость реакции.

29. Гидролиз. Количественный характер. Влияние различных факторов на гидролиз.

30. Катализаторы. Роль катализатора. Поверхностные соединения.

31. Сравнение МВС и ММО

32. Развитие представлений о строении атома.

33. Протекание гомогенной реакции. Энергия активизации. Активированный комплекс. Влияние геометрии соударений. Энергетическая диаграмма.

34.Скорость химической реакции. Средняя и мгновенная скорости.

35. Растворимость. Влияние Т и Р на растворимость.

36. Общие представления о химической связи. Энергия ионизации. Сродство электролиза. Электроотрицительность.

37. Осмотическое давление растворов. Строение сложных атомов(спин,принцип запрета Паули, правило Кличковского,Хунда).

38. Кислоты,основания,соли. Причины диссоциации. Роль полярности связи.