химия

1) осн законы химии:з-н сохр массы,постоянства состояний,кратных отношений,з-н Авогардо и след-е из него.з-н эквивалентов,эквивалент простого и сложного вещ-ва.опр-е эквивалента по хим реакциям.число эквивалентности,фактор эквивалентности для кислот, оснований, солей, оксидов: з-н сохр массы - масса вещ-в, вступающих в хим реакцию, = массе вещ-в, образующихся в рез-те реакции.(открыт ломоносовым). Т.к. при хим. реакциях атомы не исчезают и не могут возникнуть из ничего; общ число атомов остается постоянным . з-н постоянства сост-й- всякое чистое вещ-во независимо от сп-ба его получения всегда имеет пост. качественный и количественный состав . з-н кратных отношений-если 2 хим эл-та дают несколько соединений, то весовые доли одного и того же элемента в этих соед-ях, приходящиеся на одну и ту же весовую долю второго элемента, относятся м-у собой как небольшие целые числа. З-н авогардо и следствия-в равных объемах различных газов при один условиях сод-ся одинаковое число молекул.(только для газообразных вещ-в).След-я: 1. Одно и то же число молекул различных газов при один усл-х занимает одинаковые объемы.2. При норм условиях (0°C = 273°К , 1 атм = 101,3 кПа) 1 моль любого газа занимает объем 22,4 л. З-н эквивалентов:вещ-ва взаимод-ютв реакциях в весовых количествах пропорц их эквивалентам.m_A /m_B=M(Э)А/М(Э)В. эквивалент – реал или условная частица,к-я может замещать,присоед-ть или высвобождать,а также быть равнозначным 1 атому водорода,иону водорода илиэлектрону. Это величина переменная,зав от усл-й реакции.число эквивалентности z-показывает,к-я часть атома эл-та или молекулы соотв 1 атому,иону водорода или электрону.фактор экв-ти Φ-пок-т,к-я доля от реал частицы эквивалентна 1 атому водорода,иону или электрону.Ф=1/z. Для кислот Z=кол-ву Н⁺,учавст.в реакции,Ф=1/z;для оснований Z=числу групп ОН,для солей Z=числу атомов ионов металлов,умноженных на заряд эл-та. Для элемента Z=номеру группы

2) строение атома,эволюция в теории строения атома,современная теория строения атома, корпускулярно-волновая двойственность электрона. принцип неопред-ти гейзенберга,ур-е шредингера, волновая ф-ция,электронное облако. квантовые числа,их физ смысл. энергит ур-нь подуровень.принцип паули,сл-я из него.правила гунда.электрон конфигурации эл-ов: по томсону атом имеет плотную упаковку в виде капли,где равномер положит масса и вкраплены отриц заряды. резерфорд экпериментально опровергнул эту теорию. прдложил планетарную модель.где вся осн масса-в ядре. ридвер опровергнул,брал водород,возбуждал и смотрел спектр. Но спектр д.б. сплошным и энергию электрон должен терять,радиус должен сокращаться,но этого нет.бор выдвинул 2 постулата:1)2Пmvr=nh.разрешены только стационарные орбиты.2)при переходе атома из возбужденного сост-я в норм,он излучает Е виде свет кванта с опред частотой.Луи де броиль предположил,что электрон обладает не только св-ми частицы,но и волны.ур-е волны де бройля: λ=h/mv. принцип неопределенности: для микрочастиц невозможно одновременно точно опред-ть координату частицы (x,y,z) и ее скорость (или импульс). Согласно этому принципу невозможно утверждать, что электрон, имеющий опред ск-сть, находится в данной точке прост-ва.ур-е шредингера: ψ-волновая ф-ция,опис чистое состояние объекта. где , h— постоянная Планка; m — масса частицы, E_P — внеш по отношению к частице потен энергия в точке r, Δ— оператор Лапласа.электр облака: атом водорода образует сферическое облако(s-орбиталь).если болше энергия-гантелеобразная обл-ть(p-орбиталь),более сложные другие орбитали(d,f,…).бор описал атом с помощью набора квантовых чисел:1)n=1,2,3,…∞(радиус орбит,номер периода,общ закон энергии электрона),2)l=0,…,(n-1)-орбитальное число(форма орбиты облака,mvr-орбит момент) 3)магнитное: m_L= -l,…0…+l(ориентация в орбиты в пр-ве,рапол-е электронного облака в пр-ве.)4)спиновое: m_S=±1/2(собств вращение електрона вокруг собственной оси). Уровни и подуровни: на 1м уровне его 0 подуровнем. 1S м.б. макс 2 электрона,на 2 ур-не,его 2х подуров-х м.б.макс 8 электронов,на 3 ур-не его 3 подур-х м.б. макс 18 е.в табл менделеева в 3 периоде 8 эл-тов и может заполняться только 3S и 3p. На 4 ур-не его 4 подуровнях 4S,4p,4d,4f е хватит на 4S и 4p и 3d. 4d будет заполняться в пятом периоде,а 4f-в шестом.принцип пауля:в атоме не может быть 2 е,облад 4 одинаковыми квантовыми числами,3 могут совпадать,но спиновое будет отличаться по знаку.правило гунда :заполнение последовательное,е заполняют орбиты так,чтобы обще сплин с/с был макс.электрон конфигурация-запись распред-я е в атоме по ур-ям и подур-ям.заполнение начинается в низших подур-ей. Заполнение орбиталей происходит в порядке возрастания суммы n+l,а при равной сумме в порядке n.внеш ур-нь указывает на число валентных е,а подур-нь на принадлежность к семейству.нечет номер это +1/2,а чет -1/2.валентность-число неспаренных е на внеш ур-не.макс валентность совпадает с номером группы.

