2. Слабые электролиты- электролиты той диссоциции которых в растворах меньше еденицы и уменьшается с ростом концентрации(вода, некоторые кислоты, основаия ****-элементов)

Константа диссоциции- константа равновесия для процесса диссоциции(слабое основаниФормулы******

Константа диссоциции зависит от природы диссоцирующего вещества и растворителя, а так же от температуры, и независит от концентрации растворов.

З-н Оствальда: Формулы*******

Из закона Освальда следует: * уменьшается с увеличением концентрации слабого электролита

Б-9 1. Полярная связь- один из атомов сильнее притягивает электроны, электронная пара при этом смещается сторону этого атома.*ЭО-характеристика полярности связи.

Ионая связь- предельный случай полярной связи, когда степень разделения зарядов(СРЗ) превышает 50% (условно ионная связь)))

Металическая связь- между положительно заряженными ионами металлов и нелокализованных электронами существует электростатическое взаимодействие, обеспечивающее устойчивость вещества.

Связь, которую осуществляют относительно свободные электроны между ионами металлов, образующих кристалическую решетку, называются металлическими.

2.Сильные электролиты- электролиты, * которых в растворах равна 1 и почти не зависит от концентрации раствора.

Минеральные кислоты(*******************)

Раствоимые основания(щелочи)********

Все соли

Комплексные соединения

В растворах сильных электролитов не обнаруживаются нейтральные молекулы, а только ионы и их комплексы:

Для оценки состояния в растворе пользуются величиной называемойАКТИВНОСТЬЮ.

Активность- Эффективная, условная концентрация иона, соответствено которой он действует при химических реакциях.

Активность *******8

Ионная сила растворов- если значение коэффициента активности меньше еденицы, то это указывает на взаимодействия между ионами, приводящее к их взаимному связыванию.

Б-10 1. Межмолекулярные взаимодействия.

Все молекулы притягиваются. Этим и объясняется существование агрегатных состояний.

Три типа взаимодействия.

1. ориентационные ( между полярными молекулами)

2. индукулонная ( полярная + неполярная)

Создание в бывшей неполярной молекуле небольшого диполя.

3. дисперсионные ( между неполярными)

это притяжение мнгновенных диполей.

Водородная связь. Разновидность ориентационного взаимодействия.

Связь водорода одной молекулы с электроотрицательным атомом другой молекулы. Наиболее охотно водородные связи образуют F, O, N

2. Ионная реакция идёт до конца, если образуется

1. малорастворимое вещество ( осадок)

BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4 + 2NaCl

Ba+ SO4= BaSO4

2. малодиссоциирующие соединения( слабый электролит)

HCl + NaOH= NaCl + H2O

H+ OH+ H2O

3. если образуется летучее вещество, т.е. газ

Na2S + H2SO4 = H2S + Na2SO4

S + 2H = H2S

4. Если образуется прочный комплекс

4KI + Hg(NO3)2= K2(HgI4) + 2KNO3

4I + Hg = (HgI4)

Б-11 1. донорно – акцепторная связь- связь образованная неподеленной электронной парой одного атома(донора) и вакантной энергетической ячейкой другого атома( акцептор)

Комплексными(координационными) соединениями называются соединения содержащие хотя бы одну донорно- акцепторную связь

Строение комплексных соединений

Комплекс

K3(Fe(CN)6) заряд комплекса

Ионы внешней сферы Комплексообразователь Лиганды Коорд. Число комплексообразоват.

Лиганды:

1. отрицательные: анионы безкислородных кислот(I, F, S)

2. нейтральные: либо молекулы воды, либо аммиак (CO, NO, O2)

3. Комплексообразователями служат атомы или ионы, имеющие вакантные орбитали. Способност к к-ю возрастает с увелечением заряда иона и уменьшается размера. Наиб.распрастранёные ионы d- элемента

3. Чистая вода плохо поводит эл. Ток, но всё же обладает измеримой электрической проводимостью, которая объясняется небольшой диссоцицей воды на ионы водорода и гидроксид ионы

4. Ллллллл

5. Ионное произведение воды,. Показывает что для воды и разбавленных водных растворов при не измененной температуре произведение концентрации ионов водорода и гидроксид ионов есть величина постоянная.

