- •Предмет химии. Моль. Атомная единица массы Закон Авогадро. Закон химических эквивалентов. Эквиваленты кислот, оснований, солей.
- •В равных объемах разных газов при одинаковых условиях (давление и температура) содержится равное число молекул.
- •2 . Классификация неорганических соединений
- •Строение многоэлектронных атомов. Квантовые числа. Форма атомных орбиталей (ао). Принцип Паули. Правило Клечковского. Правило Хунда.
- •Периодический закон д.И. Менделеева. Периодическая система элементов. Электроотрицательность. Закономерности изменения ее по периодам и группам элементов периодической системы.
- •5. Химическая связь. Ковалентная связь. Свойства ковалентной связи: прочность, полярность, насыщаемость, направленность, гибридизация, кратность.
- •6. Кс. Гибридизация атомных орбиталей. Водородная и донорно-акцепторная связь.
- •Энергетические эффекты химических реакций. Энтальпия. Закон Гесса. Следствия из закона Гесса. Расчет теплового эффекта химической реакции.
- •8. Энтропия. Энергия Гиббса. Термохимические расчеты.
- •Химическая кинетика и равновесие. Скорость химических реакций. Закон действия масс. Влияние температуры (закон Вант-Гоффа).
- •Химическое равновесие. Константа равновесия. Сдвиг равновесия. Принцип Ле-Шателье.
- •Растворы. Способы выражения концентрации растворов.
- •Свойства растворов неэлектролитов. Давление пара. Криоскопия и Эбуллиоскопия. Осмотическое давление.
- •Теория электролитической диссоциации. Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты.
- •Константа диссоциации. Закон разведения Оствальда.
- •Ионообменные реакции. Направление протекания реакции. Произведение растворимости.
- •16. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Индикаторы.
- •17. Гидролиз солей. Степень и константа гидролиза.
- •Характеристики кислот, оснований и солей с точки зрения теории электролитической диссоциации. Амфотерность гидроксидов.
- •Окислительно-восстановительные реакции (овр). Степень окисления атомов Основные окислители и восстановители. Составление уравнений овр методами электронного и электронно-ионного баланса.
- •Электрохимические процессы. Стандартный электродный потенциал. Ряд напряжений металлов. Гальванические элементы.
- •Электролиз расплавов и растворов солей.
- •Коррозия металлов. Электрохимическая коррозия. Протекторная и электрохимическая защита металлов от коррозии.
- •Протекторная защита от коррозии
- •Дисперсные системы. Классификация по различным признакам. Поверхностные явления. Строительные материалы.
- •Кальций нахождение в природе. Получение. Химические свойства. Соединения кальция. Применение.
- •27. Жесткость воды. Виды жесткости. Методы умягчения воды.
- •Алюминий. Нахождение в природе. Получение Химические свойства. Соединения алюминия. Применение.
- •Кремний. Нахождение в природе. Получение Химические свойства. Соединения кремния. Оксиды, кислоты, силикаты.
- •34. Галогены. Нахождение в природе. Физические и химические св-ва. Получения галогенов. Галогеноводородные кислоты. Кислородосодержащие соединения галогенов.
- •35. Классификация органических соединений.
-
Теория электролитической диссоциации. Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты.
Электролиты – вещества, проводящие электрический ток. Сами по себе твердые соли и основания, а также безводные кислоты не обладают или обладают очень слабой электрической проводимостью.Процесс распада вещества на ионы под действием растворителя называется электролитической диссоциацией и является обратимым. Например, диссоциация кислот, оснований, солей:
NaOHNa+ + OH- ; H2SO4H+ + HSO4- ; HSO4H+ + SO4- ; Al2(SO4)32Al+ + 3SO4-
Электролитами являются растворы солей, кислот, оснований, расплавленные соли, оксиды и гидроксиды, некоторые соли и оксиды в твердом состоянии.
Согласно теории электрической диссоциации, при растворении в воде электролиты распадаются (диссоциируют) на положительно и отрицательно заряженные ионы (катионы и анионы). Ионы в растворе находятся в состоянии неупорядоченного теплового движения.
Распадаются на ионы могут только те молекулы, химическая связь в которых имеет достаточную высокую степень ионности.
В зависимости от структуры растворяющегося вещества в безводном состоянии его диссоциация может протекать по-разному. Наиболее типичны два случая:
- диссоциация солей (диссоциация кристаллов с ионной структурой);
- диссоциация при растворении кислот
Сильные электролиты - Это в-ва, которые при растворении в воде практически полностью распадаются на ионы (ионные или сильно полярные связи). К ним отн: все хорошо растворимые соли, сильные кислоты (HCl, HBr, HI, HClO4, H2SO4,HNO3) и сильные основания (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)2,Sr(OH)2,Ca(OH)2). Слабые электролиты – В-ва, частично диссоциирующие на ионы. отн-ся: 1) почти все органические кислоты (CH3COOH, C2H5COOH и др.); 2) некоторые неорганические кислоты (H2CO3, H2S и др.); 3) почти все малорастворимые в воде соли, основания и гидроксид аммония (Ca3(PO4)2; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH); 4) вода. Они плохо (или почти не проводят) электрический ток.
Результат диссоциации - вследствие диссоциации увеличивается число частиц. Отсюда появляется изотонический коэффициент i. P=iCRT, DТкип. = iЕm, DТзам. = iКm, и т.д. Изотонический коэффициент связан со степенью диссоциации электролита a - отношение числа распавшихся на ионы молекул к общему числу молекул: a=(i-1)/(n-1)
Степень диссоциации (α) - отношение числа распавшихся на ионы молекул (n) к общему числу растворенных молекул (N): α = n / N и выражается в долях единицы или в %.
Электролиты делятся на: сильные a~1, средние a~30%, слабые a<0.1. Сильные электролиты : соли, некоторые кислоты - HClO4, H2SO4, HNO3, HI, HBr, HCl, гидроксиды щелочных металлов, кальция, стронция и бария. Остальные кислоты и основания - средние или слабые электролиты. Рассмотрим равновесие в растворе слабого электролита. KA « K+ + A- (на самом деле KA + aq « K+aq+ A-aq) Концентрация раствора С моль/л.
Теория электролитической диссоциации: при растворении в воде электролиты распадаются (диссоциируют) на положительно(катионы) и отрицательно(анионы) заряженные ионы.
электролитическая диссоциация- это процесс распада молекул веществ на ионы под действием полярных молекул растворителя, а также при их расплавлении. Под активностью иона понимают ту эффективную, условную концентрацию его, соответственно которой он действует при химических реакциях.
аВ =f*хВ , аВ =γ*см , аВ =y*cВ , где f, γ,y-рациональный,моляльный, молярный коэффициент.
хВ, см, cВ – молярная доля, моляльная и молярная концентрации.