Вопрос15. В чем состоит сущность явление осмоса? Как определить величину осмотического давления в растворах неэлектролитов? Закон Ван-Гоффа.

ОСМОС – явление, обусловленное переносом растворителя через полупроницаемую мембрану. Закон Ван- Гоффа π=CRT , где π – осмотическое давление.

Вопрос16. Электролитическая диссоциация. Диссоциация слабых электролитов как равновесный процесс. Степень диссоциации и константа диссоциации. Факторы, влияющие на процесс диссоциации. Закон разбавления Оствальда. Как будет влиять на состояние равновесия уксусной кислоты введение в систему ацетата натрия?

Явление электролитической диссоциации: при растворении соли в воде ионы, образующие данный электролит, под действием полярных молекул воды отрываются друг от друга и перераспределяются между молекулами растворителя. Электролитическая диссоциация- самопроизвольный процесс распада электролита в растворе с образованием положительно и отрицательно заряженных ионов, или соответственно катионов и анионов. 1)Чем более полярен растворитель, тем больше степень диссоциации в нем данного электролита. 2)повышение температуры, как правило, увеличивает диссоциацию и при нагревании степень диссоциации возрастает. 3)при уменьшении концентрации электролита, т.е. при его разбавлении, степень дисс. увеличивается. Диссоциация слабых электролитов. Константа диссоциации сл. электролитов - это отношение произведения концентраций продуктов реакции к концентрации реагентов. Степень диссоциации α - это отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу растворенных молекул. Зависит от природы реагирующих веществ, от природы растворителя, от температуры, от концентрации.Чем более полярен растворитель, тем больше степень диссоциации в нем данного электролита. Электролиты, степень диссоциации которых даже в относительно концентрированных растворах велика(1), называют сильными (почти все соли, мин. соли: H₂SO₄, HNO₃, HMnO₄; основания щел и щел-зем металлов), а электролиты, степень диссоциации которых даже в разбавленных растворах мала,-слабыми (Почти все орг. кислоты, некоторые мин.кислоты: H₂CO₃, H₂S, многие гидрооксиды металлов). Константа диссоциации – константа равновесия процесса диссоциации. Характеризует способность данного в-ва распадаться на ионы. Чем больше константа диссоциации тем лучше в-во диссоциирует. Кислоты и основания диссоциируют ступенчато. Каждая ступень диссоциации характеризуется своей константой. Константа равновесия K_р этой реакции и есть K_д: Kp=[H⁺][An]/[HAn]Если выразить равновесные концентрации через концентрацию слабого электролита C и его степень диссоциации α, то получим Kд=(C*α*C* α)/C(1- α)=(C* α ²)/(1- α). Это соотношение называют законом разбавления Оствальда. Для очень слабых электролитов при α << 1 это уравнение упрощается:. Kд=(C* α ²) α=√K_д/C

Вопрос17. Растворы электролитов. Диссоциация средних, кислых и основных солей. Диссоциация кислот и оснований. Ступенчатая диссоциация. Приведите примеры. Использование законов Рауля и Вант-Гоффа для описания свойств электролитов. Изотонический коэффициент (Неполностью)

В водных растворах сильные электролиты полностью диссоциируют. Поэтому число ионов в них больше чем в слабых при той же концентрации. Принципиальное отличие сильных электролитов от слабых состоит в том, что равновесие диссоциации сильных электролитов полностью смещено вправо:H₂SO₄>H⁺+HSO₄^- Каждый ион окружен оболочкой из ионов противоположного знака. В свою очередь, каждый из этих ионов сольватирован. Это окружение называется ионной атмосферой. Теория о процессах диссоциации в водных растворах; в соответствии с ней кислоты представляют собой вещества, которые в водных растворах отдают положительные ионы водорода; основания представляют собой вещества, которые в водном растворе отдают отрицательные гидроксидионы. Кислота —> Анион (кислотный остаток) + Н⁺ Основание —* Катион + ОН~ По Аррениусу между кислотой и основанием не существует функциональной связи. Только взаимодействие катионов водорода с гидроксидионами с об­разованием воды является по Аррениусу кислотно-основной реакцией: Н⁺ + ОН^- = Н₂О

Вопрос18. Реакции ионного обмена в растворах электролитов. Условия практической необратимости протекания реакций ионного обмена. Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций, иллюстрирующих эти условия.

