25. Полные и сокращенные ионно-молекулярные ур-я. Зависимость гидролиза от разных факторов.

При ↑ кол-ва воды, уменьшается концентрация соли → уменьшается гидролиз (по принципу Ле Шателье)

26. Понятие энтропии. Направленность хим. Р-й.

Энтропия – термодинамическая ф-я, мера неупорядоченности состояния системы.

В отличие от других термодиамических функций, можно определить не только изменение, но и абсолютное значение энтропии.Это вытекает из высказанного в 1911г. М. Планком постулата, согласно которому "при абсолютном нуле энтропия идеального кристалла равна нулю". Этот постулат получил название третьего закона термодинамики. По мере повышения температуры растет скорость различных видов движений частиц, т.е. число микросостояний и соответственно термодинамическая вероятность и энтропия вещества . При переходе вещества из твердого состояния в жидкое значительно увеличивается энтропия(∆S_пл). особенно резко растет энтропия при переходе вещества из жидкого состояния в газообразное(∆S_кип). Также энтропия увеличивается при переходе вещества из кристаллического состояния в аморфное. Изменение энтропии системы в результате х.р. (∆S) (энтропия реакции) равно сумме энтропий продуктов реакций за вычетом энтропий исходных веществ с учетом их стехиометрических коэффициентов.

27. Способы выражения концентраций.

Важными количественными характеристиками растворов являются концентрация и растворимость. Концентрация это количество вещества в определенном объеме раствора или растворителя. 1) процентная концентрация – отношение массы данного вещества в растворе к массе всего раствора. Выражается в % и показывает сколько граммов вещества содержится в 100 гр раствора. 2) Молярная концентрация выражается числом моль растворенного вещества в одном литре раствора.

С(х)=n(x) / V, n=m / M, C(x)=m(x)/ (M(x)*V). обозначается ч/з М. 1М – 1 моль в литре раствора. 3) нормальная концентрация (молярная концентрация эквивалента) число грамм эквивалента содержащийся в одном литре раствора[Н]. N(x)=n_Э(х)/V=m(x)/(M_Э(х)*V). Эквивалент – реальное или условное частица вещества который может замещать, присоединять, высвобождать или быть каким-то способом эквивалентно одному атому водорода обменных или ОВР или кислотно-основных реакциях. Для вычисления эквивалента надо разделить молярную массу: а) для кислоты – на количество замещаемых атомов водорода. б) для основания – на количество замещаемых гидроксильных групп. в) для солей – на число ионов металла умноженное на его валентность.

4) моляльная – число молей вещества растворенного в 1 кг растворителя (моль/кг). С(х)=n(x)/m₂ =m₁/(m₂*M(x))/

5) титр – это отношение массы вещества к объему раствора.

28. Основы теории молекулярных орбиталей и теории направленных валентностей.

29. Ковалентная связь. Ее свойства.

Ковалентная связь  - химическая связь, образованная обобществлением пары валентных электронных облаков. Обеспечивающие связь электроны называются общей электронной парой.

Св-ва ковалентной связи: направленность, насыщаемость, полярность, поляризуемость - определяют химические и физические свойства соединений.

Направленность связи обусловливает молекулярное строение веществ и геометрическую форму их молекул. Углы между двумя связями называют валентными.

Насыщаемость — способность атомов образовывать ограниченное число ковалентных связей. Количество связей, образуемых атомом, ограничено числом его внешних атомных орбиталей.

Полярность связи обусловлена неравномерным распределением электронной плотности вследствие различий в электроотрицательностях атомов. По этому признаку ковалентные связи подразделяются на неполярные и полярные.

Поляризуемость связи выражается в смещении электронов связи под влиянием внешнего электрического поля, в том числе и другой реагирующей частицы. Поляризуемость определяется подвижностью электронов. Полярность и поляризуемость ковалентных связей определяет реакционную способность молекул по отношению к полярным реагентам.