3)период з-н и его физ смысл.период с/с эл-ов,понятие о s-,p-,d-,f-эл-ах.электр аналоги.потенциал ионизации, сродство к е,электроотрицательность.изм-е величин в группах и периодах. Период з-н: Св-ва простых тел, а также формы и св-ва соединений эл-ов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов. Физ смысл: . Возрастание положит зарядов атомных ядер от 1 до 107 обуславливает периодическое повторение строения внеш энергет ур-ня. А поскольку св-ва эл-ов в основном зависят от числа е на внеш ур-не, то и они периодически повторяются. Номер периода соотвт числу энергет ур-ей атомов, заполняемых электронами. У эл-ов гл подгрупп заполняются или s-подуровни (это s-элементы), или р-подуровни внеш уровней. У эл-ов побочных подгрупп заполняется (d-подуровень второго снаружи уровня (это d-элементы). Полные аналоги - когда рассм-ся эл-ты однотипной структуры внеш электр оболочки при люб заданной валентности.относятся элементы,стоящие др под др больших периодов.если однотипность распростроняется лишь на нек случаи валентности, то это неполные аналоги.потенциал ионизации-определяется,как работа, требуемая для отрыва е от атома и удаления его на ∞ большое расстояние. К примеру при отрыве второго е требуется больше энергии чем для отрыва первого,значит и второй потенциал больше первого.сродство к електрону-энергия,выделяющаяся в пр-се присоед електрона к свобод атому с превращением его в отр ион. Обозначается ε. Изм-ся в кДж/моль или эВ/атом.электроотрицательность(χ)-хим св-во атома,количественная характеристика способ-ти атома притягивать к себе обще электронные пары. χ=0,5(J₁^A+ε_A). J₁^A и ε_A-соответственно энергия ионизации атома и его сродство к электрону.

4. Химич.связь. Имеет электронное происхождение,она осущ-ся валентными электронами и в завис-ти от расп-я электронной пл-ти между атомами различают: ковалентная (полярная/неполярная), ионная(крайний случай поляр.ковал.связи), металлич., водородная. Силы Ван-дер-Ваальса. Ковалентная связь-для объяснения ее природы сущ. методы: валентных связей, молекуляр.связей(рассм.мол-лу как целое,с позиции идей строения атома).Квантово-механические представления об образ-и хим.связи,принимаемые обоими методами: Условия образ-я: 1)Снижение Еn системы,если у 2х атомов есть возможность понизить свою Еn путем различ. комбинаций,они это делают. Обменный механизм(когда каждый отдает по 1му электрону. Донорно-акцепторный- один атом (донор) предоставляет электронную пару, а другой атом (акцептор) предоставляет для этой пары свободную орбиталь; Характеристика ковалентной связи: 1)Длина(рас-е м/у ядрами) d_A-B= (d_A-A + d_B-B )/2 2)энергия связи-кол-во энергии,к-е выделяется при обр-и молекулы. Чем больше область перекрывания,тем сильнее связь. Факторы: 1)Чем больше радиус атома,тем меньше степень перекрывания 2)От формы облаков:связь прочнее если перекрываются орбитали,единые по энергии и форме. 3)От способа перекрывания:если область перекрывания линии вдоль линии,связывающей ядра атома,то это δ-связь(«-«). Если область перекрывания лежит перпенд. линии связ.атомы =>π-связь(«=»).Менее прочная,т.к. ядра ближе,сила отталк. больше. Св-ва ковалентной связи. 1)Насыщаемость. 2 атома водорода могут соед-ся в молекулу т.к. спины их противоположно направлены. 3-й атом присоед-ся не может, т.к.спин его электрона будет совпадать с уже имеющимся, и будет отталкивание. Главное условие насыщаемости-наличие антипараллельных спинов . 2)Направленность. Может случиться так, что хим.связь образ.орбитали различ.симметрии, а связи получаются одинаковые. Тогда предварительно орбитали должны перемешаться (это гибридизация, когда из орбиталей, различных по энергии и форме, образуются единые орбитали, к-е дают начало одинаковым хим.связям. 3)Поляризуемость Сколько орбиталей перемешается, столько получится гибридных орбиталей.

