- •1. Способы выражения концентрации растворов: массовая доля растворенного вещества (процентная концентрация), молярность, нормальность, моляльность, титр, мольная доля.
- •2. Растворы неэлектролитов: осмос. Осмотическое давление, закон Вант-Гоффа. Давление насыщенного пара. Закон Рауля. Кипение и замерзание растворов. Следствие закона Рауля.
- •3. Растворы электролитов. Изотонический коэффициент, его связь со степенью диссоциации.
- •4. Растворы слабых электролитов. Степень и константа диссоциации. Закон разведения Оствальда.
- •5. Растворы сильных электролитов. Активность, коэффициент активности, ионная сила.
- •6. Ионное произведение воды. Водородный и гидроксильный показатели.
- •10. Буферная емкость.
- •12. Требования, предъявляемые к объемным определениям.
- •27. Факторы, влияющие на скорость реакции: концентрация (закон действующих масс), температура (правило Вант-Гоффа, уравнение Аррениуса), катализатор.
- •28. Простые и сложные реакции. Порядок и молекулярность реакции.
- •29. Химическое равновесие. Константа химического равновесия.
- •30. Смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье.
- •31. Химическая термодинамика. Основные понятия (системы, процессы).
- •36. Понятие коллоидных растворов. Дисперсная система. Дисперсная фаза.
- •37. Дисперсная среда. Золь.
- •38. Виды дисперсных систем.
- •39. Классификация коллоидных растворов: а) в зависимости от типа дисперсной фазы; б) в зависимости от характера взаимодействия частиц дисперсной фазы и дисперсионной среды.
- •40. Строение коллоидных частиц.
- •41. Методы получения коллоидных растворов (золей).
- •42. Методы очистки коллоидных частиц.
5. Растворы сильных электролитов. Активность, коэффициент активности, ионная сила.
Сильные электролиты – практически полностью диссоциируют даже в концентрированных растворах. Раствор сильного электролита можно рассматривать как систему равномерно распределенных по всему объему сосуда одноименных ионов, каждый из которых находится в центре силового электрического поля, создаваемого окружающими ионами. Силы электростатического притяжения препятствуют их движению в противоположные стороны, кроме того, сольватная оболочка также тормозит передвижение ионов в растворах сильных электролитов. Чем выше концентрация растворов, тем плотнее ионная атмосфера и тем медленнее движутся ионы. Сила взаимодействия между многовалентными ионами выше, чем между одновалентными. Отсюда снижение подвижности многовалентных ионов оказывается большим, чем у одновалентных. Кажущаяся неполная диссоциация сильных электролитов позволяет вместо истинной концентрации ионов использовать так называемую активность, т.е. величину, равную активно проявляющейся концентрации ионов. С увеличением разбавления сила межионного взаимодействия уменьшается, и значения активностей ионов и молекул также изменяются, все более приближаясь к истинному значению их концентраций. По истинной концентрации частиц электролитов находится коэффициент активности (γ). При увеличении концентрации электролита все сильнее проявляются силы межионного взаимодействия, активность и коэффициент γ уменьшаются. Особенно резко выражено это уменьшение в растворах, содержащих многозарядные ионы, у которых межионное взаимодействие особенно сильно. Однако, при очень больших концентрациях некоторых электролитов γ вновь начинает расти, что объясняется недостатком молекул воды для гидратации всех ионов. Ионы, частично или полностью лишенные оболочки, особенно легко подвижны. В связи с этим фактором активность в подобных растворах оказывается выше действительной концентрации частиц, а коэффициент γ становится больше единицы. Ионной силой μ раствора электролита называют величину, измеряемую полусуммой произведения концентрации С каждого из присутствующих в растворе ионов на квадрат его валентности Z.
6. Ионное произведение воды. Водородный и гидроксильный показатели.
Вода играет очень важную роль в нашей жизни. Она обладает хорошей растворяющей способностью и вызывает электролитическую диссоциацию многих растворенных в ней веществ. Вода является слабым электролитом, диссоциирует очень незначительно. В растворах, содержащих кислоты или основания, всегда образуются то или иное количество водородных или гидроксильных ионов, которые будут влиять на состояние равновесия. Константа диссоциации выражается уравнением К=СН+СОН-/СН2О. Учитывая, что степень диссоциации воды очень мала, то можно концентрацию недиссоциированных молекул воды принять за величину постоянную, тогда в левой части уравнения получит произведение двух постоянных величин, т.е. тоже величину постоянную К СН2О= СН+СОН-=КВ. Постоянная КВ называется ионным произведением воды. Величина может быть определена разными способами: измерением э.д.с., электропроводности и т.д. При повышении температуры степень диссоциации воды несколько возрастает, и величина ионного произведения воды также увеличивается. Водородный показатель – величина, численно равная отрицательному десятичному логарифму активности (или концентрации) водородных ионов, выраженной в грамм-ионах на литр (pH=--lg ά. Н+). В нейтральной среде СН+=10--7 и pH=7. В кислых растворах pH имеет меньшее, а в щелочных большее значение, так как благодаря перемене знака логарифма возрастающим числовым значениям pH соответствуют убывающие концентрации Н+ ионов.
