- •3. Газовые законы.
- •39. Дисперсионные системы. Их классификация.
- •61 Степень и константа гидролиза солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой
- •62 Степень и константа гидролиза солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой
- •63 Степень и константа гидролиза солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой. Факторы, усиливающие гидролиз и подавляющие его.
- •64 Координационная теория комплексных соединений Вернера. Комплексообразователь, лиганды внутренняя сфера, координационные числа.
- •65 Классификация комплексных соединений.
- •1) По принадлежности к определенному классу соединений
- •2) По природе лигандов
- •3) По знаку заряда комплекса
- •66 Номенклатура комплексных соединений.
- •67 Изомерия комплексных соединений.
- •68 Природа химической связи в комплексных соединениях.
- •69 Константы нестойкости, константы образования. Возможности разрушения комплексных соединений.
- •70 Степень окисления. Важнейшие окислители и восстановители. Окислительно-восстановительная двойственность. Классификация овр.
- •71 Составление овр методами электронного и ионно-электронного баланса (метод полуреакций).
- •72 Влияние среды раствора на протекание овр.
- •73 Расчет молярной массы эквивалента окислителя и восстановителя.
- •75 Гальванический элемент Даниеля-Якоби. Электродвижущая сила, ее определение. Возможность и направление протекания овр.
- •76 Расчет изменения энергии Гиббса в результате овр.
- •77 Электролиз как ов-процесс. Электролиз расплавов и вод. Р-ров электролитов
- •79 Основные виды коррозии. Химическая коррозия. Электрохимическая коррозия. Борьба с коррозией металлов.
- •80 Методы защиты металлов от коррозии. Изоляция металлов отагрессивной среды, защитные покрытия. Электрохимические методы защиты. Изменение свойств коррозионной среды.
39. Дисперсионные системы. Их классификация.
Дисперсионные системы – это системы, в которых одно вещество в более или менее раздробленном состоянии равномерно распределено в массе другого.
Дисперсная фаза – раздробленное вещество.
Дисперсионная среда – среда, в которой это вещество распределено.
Гомогенные (однородные) – внутри которых нет поверхности раздела, отделяющих друг от друга частицы системы.
Гетерогенные – имеют поверхность раздела между фазами и различный размер частиц дисперсной фазы и дисперсионной среды.
Бывают:
системы с газообразной дисперсионной средой – аэрозоли (с жидкой дисперсной фазой – туманы, с твердой – дымы, пыли)
с жидкой дисперсионной средой – липозоли (с газообразной дисперсной фазой – пены, жидкой – эмульсии, твердой – суспензии)
с твердой дисперсионной средой – литозоли.
40.Для жидкости характерно наличие определенного объема и отсутствие определенной формы. Жидкость всегда стремится принять форму, при которой ее поверхность при данном объеме будет наименьшей. Работа, необходимая для увеличения поверхности жидкости на 1м2, служит мерой поверхностной энергии и назыв. коэффициентом поверхностного натяжения или просто поверхностным натяжением(. Растворы – гомогенные системы переменного состава, состоящие из двух или более компонентов и продуктов их взаимодействия. В зависимости от состава и природы растворенных веществ растворы классифицируются: 1)по агрегатному состоянию: жидкие, твердые и газообразные. Жидкие растворы – водные и неводные. Неводные – растворы, в которых растворителям являются другие жидкости( бензол, эфир, спирт). По характеру взаимодействия растворяемого вещества с растворителем растворы могут быть подразделены на 2типа: ионные и молекулярные. Ионные – растворы ионных веществ , диссоциирующих в воде на ионы. Молекулярные растворы образуют при растворении большинства газов и органических соединений , растворенное вещество в них просто распределено в растворителе, в виде отдельных молекул. 2)по содержанию растворенного вещества: разбавленные и концентрированные. Концентрированными растворами назыв. р-ры, в которых кол-во растворенного вещества значительно превышает кол-во растворителя. 3) по степени насыщенности: насыщенные, ненасыщенные и концентрированные р-ры. Насыщенным назыв. р-р, находящий в равновесии с растворенным в-вом. Р-ры с меньшей концентрацией назыв. ненасыщенными. Р-р, содержащий в-ва больше, чем определяется его растворимостью при данных условиях, назыв. пересыщенным. Растворимость – качественная и количественная способность образовывать р-р при смешивании с другим веществом. Растворение газов в жидкости зависит от их природы, характера жидкости, от температуры и давления законом Генри: растворимость газа в жидкости при постоянной температуре пропорционально его парциальному давлению: С= к*Р. Растворение большинства кристаллических веществ в воде идет с поглощением теплоты, что связано с затратой энергии на разрушение кристаллической решетки тв. тела . предельные случаи взаимной растворимости жидкости: спирт и вода смешиваются в любых соотношениях; вода и бензин практически не смешиваются друг с другом.
