23) Растворы неэлектролитов, бинарные или многокомпонентные мол. Системы, состав которых может изменяться непрерывным образом

Первый закон Рауля: относительное понижение парциального давления пара растворителя над разбавленным раствором неэлектролита равно молярной доле растворенного вещества.

Второй закон Рауля: повышение температуры кипения или понижение температуры замерзания разбавленных растворов неэлектролитов пропорциональны числу частиц растворенного вещества и не зависят от его природы.

Закон Вант-Гоффа: осмотическое давление численно равно тому давлению, которое оказывало бы растворенное вещество, если бы оно при данной температуре находилось в состоянии идеального газа и занимало объем, равный объему раствора.

24) Электролитами называются вещества, которые в расплавленном или растворенном состоянии проводят электрический ток.

Теорию электролитической диссоциации разработал Сванте Аррениус. Предложенная им теория объяснила поведение и многие свойства электролитов.

Согласно этой теории молекулы электролита в воде или другой среде, характеризующейся большой диэлектрической проницаемостью* , распадаются на ионы – положительные (катионы) и отрицательные (анионы).

Процесс распада вещества на ионы получил название электролитической диссоциации.

К электролитам относятся вещества, в молекулах которых атомы связаны сильно полярной или ионной химической связью.

По современным представлениям электролитическая диссоциация в растворе происходит в результате сложного физико–химического взаимодействия молекул электролита с полярными молекулами растворителя.

Взаимодействие ионов с полярными молекулами растворителя называется сольватацией (для водных растворов - гидратацией) ионов. Сольватация приводит к образованию в растворе ассоциаций между ионами (катионами и анионами) и молекулами растворителя.

25) Степень диссоциации — величина, характеризующая состояние равновесия в реакции диссоциации в гомогенных (однородных) системах.

Степень диссоциации α равна отношению числа диссоциированных молекул n к сумме n + N, где N — число недиссоциированных молекул. Часто α выражают в процентах. Степень диссоциации зависит как от природы растворённого электролита, так и от концентрации раствора.

Сильные электролиты — электролиты, степень диссоциации которых в растворах равна единице (то есть диссоциируют полностью) и не зависит от концентрации раствора. Сюда относятся подавляющее большинство солей, щелочей, а также некоторые кислоты.

Слабые электролиты — степень диссоциации меньше единицы (то есть диссоциируют не полностью) и уменьшается с ростом концентрации. К ним относят воду, ряд кислот, основания p-, d-, и f-элементов.

Между этими двумя группами четкой границы нет, одно и то же вещество может в одном растворителе проявлять свойства сильного электролита, а в другом — слабого.

Степень диссоциации (α) — отношение числа молекул, диссоциировавших на ионы к общему числу молекул растворенного электролита.

Исходя из определения степени диссоциации, для электролита КА в реакции диссоциации [A-] = [K+] = α·c, [KA] = c — α·c = c·(1 — α), где α — степень диссоциации электролита.

При увеличении концентрации электролита степень диссоциации уменьшается, при уменьшении — возрастает.

26) Ионные реакции — реакции между ионами в растворе. Например, реакцию AgNO3 + NaCl = NaNO3 + AgCl

можно представить в ионном виде (реакция расписывается на ионы, не расписываются осадки, газы, вода, слабые кислоты и основания, а также малорастворимые и нерастворимы соединения) например AgCl нерастворим в воде и на ионы не расписывается: Ag + NO3 + Na + Cl = AgCl + Na + NO3

Одинаковые ионы сокращаются и получается сокращенное ионное уравнение. Так как взаимодействие произошло между ионами Ag+ и ионами Сl-, то выражение Ag + Cl = AgCl

и есть ионное уравнение рассматриваемой реакции. Оно проще молекулярного и в то же время отражает сущность происходящей реакции.

Органические катионы и анионы - неустойчивые промежуточные частицы. В отличие от неорганических ионов, постоянно присутствующих в водных растворах и расплавах, они возникают только в момент реакции и сразу же вступают в дальнейшие превращения.

