- •Введение
- •Раздел первый
- •1.2. Определение химии
- •1.3. Атомно-молекулярное учение
- •1.4. Основные стехиометрические законы химии
- •1.5. Значение химии в развитии техники
- •Глава 2. Строение атомов. Периодический закон и периодическая система химических элементов д.И. Менделеева
- •2.1. Первые модели строения атома
- •2.2. Квантово-механическая модель атома водорода
- •2.3. Квантовые числа
- •2.4. Атомные орбитали
- •2.5. Многоэлектронные атомы
- •2.6. Распределение электронов по энергетическим уровням и подуровням у элементов малых периодов
- •2.7. Распределение электронов по энергетическим уровням и подуровням у элементов больших периодов
- •2.8. Периодический закон д. И. Менделеева
- •2.9. Структура периодической системы химических элементов д. И. Менделеева
- •2.10. Свойства атомов элементов в периодической системе
- •2.11. Закономерности изменения свойств элементов и их соединений в периодической системе
- •Глава 3. Химическая связь и строение молекул
- •3.1. Развитие теории химической связи
- •3.2. Ковалентная связь. Кривая потенциальной энергии
- •3.3. Основные количественные характеристики ковалентной связи
- •3.4. Квантово – механическая теория валентности
- •3.5. Донорно – акцепторный механизм образования ковалентной связи
- •3.6. Свойства ковалентной связи
- •3.7. Метод молекулярных орбиталей
- •3.8. Ионная связь
- •3.9. Водородная связь
- •3.10. Межмолекулярное взаимодействие
- •Глава 4. Кристаллическое состояние вещества
- •4.1. Макроскопические свойства кристаллов
- •4.2. Внутреннее строение кристаллов
- •4.3. Виды элементарных ячеек
- •4.4. Металлическая связь
- •4.5. Реальные кристаллы и нарушения кристаллической структуры
- •Раздел второй
- •5.2. Первый закон термодинамики
- •5.3. Энтальпия образования химических соединений
- •5.4. Энтропия. Второй закон термодинамики
- •5.5. Третий закон термодинамики
- •5.6. Энергия Гиббса. Направленность химических реакций
- •164,9 КДж; 172,41 Дж/моль∙к;
- •Глава 6. Скорость химических реакций. Химическое равновесие
- •6.1. Влияние внешних факторов на скорость химических реакций
- •6.2. Химическое равновесие
- •6.3. Цепные реакции
- •6.4. Фазовые равновесия
- •6.5. Катализаторы и каталитические системы
- •Раздел третий растворы
- •Глава 7. Общие свойства растворов
- •7.1. Механизм процессов растворения
- •7.2. Способы выражения количественного состава растворов
- •100 ∙ 10,91 Моль % h2so4
- •7.3. Энергетика растворения
- •7.4. Свойства растворов неэлектролитов
- •7.5. Свойства растворов электролитов
- •7.6. Электролитическая диссоциация воды. Водородный показатель
- •7.7. Произведение растворимости. Гидролиз солей
- •Глава 8. Окислительно-восстановительные реакции
- •8.1.Общие понятия об окислительно- восстановительных реакциях
- •8.2. Классификация окислителей и восстановителей
- •8.3. Количественная характеристика окислительно-восстановительных реакций
- •8.4. Методы составления уравнения окислительно-восстановительных реакций
- •8.5. Влияние факторов на характер и направление реакций
- •8.6. Типы окислительно-восстановительных реакций
- •Глава 9. Электрохимические процессы
- •9.1. Строение двойного электрического слоя
- •9.2. Гальванические элементы
- •9.3. Стандартный водородный электрод
- •9.4. Поляризационные явления в гальванических элементах
- •9.5. Химические источники тока
- •9.6. Аккумуляторы
- •9.7. Топливные элементы
- •9.8. Теоретические основы электролиза
- •9.9. Последовательность электродных процессов
- •9.10. Техническое применение электролиза
- •Глава 10. Коррозия и защита металлов
- •10.1. Общие сведения о коррозии
- •10.2. Классификация коррозионных процессов
- •10.3. Количественная и качественная оценка коррозии и коррозионной стойкости
- •10.4. Химическая коррозия
- •10.5. Электрохимическая коррозия
- •10.6. Методы защиты от электрохимической коррозии
- •Раздел четвертый
