8.

Насыщенные и пересыщенные растворы

Пересыщенный раствор — раствор, содержащий при данных условиях больше растворённого вещества, чем в насыщенном растворе, избыток вещества легко выпадает в осадок. Обычно пересыщенный раствор получают охлаждением раствора, насыщенного при более высокой температуре ся насыщенным

Насыщенный раствор — раствор, в котором растворённое вещество при данных условиях достигло максимальной концентрации и больше не растворяется. Осадок данного вещества находится в равновесном состоянии с веществом в растворе.

Малорастворимое вещество

— вещество, имеющее растворимость между 1 г/100 г воды и 10г/100 г воды.

СПОСОБЫ ИЗМЕНЕНИЯ РАСТВОРИМОСТИ МАЛОРАСТВОРИМЫХ ВЕЩЕСТВ???

10.

ВАЛЕНТНЫЕ ВОЗМОЖНОСТИ АТОМОВ И ХИМИЧЕСКИХ СОЕДЕНЕНИЙ

11.

Станда́ртные состоя́ния — в химической термодинамике условно принятые состояния индивидуальных веществ и компонентов растворов при оценке термодинамических величин.

Необходимость введения «стандартных состояний» связанa с тем, что термодинамические закономерности не описывают достаточно точно поведение реальных веществ, когда количественной характеристикой служит давление или концентрация. Стандартные состояния выбирают из соображений удобства расчётов, и они могут меняться при переходе от одной задачи к другой.

В стандартных состояниях значения термодинамических величин называют «стандартными» и обозначают нулем в верхнем индексе^[1], например: G⁰, H⁰, m⁰ — это соответственно стандартные энергия Гиббса, энтальпия, химический потенциал вещества. Вместо давления в термодинамических уравнениях для идеальных газов и растворов используют фугитивность, а вместо концентрации — активность.

ЭНТАЛЬПИЯ ОБРАЗОВАНИЯ (теплота образования), энтальпия реакции образования данного вещества (или раствора) из заданных исходных в-в. ЭНТАЛЬПИЯ ОБРАЗОВАНИЯ о. химический соединения называют энтальпию реакции образования данного соединение из простых веществ. В качестве простых веществ выбирают химический элементы в их естественном фазовом и химический состоянии при данной температуре. Так, при 298 К для хлора простым в-вом служит газообразный хлор, состоящий из молекул Cl₂, а для калия - металлич. К. Энтальпия образования твердого КCl при 298 К - это энтальпия реакции:

Энергия химической связи,

равна работе, которую необходимо затратить, чтобы разделить молекулу на две части (атомы, группы атомов) и удалить их друг от друга на бесконечное расстояние.

12.

Гидролиз солей - это химическое взаимодействие ионов соли с ионами воды, приводящее к образованию слабого электролита.

Если рассматривать соль как продукт нейтрализации основания кислотой, то можно разделить соли на четыре группы, для каждой из которых гидролиз будет протекать по-своему.

Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой (KBr, NaCl, NaNO₃), гидролизу подвергаться не будет, так как в этом случае слабый электролит не образуется. Реакция среды остается нейтральной.

В соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой (FeCl₂, NH₄Cl, Al₂(SO₄)₃, MgSO₄) гидролизу подвергается катион:

FeCl₂ + HOH =>Fe(OH)Cl + HCl Fe²⁺ + 2Cl^- + H⁺ + OH^- => FeOH⁺ + 2Cl^- + Н⁺

В результате гидролиза образуется слабый электролит, ион H и другие ионы. рН раствора < 7 ( раствор приобретает кислую реакцию).

Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой (КClO, K₂SiO₃, Na₂CO₃, CH₃COONa) подвергается гидролизу по аниону, в результате чего образуется слабый электролит, гидроксид ион и другие ионы.

K₂SiO₃ + НОH =>KHSiO₃ + KОН 2K⁺ +SiO₃^2- + Н⁺ + ОH^- => НSiO₃^- + 2K⁺ + ОН^-

рН таких растворов > 7 ( раствор приобретает щелочную реакцию).

Соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой ( СН₃СООNН₄, (NН₄)₂СО₃, Al₂S₃), гидролизуется и по катиону, и по аниону. В результате образуется малодиссоциирующие основание и кислота. рН растворов таких солей зависит от относительной силы кислоты и основания. Мерой силы кислоты и основания является константа диссоциации соответствующего реактива.