Условия реакций органических веществ имеющих ионную природу:

-невысокая температура;

-полярные растворители, способные к сольватации образующихся ионов.

По характеру реагента, действующего на молекулу, ионные реакции делятся на электрофильные и нуклеофильные.

Действие света или радиоактивного излучения не влияет на скорость реакций органических веществ имеющих ионную природу.

Вода — слабый электролит, который незначительно диссоциирует на ионы Н и ОН:Н2OН+ОН

Константа диссоциации воды: KD= [H][OH]/[H2O]

была вычислена при помощи измерений по электрической проводимости: KD=1,810-16. Такое значение KD указывает на крайне незначительную диссоциацию воды. Следовательно, концентрацию воды [Н2О] в знаменателе выражения можно считать величиной постоянной и равной

[Н2O]=(1000 г/л)/(18г/моль) =5,56 моль/л и

[Н2О]•KD=55,56•1,8•10-16=l0-14

Величина KW=KD•[Н2О]=10-14 называется ионным произведением воды и является константой как для чистой воды, так и для разбавленных растворов. Ионное произведение воды увеличивается при повышении температуры.

Можно также записать: KW=[Н][ОН]

Из этого выражения для ионного произведения воды видно, что в чистой воде концентрация гидроксид-ионов и ионов водорода равна: [Н]=[ОН]=KW =10-14 =10-7 моль/л

Если разбавленный раствор содержит больше ионов водорода, чем 10-7 моль/л, то соответственно концентрация гидроксид-ионов уменьшится во столько раз, во сколько увеличилась концентрация ионов Н. Это следует из уравнения .

Концентрация ионов водорода и гидроксид-ионов важна в химии растворов, поэтому была введена специальная величина — водородный показатель, или pH. По определению, водородный показатель есть обратный логарифм концентрации ионов H: pH=-lg[H].

pH чистой воды равен -lg10-7=7. Если в растворе концентрация ионов Н+ больше, чем 10-7 моль/л, то pH такого раствора будет меньше 7, что является показателем кислой среды раствора, Если же [Н+]<10-7 моль/л, то pH>7, и раствор имеет щелочную реакцию.

Для определения среды растворов используются приборы, называемые pH-метрами. Быстрый анализ можно провести, если в исследуемый раствор добавить одну-две капли кислотно-основного индикатора, т.е. такого вещества, которое под действием ионов Н+ и ОН- может резко изменять свою окраску. Изменения окрасок наиболее распространенных индикаторов приведены ниже.

27) Окисли́тельно-восстанови́тельные реа́кции — это химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, реализующихся путём перераспределения электронов между атомом-окислителем и атомом-восстановителем.

В процессе окислительно-восстановительной реакции восстановитель отдаёт электроны, то есть окисляется; окислитель присоединяет электроны, то есть восстанавливается. Причём любая окислительно-восстановительная реакция представляет собой единство двух противоположных превращений — окисления и восстановления, происходящих одновременно и без отрыва одного от другого.(ОВР)

Окисление

При окисле́нии вещества в результате отдачи электронов увеличивается его степень окисления. Атомы окисляемого вещества, называются донорами электронов, а атомы окислителя — акцепторами электронов.

В некоторых случаях при окислении молекула исходного вещества может стать нестабильной и распасться на более стабильные и более мелкие составные части. При этом некоторые из атомов получившихся молекул имеют более высокую степень окисления, чем те же атомы в исходной молекуле.

Окислитель, принимая электроны, приобретает восстановительные свойства, превращаясь в сопряжённый восстановитель:

окислитель + e− ↔ сопряжённый восстановитель.

[править]

Восстановление

Восстановле́нием называется процесс присоединения электронов атомом вещества, при этом его степень окисления понижается.

При восстановлении атомы или ионы присоединяют электроны. При этом происходит понижение степени окисления элемента. Примеры: восстановление оксидов металлов до свободных металлов при помощи водорода, углерода, других веществ; восстановление органических кислот в альдегиды и спирты; гидрогенизация жиров и др.

Восстановитель, отдавая электроны, приобретает окислительные свойства, превращаясь в сопряжённый окислитель.