- •Лекция 1 Тема: основные химические понятия и законы. Цель: Ознакомить студентов с оснровными законами и понятиями, лежащими в основе химии.
- •Химия как наука и ее задачи.
- •Важнейшие законы, лежащие в основе химии.
- •Основные понятия химии
- •Закон Авогадро.
- •Уравнение состояния газа. Уравнение Менделеева-Клапейрона.
- •Лекция 2
- •2.Образование атомной кристаллической решетки
- •Лекция 3. Тема: Классификация неорганических соединений. Цель: Ознакомить студентов с разнообразием, строением и свойствами неорганических соединений
- •Кислота основание основание кислота
- •Лекция 4
- •Лекция 5
- •Лекция 6
- •2.Энергия активации. Энтропия активации
- •3.Факторы, влияющие на скорость гомо- и гетерогенных химических реакций. Катализ.
- •Лекция 7
- •2.Изменение энтропии в химическом процессе. Энергия Гиббса
- •Лекция 8
- •2. Коллигативные свойства растворов
- •3.Сильные и слабые электролиты
- •4. Растворы электролитов
- •5. Процесс диссоциации
- •6. Константа диссоциации. Смещение ионного равновесия
- •7. Особенности воды как электролита. Ионное произведение воды . РН раствора. Буферные растворы
- •8. Гидролиз солей. Расчёт концентрации ионов водорода в растворах
- •Лекция 9
- •2.Окислители и восстановители
- •1)Окислители
- •2)Восстановители
- •3)Окислительно-восстановительная двойственность
- •3.Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций
- •1.Метод электронного баланса.
- •2.Метод полуреакций, или ионно-электронный метод.
- •Электрохимические процессы
- •2.Направление протекания овр
- •3.Электролиз
- •4.Законы электролиза
- •5.Применение электролиза
- •Лекция 10
- •2.Атомно-молекулярное учение. Основные химические понятия и определения
- •3.Строение атома
- •4. Квантовые числа. Правила заполнения электронных орбиталей
- •Периодический закон и периодическая система элементов д. И. Менделеева.
- •2.Свойства атомов
- •Лекция 11
- •2.Типы химической связи
- •3.Гибридизация атомных орбиталей
- •4.Метод валентных связей
- •Лекция 12
- •Комплексные соединения, их строение и номенклатура. Химическая связь в комплексных соединениях.
- •Устойчивость комплексных ионов. Константа нестойкости. Комплексные химические соединения.
- •Лекция 13
- •2. Водород
- •3. Вода
- •4. Пероксид водорода
- •5. Элементы viiа группы
- •6. Элементы viа группы
- •Общая характеристика элементов vа, ivа групп
- •1. Элементы vа группы.
- •2.Элементы ivа группы.
- •Характеристика металлов
- •1. Строение металлов.
- •2. Физические свойства металлов.
- •3. Химические свойства металлов.
- •Уменьшение химической активности нейтральных атомов
- •Уменьшение способности ионов к присоединению электронов
- •Характеристика элементов второй группы периодической системы
- •Стеарат натрия стеарат кальция
- •Сода осаждает кальций и магний тоже в виде карбонатов:
- •Характеристика элементов третей группы периодической системы
4. Растворы электролитов
Величина осмотического давления: Pосм = CМRT.
Для электролитов Вант-Гофф ввел изотонический коэффициент і, показывающий во сколько раз осмотическое давление данного раствора больше нормального:
Pосм = і CМRT
і – для каждогораствора определяется экспериментально ( по понижению давления пара или по понижению точки замерзания или по повышению точки кипения)ю
і = P1/P = Δt1зам/ Δtзам = Δt1кип/ Δtкип
где P1 – осмотическое давление раствора,
Δt1зам – снижение температуры замерзания,
Δt1кип – увеличение температуры кипения, не подчиняющ. Законам Вант-Гоффа и Рауля.
P1, Δtзам, Δtкип – значения тех же величин, вычисленные теоретически по молярной концентрации раствора.
Известно, что водные растворы солей, оснований и кислот хорошо проводят электрический ток. Вещества, растворы которых проводят электрический ток, называются электролитами. Химический процесс, протекающий при пропускании толка через раствор электролита, называют электролизом (два электрода – катод и анод, на катоде скапливаются ионы металлов , Н+, на аноде – кислые остатки или гидроксильные группы).
