8.Растворение как физико-химический процесс. Химическая теория растворов Менделеева.

Растворение- сложный физико-химический процесс, в котором доминирует либо физическая, либо химическая сторона явления.

Физическая-когда между растворенным веществом не наблюдается взаимодействия, химическая-когда взаимодействие происходит.

Растворы-гомогенные системы переменного состава, находящиеся в состоянии хим.равновесия.

Растворы-это как минимум 2х компонентная система, состоящая из растворенного вещества и растворителя.

Растворителем считается тот компонент, который находится в том же агрегатном состоянии, что и растворенное вещество.

Если растворенное вещество и растворитель находятся в одном и том же агрегатном состоянии, то растворителем считается тот, которого больше.

Сольваты – соединение между растворителем и растворенным веществом.

Гидраты-если в качестве растворителся используется H2O,а процесс их образования – гидратацией.

Такие вещества называют кристаллогидратами. Кристаллогидратами является большинство природных минералов. Много веществ получают в чистом виде в форме кристаллогидратов.

Образование растворов в различных агрегатных состояних:

-газ в газе- состояние характеризуется большим расстоянием между частицами и доминирует физическая сторона явления.

-газ в жидкости-здесь можно привести 2а случая:

а)между растворителем и растворен.в-ом образуется соединение:хорошо раствор в воде

б)если не образуется соедин.плохо раствор в воде.(O2.N2.H2 плохо раствор. В H2O)

-газ в твердом- это процесс эндотермич. Растворимость с повыш. Темепературы повышается

-жидкое и твердое в жидком

-твердые р-ры-существуют 3 механизма образования твердых растворов:

а)тверд.р-ры замещения-когда р-р. В-во замещает растворитель в узле кристаллич.решетке растворителя

б)тверд.р-р внедрения-когда растворен. в-во входит в пустое кристаллич. Структуры растворителся.

в)тверд.р-р вычитания образуется только на основе хим.соединения при недостатке или избытке определен.атомов.

Химическая теория была предложена Д.И. Менделеевым. Согласно представлениям Д.И. Менделеева между молекулами растворяемого вещества и растворителем происходит химическое взаимодействие с образованием неустойчивых, превращающихся друг в друга соединений растворенного вещества с растворителем – сольватов.

9.Концентрация растворов. Растворимость, насыщенные и ненасыщенные растворы.

Концентрации растворов:

-процентная концентрация или массовая доля-это кол-во гр.в-ва в 100 гр р-ра

-молярная концентрация-кол-во моль в-ва в одном литре р-ра

-нормальная концентрация-кол-во гр.эквивалентов растворенного в-ва в 1 л р-ра.

-мольная конц.-кол-во моль в-ва в 1000 гр-ах растворителей

Подводя итог, процентная и моляльная концентрация не зависят от температуры, т.к. в этих выражениях не задействован объем.

Растворимость-кол-во гр. Растворенного в-ва в 100 гр. Растворителя.

Ненасыщенные р-р-при добавлении раствор.в-ва в р-ор оно растворяется

Насыщенные р-р-при добаавлении р-ен в-ва в р-ор оно не растворяется, а выпадает в осадок

При быстром охлаждении возможно образование пересыщенного раствора, в котором наблюдается избыток растворен. в-ва.

10.Идеальные растворы. Коллигативные свойства растворов.

Идеальные растворы- раствор, образование которого не сопровождается химическим взаимодействием, изменением объема и тепловым эффектом.

Коллигативные свойства растворов-эти св-ва зависят от числа частиц образующихся в растворе:

-понижение давления пара над раствором

-повышение температуры кипения над раствором

-понижение температуры замерзания

-осмотическое давление

Давление насыщенного пара растворителя над раствором пропорционально его молярной доле над раствором.

Осмотическое давление-явление массопереноса через полупроницаемую перегородку(мочевой пузырь животных) в результате которого через эту мембрану могут проходить только небольшие молекулы.

11.Электролиты и неэлектролиты. Теория электролитической диссоциации.

