23. Смещение химического равновесия при изменении концентраций реагентов, давления, температуры. Принцип Ле-Шателье.
1) Изменение концентраций.
При увеличении концентрации исходных компонентов, скорость реакции увеличивается
2)Изменение давления.
Этот фактор действует только если исходные вещества-газы. При увеличении давления скорость возрастает
3)Изменение температуры.
При нагревании скорость реакции возрастает. Правило Вант-Гоффа: Если повышать температуру на 10 градусов, то скорость увеличивается в 2-4 раза.
Принцип Ле-Шателье: если на систему, находящуюся в устойчивом равновесии, воздействовать извне, изменяя какое-либо из условий равновесия (температура ,давление, концентрация), то в системе усиливаются процессы, направленные на компенсацию внешнего воздействия.
24. Растворы как гомогенные системы. Гидраты, сольваты. Ненасыщенные, насыщенные и пересыщенные растворы
25. Электролитическая диссоциация веществ в растворах. Кислоты, основания, амфотерные гидроксиды, соли. Сильные и слабые электролиты.
Электролитическая диссоциация — процесс распада электролита на ионы при растворении его в полярном растворителе или при плавлении.
Сильные электролиты — химические соединения, молекулы которых в растворах практически полностью диссоциированы на ионы. Степень диссоциации таких электролитов близка к 1. К ним относят все соли, сильные неорганические кислоты, щелочи.
Слабые электролиты — химические соединения, молекулы которых даже в сильно разбавленных растворах незначительно диссоциированны на ионы, которые находятся в динамическом равновесии с недиссоциированными молекулами. Это почти все органические кислоты и вода, некоторые неорганические кислоты: HF, HClO, HNO2, H2S, H3PO4,H2CO3, H2SiO3 , а также гидроксид аммония.
26. Роль молекул растворителя в процессах электролитической диссоциации. Аквакомплексы металлов, их кислотные свойства.
Диссоциация на ионы в растворах происходит вследствие взаимодействия растворённого вещества с растворителем, благодаря возникающему электростатическому взаимодействию растворителя и катионами и анионами.
Аквакомлексы- координационные соединения, содержащие в качестве лигандов одну или несколько молекул воды, связанных с центральным атомом металла через кислород.
Кислотные свойства: Кислотные свойства аквакомплексов выражены тем сильнее, чем выше степень окисления атома-комплексообразователя.
27. Электролитическая диссоциация сильных и слабых электролитов в водных растворах. Вычисление концентраций ионов.
Для сильных электролитов в водном растворе по определению α = 1: диссоциация таких электролитов протекает необратимо (до конца), и степень превращения растворенного вещества в ионы полная. Для слабых электролитов степень диссоциации (отношение молярной концентрации продиссоциировавшего вещества cд к общей концентрации вещества cB в растворе): α = cд / cB всегда меньше единицы, но больше нуля (0 < α < 1).
28. Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель.
Вода является слабым электролитом
Ионное произведение воды
При нормальных условиях
k= 10−14
[H+] = 10−7
Водородный показатель-мера активности (в очень разбавленных растворах она эквивалентна концентрации) ионов водорода в растворе, и количественно выражающая его кислотность, вычисляется как отрицательный (взятый с обратным знаком) десятичный логарифм активности водородных ионов, выраженной в молях на литр:
В нейтральной р-ре он равен 7, в кислом будет меньше 7, в щелочном больше.