Тип молекулы AX₂E₀. Вывод:1)в образ.мол-лы участв.2 δ-связи 2)тип гибр-и sp 3)располож-е электр.облаков линейное,геометрия линейная.

Тип молекулы AX₃E₀. Вывод:1) в образ.мол-лы участв.3 δ-связи 2)тип гибр-и sp² 3)располож-е электр.облаков по осям правил.треуг.,геометрия - правил.треугольник.

Тип молекулы AX₄E₀. Вывод:1) в образ.мол-лы участв.4 δ-связи 2)тип гибр-и sp³ 3)располож-е электр.облаков по осям правил.тетраэдра,геометрия - правил.тетраэдр.

5. Энергетика хим процессов, термодинамика. внутр. энергия. Энтальпия. Тепловой эффект р-ций. З-н Гесса. Термохи. ур-я.Энтропия. Условия самопроиз-го протекания р-ций. Термодинамика – это наука, заним-ся изучением взаимных превращений энергии, связанных с переходом энергии м/у телами в форме теплоты и работы. Термохим-е ур-я – содерж. в правой части тепловой эффект. Экзотерм-е - с выделением тепла. Эндотерм-е – с поглощением тепла.

PbO(к) + CO(г) =→Pb(к) + CO₂(г)+64кДж – термохим.ур., экзотерм.р-я

PbO(к) + CO(г) =→Pb(к) + CO₂(г) – термодинам.ур-е, экзотерм.р-я △H=-64кДж

если △H<0 – р-я экзотерм., тепло выдел-ся, для системы теряется =); если △H>0 – р-я эндотерм., тепло системой приобретается. U(внутр.энергия) – энергия движ-я и взаим-я частиц системы. V=const - процесс изохорный, p=const - изобарный, Т=const - изотермический. Адиабатный процесс – без обмена энергией м/у системой и окруж. средой. 1з-н Термодинамики: Q=△U+A сумма изменений внутр. энергии и совершенной системой работы равна сообщенной системе теплоте. Под работой внеш.сил подразумев-ся работа против внеш.давления. A=p(V₂-V₁)=p△V 1)если V=const QV=△U (A=0) 2) если p=const Qp=△H U+pV=H Энтальпия(H) – теплосодержание системы, энергия расширен.сист. Станд.сист.: △H₂₉₈^o[кДж/моль] – тепловой эффект, относится к образ-ю 1 моль соед-я из элементов в станд. условиях. (p=1атм. t=25^oC) Энтальпия простых в-в =0!

Законы термохимии: 1) Тепловой эффект образования данного соединения равен, но обратен по знаку тепловому эф-ту его разложения. 2) З-н Гесса: Тепловой эффект не зависит от пути, по к-му идет процесс, он опред-ся конеч. и начальным состоянием системы. Следствие з-на Гесса: Тепловой эффект р-и равен сумма теплот образ-я продуктов р-и минус сумма теплот образ-я исход.в-в. △H˚p =Σ△H˚обр.пр.р. - Σ△H˚обр.исх.в. Для △H рассчит-ся задачи 2х типов: 1) △H р-и,реш-ся вопрос об эндо/экзо 2)если известен △H˚p, можно опред-ть △Hобраз. любого в-ва р-и.

