- •Правило Клечковского
- •Билет №11 Химическая связь и строение молекул.
- •Билет №13-14 Кратность связи. Сигма и пи связи, схемы перекрывания ао и прочность связей. Полярные связи и мол-лы.
- •Билет №15 Энергетические диаграммы обр. Молекул n2 и о2. Кратность связи и магнитные св-ва.
- •Билет №16 Ионная связь и её св-ва. Строение ионных кристаллов типа СsCl , NaCl , ZnS (сфалерит) и CaF2 (флюорит)
- •Свойства ZnS (сфалерит)
- •Билет №17 Металлическая связь и её св-ва.Кристаллические структуры металлов типа вольфрама, меди и магния. Координационные числа и плотность упаковки атомов.
- •Билет №19 Агрегатные состояния вещества и их характеристика. Плазма. Стекла и аморфные вещества. Понятие о ближнем и дальнем порядках.
- •Формы плазмы
- •Билет №20 Энергетический (тепловой) эффект изохорного и изобарного химических процессов. Стандартная энтальпия образования химического соединения. Закон Гесса и следствие из него.
- •Билет №23 Направление химической реакции. Понятие о свободной энергии Гиббса и её изменении как движущей силы изобарного процесса. Стандартное изменение энергии Гиббса при хим. Реакции.
- •Билет №24 Скорость гомогенной реакции. Средняя и истинная скорость реакции. Закон действия масс. Константа скорости реакции. Понятие о молекулярности и порядке реакции.
- •Порядок химической реакции
- •Билет №27 Катализаторы химических реакций. Представление о механизме катализа. Специфичность катализа. Примеры и роль каталитических процессов при химической переработке древесного сырья.
- •Билет №28 Растворы. Процессы при образовании растворов. Идеальные и реальные растворы. Гидраты и сольваты.
- •Билет №30 Растворимость газов, жидкостей и твердых веществ в жидкостях. Закон Генри. Ненасыщенные, насыщенные и перенасыщенные растворы.
- •Растворение как физико-химический процес
- •Растворимость
- •Растворы неэлектролитов. Понятие об осмосе и осмотическом давлении. Закон Вант-Гоффа. Изотонические растворы. Роль осмоса в жизни растений.
- •Билет №32 Давление насыщенного пара растворителя над раствором нелетучего растворённого вещества. Закон Рауля. Температура замерзания и кипения растворов (влияние концентрации)
- •Билет №33 Растворы электролитов. Сильные и слабые электролиты. Связь кажущейся степени диссоциации и изотоническим коэффициентом(см. Конспект). Понятие об активности и ионной силе раствора.
- •Билет №34 Обменные реакции между ионами. Молекулярные и ионные уравнения реакций. Условия необратимости ионных реакций.
- •Билет №35 Степень и константа диссоциации слабого электролита. Закон разбавления Оствальда. Ступенчатая диссоциация электролита. Влияние общих ионов на диссоциацию слабых электролитов.
- •Вывод значения pH
- •Билет №37 Растворимость малорастворимых твердых электролитов в воде. Произведение растворимости (пр). Влияние общих ионов на растворимость. Амфотерные гидроксиды и оксиды.
- •Билет №38 Гидролиз солей по катиону, аниону, катиону и аниону. Ступенчатый гидролиз. Необратимый совместный гидролиз солей.
Билет №33 Растворы электролитов. Сильные и слабые электролиты. Связь кажущейся степени диссоциации и изотоническим коэффициентом(см. Конспект). Понятие об активности и ионной силе раствора.
Ионная сила раствора — мера интенсивности электрического поля, создаваемого ионами в растворе. Полусумма произведений из концентрации всех ионов в растворе на квадрат их заряда. Формула впервые была выведена Льюисом:
,
где cB — молярные концентрации отдельных ионов (моль/л), zB заряды ионов
Суммирование проводится по всем типам ионов, присутствующих в растворе. Если в растворе присутствуют два или несколько электролитов, то вычисляется общая суммарная ионная сила раствора.
Например, для раствора NaCl с концентрацией 0,001 моль/л, в котором присутствуют два вида однозарядных ионов Na+ и Cl− с концентрациями также равными 0,001 моль/л, ионная сила будет вычисляться следующим образом:
I(NaCl) = 0,5(z²(Na+)•c(Na+) + z²(Cl−)•c(Cl−)) = 0,5(1²•c(NaCl) + (-1)²•c(NaCl)) = c(NaCl)
И ионная сила соответственно будет равна концентрации раствора:
I = 0.5(1²•0,001 моль/л + (-1)²•0,001 моль/л) = 0.5(0,001 моль/л + 0,001 моль/л) = 0,001 моль/л
Это верно для раствора любого сильного электролита, состоящего из однозарядных ионов. Для электролитов, в которых присутствуют многозарядные ионы, ионная сила обычно превышает молярность раствора.
Ионная сила раствора имеет большое значение в теории сильных электролитов Дебая — Хюккеля. Основное уравнение этой теории (предельный закон Дебая — Хюккеля) показывает связь между коэффициентом активности иона ze и ионной силы раствора I в виде:
,
где γ — коэффициент активности, А — постоянная, не зависящая от заряда иона и ионной силы раствора, но зависящая от диэлектрической постоянной растворителя и температуры.
Билет №34 Обменные реакции между ионами. Молекулярные и ионные уравнения реакций. Условия необратимости ионных реакций.
Реакция ионного обмена — один из видов химических реакций, характеризующаяся выделением в продукты реакции воды, газа или осадка.
Введение, правило Бертолле
Химические реакции в растворах электролитов (кислот, оснований и солей) протекают при участии ионов. Если такие реакции не сопровождаются изменением степеней окисления, они называются реакциями двойного обмена.
В соответствии с правилом Бертолле: реакции обмена протекают только тогда, когда образуется малорастворимое соединение (осадок), легколетучее вещество (газ), или малодиссоциирующее соединение (очень слабый электролит, в том числе и вода). В таких случаях реакции будут практически не обратимы.
Изображение реакций ионного обмена
Реакцию обмена в растворе принято изображать тремя уравнениями: молекулярным, полным ионным и сокращённым ионным. В ионном уравнении слабые электролиты, газы и малорастворимые вещества изображают молекулярными формулами.
Na2CO3 + H2SO4 → Na2SO4 + CO2↑ +H2O
2Na+ + CO32- + 2H+ + SO42- → 2Na+ + SO42- + CO2↑ + H2O
CO32- + 2H+ → CO2↑ + H2O
Правила написания реакций двойного обмена
При написании ионных уравнений следует обязательно руководствоваться таблицей растворимости кислот, оснований и солей в воде, то есть обязательно проверять растворимость реагентов и продуктов, отмечая это в уравнениях.
Следует иметь в виду, что реакции двойного обмена между солями с образованием осадков протекают во всех тех случаях, когда растворимость реагентов выше, чем растворимость одного из продуктов.
Для получения малорастворимого вещества всегда надо выбирать хорошо растворимые реагенты и использовать достаточно концентрированные растворы.