41. Растворение – сложный физико – химический процесс растворение сопровождается: 1)тепловым эффектом в зависимости от природы вещества 2)изменения объема 3)иногда изменением окраски. 1. Например, при растворении гидроксида калия в воде наблюдается сильное разогревания р-ра. КОН + ag=KOH*ag (.) , а при растворении нитрата аммония охлаждение: NH4NO3 + ag=NH4NO3*ag (. Если процесс растворения протекает с поглощением теплоты, то в соответствии с ур-нием , энтропия должна возрастать, чтобы Если растворения процесс экзотермический то возможны 2 варианта . Тепловой эффект растворения равен сумме тепловых эффектов физ. и хим. процесса. Физ. Протекает с поглощением, химический с выделением теплоты. 2.При смешивании 100мл. воды с равным объемом этилового спирта вместо ожидаемых 200мл. р-ра получается лишь 180мл., т.е. в результате растворения происходит уменьшения объема на 3,5%. Явления сокращения объема при смешении жидкостей известно под названием контракция. 3) Растворение безводного сульфата меди, не имеющего окраски, сопровождаются появлением интенсивной голубой окраски. Например: CuSO4+H2O(растворение) Синий р-р(выпаривание) CuSO4*5H2O.
42. Растворы – гомогенные системы переменного состава, состоящие из двух или более компонентов и продуктов их взаимодействия. Концентрация – кол-во растворенного вещества, содержащиеся в определенном кол-ве р-ра или растворителя. Существуют различные способы выражения концентрации р-ров. Массовая доля растворенного в-ва – физ. величина, равная отношению массы растворенного в-ва к общей массе р-ра. , m1- масса растворителя, m2- масса растворенного в-ва, m1+m2- масса р-ра. Мольная доляNi – отношение числа моль данного компонента i к сумме моль всех компонентов р-ра. Для бинарного р-ра: N1=; N2=, n1 и n2- число моль растворителя и растворенного в-ва соответственно. Молярная концентрация – показывает число моль растворенного в-ва, содержащееся в 1л р-ра. СМ= (моль/л). Моляльная концентрация – показывает число моль растворенного в-ва в 1000г. Растворителя(1кг.)
42 Растворы-гомогенные системы переменного состава,состоящие из двух или более компонентов и продуктов их взаимодействия.
Жидкие растворы: водные(растворитель вода),неводные(растворитель бензол,эфир,спирт)
По хар-ру взаимодействия растворяемого в-ва с растворителем делятся на 2 типа: ионные(диссоциир.в воде на ионы),молекулярные(образование при растворении большинство газов и органич.соединений)
Концентрация- кол-во растворённого в-ва,содержащееся в определённом количестве р-ра или растворителя.
Массовая доля растворённого в-ва-это безразмерная физ.величина,равная отношению массы растворённого в-ва к общей массе р-ра (С=m2/(m1+m2) ,где m1-масса растворителя,m2-масса раствор.в-ва,m1+m2-масса р-ра.
Молярная доля"Ni"-отношение числа моль данного компонента "i" к сумме моль всех компонентов р-ра (Ni=n1/(n1+n2)),где n1 и n2-число моль растворителя
и растворённого в-ва.
Молярная концентрация-показывает число моль растворённого в-ва,содержащегося в 1л р-ра (Сm=n/V; Cm=m2/(M*V))
Молярная концентрация эквивалента(нормальность)-показывает число моль эквивалентов растворённого в-ва в 1л раствора (Сн=nэ/V; Сн=m2/Mэ*V).
Закон эквивалентов для растворов (N1*V1=N2*V2, где N=Cн).