1з-н Термодинамики расс-ет уже совершившиеся процессы и не устанавливает возможности протекания р-и. Это устанавл-ет 2-й з-н термодинамики, сущность к-го составляет энтропия. △S₂₉₈˚- станд.энтропия. [кДж/моль*К]

Энтропия-это мера неупорядоченности молекул, мера беспорядка. 2-й з-н термодинамики : всякая система стремится к такому сост-ю, когда ее энтропия максимальна, т.е.стрем-ся к беспорядку. Энтропия возрастает при испарении, плавлении, нагревании и уменьшается при охлаждении и конденсации. Если △S˚>0-р-я возможна самопроизвольно; △S˚<0-р-я не возможна самопроизвольно; если △S˚=0-равновесие. Правило. Для гомогенной газообразной системы можно определить знак энтропии, не производя вычислений: если объем в р-и возрастает, то △S˚>0, уменьшается- △S˚<0. △G₂₉₈˚-энергия Гибса-свободная энергия, изобарный потенциал. В химии есть 2 стремления, 2 тенденции в хим.р-х. 1)Стремление частиц /молекул объедениться в более сложные. Это идет с выигрышем в энергии, △H<0. 2)Стремление частиц разъединиться в мелкие △S˚>0. В р-и присутств.обе величины, и может получить так, что одна const разр-ет р-ю, а др. const запрещает. △G- мера химического сродства в-в в р-и, движущая сила процесса. Если △G<0 -р-я возможна самопроизвольно; △G˚>0-р-я не возможна самопроизвольно; если △G˚=0-равновесие. Расчитывается по следствию з-на Гесса в станд.ус-х: △G₂₉₈˚ =Σ△G˚прод. - Σ△G˚исх.

Если усл-я отличн. от станд-х, тогда по основному ур-ю химич.термодинамики: △G=△H – T△S

6. Кинетика-учение о скорости хим.реакции и ее зависимости от внешних факторов: темп-ры, конце-ции, давления, католизаторов. В-во/смесь веществ в опред.ограниченном объеме назыв.системой . Компоненты – отдел. составл-е системы. Фаза –гомогенная часть гетерогенной системы. Гомогенная система - однородная система, хим. состав и физич. св-ва к-й во всех частях одинаковы или меняются непрерывно, без скачков (между частями системы нет поверхностей раздела). Гетерогенная система – неоднор. система, сост-я из однородных частей (фаз), разделенных поверхностью раздела. Скорость гомогенной реакции-это изм-е концентрации в ед.времени.

[моль/л*с; моль/л*мин].(- прямая р-я,+ обратная р-я). Для прямой р-и (исх.в-в)конц-иисх.в-в убывают, а скорость всегда +, => берем с “-“. Скорость зависит от концентрации и температуры. Зависимость скорости от конц.дается законом действующих масс: скорость х/р прямо пропорциональна (при постоян.t) произведению конц.в-в в степенях их коэф-ов. Для гомогенной реакции: (примеры)

Н₂(г)+О₂(г)←→2Н₂О(г) V=k*[H₂]²*[O₂] либо V=k*C²_H2*C_O2

N₂(г)+3Н₂(г) ←→2NН₃(г) V=k*C_N2*C³_H2

k-константа скорости. Она =скорости, если конц-и =1. Зависимость скорости от темпрер.дается правилом Вант-Гоффа: при увелич.темп.на каждые 10 ˚С скорость возрастает в 2-4 раза. V_t2/V_t1=Υ^(t2-t1)/10 Υ-температ.коэф-т=2-4

Скорость в гетерогенной реакции: р-я идет на поверхности разделов фаз, скорость зависит от развития этой поверхности, от степени дисперстности. [V]=[моль/л*с*см²; моль/л*с*м²] Fe₃O₄(т)+4CO(г)←→3Fe(т)+4CO₂(г) [Fe₃O₄](т)=const => V=k*[CO]⁴