Электролиты-вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток. К ним относятся: соли, кислоты, основания.

Неэлектролиты-вещества, растворы или расплавы которых не проводят электрический ток. К ним относятся: кислород, водород, многие органические вещества.(сахар, эфир, бензол и др.)

Теория электролитической диссоциации Аррениуса:

1.Электролиты при растворении в воде или плавлении распадаются на ионы.

Электролитическая диссоциация(ионизация)-процесс распада электролитов на ионы в водном растворе или расплаве.

Ионы- атомы или группы атомов, имеющие положительный или отрицательный заряд.

2. В растворе или расплаве электролитов ионы движутся хаотически. При пропускании через раствор или расплав электрического тока положительно заряженные ионы движутся к отрицательное заряженному электроду(катоду), а отрицательно заряженные ионы движутся к положительно заряженному электроду(аноду). Поэтому положительные ионы называются катионами, а отрицательные ионы- анионами.

12.Степень электролитической диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Константы диссоциации слабых электролитов.

Степень электролитической диссоциации(ионизации)-число, показывающее какая часть молекул распалась на ионы.

α=n/N*100%; n-число молекул, распавшихся на ионы

N-общее число растворенных молекул

Сильные электролиты-электролиты, которые в водных растворах полностью диссоциируют на ионы, т.е. их степень диссоциации равна 1(100%). К ним относятся: соли, сильные кислоты, щелочи.

Слабые электролиты-электролиты, которые в водных растворах не полностью диссоциируют на ионы, т.е. их степень диссоциации меньше 1(100%). К ним относятся: слабые кислоты, слабые нерастворимые в воде основания, гидроксид аммония, вода.

Диссоциация слабых электролитов-процесс обратимый.

Диссоциация сильных электролитов-процесс необратимый.

Константа диссоциации(Кд) : AnBm

AnBm=nA^m+ + mB^n- Kp=[A^m+]^n[B^n-]m/[AnBm]

[A^m+],[B^n-]-равновесные концентрации A^m+, B^n-

[AnBm]-равновесная концентрация недиссоциированных молекул AnBm

Константу равновесия в этом случае называют константой диссоциации(Кд).

13.Ионное произведение воды. Концентрация водородных ионов и водородный показатель. Понятие об индикаторах.

Вода- слабый амфотерный электролит.

Уравнение ионизации воды с учетом гидратации ионов водорода:

H2O+H2O=H3O+OH

Без учета гидратации ионов уравнение диссоциации воды имеет вид:

H2O=H+OH

Ионное произведение воды- произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов:

КH2O=[H][OH]

Три типа сред:

1.Нейтральная среда-среда, в которой концентрация ионов водорода равна концентрации гидроксид-ионов.[H]=[OH]=10^-7 моль/л ([H]=10^-7)

2.Кислая среда-среда, в которой концентрация ионов водорода больше концентрации гидроксид-ионов.[H]>[OH] ([H]>10^-7 моль/л)

3.Щелочная среда-среда, в которой концентрация ионов водорода меньше концентрации гидроксид-ионов. [H]<[OH] ([H]<10^-7 моль/л)

Водородный показатель pH-отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода (pH=-lg[H]) Чем pH меньше 7, тем больше кислотность раствора. Чем pH больше7, тем больше щелочность раствора.

Индикаторы-вещества, которые обратимо изменяют свой цвет в зависимости от среды растворов, т.е. pH раствора.

На практике применяют индикаторы: лакмус, метилоранж( метиловый оранжевый) и фенолфталеин.

14.Кислотно-основные свойства веществ. Кислоты, основания и соли с точки зрения теории электролитической диссоциации. Амфолиты.

Кислоты- электролиты, которые при диссоциации образуют только один вид катионов-катионы водорода.

H2CO3=H+HCO3

Кд=[H][HCO3]/[H2CO3]-1ая ступень д.

HCO3=H+CO3

Кд=[H][CO3]/[HCO3]-2ая ступень д.