Титр растворов-показывает число граммов растворённого в-ва в 1мл р-ра (Т=mв/V). Титр связан с нормальностью (Т=N*Э/1000)
Моляльная концентрация-показывает число моль растворённого в-ва, содерж. в 1000г растворителя (См=m2/M*m1)
44. пар, находящийся в равновесии с жидкостью наз-ся насыщенным. Каждой жидкости присуще определенное давление насыщенного пара. Жидкость закипает, когда давление её пара становится = атмосферному. Уменьшением концентрации молекул растворителя на поверхности жидкости и, следовательно, уменьшением того их количества, которое из жидкости переходит в пар.1-й закон Рауля: относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором = мольной доле растворенного вещества. где:-давление насыщенного пара, Р- давление насыщенного пара над раствором, - число моль растворителя, число моль растворенного вещества. В более простом виде: * где - мольная доля растворенного вещества.
Из закона Рауля следует, что понижение давления пара разбавленного раствора не зависит от природы растворенного в-ва, а зависит только от концентрации раствора.
46. 2-й закон Рауля: понижение температуры замерзания и повышение температура кипения растворов прямо пропорционально их моляльной концентрации. ,
Е- эбуллиоскопическая константа. Коэффициент Е является характеристикой данного растворителя и показывает повышение температуры кипения вызываемое растворением 1 моль вещества в 1 кг этого растворителя. Метод, основанный на измерении повышения температуры кипения растворов- эбуллиоскопия. Смеси, в процессе образования кот. отсутствуют тепловые и объемные эффекты, т.е. и называются идеальными растворами. К идеальным растворам крайне близки разбавленные растворы. Активность(а) связана с концентрацией след. Соотношением a=fc, где фи- коэффициент активности, кот. формально учитывает все виды взаимодействия частиц в данном растворе, приводящее к отклонению от св-в идеального р-ра. В реальных р-рах вместо концентрации используется активность.
47,Растворимость газа в жидкостях. Закон Генри.Осмос.
Растворимость зависит от природы,характеражидкости,от темпер. И давления. Неполярн.молек.лучше растворяются в неполярн.молекулахи наоборот(под.в пол.).Растворимость выражается макс числом граммов вещества,котор.можно растворить в 100 г растворителя при данной темп. З-н Генри:растворимость газа в жидкости при постоянной темп. Пропорциональна его парциальному давлению С=К*Р,С-концентрация газа в жидкос.,р-парциальное давл.,К-коэфф.пропорциональности,зависящий от природы газа. Растворимость газа увелич. При охлаждении (принцип ЛеШателье). С изменением растворимости газов от резкой перемены давления связана «кессонная болезнь».О́смос— процесс односторонней диффузии через полупроницаемую мембрану молекул растворителя в сторону бо́льшей концентрации растворённого вещества (меньшей концентрации растворителя).
48. Электролитическая диссоциация- распад электролита на ионы под действием полярных молекул растворителя. Основные положения ТЭД сформулированы в 1887г Сванте Аррениусом. 1)Электролиты при растворении в воде диссоциируют на положительные и отрицательные ионы. Ионы- заряженные частицы. 2)Под действием электрического тока положит. заряженные ионы двигаются к катоду и наз-ся катионами, а отриц. заряж. –к аноду и наз-ся анионами. 3)Диссоциация процесс обратимый. Диссоциация на ионы в р-рах происходит вследствие взаимодействия растворенного в-ва с растворителем; по данным спектроскопических методов, это взаимодействие носит в значительной мере химический характер. Наряду с сольватирующей способностью молекул растворителя, определенную роль в электрической диссоциации играет также макроскопическое св-во растворителя- его диэлектрическая проницаемость. Кислотами наз. электролиты, при диссоциации кот. в качестве катионов образуются только катионы водорода() . Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато. Диссоциация многоосновной кислоты протекает главным образом по1-й ступени, в меньшей степени по 2-й и лишь в незначительной степени- по 3-й. Основаниями наз. электролиты, при диссоциации кот. в качестве анионов образуются только гидроксид- ионы () . Многоосновные основания диссоциируют ступенчато. Солями наз. электролиты при диссоциации кот. образуются катионы металлов, а также анионы кислотных остатков. Кислые и основные соли диссоциируют ступенчато.
49. Количественной характеристикой электролитической диссоциации является степень диссоциации – это отношение числа молекул распавшихся на ионы ( n) к общему числу растворенных молекул (N ):
=
По степени диссоциации в не очень разбавленных растворах электролиты подразделяются на сильные, слабые и средней силы.
