- •Основные газовые законы. Определение молекулярных масс газообразных веществ.
- •Определение молекулярных масс газообразных веществ
- •Основные стехиометрические законы.
- •Понятие о химическом эквиваленте и эквивалентной массе простых и сложных веществ. Закон химических эквивалентов.
- •Волновые свойства электрона. Квантовые числа s-, p-, d-, f-состояния электрона. Электронные орбитали. Проскок электрона.
- •Принцип Паули. Определение электронной емкости уровней, подуровней и орбиталей. Правило Хунда.
- •Порядок заполнения подуровней электронами. Правила Клечковского, электронные и электронографические формулы.
- •Периодический закон д.И. Менделеева и периодическая система элементов: ряды, периоды, подгруппы, порядковый номер. Электронные аналоги.
- •Периодическое изменение свойств химических элементов. Радиус атомов, сродство к электрону, энергия ионизации, электроотрицательность.
- •Оксиды. Классификация, способы получения, химические свойства.
- •Кислоты. Классификация, способы получения, химические свойства.
- •Основания. Классификация, способы получения, химические свойства.
- •Соли. Классификация, способы получения, химические свойства.
- •Образование химической связи. Энергия связи и длина связи. Типы химической связи. Межмолекулярное взаимодействие. Водородная связь.
- •Ковалентная (атомная) связь. Метод валентных связей. Возбужденные состояния атомов.
- •Валентность и степень окисления. Способы определения степени окисления. Основные окислители и восстановители. Уравнять окислительно-восстановительную реакцию ионно-электронным методом.
- •Направленность ковалентной связи. Σ и π-связи. Гибридизация атомных орбиталей.
- •Полярность связи. Ионная (электронная) связь. Полярность молекул и их дипольный момент.
- •Донорно-акцепторный механизм ковалентной связи. Комплексные соединения.
- •Основные положения метода молекулярных орбиталей. Связывающие и разрыхляющие орбитали. Энергетические диаграммы.
- •Металлическая связь. Роль металлической связи в формировании физических и химических свойств металлов.
- •Система. Фаза. Компонент. Параметры системы. Правило фаз Гиббса.
- •Функции состояния: внутренняя энергия и стандартная энтальпия образования химических веществ
- •Первое начало термодинамики. Теплота, работа. Закон Гесса. Следствия из закона Гесса. Термохимические расчеты.
- •Зависимость теплового эффекта химической реакции от температуры (закон Кирхгоффа). Теплоемкость.
- •Второе начало термодинамики. Понятие об энтропии. Расчет энтропии. Изменение энтропии при химических процессах и фазовых переходах.
- •Объединенная формула первого и второго начала термодинамики. Свободная энергия Гиббса и Гельмгольца.
- •Третий закон термодинамики. Постулат Планка.
- •Постулат Планка
- •Условия самопроизвольного протекания химических реакций.
- •Константа химического равновесия. Расчет кр и кс.
- •Скорость химической реакции. Закон действующих масс. Константы скорости гомогенной и гетерогенной химических реакций. Связь константа скорости с константой равновесия
- •Закон действующих масс (з.Д.М.)
- •Кинетическая классификация по степени сложности. Молекулярность и порядок реакции. Обратимые и необратимые реакции. Классификация реакций по степени сложности
- •Зависимость скорости реакции от температуры. Правило Вант-Гоффа. Уравнение Аррениуса. Зависимость скорости реакции от температуры.
- •Энергия активации химической реакции. Аналитический и графический метод расчета энергии активации.
- •Катализ. Сущность гомогенного и гетерогенного катализа. Стадии гетерогенного катализа.
- •Растворы (разбавленные, концентрированные, насыщенные, пересыщенные). Способы выражения концентраций растворов.
- •Способы выражения концентрации растворов
- •Растворимость. Произведение растворимости. Изменение энтальпии и энтропии при растворении.
- •Физические и химические процессы при растворении. Растворимость твердых тел и жидкостей в жидкостях. Физические и химические процессы при растворении.
- •Растворимость газов в жидкостях. Закон Генри-Дальтона. Закон распределения.