- •11.2. Электропроводность металлов, полупроводников и диэлектриков
- •11.3. Химические свойства металлов высокой проводимости
- •11.4. Электропроводимость металлов подгруппы меди
- •11.5. Химические свойства магнитных материалов
- •11.6. Магнитные свойства металлов семейства железа
- •Глава 12. Химическая идентификация и анализ вещества
- •12.1. Химическая идентификация вещества
- •12.2. Количественный анализ
- •12.3. Инструментальные методы анализа
- •Заключение
- •Библиографический список
- •Глава 1. Основные понятия химии. Предмет и задачи
- •Глава 2. Строение атомов. Периодический закон и
- •Глава 3. Химическая связь и строение молекул………..54
- •Глава 4. Кристаллическое состояние вещества………..103
- •Глава 12. Химическая идентификация и анализ
Раздел третий растворы
Глава 7. Общие свойства растворов
Систему из двух (или более) веществ, в которой одно (или несколько) вещество измельчено и распределено в другом называют дисперсной. То вещество, которое образует в дисперсной системе сплошную фазу, называют дисперсной средой, а то, что рассеяно в среде, - дисперсной фазой. От линейных размеров частиц дисперсной фазы зависит гомогенность или гетерогенность дисперсной системы. Гомогенные дисперсные системы называются истинными растворами, а часто просто растворами. Степень измельчения дисперсной фазы в истинном растворе молекулярная или ионная, т.е. линейные размеры частиц не превышают размеров отдельных молекул или ионов (до 1 нм или от 1 до 10 А0).
Гетерогенные дисперсные системы подразделяют на коллоидные (размеры частиц от 10 до 100 нм) и грубодисперсные, или взвеси (размеры частиц более 100 нм).
Агрегатное состояние дисперсных систем определяется агрегатным состоянием среды, т.е. они могут быть твердыми, жидкими и газообразными. Так, например, к числу твердых дисперсных систем относятся сплавы, жидких - пены, эмульсии, суспензии, газообразных - туманы, дымы, газовые смеси.
Гомогенные дисперсные системы характеризуются максимальной устойчивостью. Чем больше размеры частиц дисперсной фазы, тем меньше устойчивость системы.
Наиболее распространены и применимы жидкие (водные и неводные) растворы. Среди неводных растворителей широко используются растворители органического происхождения: ацетон, четыреххлористый углерод и др.
7.1. Механизм процессов растворения
В создании современной физико-химической теории растворов большую роль сыграли работы русских ученых Д. И. Менделеева, И. А. Каблукова, Д. П. Коновалова, Н. А. Измайлова.
До конца XIX века растворы считались физическими смесями двух или нескольких веществ, в которых отсутствуют какие - либо взаимодействия между растворенным веществом и растворителем.
Химические явления в процессе растворения впервые были отмечены Д. И. Менделеевым. Он высказал предположение о существовании в растворах определенных химических соединений растворенного вещества с водой. Эта идея явилась основой физико-химической теории растворения. Менделеев опирался на следующие экспериментальные факты:
1) процесс растворения сопровождается тепловым эффектом;
2) при растворении изменяется объем; например, при растворении спирта в воде объем раствора уменьшается на 3,5 % по сравнению с общим объемом взятых веществ за счет образования сольватов;
3) при растворении иногда происходит изменение окраски; например, CuSO4 - белый порошок, при растворении в воде образует раствор синего цвета за счет образования аквокомплексов [Cu (H2O)6] 2+.
Все эти факты говорят о том, что жидкие растворы надо рассматривать как химические соединения. Однако химические соединения, образующиеся в растворах не имеют постоянный состав. Это сближает их c механическими смесями. Таким образом, жидкие растворы занимают промежуточное положение между химическими соединениями постоянного состава и механическими смесями. Процесс растворения есть физико-химический процесс.
