- •4. Классы неорганических соединений.
- •Получение
- •Химические свойства
- •Химические свойства
- •5) Модель строения атома Резерфорда
- •6) Модель строения атома Бора
- •7)Принципы квантово-механической модели.
- •8) Уравнение Шредингера. Основные идеи, положения, и его основу.
- •10)Понятие электронного уровня, орбитали, подуровня.
- •Принцип исключения Паули (запрет Паули)
- •Принцип наименьшей энергии
- •Правило Клечковского
- •Правило Гунда
- •13) Периодический закон Менделеева. Периодичность в изменении различных свойств элементов.
- •14) Сходство и различие химических свойств элементов главных и побочных подгрупп.
- •15) Химическая связь. Виды химической связи. Энергетические и геометрические характеристики связи.
- •16) Природа химической связи. Энергетические эффекты в процессе образования химической связи.
- •17) Основные положения метода валентных связей. Обменный и донорно-акцепторный механизмы образования ковалентной связи.
- •18) Валентные возможности атомов элементов в основном и возбужденном состоянии.
- •21) Полярность ковалентной связи. Теория гибридизации. Виды гибридизации. Примеры.
- •22) Полярность ковалентной связи. Дипольный момент.
- •23) Достоинства и недостатки метода в.С.
- •26) Ионная связь как предельный случай ковалентной полярной связи. Свойства ионной связи. Основные виды решеток для соединений с ионной связью.
- •27) Металлическая связь. Особенности. Элементы зонной теории для объяснения особенностей металлической связи.
- •28)Межмолекулярное взаимодействие. Ориентационный, индукционный и дисперсионный эффекты.
- •29) Водородная связь.
- •30) Основные типы кристаллических решеток.
- •31) Законы термохимии. Закон Гесса.
- •32) Понятие о внутренней энергии системы, энтальпии, энтропии.
- •33) Энергия Гиббса, ее взаимосвязь с энтальпией и энтропией. Изменение энергии Гиббса в самопроизвольно протекающих процессах.
- •34) Скорость химических реакций. Закон действия масс для гомогенных и гетерогенных реакций. Сущность константы скорости. Порядок и молекулярность реакции.
- •35) Факторы, влияющие на скорость химической реакции.
- •36) Влияние температуры на скорость химических реакций. Правило Вант-Гоффа. Энергия активации. Уравнение Аррениуса.
- •37) Особенности протекания гетерогенных реакций. Влияние диффузии и степень дискретности вещества.
- •38) Влияние катализатора на скорость химических реакций. Причины влияния катализатора.
- •39) Обратимые процессы. Химическое равновесие. Константа равновесия.
- •40)Влияние различных факторов на смещение равновесия. Принцип Ле-Шателье.
- •41) Определение раствора. Физико-химические процессы при образовании растворов. Изменение энтальпии и энтропии при растворении.
- •42) Способы выражения концентрации растворов.
- •43) Закон Рауля
- •44) Осмос. Осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа
- •45) Растворы электролитов. Сильные и слабые электролиты. Степень электролитической диссоциации. Изотопический коэффициент.
- •46) Теория электролитической диссоциации. Физическая теория Аррениуса, химическая теория Менделеева и современный взгляд на диссоциацию.
- •47) Реакция в растворах, их направленность. Смещение ионных равновесий.
- •48) Ионное произведение воды. Водородный показатель как химический показатель раствора.
- •49)Гетерогенные равновесия в растворах электролитов. Произведение растворимости.
- •50) Гидролиз солей, его зависимость от температуры, разбавления и природы солей (три типичных случая) Константа гидролиза. Практическое значение в процессе коррозии металла.
- •51) Химическое равновесие на границе металл-раствор. Двойной электрический слой. Скачок потенциала. Водородный электрод сравнения. Ряд стандартных электродных потенциалов.
- •52) Зависимость электродного потенциала от природы веществ, температуры и концентрации раствора. Формула Нернста.
- •53) Гальванические элементы. Процессы на электродах. Эдс гальванического элемента.
- •54) Обратимые источники электрической энергии. Кислотные и щелочные аккумуляторы.
- •55) Топливные элементы.
- •1) Активные металлы
- •2) Менее активные металлы
- •3) Неактивные металлы
45) Растворы электролитов. Сильные и слабые электролиты. Степень электролитической диссоциации. Изотопический коэффициент.