- •Законы Рауля.
- •Э лектролитическая диссоциация. Степень диссоциации. Слабые электролиты.
- •Константа диссоциации. Закон разведения Оствальда.
- •Сильные электролиты. Понятие активности и коэффициента активности. Ионная сила раствора.
- •Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Понятие об индикаторах.
- •Гидролиз солей. Константа и степень гидролиза.
- •Окислительно-восстановительные реакции. Ионно-электродный метод подбора коэффициентов в окислительно-восстановительных реакциях.
- •Возникновение скачка потенциала на границе раздела "металл-раствор".
- •Равновесный электродный потенциал.
- •Медно-цинковый гальванический элемент Якоби-Даниеля. Процессы на электродах. Понятие об эдс.
- •Зависимость эдс гальванического элемента от природы реагирующих веществ, температуры и концентрации. Стандартная эдс.
- •Стандартный водородный электрод. Формула Нерста. Стандартный потенциал. Ряд напряжений металла.
- •Типы электродов. Стеклянный электрод.
- •Электролиз. Последовательность разряда ионов на катоде и аноде.
- •Законы Фарадея. Выход по току
- •Коррозия металлов. Химическая и электрохимическая коррозия
- •Основные методы борьбы с коррозией. Почвенная коррозия.
- •Кристаллическое состояние вещества. Химическая связь в кристаллах.
- •Сущность термографического анализа. Основные принципы построения диаграммы плавкости бинарных систем.
- •Диаграмма состояния однокомпонентной системы на примере воды.
- •Эвтектическая диаграмма плавкости (без образования твердых растворов).
- •Диаграмма плавкости непрерывных твердых растворов. Правило рычага.
- •Диаграмма плавкости бинарной системы с ограниченными твердыми растворами.
- •Диаграммы плавкости бинарных систем с образованием химических соединений.
- •Адсорбция и абсорбция. Хемосорбция.
- •Агрегатные состояния вещества. Стеклообразное и жидкокристаллическое состояния вещества.
Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Понятие об индикаторах.
Диссоциация воды.
Вода – слабый амфотерный электролит. И как слабый электролит в незначительной степени диссоциирует на ионы, которые находятся в равновесии с недиссоциированными молекулами:
H2O <-> H+ + OH-
KH2O = (H+)(OH-)/ (H2O)
Учитывая значение константы диссоциации воды и концентрацию недиссоциированных молекул воды в моль/л, получим выражение, называемое ионным произведением воды:
KH2O = (H+)(OH-)= 10-14
Постоянство произведения (H+)(OH-) означает, что в любом водном растворе ни концентрация ионов водорода, ни концентрация гидроксид-ионов не может быть равна нулю. В чистой воде: (H+)= (OH-)= 10-7 моль/л. Если в неё добавить кислоту, то (H+)станет больше 10-7, а (OH-)меньше. И наоборот.
Из постоянства произведения (H+)(OH-) следует, что при увеличении концентрации одного из ионов воды соответственно уменьшает концентрация другого иона. Это позволяет вычислить концентрацию одного вида ионов, когда известна концентрация другого.
Концентрации ионов водорода, выраженные в моль/л, обычно составляют малые доли единицы. Использование таких чисел не всегда удобно. Поэтому введена особая единица измерения концентрации ионов водорода, называемая водородным показателем и обозначается рН.
Водородным показателем рН называется отрицательные десятичный логарифм концентрации ионов водорода: рН = -lg(H+)
Гидроксильный показатель рОН называется отрицательным десятичным логарифморм ионов гидроксония: рОН = -lg(OH-)
рН + рОН = 14
рН = 7 – нейтральная среда;
рН < 7 – кислая среда;
рН > 7 – щелочная среда.
Одним из способов определения кислотности растворов является использование индикаторов (это сложные органические кислоты или основания):
Ио́нное произведе́ние воды́ — произведение концентраций ионов водорода Н+ и ионов гидроксида OH− в воде или в водных растворах, константа автопротолиза воды.
