- •Контрольные работы общая химия
- •Часть I
- •Введение
- •Часть 1:
- •Часть 2
- •1. Предмет химии
- •2 Основные законы и понятия химии
- •2.1 Положения атомно-молекулярной теории.
- •2.2. Количественные характеристики вещества
- •2.3. Способы определения молярной массы газов
- •1. По закону Авогадро и следствиям из него
- •2. По уравнению Клапейрона – Менделеева
- •2.4. Химический эквивалент
- •2.5. Закон сохранения массы веществ. Расчёты по химическим уравнениям
- •2.6. Примеры решения задач
- •6,02· 1023 Молекул содержится в 17 гNh3;
- •2,5 · 1025 Молекул–вXгNh3.
- •180 Г c6h12o6 образует 108 г h2o(масса 6 молей воды);
- •1 Г c6h12o6 образует хгH2o.
- •24 Г Mgвытесняет 22,4 л н2;
- •2.7. Задачи для самостоятельного решения
- •Контрольные вопросы
- •3. Классы неорганических соединений
- •3.1. Классификация неорганических веществ
- •3.2. Понятие о степени окисления
- •3.3. Оксиды
- •3.4. Основания
- •3.5. Кислоты
- •3.6. Соли
- •3.7. Примеры решения задач
- •3.8. Задачи для самостоятельного решения
- •Контрольные вопросы
- •4. Основы строения вещества
- •4.1. Химия и периодическая система элементов
- •4.1.1. Квантово-механическая модель атома. Строение многоэлектронных атомов
- •4.1.2. Периодическая система д.И. Менделеева и изменение свойств элементов и их соединений
- •4.2. Химическая связь и типы взаимодействия молекул
- •4.2.1. Типы химической связи.
- •4.2.2. Межмолекулярное взаимодействие. Водородная связь
- •4.2.3. Комплексные соединения
- •4.2.4. Агрегатное состояние вещества с позиций теории химической связи. Химическое строение твердого тела
- •4.3. Примеры решения задач
- •4.4. Задачи для самостоятельного решения
- •Контрольные вопросы
- •5. Химическая термодинамика
- •5. 1. Основные понятия
- •5.2. Первый закон термодинамики. Энтальпия
- •5.3. Термохимия
- •5.4. Энтропия. Энергия Гиббса
- •5.5. Примеры решения задач
- •5.6. Задачи для самостоятельного решения
- •Контрольные вопросы
- •6. Химическая кинетика и равновесие химических реакций
- •6.1 Кинетика химических реакций
- •6.1.1 Зависимость скорости от концентрации
- •6.1.2.Зависимость скорости от температуры
- •6.1.3. Зависимость скорости реакции от катализатора
- •6.2. Равновесие химических реакций
- •6.2.1. Равновесие в гомогенных системах
- •6.2.2. Равновесие в гетерогенных системах
- •6.3. Примеры решения задач
- •6.4. Задачи для самостоятельного решения
- •Контрольные вопросы
- •7. Растворы
- •7.1. Общие свойства растворов
- •7.1.1. Классификации растворов
- •7.1.2. Коллигативные свойства растворов
- •7.2 Свойства растворов электролитов
- •7.2.1. Равновесие в растворах электролитов
- •7.2.2. Ионно-обменные реакции в растворах электролитов
- •7.2.3. Ионное произведение воды
- •7.2.4. Гидролиз солей
- •7.2.5. Произведение растворимости
- •7.3. Примеры решения задач
- •7.4. Задачи для самостоятельного решения
- •Контрольные вопросы
- •Список рекомендуемой литературы
- •Перечень задач, для выполнения контрольных работ
- •Список важнейших кислот
- •Константы диссоциации некоторых кислот и оснований
- •Приближенные значения коэффициентов активности ионов в водных растворах
7.2.1. Равновесие в растворах электролитов
Равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами описывается соответствующей константой, называемой константой диссоциации.
Константа диссоциации (Kд) – отношение произведения равновесных концентраций ионов в степени соответствующих стехиометрических коэффициентов к концентрации недиссоциированных молекул.
, |
(8.2.3) |
где [А+], [В-], [АВ] – равновесные молярные концентрации ионов и недиссоциированных частиц.
Значения констант диссоциации слабых электролитов определены экспериментально и приведены в справочниках. Для сильных электролитов константы отсутствуют, т. к. их диссоциация необратима. Например, диссоциация уксусной кислоты и константа диссоциации выражаются уравнениями:
CH3COOH ⇄ CH3COO– + H+, .
