3) Химическое равновесие в гетерогенных системах.

Как и в случае гомогенной химической реакции, константа гетерогенного равновесия равна отношению произведения равновесных концентраций (активностей) или парциальных давлений продуктов реакций к произведению равновесных концентраций (активностей) или парциальных давлений исходных веществ в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении. Для реакции пароводяной конверсии углерода константа равновесия имеет вид:

Кр = (рСО2)р (рН2)2р/(рН2О)2р,

для восстановления металла

Кр = (рН2O)р/(рН2)р.

Из приведенных выражений следует, что в уравнения констант гетерогенного химического равновесия не входят концентрации твердых веществ, участвующих в прямой и обратной реакциях. Это особенность гетерогенного химического равновесия.

Так как прямая и обратная реакции протекают на одной и той же поверхности раздела фаз, то площадь поверхности раздела фаз также не входит в уравнение константы химического равновесия.

Константа гетерогенного химического равновесия зависит от температуры. Она возрастает с увеличением температуры для эндотермической прямой реакции и уменьшается с увеличением температуры в случае экзотермической прямой реакции. Расчеты проводятся по тем же формулам, что и для гомогенных реакций.

Смещение равновесия гетерогенных реакций подчиняется принципу Ле Шателье. При повышении температуры оно смещается в сторону эндотермической реакции. При повышении давления или концентрации исходных веществ равновесие смещается в сторону образования продуктов реакции, при повышении концентрации или давления продуктов реакции равновесие смещается в сторону обратной реакции. При повышении общего давления равновесие сдвигается в направлении уменьшения числа молекул газообразных веществ. Твердые исходные вещества и продукты реакции не влияют на смещение гетерогенного химического равновесия.

__________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

7 Вопрос

Растворы.

1.14 Явление осмоса. Осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа применительно к растворам неэлектролитов. Роль осмотического давления в биологических системах.

Осмос – односторонняя диффузия молекул растворителя в растворе через мембрану, непроницаемую для растворенного вещества. Диффузия – самопроизвольный процесс перехода растворенного вещества в растворе из области с большей его концентрацией в область с меньшей концентрацией. Осмотическое давление – сила осуществляющая осмос. Имеет огромное значение в природе. Благодаря осмотическому давлению в растительных клетках растения через корневую систему всасывается большое количество воды. Закон Вант-Гоффа. Осмотическое давление раствора численно = тому давлению, которое производило бы растворенное вещество, если бы оно при той же температуре находилось в газообразном состоянии и занимало объем, = объему раствора. Для идеальных растворов С( х) – молярная концентрация, R –универсальная газовая = 101,325 кПа, Т – температура К. уравнение Вант-Гоффа позволяет изменением значений осмотического давления и температуры определять молекулярную массу вещества, если известны его масса и объем

__________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

8 Вопрос

1.17 Слабые электролиты. Степень и константа диссоциации. Взаимосвязь константы и степени диссоциации (закон разбавления Освальда)

К слабым относится большинство органических кислот и основания, образованные большинством металлов (кроме щелочных и щелочноземельных). Пример Н₂S – сероводород, Н₂SO₃ – сернистая, NH₄OH – гидрооксид аммония. По степени диссоциации делятся на слабые, сильные и средние. Слабые электролиты по степени диссоциации.

Электролитическая диссоциация – процесс распада молекул электролитов на ионы под действием полярных молекул растворителя. Катионы – положительно заряженные ионы металлов. Анионы – отрицательно заряженные ионы кислотных осадков. Под действием внешнего электромагнитного поля катионы движутся к отрицательно заряженному электроду – катоду, а анионы к положительно заряженному аноду. Для характеристики соединений наряду со степенью диссоциации важное значение имеет константа диссоциации.Степенью диссоциации называется отношение числа молекул электролита, полностью распавшихся на ионы, к общему взятому их числу.

Процесс диссоциации обратим т.е. равновесию в растворе электролита всегда соответствует определенное значение константы.

закон разбавления Освальда. Константа диссоциации слабого электролита прямо пропорциональна его концентрации и квадрату степени дисскоциации. , для очень слабых

1.15 Основные положения теории электролитической диссоциации. Влияние природы растворителя и растворенного вещества на диссоциацию. Состояние ионов в водных растворах. Гидратация ионов. Роль гидратации ионов Рауля и Вант-Гоффа.

