- •Л.И. Андрианова, а.П. Пнева, е.В. Рогалева общая химия
- •Глава 1. Основные понятия. Классы неорганических соединений…......5
- •Глава 1. Основные понятия химии
- •Важнейшие классы неорганических соединений
- •1.1. Оксиды
- •Классификация оксидов
- •Способы получения оксидов
- •1.2. Основания
- •1.3. Кислоты
- •1.4. Соли
- •Глава 2. Строение вещества
- •2.1. Строение атома
- •Квантово – механическая модель атома
- •Квантовые числа
- •Распределение электронов по уровням, подуровням и орбиталям во многоэлектронном атоме
- •Электронные формулы
- •2.2. Периодический закон и система д.И. Менделеева
- •Электронные аналоги
- •Свойства элементов
- •2.3. Химическая связь. Строение молекулы
- •Основные параметры химических связей
- •Метод валентных связей. Ковалентная связь
- •Гибридизация электронных облаков
- •Поляризуемость ковалентной связи Полярные и неполярные молекулы. Дипольный момент
- •Ионная связь
- •Металлическая связь
- •2.4. Агрегатное состояние вещества
- •Глава 3. Основные закономерности протекания химических процессов
- •Термодинамика химических процессов
- •Единицей измерения внутренней энергии является джоуль /Дж/.
- •3.2. Кинетика химических процессов
- •3.3. Химическое равновесие
- •Глава 4. Растворы
- •Истинные растворы
- •Способы выражения состава растворов
- •4.2. Жидкие растворы (на примере водных растворов)
- •Тепловой эффект растворения (энтальпия растворения)
- •4.3. Общие свойства растворов
- •Неэлектролиты и электролиты
- •Диссоциация кислот, оснований, солей
- •Сильные и слабые электролиты
- •4.6. Электролитическая диссоциация молекул воды. Ионное произведение воды
- •Глава 5. Реакции в растворах
- •5.1. Реакции ионного обмена
- •Гидролиз солей
- •5.3. Окислительно-восстановительные процессы Cтепень окисления. Окисление и восстановление
- •Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций (овр)
- •1) В кислой среде:
- •2) В нейтральной среде:
- •Нейтральная срела
- •3) В щелочной среде:
- •Глава 5. Электрохимические процессы
- •6.1. Двойной электрический слой. Электродный потенциал
- •6.2. Химические источники электрической энергии
- •Концентрационные гальванические элементы
- •6.3. Аккумуляторы
- •6.4. Электролиз
- •Электролиз расплавов солей
- •Электролиз растворов солей
- •Процессы на катоде
- •Процессы на аноде
- •Глава 7. Cвойства металлов Общая характеристика металлов
- •7.1. Физические свойства металлов
- •7.2. Химические свойства металлов
- •Взаимодействие с простыми веществами
- •Взаимодействие металлов с водой
- •Взаимодействие металлов с кислотами
- •Взаимодействие металлов с раствором щелочи
- •Взаимодействие металлов с растворами солей
- •Глава 8. Коррозия металлов. Методы защиты металлов от коррозии
- •8.1. Виды коррозионных процессов
- •8.2. Методы защиты металлов от коррозии
- •Защита поверхности металла
- •Глава 9. Высокомолекулярные соединения (вмс)
- •9.1. Классификация полимеров
- •9.2. Методы получения полимеров
- •9.3. Физико – химические свойства полимеров
- •9.4. Материалы, получаемые на основе полимеров
- •9.5. Применение некоторых полимеров
- •Глава10. Краткие сведения по аналитической химии и методам физико-химического анализа Идентификация
- •10.1. Качественный анализ
- •10.2. Количественный анализ
- •625000Г. Тюмень, ул. Володарского, 38
- •625039 Г. Тюмень, ул. Киевская, 52
Неэлектролиты и электролиты
Одни вещества в растворённом или расплавленном состоянии проводят электрический ток (электролиты), другие в тех же условиях электрический ток не проводят (неэлектролиты).
Свойства растворов относятся к коллигативным свойствам, т.е. к таким свойствам, которые зависят от количества частиц в растворе. Рассчитанные теоретически значения Росм, Ткип, Тзамдля электролитов не совпадают с экспериментальными.
Например: при растворении 1 моля хлорида натрия в 100г воды понижение температуры замерзания раствора составляла не 1,86о, а 3,36о, т.е. примерно в 2 раза больше теоретического значения.
Полученные экспериментальные данные приводят к выводу о распаде (диссоциации) молекул электролита в растворе на более мелкие частицы (ионы). Поэтому в уравнения законов Рауля и Вант-Гоффа был введен поправочный коэффициент ί, называемый изотоническим:
Ткип = ί∙ Е · Сm,
Тзам = ί∙К · Сm,
(Р0 – Р) / Р0 = ί∙NB,
Росм. = ί∙См∙R∙Т.
Изотонический коэффициент для каждого раствора определяется экспериментально по изменению Pосмили ∆Тзамили ∆Ткип:
ί ,
где ∆Т’- экспериментальное значение,
∆Т – теоретическое значение,
ί – зависит от природы растворенного вещества, концентрации.
С разбавлением раствора величина изотонического коэффициента увеличивается.
Диссоциация кислот, оснований, солей
Теория электролитической диссоциации создана С. Аррениусом, основные положения которой заключаются в следующем:
при растворении электролитов происходит диссоциация (распад) их молекул на заряженные частицы – ионы;
при диссоциации устанавливается термодинамическое равновесие между образовавшимися ионами и молекулами;
величина заряда иона совпадает с валентностью атома элемента или кислотного остатка, а число положительных зарядов равно числу отрицательных зарядов;
в целом раствор нейтрален. Растворы электролитов проводят электрический ток. Они являются проводниками «второго рода».
Согласно современной теории растворов диссоциация происходит в результате взаимодействия растворённого вещества с молекулами растворителя. Хорошо диссоциируют молекулы с ионной и ковалентной полярной связью. Неполярные и малополярные молекулы не диссоциируют или диссоциируют очень мало. На диссоциацию электролитов в значительной степени влияет полярность растворителя. Чем выше полярность растворителя, тем выше степень диссоциации электролита.
Диссоциация кислот
С точки зрения электролитической диссоциации кислотами называются электролиты, образующие в водных растворах ионы водорода (Н+).
Например:
НСl = H++ Cl-.
Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:
H2S ↔ H+ +НS- I ступень
HS-↔ H+ + S2- II ступень
H2S↔ 2H++S2- суммарное уравнение диссоциации
CH3COOH↔H++CH3COO-.
Диссоциация оснований
Основаниями называются электролиты, диссоциирующие в водном растворе с образованием гидроксид-ионов (ОН-).
Например:
NaOH=Na++OH-
NH4OH↔NH+4+OH-.
Диссоциация средних солей
Например:
NaCl=Na++Cl-
NiSO4 = Ni2+ + SO42-
K3PO4= 3K++PO43-.
Диссоциация кислых солей
КНSО4 = К+ + (НSО4)-.
Диссоциация основных солей
СаОНСI= (СаОН)+ + СI-.