- •9. I. Первый закон термодинамики
- •Термодинамические потенциалы
- •12. Зависимость скорости реакции от температуры. Энергия активации
- •13. Кинетика - это раздел химии, изучающий скорость, механизм химических реакций и влияние на них различных факторов.
- •Ферментативный катализ
- •Способы выражения концентрации растворов
- •19. Свойства растворов неэлектролитов
- •21. Электролиты – вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток.
- •22. Слабые электролиты в водных растворах лишь частично (обратимо) диссоциируют на ионы.
- •Роль концентрации водородных ионов в биологических процессах
- •24. Буферные системы
- •Компоненты: н2со3 /нсо3–
- •26. Типы гидролиза солей
- •Эдс гальванического элемента
- •1) Разряд водородных ионов по реакции: 2) восстановление растворенного кислорода:
- •Водородной деполяризацией
- •Кислородная деполяризация
- •Квантово – механическая модель строения атома
- •Правило Клечковского
- •Строение молекул
- •44. Кратные связи
- •Сигма- и пи-связи
- •Длина связи
- •Энергия связи
- •Классификация анионов и групповые реагенты
Способы выражения концентрации растворов
Концентрацию веществ в растворах можно выразить разными способами. На этой страничке вы с ними познакомитесь. Наиболее часто используют массовую долю растворённого вещества, молярную и нормальную концентрацию.
Массовая доля растворённого вещества w(B) - это безразмерная величина, равная отношению массы растворённого вещества к общей массе раствора m :
w(B)= m(B) / m
19. Свойства растворов неэлектролитов
По наличию или отсутствию электрической проводимости растворы веществ делят на электролиты – проводящие электрический ток, и неэлектролиты – не проводящие электрический ток, в силу отсутствия в них ионов.
Для описания свойств разбавленных растворов неэлектролитов используют модель идеального раствора.
Идеальным называют раствор, в котором не происходят химические реакции между компонентами, а силы межмолекулярного взаимодействия между компонентами одинаковы.
Образование этих растворов сопровождается нулевым тепловым эффектом, и каждый компонент в растворе ведет себя независимо от других компонентов. К идеальным растворам по свойствам приближаются очень разбавленные растворы неэлектролитов. К общим свойствам таких растворов относятся понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором и температура замерзания, повышение температуры кипения и осмотическое давление.
Допустим, что из раствора при изменении температуры испаряется или кристаллизуется только растворитель, и, что растворенное вещество является неэлектролитом.
Закон Рауля.парциальное давление насыщенного пара -го компонента над раствором (pi) равно произведению давления насыщенного пара над чистым компонентом (p0i) на мольную долю (xi) этого компонента в растворе:
. (30)
Закон Вант – Гоффа определяет величину осмотического давления раствора.
Осмос представляет собой самопроизвольное одностороннее перемещение молекул растворителя через полупроницаемую мембрану из той части системы, где концентрация растворителя выше, в ту часть системы, где его концентрация ниже.
20. Теория электролитической диссоциации Аррениуса
1. При растворении в воде (или расплавлении) электролиты распадаются на положительно и отрицательно заряженные ионы (подвергаются электролитической диссоциации).
2. Под действием электрического тока катионы (+) двигаются к катоду (-), а анионы (-) – к аноду (+).
3. Электролитическая диссоциация - процесс обратимый (обратная реакция называется моляризацией).
4. Степень электролитической диссоциации (a) зависит от природы электролита и растворителя, температуры и концентрации. Она показывает отношение числа молекул, распавшихся на ионы (n) к общему числу молекул, введенных в раствор (N).
Кислотами называются электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода. Например,
HNO3 « H+ + NO3–
Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато. Например сероводородная кислота диссоциирует ступенчато:
H2S « H+ + HS– (первая ступень)
HS– « H+ + S2– (вторая ступень)
Диссоциация многоосновных кислот протекает, главным образом, по первой ступени. Это объясняется тем, что энергия, которую нужно затратить для отрыва иона от нейтральной молекулы , минимальна и становится больше при диссоциации по каждой следующей ступени.
Основаниями называются электролиты, диссоциирующие в растворе, которые в качестве анионов образуют только гидроксид-ионы. Например,
NaOH ® Na+ + OH–
Многокислотные основания диссоциируют ступенчато
Mg(OH)2 « MgOH+ + OH– (первая ступень)
MgOH+ « Mg2+ + OH– (вторая ступень)
Ступенчатая диссоциация кислот и оснований объясняет образование кислых и основных солей.
Существуют электролиты, которые диссоциируют одновременно как основные и как кислотные. Они называются амфотерными.
H+ + RO– « ROH « R+ + OH–
Амфотерность объясняется малым различием прочности связей R–H и О–Н.
К амфотерным электролитам относятся вода, гидроксиды цинка, алюминия, хрома (III), олова (II, IV), свинца (II, IV) и др.
Диссоциацию амфотерного гидроксида, например Sn(OH)2, можно выразить уравнением:
2H+ + SnO22– « Sn(OH)2 « Sn2+ + 2OH–
+2H2O ¯ основные свойства
2H+ + [Sn(OH)4]2–
кислотные свойства
Солями называют электролиты, которые при диссоциации образуют катионы металлов, или комплексные катионы, и анионы кислотных остатков, или комплексные анионы.
Средние соли, растворимые в воде, диссоциируют практически полностью
Al2(SO4)3 « 2Al3+ + 2SO42–
(NH4)2CO3 « 2NH4+ + CO32–
Кислые соли диссоциируют ступенчато, например:
NaHCO3 « Na+ + HCO3– (первая ступень)
Анионы кислых солей в дальнейшем диссоциируют незначительно:
HCO3– « H+ + CO32– (вторая ступень)
Диссоциацию основной соли можно выразить уравнением
CuOHCl « CuOH+ + Cl– (первая ступень)
CuOH+ « Cu+2 + OH– (вторая ступень)
Катионы основных солей по второй ступени диссоциируют в незначительной степени.
Двойные соли – это электролиты, которые при диссоциации образуют два типа катионов металла. Например
KAl(SO4)2 « K+ + Al3+ + 2SO42–.
Комплексные соли – это электролиты, при диссоциации которых образуются два типа ионов: простой и комплексный. Например:
Na2[Zn(OH)4] « 2Na+ + [Zn(OH)4)]2–
Количественной характеристикой электролитической диссоциации являетсястепень диссоциации a, равная отношению числа молекул, распавшихся на ионы (n), к общему числу растворенных молекул (N)