Электролитическая диссоциация – процесс распада молекул электролитов на ионы под действием полярных молекул растворителя. Катионы – положительно заряженные ионы металлов. Анионы – отрицательно заряженные ионы кислотных осадков. Под действием внешнего электромагнитного поля катионы движутся к отрицательно заряженному электроду – катоду, а анионы к положительно заряженному аноду. Процесс диссоциации обратим. Факторы влияющие на степень диссоциации: природа электролита. Все вещества образованные с помощью ионной связи, являются сильными электролитами. Природа растворителя. Чем полярнее молекулы растворителя, тем больше степень диссоциации. Полярные растворители – вода, жидкий аммиак. Концентрация раствора. Чем меньше концентрация раствора, тем больше степень диссоциации т.к. уменьшается вероятность обратного процесса. Изменение температуры. Нагревание и охлаждение мало влияют на степень диссоциации. Только у воды при увеличении температуры степень диссоциации заметно повышается. Влияние одноименных ионов. Присутствие одноименных ионов понижает степень диссоциации слабых электролитов.

1.19 Диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель рН.

Вода очень слабый электролит, диссоциирует частично на катионы водорода и гидроксид-анионы. система находится в состоянии термодинамического равновесия. По закону действующих масс.Константа равновесия химической реакции = произведению концентраций продуктов реакции, взятых в степенях их стехиометрических коэффициентов в уровнении реакции, деленному на произведение концентраций исходных веществ, взятых в степенях их стехиометрических. обозначим К*[H₂O] через К_Н2О величина называется ионным произведением воды. Ионное произведение воды = произведению концентрации катионов водорода на концентрацию гидроксид-анионов. Константа диссоциации воды . Концентрация недиссцилированных молекул воды равна общему числу молей воды в литре 1000:18=55,56 моль/л. Тогда получим

К*[H₂O]=1,8*10^-16* 55,56=10^-14, следовательно . Изменение концентраций протонов и гидроксид-ионов в растворе создает кислую или щелочную среды. [H⁺]<10^-7 – щелочная,

[H⁺]>10^-7 – кислая. .Водородный показатель(рН) численно = десятичному логарифму концентрации катионов водорода, взятому с обратным знаком. , аналогично расчитывается гидроксидный показатель. Для нейтральной среды [рH] =7, щелочной - [рH] >7, кислой - [рH] <7

1.20 Гидролиз солей. Константа и степень гидролиза. Факторы смещения равновесия гидролиза. Необратимый гидродиз.

Гидролиз – реакция соли с водой с образованием слабого электролита. Сопровождается изменением рН среды. Пример Na₂CO₃=Na⁺+CO₃^2- -диссоциация, CO₃^2-+H₂O=HCO₃^-+OH^- - гидролиз. Гидролиз заключается в химическом взаимодействии ионов растворенной соли с молекулами воды, приводящим к образованию малодиссоциированных соединений и изменению реакции среды. Величина количественно характеризующая гидролиз, называется степенью гидролиза h. Степень гидролиза – отношение числа гидролизованных молекул соли к общему числу растворенных ее молекул. . Зависимость степени гидролиза.Концентрация вещества – чем больше разбавление, тем больше степень гидролиза. Температура – чем выше температура, тем сильнее гидролиз. Добавление посторонних веществ – введение веществ дающих щелочную реакцию, подавляет гидролиз соли с рН > 7 и усиливает гидролиз с рН < 7, и наоборот вещества дающие кислую реакцию среды, увеличивает гидролиз с рН > 7 и подавляет с рН < 7. природа растворенного вещества – степень гидролиза зависит от хим. природы растворенной соли. Возможны 3 варианта. 1. Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой. Соли гидролизуются полностью, т.е. необратимо. Реакция среды близка к нейтральной. К ним относятся цианиды, сульфиды, сульфиты, карбонаты аммония, алюминия, хрома, железа и т.д.

Cr₂S₃+HOH= 2Cr(OH)₃+3H₂S 2Cr³⁺+3S₂-+ 6HOH= 2Cr(OH)3+3H₂S

2. образованные слабым основанием и сильной кислотой. Гидролизуются не до конца. Реакция среды кислая. Катион связывает гидроксидионы, образуя слабый электролит. К ним относятся хлориды, нитраты, сульфаты аммония, алюминия, меди, цинка, хрома и др. Реакция идет ступенчато насчало с одной молекулой воды, затем со второй. 3. соли образованные сильным основанием и слабой кислотой. Гидролиз идет не до конца, реакция среды щелочная. Анион связывает протон, образуя слабый электролит. К ним относятся карбонаты, силикаты, сульфиты, сульфиды щелочных и щелочноземельных металлов. Гидролиз осуществляется по анионам слабых кислот и протекает ступенчато, с образованием кислых солей.

