- •Контрольные работы общая химия
- •1. Классы неорганических соединений
- •1.1. Классификация неорганических веществ
- •1.2. Понятие о степени окисления
- •1.3. Оксиды
- •1.4. Основания
- •1.5. Кислоты
- •1.6. Соли
- •1.7. Примеры решения задач
- •1.8. Задачи для самостоятельного решения
- •2. Химическая термодинамика
- •2. 1. Основные понятия
- •2.2. Первый закон термодинамики. Энтальпия
- •2.3. Термохимия
- •2.4. Энтропия. Энергия Гиббса
- •2.5. Примеры решения задач
- •2.6. Задачи для самостоятельного решения
- •3. Химическая кинетика и равновесие химических реакций
- •3.1 Кинетика химических реакций
- •3.1.1 Зависимость скорости от концентрации
- •3.1.2.Зависимость скорости от температуры
- •3.1.3. Зависимость скорости реакции от катализатора
- •3.2. Равновесие химических реакций
- •3.2.1. Равновесие в гомогенных системах
- •3.2.2. Равновесие в гетерогенных системах
- •3.3. Примеры решения задач
- •3.4. Задачи для самостоятельного решения
- •4. Растворы
- •4.1. Общие свойства растворов
- •4.1.1. Классификации растворов
- •4.1.2. Коллигативные свойства растворов
- •4.2 Свойства растворов электролитов
- •4.2.1. Равновесие в растворах электролитов
- •4.2.2. Ионно-обменные реакции в растворах электролитов
- •4.2.3. Ионное произведение воды
- •4.2.4. Гидролиз солей
- •4.3. Примеры решения задач
- •4.4. Задачи для самостоятельного решения
- •5. Электрохимические процессы
- •5.1. Степень окисления элемента
- •6.2. Окислительно-восстановительные реакции
- •5.3. Основные понятия электрохимических процессов
- •5.4. Ряд напряжений металлов
- •5.5. Гальванический элемент
- •5.6. Электролиз
- •5.7. Явление поляризации. Напряжение разложения
- •5.8. Примеры решения задач
- •5.9. Задачи для самостоятельного решения
- •Контрольные вопросы
- •6. Коррозия металлов
- •6.1.1. Классификация коррозионных процессов
- •Катодные процессы при коррозии
- •6.2. Методы защиты от коррозии
- •6.3. Примеры решения задач
- •6.4. Задачи для самостоятельного решения
- •Контрольные вопросы
- •7. Химия металлов
- •7.1. Металлическая связь
- •7.2. Зонная теория кристаллов
- •7.3. Химические свойства металлов
- •7.4. Способы получения металлов
- •7.5. Способы очистки металлов
- •10.6. Сплавы металлов
- •7.6. Диаграммы состояния веществ, образующих
- •7.2. Диаграммы состояния веществ с неограниченной растворимостью
- •7.3. Диаграммы состояния веществ, образующих
- •7.7. Примеры решения задач
- •7.8. Задачи для самостоятельного решения
- •Контрольные вопросы
- •8. Химическая идентификация и анализ вещества
- •8.1. Качественный анализ
- •Кислотно-основная классификация катионов
- •Некоторые реагенты для идентификации катионов
- •8.2. Количественный анализ
- •8.3. Инструментальные методы анализа
- •8.4. Примеры решения задач
- •8.5. Задачи для самостоятельного решения
- •Контрольные вопросы
- •Библиографический Список Основная литература
- •Дополнительная литература
- •Перечень задач для выполнения контрольных работ
- •Список важнейших кислот
- •Константы диссоциации некоторых кислот и оснований
- •Приближенные значения коэффициентов активности ионов в водных растворах
- •Стандартные электродные потенциалы металлов
4.1.2. Коллигативные свойства растворов
Коллигативные свойства растворов – свойства, не зависящие от природы растворенного вещества, а зависящие только от его концентрации. К ним относятся осмотическое давление, понижение давления насыщенного пара над раствором, понижение температуры кристаллизации и повышение температуры кипения растворов. Эти свойства описываются законами Рауля и законом осмоса.
Если имеется некоторый объем жидкости, то над ней всегда присутствуют пары этой жидкости. При постоянных давлении и температуре эти пары находятся в динамическом равновесии с жидкостью. Если в чистый растворитель поместить некоторое количество растворенного вещества, то давление газа над жидкостью уменьшится. Эта зависимость описывается первым законом Рауля: относительное понижение давления насыщенного пара над раствором прямо пропорционально молярной доле растворенного вещества и обратно пропорционально молярной доле растворителя.
, |
(1) |
где P0 – давление насыщенного пара растворителя; Р – давление насыщенного пара раствора, N – молярная доля.
Второй закон Рауля: повышение температуры кипения раствора по отношению к чистому растворителю прямо пропорционально моляльной концентрации раствора
ΔTкип = E∙Cm = , |
(2) |
где E – эбуллиоскопическая константа, зависящая от природы растворителя (EН2О = 0,52), Сm – моляльная концентрация раствора (моль/кг).
Третий закон Рауля: понижение температуры замерзания раствора по отношению к чистому растворителю прямо пропорционально моляльной концентрации раствора
ΔTзам = К∙Cm = , |
(3) |
где К – криоскопическая константа, зависящая от природы растворителя (КН2О = 1,86).
Закон осмоса
Диффузия – это процесс самопроизвольного перемешивания вещества в растворе, приводящий к выравниванию его концентрации в объеме. Осмос - это процесс диффузии молекул вещества через полупроницаемую мембрану, которая обладает свойством пропускать молекулы в одном направлении и не пропускать их при диффузии молекул в обратном направлении. В результате осмоса в системе возникает избыточное давление – осмотическое (π). Его рассчитывают по закону Вант-Гоффа (закону осмоса):
π = СмRТ, |
.4) |
Уравнения 1 – 4 применимы только к растворам неэлектролитов. Для растворов электролитов в уравнение вводят поправочный коэффициент Вант-Гоффа (i) – изотонический коэффициент.
, ΔTкип = iECm |
(8.1.5)
(8.1.7) |
ΔTзам = iКCm,
π = iСмRТ. |
(5)
(6) |
Изотонический коэффициент связан со степенью диссоциации электролита
i = 1 + ∙(ν – 1), |
(7) |
При большом разбавлении i равен числу ионов, на которые распадается электролит. Например, для раствора LiBr i=2, Na2SO4 – i = 3.