Основания- это электролиты, которые при диссоциации образуют только один вид анионов- гидроксид-ионы.

Fe(OH)2=FeOH+OH

Кд=[FeOH][OH]/[Fe(OH)2]-1ая ступень д.

FeOH=Fe+OH

Кд=[Fe][OH]/[FeOH]-2ая ступень д.

Амфотерные гидроксиды(Амфолиты)- слабые электролиты, которые при диссоциации образуют одновременно катионы водорода и гидроксид-анионы, т.е. диссоциируют по типу кислоты и по типу основания.

Нормальные соли- сильные электролиты, образующие при диссоциации катионы металла и анионы кислотного остатка.

Кислотные соли- сильные электролиты, диссоциирующие на катион металла и сложный анион, в состав которого входят атомы водорода и кислотный остаток.

Основные соли- электролиты, которые при диссоциации образуют анионы кислотного остатка и сложные катионы, состоящие из атомов металла и гидроксогрупп.

15.Обменные реакции между ионами. Произведение растворимости. Реакции нейтрализации.

Ионные реакции- р., протекающие между ионами.

Реакции обмена в водных растворах электролитов могут быть:

-практические необратимыми, т.е. протекать до конца

-обратимыми, т.е. протекать одновременно в двух противоположных направлениях

1.Необратимые р.- между сильными электролитами, в результате которых образуются:

-малорастворимые вещества

-малодиссоциирующие вещества- слабые электролиты

-газообразные или летучие

Произведение растворимости

BaSO4(т)=Ba(р)+SO4(р)

Кр=[Ba][SO4]

Эта величина называется произведением растворимости малорастворимого вещества(ПР)

ПР(BaSO4)=[Ba][SO4]

ПР растворимости характеризует растворимость малорастворимого вещества при данной температуре: чем меньше произведение растворимости, тем хуже растворимо соединение.

Реакции нейтрализации-обменные реакции взаимодействия кислот и оснований, в результате которых образуются соль и вода:

1.Нейтрализация сильного основания сильной кислотой

2.Нейтрализация слабой кислоты сильным основанием

3.Нейтрализация слабого основания слабой кислотой

16.Гидролиз солей.

Гидролиз(разложение водой) соли-взаимодействие ионов соли с водой, в результате которого образуются слабые электролиты.

Степень гидролиза равна отношению числа гидролизованных молекул соли к общему числу растворенных молекул:

h= n/N*100% ; n-число молекул соли, подвергшихся гидролизу,

N- общее число растворенных молекул соли.

Соли делят на 4 типа в зависимости от силы исходной кислоты и исходного основания:

-Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой, подвергаются гидролизу по аниону. Они образованы катионом сильного основания и анионом слабой кислоты и имеют щелочную реакцию среды pH>7

-Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой, подвергаются гидролизу по катиону. Они образованы катионом слабого основания и анионом сильной кислоты и имеют кислую реакцию среды pH<7

-Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой, гидролизуются одновременно и по катиону, и по аниону. Они образованы катионом слабого основания и анионом слабой кислоты и имеют нейтральную среду pH=7

-Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием не гидролизуются и имеют нейтральную среду pH=7.

Гидролиз может протекать ступеньчато -если соль образована слабой многоосновной кислотой и сильным основанием, число степеней гидролиза зависит от основности слабой кислоты. Если соль образована слабым многоосновным основанием и сильной кислотой, то число степеней гидролиза зависит от кислотности слабого основания.

17. Электронная теория окисления-восстановления. Метод электронного баланса. Метод полуреакций.

2 типа химических реакций:

Реакции, которые протекают без изменения степеней окисления.

Реакции, которые протекают с изменением степеней окисления.(ОВР)

ОВР-химические реакции, при протекании которых степени окисления элементов изменяются.

Изменение с.о. в ходе ОВР обусловлено полным или частичным переходом электронов от атомов одного элемента к атомам другого элементы.

Реакции с переносом электронов-р., при протекании которых с.о. изменяются.

Реакции без переноса электронов-р., при протекании которых с.о. не изменяются.