1.21 Буферные растворы. Определение. Механизм действия. Формула для расчета рН-среды буферных растворов. Буферная емкость.

Буферные растворы – растворы которые практически не изменяют свое значение рН при разбавлении или добавлении к ним определенных количеств сильной кислоты или сильного основания. Вывод формул. 1. Кислотный буфер. В растворе содержится слабая кислота и ее соль. Кислота диссоциирует

НА =H⁺+A^-. Константа диссоциации соль диссоциирует полностью. Найдем концентрацию водородных ионов. Прологарифмируем

-lg[H⁺]= pH, обозначим –lgKa=pKa,

перепишем уравнениеСа – концентрация кислоты,

Сs – концентрация соли. Если концентрации и объемы не равны то

2. основной буфер. Состоит из слабого основания и его соли. Кв – константа диссоциации рКв=-lgKв, Св – концентрация основания, Сs – концентрация соли. Если концентрации и объемы не равны то.

Буферная емкость. Выражается количеством вещества эквивалента сильной кислоты или основания, которое необходимо добавить к 1 литру буферного раствора, чтобы сместить значение его рН на единицу. , кол-во эквивалента прибавляемых кислоты или основания.

разность значений буф. раствора до и после прибавления кислоты или основания. Если прибавляем кислоту то рН₁ - рН₂, если основание то рН₂ - рН₁.

__________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

9 Вопрос

Окислительно-восстановительные реакции

Окислительно-восстановительные р-ции - это р-ции с переносом электронов от одних частиц к другим

Частицы, отдающие электроны - восстановители

Частицы, присоединяющие электроны - окислители

Степень окисления (СО) - условный заряд атома в молекуле, вычисленный из предположения, что она состоит из ионов

• Высшая СО = номер группы. В этой СО ионы проявляют только ок-ые св-ва

• Низшая СО = номер группы минус 8. В этой СО частицы проявляют только вос-ые св-ва

• В промежуточной СО частицы могут проявлять и те и те св-ва

Важнейшие окислители

1. неМЕ 6 и 7 гр. (F, O, Br, I, Cl, N)

2. Сложные в-ва, содержание атомы высших СО

Важнейшие восстановители

1. Н и Ме

2. Сложные в-ва, содержащие атомы в низших СО

В-ва, содержащие атомы в промежуточной СО, обладают окислитено-восстановительной двойственностью, т.е. могут быть и теми и теми, в зависимости от св-в сореагентов

ОВР

1. Межмолекулярные (о-ль и в-ль находятся в разных в-вах)

2. Внутримолекулярные (о-ль и в-ль в одном в-ве)

3. Диспропорционирование (о-лем и в-лем является атом одного и того же элемента в промежуточной СО)

__________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

10 Вопрос

Комплексные соединения

Состав строения комплексных соединений объясняет теория Вернера:

1. Центральное место в комплексе занимает комплексообразователь (КО) - катион d-элемента ( Ag, Au, Cu, Hg, Pt и др.)

2. Вокруг КО расположены лиганды - отрицательно заряженные ионы или нейтральные молекулы. Их число, связанное с КО, называется координационное число (КЧ) КЧ = 2*СО

3. КО и лиганды образуют внутреннюю сферу комплексного соединения, изображаемую в квадратных скобках

4. Если внутренняя сфера имеет заряд, то к ней электростатически притягиваются ионы противоположного знака, составляющие внешнюю сферу

По заряду комплекса

1) Катионные комплексы образованы в результате координации вокруг положительного ионанейтральных молекул (H₂O, NH₃ и др.).

[(Zn(NH₃)₄)]Cl₂ — хлорид тетраамминцинка(II) [Co(NH₃)₆]Cl₂ — хлорид гексаамминкобальта(II)

2) Анионные комплексы: в роли комплексообразователя выступает атом с положительной степенью окисления, а лигандами являются простые или сложные анионы.

K₂[BeF₄] — тетрафторобериллат(II) калия Li[AlH₄] — тетрагидридоалюминат(III) литияK₃[Fe(CN)₆] — гексацианоферрат(III) калия

3) Нейтральные комплексы образуются при координации молекул вокруг нейтрального атома, а также при одновременной координации вокруг положительного иона— комплексообразователяотрицательных ионовимолекул.

[Ni(CO)₄] — тетракарбонилникель [Pt(NH₃)₂Cl₂] — дихлородиамминплатина(II)