В 1887г Аррениус обращает внимание на связь между способностью электролитов проводить электрический ток и неподчинением тех же растворов законам Рауля и Вант-Гоффа. Аррениус показал, что измерив электропроводность раствора, можно рассчитать величину осмотического давления, следовательно и і. Причина чрезмерно высокого осмотического давления раствора электролита – диссоциация молекул на ионы:1) увеличивается общее число частиц в растворе; 2) ионы способствуют прохождению электрического тока.
Основные положения теории электролитической диссоциации Аррениуса:
молекулы электролитов при растворении в большей или меньшей степени распадаются на ионы. Весь раствор в целом электронейтрален.
ионы, отличаясь от атомов или молекул наличием электрического заряда, обладают и совершенно иными свойствами.
При пропускании через раствор электрического тока ионы начинают перемещаться в растворе по двум противоположным направлениям: катионы к катоду – отрицательному электроду, анионы к аноду – положительному электроду. Достигнув электроды ионы разряжаются, теряя свои свойства и превращаются в нейтральные атомы или группы атомов (далее выделяются из растворов или подвергаются новы изменениям)
Распад электролитов под действием растворителя на ионы называется электролитической диссоциацией.
НО! Теория Аррениуса не учитывала взаимодействие ионов электролита и молекул растворитетеля.
Каблуков И.А. высказал предположение о гидратации ионов, т.е. образование ими неустойчивых соединений с молекулами воды.
5. Процесс диссоциации
Процесс распада кристаллов на отдельные ионы протекает следующим образом. Молекулы воды представляют собой диполи. Когда кристалл какой-либо соли (КCl) попадает в воду, то расположенные у поверхности ионы начинает притягивать к себе полярные молекулы воды.
Молекулы воды также притягивают к себе ионы. Так ионы переходят в раствор. Перешедшие в раствор ионы могут оставаться связанными с молекулами воды, тогда они образуют гидраты ионов. Так как размеры катионов меньше размеров анионов, то они сильнее притягивают молекулы воды. Чем меньше радиус катиона, тем меньше молекул воды входит в состав гидратированного иона. Гидраты (сольваты).
Несмотря на образование гидратов, в уравнениях записывают только ионы. Вследствие движения ионов в растворе кроме ионов находятся и недиссоциированные молекулы.
Диссоциации подвергаются не только вещества с ионными кристаллическими решетками, но и многие вещества, состоящие из полярных молекул.
Ионизирующее действие растворителей. Другие растворители – муравьиная кислота, этанол, ацетон; диссоциация происходит, но в меньшей степени. Такие растворители называются ионизирующими. В неполярных или малополярных растворителях (бензол, диэтиловый эфир, сероуглерод) диссоциации не наблюдается. Об ионизирующей способности различных растворителей судят по их диэлектрической проницаемости (диэлектрической постоянной) – это величина, показывающая во сколько раз сила взаимодействия между двумя зарядами в данной среде меньше, чем в безвоздушном пространстве.
Чем больше дипольный момент молекул, тем больше диэлектрическая проницаемость.
Степень диссоциации. Скорость распада молекул со временем уменьшается, следовательно увеличивается скорость обратного процесса. В результате устанавливается равновесие, при котором относительные количества недиссоциированных молекул и ионов остаются постоянными.
NaCl ↔ Na+ + Cl-
HCl + H2O ↔ Cl- + H3O+ (в упрощенной форме HCl ↔ H+ + Cl-)
Степень диссоциации – отношение числа диссоциированных молекул к общему числу молекул, перешедших в раствор.
Степень диссоциации зависит от природы растворяемого элемента, от концентрации раствора: при разбавлении раствора степень диссоциации каждого элемента увеличивается (согласно принципу Ле Шателье, в зависимости от осмотического давления).
α = (і – 1)/(n – 1)
n – число образовавшихся ионов.
α = , Nprod – число продиссоциированных ионов; Nmol – общее число молекул.
На практике степень диссоциации элементов определяют методом, основанным на измерении электропроводности растворов.