Условия практической необратимости реакций ионного обмена: образование осадка, выделение газа, образование воды или другого слабого электролита.

Вопрос19. Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Шкала водородного показателя. Колориметрические и потенциометрические методы определения рН среды. Индикаторы. Изменение окраски индикаторов в зависимости от реакции среды.

Вода достаточно плохо диссоциирует. Но всё же обладает измеримой проводимостью. Вода диссоциирует на катионы водорода и анионы гидроксила. Так как степень диссоциации воды крайне мала то концентрация недиссоциированных молекул H2O в воде практически равна общей концентрации воды. Для воды и разбавленных водных растворов при неизменной температуре произведение ионов водорода и гидроксил -ионов есть величина постоянная = ионное произведение воды.=10^-14 . Растворы в которых концентрации ионов водорода = концентрации ионов гидроксила называются нейтральными([H⁺]=10^-7). Если водорода больше([H⁺]>10^-7) то кислый, если гидроксила([H⁺]<10^-7), то основной, но произведение ВСЕГДА остаётся постоянным. Кислотность или щелочность среды выражается водородным показателем pH=-lg[H⁺] Методы измерения: колориметрический и потенциометрический. Колориметрический метод основан на свойстве кислотно – основных индикаторов изменять свою окраску в зависимости от активности ионов водорода в растворе (в общем по цвету индикатора). Потенциометрический метод – электрохимический метод анализа, основанный на зависимости величины электродного потенциала, а, следовательно, и ЭДС, составленного из соответствующих электродов гальванического элемента, от состава раствора (Короче проводимость воды)

Название индикатора	Цвет индикатора в различных средах
	в кислой	в нейтральной	в щелочной
Метиловый оранжевый Метиловый красный Фенолофталеин Лакмус	Красный(pH<3,1 ) Красный (pH<4,2) Бесцветный (pH<8) Красный (pH<5)	Оранжевый (3,1<pH<4,4) Оранжевый (4,2<ph<6,3) Бледно-малиновый (8<pH<9,8) Фиолетовый (5<pH<8)	Желтый (ph>4,4) Желтый (pH>6,3 ) Малиновый (pH>9,8) Синий (pH>8)

Вопрос20. Гидролиз солей. Типичные случаи гидролиза солей. Степень и константа гидролиза. Полный гидролиз. Напишите в молекулярном и ионно-молекулярном виде уравнения реакций гидролиза следующих солей: FeCl₃, K₃PO₄, Na₂SО₄, Al₂S₃ . Укажите реакцию среды в водных растворах этих солей.

Гидролиз солей – процесс взаимодействия в-ва с водой, при котором составные части в-ва взаимодействуют с составными частями воды, образуя слабодиссоциирующие ионы или молекулы. При гидролизе происходит изменение реакции среды. Гидролизу подвергаются соединения различных классов. Гидролизу будут подвергаться соли, образованные: а)сл.основание и сильн.кислотой. б)сл.кислотой и силь.основание в)сл.кислотой и сл. основанием.; Соли образованные силь.основ и силь.кисл (NaCl ,NaNO₃) гидролиз является процессом обратимым: чем слабее электролит, образующий соль, тем глубже протекает процесс гидролиза. Гидролиз протекает тем полнее, чем слабее электролит, образовавший соль, чем выше температура и чем больше разбавление раствора.

Степень гидролиза – доля в-ва подвергшееся гидролизу. Зависит: от константы равновесия, от температуры, от концентрации соли. Константа гидролиза – это отношение произведения концентраций кислоты и основания к концентрации образовавшейся соли.K_гидр=К_в /К_{д.сл.электр.}

1) Al₂ (SO₄)₃+H₂O=2AlOHSO₄+H₂SO₄ (сл. + сильн.)

2) Na₂CO₃+H₂O=NaHCO₃+NaOH (сильн. + сл.)

3) Cr₂ (CO₃)₃+H₂O=Cr(OH)₃|_-+H₂CO₃(сл. +сл.)

4)KNO₃ гидролизу не подвергается (сильн. + сильн.)

Вопрос21. Энергия ионизации, энергия сродства к электрону. Электроотрицательность. Относительная электроотрицательность. Характер изменения ее величины в рядах и периодах периодической системы Д.М. Менделеева. Степень окисления. Определите степень окисления всех атомов в молекулах: HNO₃, CaH₂, KMnO₄, (NH₄) ₂Cr₂O₇.