Химическое взаимодействие молекул растворителя с частицами растворенного вещества называется сольватацией, а получающиеся при этом соединения сольватами. Частный случай взаимодействия частиц растворенного вещества с растворителем - водой был назван гидратацией, а продукты взаимодействия (например, H2SO4∙H2O) - гидратами. В соответствии с гидратной теорией растворов механизм растворения веществ в воде можно представить следующим образом. Молекула воды есть диполь (M = 1,84 D); поэтому вода - сильно полярная жидкость. Молекулы H2O взаимодействуют своими полюсами с растворенным веществом, например, ионами (положительно заряженными катионами Na+) вещества.
Образуются ассоциаты или гидратные комплексы, т.е. каждый ион окружен гидратной оболочкой (или сальватной).
Распад вещества на сальватированные ионы под действием молекул растворителя называется электролитической диссоциацией.
Возможность и степень распада на ионы определяется природой растворенного вещества и растворителя.
При растворении веществ с ионной структурой молекулы растворителя удерживаются около иона силами электростатического притяжения. Диссоциация ионных соединений протекает тем легче, чем полярнее молекулы растворителя.
При растворении веществ в молекулярной структуре сольваты образуются вследствие диполь-дипольного взаимодействия. Полярный растворитель наводит диполь в молекуле растворенного вещества. Кроме того, при растворении может иметь место донорно - акцепторное взаимодействие. Ионы растворенного вещества выступают в качестве акцепторов, а молекулы растворителя - в качестве донора электронных пар.
Следовательно, химизм процесса растворения проявляется в образовании сольватов, состав которых непостоянен, зависит от условий растворения.
Многие вещества, выделенные из водных растворов, содержат кристаллизационную воду - это кристаллогидраты, например, CuSO4 ∙ 5 H2O, Na2SO4 ∙ 10 H2O.
Существование кристаллогидратов подтверждает химизм процесса растворения. Процесс растворения одновременно и физический процесс. Образовавшиеся сольваты диффундируют по всему объему растворителя. Сущность растворения в других растворителях та же. При этом важную роль играет природа растворителя и диэлектрическая постоянная растворителя . Чем больше, тем лучше растворитель.
Растворимость газа в жидкости увеличивается с повышением давления и уменьшается с повышением температуры. Зависимость растворимости газа от давления выражается правилом Генри: растворимость газа прямопропорциональна давлению. При постоянной температуре x = кp - уравнение изотермы растворимости, где x - концентрация насыщенного раствора, обычно выражаемая в см3 газа, растворенного в 1 см3 жидкого растворителя; к - коэффициент, характеризующий природу компонентов, составляющих раствор, p - давление.
Зависимость растворимости газа от температуры при постоянном давлении выражается уравнением lg x = - уравнение изобары растворимости, где Т - абсолютная температура; A и B - коэффициенты, характеризующие раствор.
Растворимость жидкости в жидкости обычно увеличивается с повышением температуры и почти не зависит от давления.
В системах жидкость - жидкость, когда имеет место ограниченная растворимость первой жидкости во второй и второй жидкости в первой, наблюдается расслаивание.
Так как с повышением температуры растворимости обычно возрастают, то при некоторой температуре происходит полное взаимное растворение. Эта температура называется критической температурой растворения.
Растворимость твердого тела в жидкости при постоянном давлении увеличивается с повышением температуры, следуя в первом приближении к уравнению:
lg x =
Растворимость твердого тела в некоторых случаях уменьшается с повышением температуры. Для таких случаев в уравнении коэффициент B имеет отрицательное значение. Давление влияет на растворимость твердого тела в жидкости лишь незначительно.
Растворимость третьего компонента в двух несмешивающихся жидкостях можно проследить на примере системы, состоящей из двух фаз - жидких. В эту систему следует ввести третье вещество, которое химически не взаимодействует с каждой из жидкостей, но растворяется в них. При этом вещество растворится как в первой, так и во второй жидкости, и теперь будут граничить между собой два раствора: в первом концентрация С1 и во втором С2
При данных условиях равновесное распределение третьего компонента между двумя несмешивающимися жидкостями обычно отвечает постоянству отношений концентраций = K
Это отношение представляет собой математическое выражение закона распределения (Бертло); К - называется коэффициентом распределения и является постоянной величиной.