Вывод значения ионного произведения воды
Вода, хотя и является слабым электролитом, в небольшой степени диссоциирует:
H2O + H2O ↔ H3O+ + OH−
или
H2O ↔ H+ + OH−
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) = 55,72 моль/л.
Константа Kв, 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 Kв, при понижении температуры — наоборот.
Практическое значение ионного произведения воды
Практическое значение ионного произведения воды велико, так как оно позволяет при известной кислотности (щёлочности) любого раствора (то есть при известной концентрации [H+] или [OH−]) найти соответственно концентрации [OH−] или [H+]. Хотя в большинстве случаев для удобства представления пользуются не абсолютными значениями концентраций, а взятыми с обратными знаком их десятичными логарифмами — соответственно, водородным показателем (pH) и гидроксильным показателем (pOH).
Так как Kв — константа, при добавлении к раствору кислоты (ионов H+), концентрация гидроксид-ионов OH− будет падать и наоборот. В нейтральной среде [H+] = [OH−] = моль/л. При концентрации [H+] > 10−7 моль/л (соответственно, концентрации [OH−] 10−7 моль/л (соответственно, концентрации [H+] < 10−7 моль/л) — щелочной. Чистая вода очень плохо проводит электрический ток, но всё же обладает измеримой электрической проводимостью, которая объясняется небольшой диссоциацией воды на ионы водорода и гидроксид-ионы. Для воды и разбавленных водных растворов при неизменной температуре произведение концентраций ионов водорода и гидросид-ионов есть величина постоянная. Эта постоянная величина называется ионным произведением воды. Растворы, в которых концентрация ионов водорода и гидроксид-ионов одинаковы, называются
нейтральными растворами.
Если концентрация ионов водорода в водном растворе известна, то тем самым определена и концентрация гидроксид-ионов. Поэтому как степень кислотности, так и степень щёлочности раствора можно количественно охарактеризовать концентрацией ионов водорода. Кислотность и щелочность раствора можно выразить другим, более удобным способом: вместо концентрации ионов водорода указывают её десятичный логарифм, взятый с обратным знаком.
Эта величина называется водородным показателем и обозначается через рН:
рН=-lg[H+]
Для измерения рН существуют различные методы. Приближённо реакцию
раствора можно определить с помощью специальных реактивов, называемых
индикаторами, окраска которых меняется в зависимости от концентрации ионов
водорода. Наиболее распространённый индикатор – метиловый оранжевый,
метиловый красный, фенолфтолеин.
Индикаторы – вещества, позволяющие следить за составом среды или за протеканием химической реакции. Одни из самых распространенных – кислотно-основные индикаторы, которые изменяют цвет в зависимости от кислотности раствора. Происходит это потому, что в кислой и щелочной среде молекулы индикатора имеют разное строение.
Кислотно-основные индикаторы — органические соединения, способные изменять цвет в растворе при изменении кислотности (рН). Индикаторы широко используют в титровании в аналитической химии и биохимии. Из-за субъективности определения цвета, индикаторы pH не всегда удобны, для точного измерения pH используют pH-метры с цифровой индикацией.
Измерение pH с помощью индикаторной бумаги
Ks:
Формы применения индикаторов
Индикаторы обычно используют, добавляя несколько капель водного или спиртового раствора, либо немного порошка (например, смесь мурексида с хлоридом натрия) к пробе исследуемого раствора. Так, при титровании, в аликвоту исследуемого раствора добавляют индикатор, и наблюдают за изменениями цвета в точке эквивалентности.
Другой способ применения - использование полосок бумаги, пропитанных раствором индикатора или смеси индикаторов и высушенных (например, "Универсальный индикатор"). Такие полоски выпускают в самых разнообразных вариантах - с нанесенной на них цветной шкалой - эталоном цвета (в том числе для окрашенных или мутных сред), или с напечатанными числовыми значениями рН; для точного измерения в узких диапазонах рН, и для ориентировочного исследования растворов; в рулончиках, коробках и пеналах, или в виде отрывных книжечек.
Современные индикаторные полоски могут быть изготовлены с красителем - индикатором, привитым к целлюлозе или иному полимеру. Это делает их устойчивыми к вымыванию, вплоть до многократного использования.