7).Обратимые реак-ии-реак-ции ,идущ.олновремен.в 2взаимно противополож.направлениях. Химич.равновесие когда v₁=v₂(1-прямая,2-обратная). константа равновесия: гомоген.р-я H₂ (г)+I₂ (г)=2HI (г) v₁=K₁C_H2C_I2 v₂=K₂C²_HI ;гетероген Fe₃O₄ (т)+4CO (г)=3Fe (т)+4CO₂ (г) аналогичн. физ.смысл:К_равнов показ.насколько прошла прямая реа-я,насколько продукты преоблад.в смеси.Зависит от природы вещ-ва,температ,но не завис.от концентрации. Равновесие можно смещать,измен. температуру, давление(газы),концентрац(р-ры).По принц-у Ле-Шателье: действие=противодейств .1)изменен .температуры. повышение температ. способств.р-ии,идущей в сторону поглощ.тепла(н-р экзо-.. то смещение ).понижение температ.-в сторону с выделением тепла.2)изменен.давления.увелич.давления(сжатие)способст.р-ии,идущ в сторону меньшего V,меньшего числа молекул.увеличен.давления(растяжение) -в сторону р-ии с больш.V.3)изменен.концентрац. Закон действ.масс справедлив для газов и жидкостей.∆G⁰₂₉₈= -RTlnK⁰ стандарт.константа равновес. связана со стандарт эн.Гиббса

8).Если в одном вещ-ве(среде) растварено в виде отдел.частиц др.вещ-вомы имеем дисперсн.с\с.D=1/τ, τ-радиус частиц. А-раствор-ль,В-растворен.вещ-во. Дисперсн.сист: 1.взвеси(эмульсии«жидкое в жидк», суспензии«тв.в жидк»)τ=10мк-100мк 2.коллоидн.р-р τ= 100мк-1ммк.3. молекуляр .р-р τ<1ммк. 2теории: 1)физическая(между А и В нет взаимосв.) 2)химич. (гидратная) есть взаимодейств.1.теплов.эф-ты при растворен.2.изменен.V.3.изменен.цвета или появлен.окраски 4.появл.вкуса,запаха,изменен.плотности,вязкости 5.при растворен. образ.сальваты(любой р-ль)или гидраты(рас-ль вода) Сальваты и гидраты-нестойкие,непрочн.образования между АиВ,близкие по хар-ру к хим.соединениям но неопред.состава. 6.расстворение возможно если возможен к-либо тип межмолек.взаимодейств. І.ион-дипольн. ІІ диполь-дипольн. ІІІ дисперсион.Вся масса молек.имеет ц.тяж.зарядов,совмещен.начин колебаться такт в такт и возник.мгновен.диполи,кот.будут ориентир.совмещен. концами. ІV водород.связь (Н₂О)_х подобное раствор.в подобном 7.способы выражен.концентрац.Концентрац-определен.весовое или объемн.кол-воВ,содерж.в опред весовом или объемн.кол-веА или р-ра ω%массовая доля-массаВ в 100гр р-ра. ω=m_B\(m_A+m_B)*100%= m_B\m_р-ра*100%= m_B\V_млρ_л\мл Молярн.концентрац-число мольВ в 1л р-ра. Норм.концентрац.-число моль эквивалентовВ в 1л р-ра(молярн.концентрац.эквивалентов) , моляльная-число мольB,содерж.в 1000г А все измерен.с точностью до 4 знака. Титр(Т)-масса В,содерж в 1 мл р-ра Т=m_B\v (до5знака) Формы перерасчета: .Определен.титра провод.методом титрования(приливания р-ра известной концентрац.к р-ру неизвестн.концентрац) титрован. прекращ.при достижен.точки эквивалентности,кот.опред индикатором.расчет по закону эквивалентов С_н(NaOH)v _NaOH=C_н(HCl)v _HCl. Св-ва рас-ов:1.индивид. (цвет,запах, вкус,вязкость,плотность) 2.общие(обусловлены присутств.в каждом р-ре определен числа молек.раствор-ля) а)осмос-проникновен.молекулы раствор-ля сквозь полунепрониц. перегородку. Осмический з-н Вант-Гоффа: Р_осм=С_мRT R= 8.314 Дж/моль*К= 0.0831 л*атм/моль*к Р_осм завис.от числа частиц раств-ля или пропорц.концентрации.б)давление пара р-ра.под р-ром всегда устанавл.давление паров растворителя всегда меньше чем над чистым р-лем Р-Р₀=∆Р_р-ра понижен.давления парорастворит.над р-ром.оно завис.от числа растворен.частиц ∆Р=Р_А-х_В, х_В-мольная доляВ. открыт и вант Гоффом и Раулем. ∆Р_р-ра пропорцион.числу частиц,раствор-ля или зависит от числа растворен.частиц В. в)температ.замерз.и кипения.р-ры кипят при более высок.температур.,а замерз.при более низких.t^р-ра_кип-t^р-ля_кип=∆t_кип=К_э*С_m второй з-н Рауля. К_э эбуллиоскопич.)в 5 табл.зависит от природы вещ-ва, t_зам= К_к*С_m. К_к(криоскопич.) коллоидн.сост.хар-но для многих в-в,если их частиц.имеют размер 1-500нм.Поверхн.слой хар-ся пов-ой энергией и способн.адсорбировать частицы. лиофильные(гидрофильные)-раст-ль взаимод.с ядрами частиц,а лиофобные(гидрофобные)-не взаимод. Св-ва: 1)устойчивость кинетич.и агрегативная:постоянство концентрац.дисперсной фазы и постоян.дисперст.фазы.более уст.гидрофил.золи(кол-во частиц взаим.с водой)2)электрич., перемещ.гранул под действ.эл.тока(электролиз) 3)оптические.способн.рассеивать свет. метод получ: 1)мех.дробление 2)хим.дробление.