>30% - сильные электролиты
3% < <30% - средней силы
< 3% - слабые для децинормального (0,1н) раствора
Сильные электролиты ( > 30%) – это почти все соли,
многие неорганические кислоты НNO3, H2SO4, НMnO4, НС1О4, НС1О3, НС1, НВr, HJ, основания щелочных и щелочно - земельных металлов LiOH и т.д.…( I A и II A групп) :
Слабые ( < 3%) - Н2S, HCN, H2SiO3, H3BO3, Н2СО3; гидроксиды d- элементов Сu(OH)2, Cr(OH)3), а также NH4OH, Ве(ОН)2, вода, НNO2, немногие соли Fe(CNS)3, HgCl2, Hg(CN2), CdI2, СdCl2, Pb(CH3COO)2, ZnCl2, ZnI2.
Средней силы (3% < <30%) – некоторые органические и неорганические кислоты (щавелевая Н2С2О4, муравьиная НСООН, Н2SO3, Н3РО4 и др.), Mg(OH)2.
Сольватация, взаимодействие молекул растворенного вещества с молекулами растворителя. Приводит к изменению свойств молекул в растворе ,влияет на все физические и физико-химические процессы, протекающие в растворах, в том числе определяет скорость реакций в растворах и положение равновесия, а в ряде случаев и их механизм. Сольватацию в водных средах часто наз. гидратацией. Наиб. интенсивна сольватация ионов в растворах электролитов.Сольватация состоит в том, что молекула растворенного вещества оказывается окруженной сольватной оболочкой, состоящей из более или менее тесно связанных с ней молекул растворителя. В результате сольватация образуются сольваты - молекулярные образования постоянного или переменного состава. Время жизни сольватов определяется характером и интенсивностью межмолекулярных взаимодействий\ В соответствии с типами межмол. взаимод. выделяют неспецифическую и специфическую сольватацию. Неспецифическая сольватация обусловлена ван-дер-ваальсовыми взаимодействиями, специфическая сольватация проявляется главным образом вследствие электростатических взаимодействий, координационных и водородных связей.Гидратация ионов (в общем случае сольватация) основная причина диссоциации.
50. Константа равновесия обратимого процесса диссоциации наз. константой диссоциации и характерна только для слабых электролитов. Чем больше К, тем больше ионов в растворе, тем сильнее электролит. Выражение з-на разбавления Оксфальда: . Формулировка: степень диссоциации слабого электролита увеличивается при разбавлении раствора обратно пропорционально корню квадратному из его молярной концентрации. С увеличением разведения (уменьшение концентр.) степень диссоциации электролита возростает. По мере разбавления раствора вероятность столкновения ионов падает, и степень электролитической диссоциации растет. Для сильных электролитов нельзя применять з-н Оксфальда, хотя деление на сильные и слабые электролиты условно. У сильных говорят о кажущейся степени диссоциации.
51.Многоосновные кислоты, а также основания двух- и более валентных металлов диссоциируют ступенчато. В растворах этих веществ устанавливаются сложные равновесия, в которых участвуют ионы различного заряда. При ступенчатой диссоциации веществ распад по последующей ступени всегда происходит в меньшей степени, чем по предыдущей. Соблюдается неравенство: К 1>К2 >К 3 … Это объясняется тем, что энергия, которую нужно затратить для отрыва иона, минимальна при отрыве его от нейтральной молекулы и становится больше при диссоциации по каждой следующей ступени. Слабые электролиты в водных растворах диссоциируют только частично. Поэтому число ионов в растворах сильных электролитов больше, чем в растворах слабых той же концентрации.в р-рах слабых электролитов С ионов мала, расстояние между ними велики и взаимод.ионов друг с другом незначительно. К слабым электролитам относятся большинство органич.кислот, а из важнейших неорганич.соедин.:H 2 CO 3 , H 2 S, HCN, H 2 SiO3 и NH 4 OH.