Электролиты - вещества, проводящие в расплавах или водных растворах электрический ток. Электролиты в расплавах или водных растворах диссоциируют на ионы. Неэлектролиты - вещества, водные растворы и расплавы которых не проводят электрический ток, так как их молекулы не диссоциируют на ионы. Электролиты при растворении в подходящих растворителях (вода, другие полярные растворители) диссоциируют на ионы. Сильное физико-химическое взаимодействие при растворении приводит к сильному изменению свойств раствора (химическая теория растворов). Вещества, распадающиеся на ионы в растворах или расплавах и потому проводящие электрический ток, называются электролитами.
Вещества, которые в тех же условиях на ионы не распадаются и электрический ток не проводят, называются неэлектролитами.
К электролитам относятся кислоты, основания и почти все соли, к неэлектролитам — большинство органических соединений, а также вещества, в молекулах которых имеются только ковалентные неполярные или малополярные связи.
Слабые электролиты — химические соединения, молекулы которых даже в сильно разбавленных растворах незначительно диссоциированны на ионы, которые находятся в динамическом равновесии с недиссоциированными молекулами. К слабым электролитам относится большинство органических кислот и многие органические основания в водных и неводных растворах.
Слабыми электролитами являются:
почти все органические кислоты и вода;
некоторые неорганические кислоты: HF, HClO, HClO2, HNO2, HCN, H2S, HBrO, H3PO4,H2CO3, H2SiO3, H2SO3 и др.;
некоторые малорастворимые гидроксиды металлов: Fe(OH)3, Zn(OH)2 и др.; а также гидроксид аммония NH4OH.
Сильные электролиты — химические соединения, молекулы которых в разбавленных растворах практически полностью диссоциированы на ионы.
Степень диссоциации таких электролитов близка к 1.
К сильным электролитам относятся многие неорганические соли, некоторые неорганические кислоты и основания в водных растворах, а также в растворителях, обладающих высокой диссоциирующей способностью (спирты, амиды и др.).
Электролитическая диссоциация — процесс распада электролита на ионы при растворении его в полярном растворителе или при плавлении.
Степень диссоциации — величина, характеризующая состояние равновесия в реакции диссоциации в гомогенных (однородных) системах.
Степень диссоциации α равна отношению числа диссоциированных молекул n к сумме n + N, где N — число недиссоциированных молекул. Часто α выражают в процентах. Степень диссоциации зависит как от природы растворённого электролита, так и от концентрации раствора.
Пример
Для уксусной кислоты CH3COOH величина α равна 4% (в 0,01М растворе). Это значит, что в водном растворе кислоты лишь 4 из каждых 100 молекул диссоциированы, то есть находятся в виде ионов Н+ и СН3СОО−, остальные же 96 молекул не диссоциированы.
Методы определения
по электропроводности раствора
по понижению температуры замерзания
Мнимая степень диссоциации
Поскольку сильные электролиты диссоциируют практически полностью, можно было бы ожидать для них изотонический коэффициент, равный количеству ионов (или поляризованных атомов) в формульной единице (молекуле). Однако в действительности этот коэффициент всегда меньше определённого по формуле. Например, изотонический коэффициент для 0,05-моляльного раствора NaCl равен 1,9 вместо 2,0, (для раствора сульфата магния той же концентрации и вовсе i = 1,3). Это объясняет теория сильных электролитов, разработанная в 1923 году П. Дебаем и Э. Хюккелем: передвижение ионов в растворе затруднено образовавшейся оболочкой сольватации. К тому же, ионы взаимодействуют и между собой: разноимённо заряженные притягиваются, а одноимённо заряженные — отталкиваются; силы взаимного притяжения приводят к образованию групп ионов, перемещающихся по раствору совместно. Такие группы называют ионными ассоциатами или ионными парами. Соответственно, раствор ведёт себя так, будто содержит меньше частиц, чем на самом деле, ведь свобода их перемещения ограничена. Наиболее очевиден пример, касающийся электропроводности растворов λ, которая возрастает с разбавлением раствора. Через отношение реальной электропроводности к таковой при бесконечном разбавлении определяют мнимую степень диссоциации сильных электролитов, также обозначаемую через α:
,где nimg — мнимое, а ndisslv. — реальное количество частиц в растворе.