- •3.Периодическая таблица д.И. Менделеева в свете строения атома.
- •4.Изменение радиуса атомов в пределах одного периода и в пределах одной группы по мере роста порядкового номера элементов. Объяснение на основе строения атома.
- •8.Ковалентная связь. Условия ее образования.
- •10.Координационная и водородная связь. Условия их образования.
- •11.Описание ковалентной связи методом валентной связи (вс).
- •13.Основные понятия химической термодинамики Внутренняя энергия и энтальпия.
- •14.I закон термодинамики. Энтальпия образования химических соединений.
- •15.Тепловые эффекты химических реакций и фазовых превращений. Закон Гесса. Термохимические расчеты.
- •16.II закон термодинамики. Энергия Гиббса. Энтропия.
- •18.Химическое равновесие. Константа равновесия. Связь ее с энергией Гиббса.
- •19.Скорость химических реакций (гомогенные и гетерогенные).
- •27.Растворы электролитов. Теория электролитической диссоциации. Степень и константа диссоциации.
- •28.Электролитическая диссоциация воды. Водородный показатель, pH. Кислотно-основные индикаторы.
- •30.Гидролиз солей; факторы, влияющие на процесс гидролиза. PH – гидратообразования.
27.Растворы электролитов. Теория электролитической диссоциации. Степень и константа диссоциации.
Свойства растворов электролитов. Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Активная концентрация. Закон разбавления Оствальда. Электролитом называется сис-ма, содержащая положительно и отрицательно заряженные ионы, существующие независимо от внешних электрических или магнитных полей. Образование электролитов может происходить различными путями: диссоциацией растворенных полярных молекул под действием полярных молекул растворителя, растворением ионных кристаллов с образованием гидратированных ионов, плавлением кристаллов. Степенью диссоциации называется отношение числа распавшихся на ионы молекул к числу молекул растворяемого в-ва. Электролитическая диссоциация увеличивает число частиц в р-ре, причем это увеличение зависит от строения растворенных молекул и от степени диссоциации. Диссоциация молекул на ионы оказывает влияние и на осмотической давление, т.к. увеличивает число частиц в р-ре. Увеличение числа частиц вызывает увеличение осмотического давления. Степень диссоциации увеличивается с повышением температуры. Сильным электролитом называют р-р, в котром степень диссоциации или средний коэффициент активности превышает 0,5 при нормальной концентрации и комнатной температуре р-ра.
28.Электролитическая диссоциация воды. Водородный показатель, pH. Кислотно-основные индикаторы.
Электролитическая диссоциация воды. рН - водородный показатель. В 1887 г. Шведский ученый Сванте Аррениус предложил теорию электролитической диссоциации в р-рах взамен прежних представлений, согласно которым в-ва в р-ре распадаются на ионы под действием электрического тока. Электролитическая диссоциация не зависит от разности потенциалов, создающей электрический ток, что подтверждается своеобразным течением химических р-ций в электролите между отдельными ионами вне зависимости от того, из каких в-в эти ионы получены. Полярные молекулы воды могут диссоциировать, проявляя при этом свою амфотерность: Н2О↔Н++ОН- или 2Н2О↔Н3О++ОН-. Вторая ступень диссоциации ещё никем не наблюдалась и ионов О2- в воде не обнаружено. Вода является очень слабым электролитом, степень её диссоциации ~2∙10-9, чистая вода почти не проводит электрический ток. Однако на все ионные равновесия в водных р-рах присутствие ионов Н+ и ОН- оказывает влияние и процесс диссоциации воды необходимо всегда учитывать. При диссоциации абсолютно чистой воды, которую мы принимаем за эталон нейтральности, концентрации ионов Н+ и ОН- равны и условие нейтральности мы можем записать следующим образом: КН2О=[H+][OH-]=1,0∙10-14. Введем новую величину, характеризующую среду и равную – lg[H+]. Обозначим её рН и в дальнейшем будем называть её водородным показателем. рН=7 (для нейтральной среды). Для кислотной среды рН<7. Для щелочной среды рН>7. Равновесие электролитической диссоциации воды влияет на общее равновесие в среде электролита, содержащего те ли другие растворенные в-ва.
30.Гидролиз солей; факторы, влияющие на процесс гидролиза. PH – гидратообразования.
Гидролиз солей. Произведение растворимости. Гидролизом называют разложение соединений под действием воды. Гидролиз происходит в присутствии воды и является обратимой р-цией. Ионы, полученные при растворении какой-либо соли, взаимодействуют с ионами Н+ и ОН-, всегда имеющимися в воде. В результате могут возникать молекулы кислот или оснований. Гидролиз солей является р-цией обратимой, зависящей от концентрации соли в воде и от температуры. Повышение температуры и уменьшение концентрации соли увеличивают полноту гидролиза. Гидролиз – процесс эндотермический. Полнота гидролиза выражается в изменении соотношения ионов Н+ и ОН-. Накопление недиссоциированных молекул в результате смещения равновесия может привести к насыщению раствора и выпадению осадка. Чем меньше величина произведения растворимости, тем труднее данная соль растворима в воде. ПР=[А]a[B]b, а и b – коэффициенты при ионах в реакции диссоциации.