56. Абсолютно нерастворимых веществ нет. Поэтому хотя бы ничтожная часть малорастворимого в-ва, например AgCI, все же переходит в раствор. Такая концентрация будет отвечать предельно разбавленному раствору и растворенная часть AgCIбудет находиться в виде ионов. Кристаллы же твердой фазы состоят из связанных ионов. Со временем установится подвижное равновесие между твердой фазой (осадком) и ионами в растворе: AgCIAg++ CI- .Таким образом, в гетерогенной системе, состоящей из осадка и насыщенного относительно его раствора, непрерывно протекают 2 процесса с одинаковой скоростью: переход ионов в раствор и их осаждение на поверхности кристалов. (),гдеk- коэффициент пропорционалности. Осаждение ионов на поверхности кристаллов протекает со скоростью . Так как раствор в любой промежуток времени остается электронейтральным, то из раствора уходит с ионами одинаковое число положительных и отрицательных зарядов. Тогдабудет пропорциональна поверхности осадкаS и произведению концентрации ионов, т.е. [Ag+][CI-]. При равновесии или[Ag+][CI-]. Откуда [Ag+][CI-]==ПРAgCI. Произведение растворимости – постоянная величина при данной температуре – представляет собой произведение концентрации ионов в насыщенном растворе малорастворимого электролита. В общем случае,если малорастворимый электролит диссоциирует по ур-ниюmA+ + nB-, то произведение растворимости будет иметь вид: ПР=[A+]m[CI-]n. для точного выражения ПР надо концентрации ионов малорастворимых электролитов заменить на активности. Тогда получим произведения активности(ПА) ПА=. ПР характеризирует растворимость вещества: чем больше ПР, тем больше растворимость.ПК – произведение концентрации; ПК>ПР – осадок, ПК<ПР – растворение осадка, ПК =ПР – система в равновесии
57. Условием образования осадка является превышение произведения концетраций ионов малорастворимого электролита над его произведением растворимости. ПК˃ПР
Растворение осадка малорастворимого электролита происходит при условиии что
произведение концентраций его ионов меньше произведения растворимости. ПК‹ПР
Если ПК=ПР то система находится в равновесиии.
ПР – постоянная величина при данной температуре, равная произведению концентраций его ионов.
AgCl = Ag + Cl
ПР= (Ag) * (Cl)
Константа ровнавесия: К= (Ag) * (Cl) / (AgCl )
В общем виде: Км Ан = мК + нА
ПР= (К) в степени м * (А) в степени н
Чем меньше ПР тем легче выпадает осадок.
Гидролиз соли - взаимодействие ионов соли с водой, приводящее к образованию слабого
Элетролита и к изменению Рн среды. Типы:
По аниону:
- соль образована анионами слабыми кислотами и катионами сильных оснований
Кг = Кводы/Ккислоты рН˃7
Степень гидролиза - отношение числа молекул подвергшихся гидролизу к общему числу растворенных молекул
h= корень из Кг/С
СН₃СОО + Н₂О= СН₃СООН + ОН
По катиону:
Соли образованные анионами сильныхкислот и катионами слабых оснований
Кг= Кводы/Коснования
h= корень из Кг/С рН‹7
NH₄ +H₂O= NH₄OH + H
По катиону и аниону:
Соли образованные анионами слабых кислот и катионами слабых оснаваний
Кг=Кводы/(Косн*Ккисл)
h= корень из Кводы/(Ккисл*Косн)
Совместный гидролиз- продукты гидролиза 2 разных солей взаимодействуют, образовывая при этом слабодисациирующие соединения и гидролез обеих солей идет до конца
NH₄ + CN + H₂O = NH₄OH = HCN
№58 Гидролиз солей по аниону
Гидролизом солей называется взаимодействие ионов соли с водой приводящее к образованию слабого электролита и к изменению pH среды.
Гидролиз является частным случаем сольволиза –обменного разложения растворенного вещества и растворителя
Гидролиз по аниону:
А) соль образована слабой кислотой и сильным основанием
CH3COOH - + H2O CH3COOH + OH- pH>7
CH3COO- + Na+ + H2O CH3COOH + Na+ + OH-
CH3COONa + H2O CH2COOH + NaOH
CH3COO + HOH CH3 COOH +OH- ∆pH=7
Kг ( к гидролиза)
Кг=К [H2O]=
[O]=
Kг=
Кг =
Кв- к воды
Кк-к кислоты
Гидролиз количественно характеризуется степенью гидролиза h-отношению числа молекул , подвергшихся гидролизу , к общему числу растворённых малекул.
С- начальная концентрация соли
H-степень гидролиза
К1=
h= =
К2=h2c
1 ступень
1)Молекулярное уравнение
Na2CO3 + HOHNaHCO3 + NaOH
2) Молекулярно ионное уравнение
2Na+ +CO32-+HOHNa+ + HCO3-+Na+ + OH-
3) сокращенно ионно-молекулярное уравнение
CO32- + HOHHCO3-+OH-
Кг1=
2 ступень
Na HCO3+ HOH NaOH + H2CO3
Na++ HCO3 + HOH Na++ OH +H2CO3
HCO3+HOH OH+H2CO3
Кг2=
При ступеньчетом гидролизе 2-я и последующая ступень.