Если молекула слабого электролита состоит более чем из двух ионов, то его диссоциация идет по ступеням, и каждая ступень характеризуется своей константой диссоциации. Например, диссоциация H2CO3 может протекать в 2 ступени:
1 ступень H2СO3 ⇄ H+ + HСO3–
2 ступень: HСO3– ⇄ H+ + СO32–
Исходя из значений константы диссоциации, можно оценивать и сравнивать силу электролитов: чем меньше КД тем слабее электролит, и наоборот.
Для разбавленных растворов слабых электролитов между константой диссоциации, концентрацией раствора и степенью диссоциации существует связь, которая выражается законом разбавления Оствальда: степень диссоциации возрастает с уменьшением концентрации раствора (т.е. при его разбавлении).
(8.2.4) |
Если степень диссоциации очень мала <<1, то (1–)1. Следовательно, закон разбавления Оствальда для слабых электролитов принимает вид:
или . |
(8.2.5) |
7.2.2. Ионно-обменные реакции в растворах электролитов
В разбавленных растворах электролитов (кислот, оснований, солей) между ионами могут протекать химические реакции, не сопровождающиеся изменениями степеней окисления. Они называются реакциями ионного обмена.
Ионно-обменные реакции протекают практически необратимо, если образуются малорастворимые вещества (они выпадают в осадок), легколетучие вещества (они выделяются в виде газа) или малодиссоциирующие вещества – слабые электролиты (в том числе вода), комплексные соединения.
Ионообменные реакции записывают обычно с помощью молекулярного, полного ионного и краткого ионного уравнений. Например, молекулярное уравнение:
Pb(NO3)2 + 2HI = PbI2↓ + 2HNO3;
ионное уравнение:
Pb2+
+ 2NO3–
+ 2H+
+ 2I–
= PbI2↓
+ 2H+
+ 2NO3–;
сокращенное ионное уравнение:
Pb2+ + 2I– = PbI2↓.
7.2.3. Ионное произведение воды
Вода – очень слабый электролит, поэтому на ионы диссоциирует в незначительной степени:
Н2О ⇄ Н+ + ОН–.
Для данного равновесия на основе закона действия масс, можно записать константу равновесия – константу диссоциации воды (КД):
илиКд [ Н2О] = [Н+] [ ОН–].
Обозначая Кд [Н2О] через КВ, получим:
КВ = [Н+][ОН–]
КВ – называют ионным произведением воды. При 25 °С КВ = 1·10–14, тогда
[Н+][ОН–] = 1·10–14 |
(8.2.6) |
Полученное уравнение показывает, что для воды и разбавленных водных растворов при неизменной температуре произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов есть величина постоянная. В чистой воде при 25 оС
[H+] = [ОН–] = 1·10–7моль/л
Раствор, в котором концентрация ионов водорода равна концентрации гидроксид-ионов называют нейтральным. Если концентрация [Н+] > [ОН –], то такой раствор называют кислым. Если концентрация [Н+] < [ОН–], то раствор называют щелочным.
Кислотность или щелочность раствора выражают другим более удобным способом: вместо концентраций ионов водорода [H+] и гидроксид-ионов используют их десятичный логарифм, взятый с обратным знаком:
рН = – lg [Н+], рОН = – lg [ОН–]. |
(8.2.7) |
Соответственно,
рН + рОН = 14. |
(8.2.8) |
Величина рН называется водородным показателем и для характеристики среды раствора используется чаще:
рН > 7 – среда щелочная;
рН < 7 – среда кислая;
рН ≈ 7 – среда нейтральная.
При использовании величин концентраций часто наблюдается отклонение от закона действующих масс, в основном для сильных электролитов. Поэтому вместо концентраций пользуются активностями электролита (а). Отличие активности электролита от концентрации связано с частичной или полной диссоциацией его молекул на ионы, появлением сил электростатического взаимодействия этих ионов, взаимодействием ионов с молекулами растворителя. Активность связана с концентрацией через коэффициент активности (γ):
а = С∙ γ |
(8.2.9) |
Коэффициент активности – работа против сил, вызывающих отклонение свойств раствора от свойств идеальных растворов. Например, рН = –lg aH+.
Установлено, что в малоконцентрированных растворах коэффициент активности иона определяется только электростатическими взаимодействиями. Следовательно, γ зависит только от концентрации электролита и заряда иона и не зависит от природы электролита. Мерой электростатического взаимодействия является ионная сила раствора (I).
Связь коэффициента активности электролита с ионной силой раствора описывает предельный закон Дебая-Хюккеля:
, |
|
где А – коэффициент, зависящий от температуры и диэлектрической постоянной растворителя Для воды при 298К А = 0,509. Обычно для приближенных расчетов рассчитывают ионную силу раствора и на основании этого определяют коэффициент активности по справочным данным:
, |
(8.2.10) |