6. Водородный показатель pH= - lg(OH)

Ph может можно определить с помощью спец. Индикаторов

Гидроокисильный показатель: pOH= -lg(OH)

Ph + Poh= 14

Нейтральный(средний): pH=pOH=7

Кислая PH<7 pOH>7

Щелочная pH>7 pOH< 7

Б-12 1. Классификация комплексов

1. анионные комплексы(-) положительный комплексообразоватнль и отрицательный леганд((Fe(CN)); (HgI4)

2. Катионные комплексы : положительный комплексообразователь+ нейтральный лиганд( CZn(NH3)4); (Ti(H2O)6)

3. Нейтральные( незаряженные)

А) положителльный комплексообразователь+ отрицательный леганд+ нейтральный лиганд)

CN(H2O)3(NO2)3)

Б) нейтральный комплексообразователь + нейтральный лигандFe(CO)5

Получение комплексов

1. реакция присоединения HgI2+ 2 KI= K2(HgI4)

2. овр с участием простых элементов: 4Au + 8NaCN +O2 +2H2o= 4Na(Au(CN)2I + 4NaOH

3. замена ком-ля: 2Na(Au(CN)2) +2n= Na2(2n(CN4)I + 2Au

4. замена лигандов: (Cr(NH3)2)Cl3 + 6H2o= (Cr(H2o)6)Cl3 + 6NH3

разрушение комплексов

1. действие кислот(Ag(NH3)2)Cl + HNO3 = AgCl 2NH4NO2

2. овр: Fe(CNS)6 + Sr = 2Fe + Sr + 12CNS

3. замена комплексообразователей

4. замена лигандов

2. Гидролиз солей- это взаимодействие ионов соли с молекулами воды, сопроводдающееся изменением кислотности

Усиление гидролиза происходит с помощью:

А) нагревание б) разбавлением В связыванием продуктов гидролиза

Подавление гидролиза происходит с помощью

А охлождение б) концентрированием в) добвление одноименного продукта гидролиза( кислоты или щелочи)

Б-13 1. Термодинамика самостоятельная наука о закономерности протекания процессов.

Основные понятия

Энергия

Теплота- это кол-во энергии передаваемое при тепловом взаимодействии

Работа- расширение газа

Система- совокупность тел выделяемых из окруж. Среды и рассматриваемых обособленно.

Виды систем:

Изолированная_ химический процесс

Открытая- биологические процессы

Энтальпия- полный запас энергии.

При переводе системы из одного состояния в другое изменяется энтальпия,. Что пргоявляется в виде тнеплового эффекта

Тепловой эффект – это основной признак химической реакции. Абсолютную энтальпию вычислмить принципиально нельзя, по этому для рассчета используют относительную энтальпию

Энтальпиясложные вещества- это тепловой эффект реакции образования его из постыз веществ.

2. Электродные потенциалы возникают в связи с разделением овр на две полуреакции. Электро- движущие силы так же принято представлять в виде разности двух величин, каждая из которых отвечает данной полуреакции 2n + Cu= 2n +Cu

разбив на полуреакции: Cu + 2e = Cu; 2n= Zn +2e

электродными потенциаломи называется * и *

Равновесный потенциал- потенциал установившийся на электродах при равновесии

Уравнение Нериета*****

Стандартный потенциа- стандартным потенциалом металического электрода называют потенциал электрода в растворе собственных ионов с их активностью, равной 1

Б-14 1. Энтропия- количественная мера вероятности. Для протекания реакции необходимо достаточная большая вероятность превращения исходных веществ в продукты реакции

Формула Больцмана

Также энтропия является мерой хаотичности поскольку естественое состояние изолированной системы- хаос.

Изменение энтропии можно определить. Это следует из постулата планки от 1911г (3 закон термодинамики) при переходе вещества из твердого состояния в жидкое увеличивается энтропия. Особенно резко при переходе из жидкого состоянияв газообразное. Энтропия увеличивается при превращение из кристалического в аморфное состояние. Увеличение числа атомов в молекуле и усложнение молекулы приводит к увеличению энтропии.

Свободная энергия Гибса:***

Направление химической связи определяется этим законом