Энергия ионизации – это энергия необходимая для удаления из атома 1 электрона. Энергия минимальна, когда электрон удален с наименьшей энергией т.е. с наивысшего уровня.

В пределах групп с увеличением заряда ядра эта энергия убывает. Увеличивается слева направо и снизу вверх Энергия сродства к электрону – максимальная энергия из всех возможных, которая выделится при добавлении электрона к атому. В периодах возростает, в группах убывает. Наиб.- галогены, водород, сера.

Электроотрицательность – способность атома притягивать или отдавать электроны. Относительная электроотрицательность – это оценка способности атома данного элемента оттягивать к себе общую электронную пару. В начале каждого периода находятся элементы с наиболее низкой электроотрицательностью – типичные металлы, в конце периода(перед благородными газами), элементы с наивысшей электроотрицательностью, т.е. типичные неметаллы. У элементов одной и той же подгруппы электроотрицательность с ростом заряда ядра проявляет тенденцию к уменьшению. Таким образом, чем более типичным металлом является элемент, тем ниже его электроотр., чем более типичным неметаллом является элемент, тем выше его электроотрицательность. Валентность –это число хим. связей, образованных данным атомом в соединение. Это понятие применимо только к соединениям с ковалентным типом связи или к молекулам в газовой фазе. Степень окисления – заряд атома в молекуле, вычисленный в предположении, что все связи имеют ионный характер. Это означает, что более электроотрицательный атом смещает к себе одну электронную пару, приобретает заряд -1.

Вопрос22. Химическая связь. Виды химической связи: ковалентная, ионная и металлическая. Полярная и неполярная ковалентная связь. Два механизма образования ковалентной связи (обычный и донорно-акцепторный). Понятие о дипольном моменте молекул. Укажите типы связей в молекулах: CI₂, HCI, KBr, KHSO₄?

Химическая связь – состояние взаимодействующих атомов, характеризующееся минимумом энергии.

Ковалентная – связь осуществляемая за счет образования электронной пары, принадлежащей обоим атомам(Н2, С12). Ионная – связь осуществляемая за счет электростатического притяжения между ионами(NaCl). Водородная – это связь между полож. заряженным атомом водорода и отрицательно заряженным атомом другой молекулы. Металлическая – связь когда валентные электроны металлов слабо связаны со своими ядрами и могут легко отрываться от них. Два механизма образования ковалентной связи: обычный(1) и донорно-акцепторный (2).

(1)Один электрон идёт от атома одного элемента, а другой от другого в результате образуется электронная пара.(Обменный механизм. Атомы дают по одному электрону в общую электронную пару( Н^.+^.НН:Н).) (2)Донорно-акцепторный механизм. Один атом(донор) предоставляет электронную пару, а другой атом(акцептор) – свободную орбиталь. Например «Ион аммония» H⁺+:NH₃NH₄.

Вопрос23. Окислительно-восстановительные реакции. Степень окисления элемента. Окислитель и восстановитель. Процессы окисления и восстановления. Приведите примеры типичных окислителей и восстановителей. Какие процессы представляют собой процессы окисления, а какие восстановления:

S^-2 -> S⁰ ;Cr₂O₇^2- ; -> Cr⁺³ ;Mg⁰->Mg⁺² ; O₂ +2H₂O->4OH^-

Окислительно-восстановительные реакции – такие реакции, в результате которых изменяется степень окисления одного из реагирующих веществ. Степень окисления – условный заряд атома в молекуле, возникающий, исходя из предположения, что электроны не смещены, а полностью отданы атому более электроотрицательному. Процесс окисления – процесс отдачи электронов атомами, молекулами или ионами, при этом степень окисления повышается, а вещество является восстановителем. Процесс восстановления – процесс присоединения электронов атомами, молекулами или ионами, при этом степень окисления понижается, а вещество является окислителем. Окислитель – вещество, которое принимает электроны, при этом оно восстанавливается. Восстановитель – вещество, которое отдает электроны, при этом оно окисляется. Типичные восстановители: активные металлы ( щелочные и щелочноземельные, Zn, Al, Fe, и др. Me⁰ –ne  Me ⁺ⁿ), а также некоторые неметаллы, H₂ и C (в виде угля или кокса),S. Типичные окислители - неметаллы (F₂ ,Cl₂,Br₂,I₂, O₂), галогены, выступая в кач. окислителей , приобретают степень окисленности -1 ( от F к I окислительные св-ва ослабевают).