9)Имеет место электролитич.диссоциация с образован.ионов.было обнаружено несоответст.для целой группы р-ров в экперимент.и теоретич.расчетах. Р_осм^эксп\ Р_осм^теор, ∆Р^эксп\∆Р^теор, ∆t_кип^эксп\∆t_кип^теор, ∆t_зам^эксп\∆t_зам^теор=i, i-изотонич.коэф. i=1 неэлектр.,i>1электрол. Несоответ.было связано с неверн.подсчетом числа частиц в р-ре.если р-р неэлектролит,то в р-ре отдельн.неделим.молекулы,а если раствор.электролит,то число частиц в р-ре у²,у³..при растворен.кислот,солей,оснований в воде хим.связь в молекулах этих в-в так ослабл,что достаточно просто энергии движен.молекул,чтобы разорвать совсем І.полярн.ковалент.связь 1.ориентац.2.расстаскив.молекул на кусочки3.в р-р уходят гидротир.ионы.свобод.ионов нет,они гидротированы(окруж.плотной водн.оболочкой) ІІ ион.соединен.Диссоциация-распад номерн.ков.соединен.и ионных соединен.на ионы под действием номерн.молекул раств-лей(чаще воды).В р-ре появл.ионы и они начин.проводить эл.ток-электролит.диссоциация. α-отношен.числа пред.молекул к начал.числу электролита α=n\N α=0,3=30% типы электролитов1) α >30 сильные.щелочи:LiOH,NaOH,KOH,Ca(OH)₂..кислоты:HCl,HBr,HJ,HNO₃..2) 1< α 30 средние HF,H₂SO₃,H₃PO₄.3) α <1% слабые HOH,NH₄OH.. α=(i-1)\(n-1) n-число ионов в р-ре. сильные эл.в водн.р-ре диссоц.полностью слабые-частично,устанавл.равновесие между ион.в р-ре и нераспавш.молекулами. К_равн=К_{дис ,} К_дис показ.насколько распался электролит,насколько ионы присутств.в смеси. К_дис =с² α²\(1- α)^с = сα²\(1- α) з-н разбвлен.Оствальда.при добавлен.р-ра слаб.электролита степень дис.его возрастает.Если оч слабый и бесконечн.разбавлять то(1- α)1,тогда следст.из з-на Оствальда.

абсолютно нераствор.в-в нет. AgCl=Ag⁺+Cl^-,К_равн=С_AgC_Cl\C_AgCl =ПР.Смысл ПР-показать,насколько осадок полно связывает ионы.Реакц.идет в ту сторону,где ПР меньшая величина,где осадок сильнее связ.ионы ПР_расч≥ПР_табл осадок есть, ПР_расч<ПР_табл осадка нет.

10. Диссоциация(Д) воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель среды. Индикаторы. Чистая вода может проводить электр. ток. Это вызвано способностью мол-лы воды диссоциироваться на два иона которые и являются проводниками электр. тока в чистой воде: H₂O ↔ H⁺ + OH^- . Д обратима, то есть ионы H⁺ и OH^- могут снова образовать мол-лу воды. В итоге наступает динамич. равновесие при котором кол-во распавшихся мол-л = кол-ву образовавшихся из H⁺ и OH^- ионов. Т.е. скорости обоих процессов будут равны. Равновесие этой реакции сильно смещено влево. Константу Д воды можно вычислить по формуле:

