- •Контрольные работы общая химия
- •1. Классы неорганических соединений
- •1.1. Классификация неорганических веществ
- •1.2. Понятие о степени окисления
- •1.3. Оксиды
- •1.4. Основания
- •1.5. Кислоты
- •1.6. Соли
- •1.7. Примеры решения задач
- •1.8. Задачи для самостоятельного решения
- •2. Химическая термодинамика
- •2. 1. Основные понятия
- •2.2. Первый закон термодинамики. Энтальпия
- •2.3. Термохимия
- •2.4. Энтропия. Энергия Гиббса
- •2.5. Примеры решения задач
- •2.6. Задачи для самостоятельного решения
- •3. Химическая кинетика и равновесие химических реакций
- •3.1 Кинетика химических реакций
- •3.1.1 Зависимость скорости от концентрации
- •3.1.2.Зависимость скорости от температуры
- •3.1.3. Зависимость скорости реакции от катализатора
- •3.2. Равновесие химических реакций
- •3.2.1. Равновесие в гомогенных системах
- •3.2.2. Равновесие в гетерогенных системах
- •3.3. Примеры решения задач
- •3.4. Задачи для самостоятельного решения
- •4. Растворы
- •4.1. Общие свойства растворов
- •4.1.1. Классификации растворов
- •4.1.2. Коллигативные свойства растворов
- •4.2 Свойства растворов электролитов
- •4.2.1. Равновесие в растворах электролитов
- •4.2.2. Ионно-обменные реакции в растворах электролитов
- •4.2.3. Ионное произведение воды
- •4.2.4. Гидролиз солей
- •4.3. Примеры решения задач
- •4.4. Задачи для самостоятельного решения
- •5. Электрохимические процессы
- •5.1. Степень окисления элемента
- •6.2. Окислительно-восстановительные реакции
- •5.3. Основные понятия электрохимических процессов
- •5.4. Ряд напряжений металлов
- •5.5. Гальванический элемент
- •5.6. Электролиз
- •5.7. Явление поляризации. Напряжение разложения
- •5.8. Примеры решения задач
- •5.9. Задачи для самостоятельного решения
- •Контрольные вопросы
- •6. Коррозия металлов
- •6.1.1. Классификация коррозионных процессов
- •Катодные процессы при коррозии
- •6.2. Методы защиты от коррозии
- •6.3. Примеры решения задач
- •6.4. Задачи для самостоятельного решения
- •Контрольные вопросы
- •7. Химия металлов
- •7.1. Металлическая связь
- •7.2. Зонная теория кристаллов
- •7.3. Химические свойства металлов
- •7.4. Способы получения металлов
- •7.5. Способы очистки металлов
- •10.6. Сплавы металлов
- •7.6. Диаграммы состояния веществ, образующих
- •7.2. Диаграммы состояния веществ с неограниченной растворимостью
- •7.3. Диаграммы состояния веществ, образующих
- •7.7. Примеры решения задач
- •7.8. Задачи для самостоятельного решения
- •Контрольные вопросы
- •8. Химическая идентификация и анализ вещества
- •8.1. Качественный анализ
- •Кислотно-основная классификация катионов
- •Некоторые реагенты для идентификации катионов
- •8.2. Количественный анализ
- •8.3. Инструментальные методы анализа
- •8.4. Примеры решения задач
- •8.5. Задачи для самостоятельного решения
- •Контрольные вопросы
- •Библиографический Список Основная литература
- •Дополнительная литература
- •Перечень задач для выполнения контрольных работ
- •Список важнейших кислот
- •Константы диссоциации некоторых кислот и оснований
- •Приближенные значения коэффициентов активности ионов в водных растворах
- •Стандартные электродные потенциалы металлов
4.2 Свойства растворов электролитов
Распад электролита на ионы под влиянием полярных молекул растворителя (например, воды) называется электролитической диссоциацией.
АВ + n+mН2О ⇄ АВ (Н2О) n+m ⇄ А+(Н2О)n + В–(Н2О)m
Сольватация – процесс взаимодействия молекул растворителя с частицами (ионами) растворенного вещества; частный случай сольватации – гидратация (если растворитель вода).
А+n(Н2О) – гидратированный ион.
Количественной характеристикой процесса диссоциации является степень электролитической диссоциации.
Степень электролитической диссоциации () показывает отношение числа молекул диссоциирующих (распавшихся) на ионы, к общему числу молекул растворенного вещества.
или |
(9) |
Степень диссоциации можно представить также как отношение равновесной концентрации ионов, на которые диссоциировала молекула к начальной концентрации электролита:
(10) |
Степень диссоциации зависит от природы растворенного вещества, природы растворителя, от температуры, от концентрации раствора.
С повышением температуры степень диссоциации увеличивается, так как процесс распада молекул происходит с поглощением энергии.
Описать влияние природы растворенного вещества на степень диссоциации можно следующим образом. Электролиты делятся на истинные и потенциальные. Истинные электролиты имеют преимущественно ионный тип связи, их растворы образуются в две стадии: растворение и диссоциация:
КCl тв. + (n + m)H2O ⇄ K+ n(H2O)р-р + Cl– m(H2O) р-р.
Потенциальные электролиты имеют ковалентный полярный тип связи их растворы образуются в три стадии: растворение, ионизация и диссоциация:
CdCl2 тв. + (n + m)H2O ⇄ CdCl2(n + m)H2Oр-р ⇄
⇄ Cd2+ n(H2O)р-р + 2Cl– m(H2O) р-р.
По величине степени диссоциации () электролиты подразделяются на слабые, средние и сильные (табл. 1).
Таблица 1
Классификация электролитов (С = 0,01 М)
Слабые электролиты |
Средние электролиты |
Сильные электролиты |
0<<0,03 |
0,03<<0,3 |
>0,3 |
Основания: нерастворимые в воде и NH4OH. H2O. Кислоты: CH3COOH, H2CO3, H2S, HCN, H2SiO3, H3BO3 |
Кислоты: H2SO3, HF, HNO2, H3PO4 |
Основания: LiOH, KOH, NaOH, Sr(OH)2, Ba(OH)2; большинство растворимых солей. Кислоты: HNO3, HCl, HBr, HI, H2SO4, HClO4 |
Сильные электролиты – это вещества, которые при растворении в воде практически полностью распадаются на ионы. В растворе сильного электролита растворённое вещество находится в основном в виде ионов (катионов и анионов); недиссоциированные молекулы практически отсутствуют. В растворах сильных электролитов диссоциация необратима.
Слабые электролиты – вещества, частично диссоциирующие на ионы. Растворы слабых электролитов наряду с ионами содержат недиссоциированные молекулы. В растворах слабых электролитов диссоциация обратима и существует равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами:
АВ ⇄ А+ + В–.