Реакция среды этих растворов может быть нейтральной, слабокислой или слабощелочной:

Аl₂S₃ + 6HOH =>2Аl(ОН)₃ + 3Н₂S 2Al³⁺ + 3S^2- + 6H⁺ + 6OH^- =>2Аl(ОН)₃ + 6Н⁺ + S^2- рН =7

Гидролиз многокислотных солей и многоосновных кислот проходит ступенчато. Например, гидролиз хлорида железа (II) включает две ступени:

1-ая ступень FeCl₂ + HOH =>Fe(OH)Cl + HCl Fe₂⁺ + 2Cl^- + H⁺ + OH^- =>Fe(OH)⁺ + 2Cl^- + H⁺ 

2-ая ступень Fe(OH)Cl + HOH =>Fe(OH)₂ + HCl Fe(OH)⁺ + Cl^- + H⁺ + OH^- =>Fe(ОН)₂ + Н⁺ + Cl^-

Гидролиз карбоната натрия включает две ступени:

1-ая ступень Nа₂СО₃ + HOH =>NаНСО₃ + NаОН СО₃^2- + 2Na⁺ + H⁺ + OH^- =>НСО₃^- + ОН^- + 2Na⁺

2-ая ступень NаНСО₃ + Н₂О =>NаОН + Н₂СО₃ НСО₃^- + Na⁺ + H⁺ + OH^- =>Н₂СО₃ + ОН^- + Na⁺

Гидролиз - процесс обратимый. Повышение концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов препятствует протеканию реакции до конца. Параллельно с гидролизом проходит реакция нейтрализации, когда образующееся слабое основание (Мg(ОН)₂, Fe(ОН)₂ ) взаимодействует с сильной кислотой, а образующаяся слабая кислота ( СН₃СООН, Н₂СО₃ ) - со щелочью.

Гидролиз протекает необратимо, если в результате реакции образуется нерастворимое основание и (или) летучая кислота:

Al₂S₃ + 6H₂O =>2Al(OH)₃ + 3H₂S

13.

Конденсированное состояние

        вещества, твёрдое и жидкое состояния вещества. В отличие от газообразного состояния, у вещества в конденсированном состоянии существует упорядоченность в расположении частиц (ионов, атомов, молекул). Кристаллические твёрдые тела обладают высокой степенью упорядоченности — дальним порядком в расположении частиц. Частицы жидкостей и аморфных твёрдых тел располагаются более хаотично, для них характерен ближний порядок (см. Дальний порядок и ближний порядок). Свойства веществ в конденсированном состоянии определяются их структурой и взаимодействием частиц

НЕВАЛEНТНЫЕ ВЗАИМОДЕЙСТВИЯ, взаимодействия атомов, не связанных хим. связью. В классич. теории хим. строения для геом. конфигураций молекулы, близких к равновесной, предполагается возможным альтернативное разделение взаимодействий всех атомов, образующих молекулу, на два класса: главные (валентные) и второстепенные (невалентные). Такая классификация предполагает существование для соседних пар атомов локализованных хим. связей, что оправдывается для мн. соединений. Согласно теории спин-валентности (см. Валентных связей метод), значит. вклад в выражение для энергии связи дают обменные интегралы, к-рые быстро убывают при увеличении расстояния между атомами, что именно и позволяет выделить валентные взаимод., для к-рых эти интегралы велики, и Н. в., для к-рых обменные составляющие малы (см. Молекулярные интегралы). В методе мол. орбиталей такая классификация взаимодействий оправдывается возможностью перехода при расчетах к мол. орбиталям, локализованным на связях.

Понятие "Н. в." используют при расчетах потенц. энергии системы (молекулы, кристалла, жидкости) на основе простых аналит. моделей типа модели атом-атомных потенциалов. Предполагается, что изменение потенц. энергии при изменении геом. конфигурации молекулы м. б. представлено в виде отдельных вкладов, сопоставляемых изменениям длин связей, валентных и торсионных углов, а также вкладов, соответствующих внутримолекулярным Н. в. атомов, разделенных по меньшей мере тремя (реже-двумя) хим. связями. В широком смысле-термин "Н.в." относят и к межмол. взаимодействиям.

Для описания атом-атомных Н.в. обычно используют модельные потенциалы Леннард-Джонса либо Букингема (см. Межмолекулярные взаимодействия, Молекулярная механика), дополняемые электростатич. членами, описывающими кулоновское взаимод. эффективных зарядов на атомах в молекуле. Определение (калибровку) параметров ана-лит. потенциалов Н.в. производят подгонкой ряда рассчитанных св-в системы (теплот сублимации, колебат. частот, параметров кристаллич. структуры и др.) к соответствующим эксперим. данным или данным неэмпирич. квантово-хим. расчетов (см. Незмпирические методы). Параметрам этих потенциалов придают определенный физ. смысл (типа эффективных зарядов на атомах).

ВАЛЕНТНЫЕ ВЗАИМОДЕЙСТВИЯ???

Молекулярная кристаллическая решётка

Типичным представителем вещества с молекулярной кристаллической решеткой является лед, в узлах которого находятся полярные молекулы.   Молекулярные кристаллические решетки - это такие решетки, в узлах которых находятся молекулы, как полярные, так и неполярные. Между молекулами, связь сравнительно слабая . Вещества с молекулярной решеткой менее прочные, чем вещества с ионной решеткой. Поэтому они имеют низкие температуры плавления и почти не проводят электрический ток.   К веществам с молекулярными кристаллическими решетками относятся инертные газы, углекислый газ, водород, галогены и др.