Окисление-процесс отдачи электронов.

Восстановление-процесс присоединения электронов.

Восстановитель-частицы(атомы, молекулы, ионы), которые отдают электроны.

Окислитель-частицы, которые присоединяют электроны.

Типы ОВР:

-Межмолекулярные- элемент-окислитель и элемент-восстановитель входят в состав молекул различных веществ.

N2+H2=NH3

-Внутримолекулярные- элемент-окислитель и элемент-восстановитель входят в состав одного вещества.

NH4NO2=N2+H2O

-Диспропорционирования(самоокисления-самовосстановления)- один и тот же элемент, находящийся в промежуточной с.о., и окисляется и восстанавливается.

NO2+H2O=HNO3+HNO2

-Репропорционировая(конпропорционирования, контрдиспропорционирования)- из двух различных с.о. одного и того же эл-та получается одна с.о.

HOCL+HCL=H2O+Cl2

Метод эл.баланса

1)Определим с.о. всех эл-ов в молекулах исходных в-в и продуктов реакции.

2)Подчеркнем символы эл-ов, которые изменяют с.о. в ходе реакции.

3)Составим уравнение процессов окисления и восстановления

4)Находим множители для уравнений процессов окисления и восстановления, при умножении на которые числа отданных и присоединенных электронов будут равны.

5)Найденные множители запишем как коэффициенты перед формулами веществ, которые содержат элементы, участвующие в процессах окисления и восстановления.

6)После этого уравниваем числа атомов элементов, которые не изменяют с.о.

Метод полуреакции применим для реакции, протекающей в растворе:

1)Записываем уравнение реакции в ионном виде.

2)Находим атомы, молекулы или ионы, в которых элементы изменяют степень окисления.

3)Составляем полуреакции с участием этих компонентов.

4)Для соблюдения правила материального баланса добавляем при необходимости ,с учетом природы химической реакции, следующие компоненты: H+,OH-,H2O.

5)Число атомов в левой и правой части должно быть равно, поэтому ставим коэффициенты.

6)Для соблюдения правил электроотрицательности добавляем и прибавляем e.

7)Находим общие множители и ,с учетом этих множителей, складываем сначала левые, а затем правые части полуреакции.

8)Записываем уравнение реакции в молекулярном виде.

18.Электродные потенциалы. Гальванический элемент.

Стандартный электродный потенциал металла(E^0)-разность потенциалов между металлом, погруженным в раствор своей соли с концентрацией ионов металла 1 моль/л, и стандартным водородным электродом при стандартных условиях.

В гальванических элементах химическая энергия превращается в электрическую.

Электрохимический ряд напряжений- металлы, расположенные в порядке возрастания алгебраического значения их стандартного электродного потенциала.

Вывод:

1)Ме, имеющие меньший электронный потенциал вытесняют другие Ме с большим потенциалом из раствора его соли.

2)Ме, находящиеся в ряду левее водорода могут взаимодействовать с минеральными кислотами.

3)Чем дальше друг от друга находятся Ме в ряду напряжений, тем большую разность потенциалов будет создавать биметалл-гальванический элемент, созданный на их основе.

19.Электролиз расплавов и растворов.

Электролиз- окислительно-восстановительный процесс, протекающий на электродах при прохождении электрического тока через расплав или раствор.

Электролиз растворов:

1)НА КАТОДЕ:

а) Если катион электролита находится в начале ряда напряжений( по Al включительно), то на катоде идет процесс восстановления воды( выделяется H2). Катионы Ме не восстанавливаются, остаются в растворе.

б) Если катион электролита находится в ряду напряжений между алюминием и водородом, то на катоде восстанавливаются одновременно и ионы Ме, и молекулы воды.

в) Если катион электролита находится в ряду напряжений после водорода, то на катоде идет только процесс восстановления ионов металла.

г) Если в растворе находится смесь катионов разных Ме, то первыми восстанавливаются катионы того Ме, который имеет наибольшее алгебраическое значение электродного потенциала.