Концентрация воды величина практически постоянная и составляет 55,56 моль/л. При 25 °C константа Д воды равна 1,8·10⁻¹⁶моль/л. 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 называется ионным произведением воды. Она является постоянной не только для чистой воды, но также и для разбавленных водных р-ов вещ-в. Значение ионного произведения воды позволяет при известной кислотности (щёлочности) любого раствора (то есть при известной концентрации [H⁺] или [OH⁻]) найти соответственно концентрации [OH⁻] или [H⁺]. Для удобства, концентрации выражают в виде водородного показателя pH и гидроксильного показателя pOH: pH = -lg[H⁺]; pOH = -lg[OH^-]. pH=7 – нейтр. среда. pH<7 – кисл. pH>7 – щелоч. Среда устанавливается индикаторами. Метилоранж – оранжевый(7), жёлтый(>7), розовый(<7). Лакмус-фиолет(7), синий(>7), красный(<7). Фенолфталеин-б/цвет(7), малиновый(>7), б/цвет(<7).

11. Гидролиз. Константа и степень гидролиза. Совместный гидролиз. Гидролиз- взаимодейств. соли с водой, в рез-те кот-го меняется среда. Правила:1. вода всегда НОН; 2. гидролиз обратим;3. требует написания 2х ур-ий; 4.р-ции идут в направлении связывания ионов в осадки; 5.осадки на ионы не распод-ся. Случаи: 1. Соль сильного основания и слаб. к-ты (pH=7 всегда): а). К⁺ А^- б). К⁺ⁿА^- гидролиз по стадиям ч/з осн. соли в). К⁺ А^-n По стадиям ч/з кисл. соли г). К⁺ⁿ А^-n по стадиям ч/з кисл соли, те что слабее.(далее случаи катодов анодов такие же) 2. Соли сильной к-ты и слаб. осн.(pH<7): а). К⁺ А^- б). по стадиям ч/з осн. соли. Если продукт г-за выпад. в осадок, то все стадии сдвиг. вправо и г-з идёт до конца. в). по стадиям ч/з кисл. соли. Образующиеся осн. и к-ты растворимы, возможна лишь теоретически. г). по стадиям ч/з осн.соли. 3. Соли сил. к-ты и сил. осн-я. Г-зу не подвергаются. pH=7. Единственный сл. электролит – вода. 4. Соли сл. к-ты и сл. осн-я. Г-з без стадий, сразу до конца. Степень гидролиза- отношение числа прогидрализованных мол-л к начальному их числу: h=n/N. Св-ва:1. h>, чем слабее к-ты или осн, образующее соль. 2. г-з протекает в большей сепени с разбавлением р-ра. 3. h возрастает с увелич. температуры. Константа гидролиза (К_г): ZnCl₂+HOH=ZnClOH+HCl; . Совместный гидролиз – одновременное протекание реакций по катиону и аниону. Процесс происходит, когда в р-ре, подверг. г-зу растворены 2 соли.

12. ОВР. Окислитель, восстановитель. Типы р-ций перекиси водорода (H₂O₂). Вывод коэфициентов. ОВР – р-ции, которые идут с изменением сьепеней окис-я элем-ов. Окислитель-в-во/элем-т, способный принимать электроны. Степень окис-я уменьшается, сам он восстанавливается. Вос-ль – в-во/элем-т, отдающий электроны. Ст. окисл-я увеличивается, сам окисляется. Только окислители: элем-ты правого верхнего угла ХС, элем-ты в наибольшей степени окисл-я. В-ли: металлы, элем-ты в промежуточной ст. окис-я. ОВР делят на: 1.овр в р-х электролитов; 2.овр вне электролитов; 3. в расплавах и газах; 4.гетерогенный ОВР. Для протекания ОВР нужно: 1.окислитель; 2. вос-ль; 3. опред. среда. Кислая среда создаётся только серной к-той, но если HCl или HNO₃ яв-ся окисл-ем или вос-ем,то они же создают кисл. среду. Участие перекиси водорода в ОВР: 1фото - кисл. среда; 2. щелочная.

Правила составления ОВР: 1.находят ок-ль и вос-ль в схеме; 2.составляют сокр. ур-ие для окисления и вос-я с указанием исход. и конеч. продуктов; 3. уравнивают число атомов слева и справа, помним что в вод. р-ре работают мол-лы H⁺ и ОН^-; 4. уравниваем число зарядов в сокращ. ур-ях, кол-во отданных е = кол-ву присоед-х; 5. суммируем лев. и прав. части учётом множ-ей; 6. переносим коэф-ты в мол-е ур-ие.