7. Протолитическая теория кислот и оснований.
Кислота и основание объединены в общую группу – протолиты. Согласно этой теории, кислота – отдавая протон превращается в основание. А основание – присоединяя протон превращается в кислот. Все кислоты подразделяют на: нейтральные (способные отдавать протоны - H2SO4); анионные (которые могут быть отрицательно заряженными - HSO4, H2РO4); катионные (положительно заряженные - NH4, H3O). Основания в свою очередь делятся на нейтральные (присоединяющие протон – NH3, H2O) и анионные (СN, СH3СОО).
8. Буферные системы, их классификация. Механизм действия буферных систем.
Буферными системами (буферами) называют растворы, обладающие свойством достаточно стойко сохранять постоянство концентрации водородных ионов как при добавлении кислот или щелочей, так и при разведении. На практике часто применяют следующие буферные смеси: ацетатный буфер, бикарбонатный, аммиачный, белковый и фосфатный буферы. Механизм действия ацетатного буфера CH3COOH↔CH3COO--+H+; CH3COONa→ CH3COO--+Na+. При добавлении соляной кислоты к ацетатному буферу происходит взаимодействие с одним из компонентов смеси (CH3COONa); CH3COO--+Na++H++Cl--→Na++ Cl--+ CH3COOH. Из этого уравнения видно, что сильная кислота заменяется эквивалентным количеством слабой кислоты (в данном случае НCl заменяется CH3COOH). В соответствии с законом разведения Оствальда повышение концентрации уксусной кислоты понижает степень ее диссоциации, а в результате этого концентрация ионов H+ в буфере увеличивается незначительно. При добавлении к буферному раствору щелочи концентрация водородных ионов и рН изменяется также незначительно. Щелочь при этом будет реагировать с другим компонентом буфера (CH3COOН) по реакции нейтрализации: CH3COOН+Na++ОH--→ CH3COO--+Na++H2О. В результате этого добавления щелочь заменяется эквивалентным количеством слабоосновной соли в меньшей степени влияющей на реакцию среды. Таким образом, при добавлении кислот или щелочей соотношение компонентов буферных смесей должно несколько изменяться: в первом случае увеличивается количество кислоты и уменьшается количество соли. Во втором случае увеличивается количество соли и уменьшается количество кислоты. Следовательно, изменяется значение рН. Фосфатный буфер состоит из смеси однозамещенной (NaH2PO4) и двузамещенной (NaHPO4) солей ортофосфатной кислоты. В зависимости от соотношения этих солей могут быть получены буферные смеси с различным значением рН, в основном от 5,90 до 7,80. Фосфатные буферные системы часто применяются в лабораторной практике, так как их значение рН соответствуют наиболее важным в физиологическом отношении значениям реакции среды. Механизм действия фосфатного буфера аналогичен действию ацетатного буфера. При добавлении щелочи к фосфатному буферу H2PO4--+Na++OH--→Na++HPO42--+H2О произойдет уменьшение количества кислоты и увеличение количества соли. Буферное действие в данном случае будет заключаться в замещении сильного основания (щелочи) на двузамещенную соль. При добавлении к буферу сильной кислоты 2Na++HPO42--+H++Cl--→Na++Cl--+Na++ H2PO4—уменьшается количество слабодиссоциированной кислоты. Буферное действие состоит в замещении сильной кислоты (HCl) слабой (H2PO4—). Бикарбонатный буфер состоит из слабодиссоциированной кислоты и ее соли с сильным основанием, диссоциирующей практически полностью: H2СO3↔H++HCО3--; NaHСO3→ H++HCО3--. Таким образом, в данном буфере имеются 2 компонента, которые будут взаимодействовать с сильными кислотами и щелочами также, как это было разобрано для ацетатного и фосфатного буферов. Аммонийный буфер содержит слабое основание и его аммонийную соль, образованную сильной кислотой, которая диссоциирует полностью: NH4OН↔NH4++OH--; NH4Cl→ NH4++Cl--. Механизм действия аммонийного буфера заключается в том, что при добавлении к буферу сильной кислоты происходит реакция нейтрализации и кислота заменяется эквивалентным количеством соли по уравнению: NH4OН+H++Cl--↔ NH4++Cl----+H2О. Концентрация свободных гидроксильных ионов восполняется за счет потенциальной основности гидроокиси аммония. Щелочь, добавленная к буферу, взаимодействует с солью, в результате чего образуется слабое основание, и рН смеси мало изменяется.