- •I. Основные законы химии.
- •1. Закон эквивалентов. Понятие эквивалента. Эквивалентный объём, эквивалентная масса кислоты, щёлочи.
- •2. Закон сохранения массы. Закон сохранения элементов.
- •3. Закон Авогадро и следствия из него. Моль. Число частиц в моле.
- •4. Идеальный газ. Закон парциальных давлений Дальтона.
- •5. Закон постоянства состава. Дальтониды и бертоллиды.
- •6. Уравнение Менделеева - Клапейрона.
- •II. Периодический закон. Строение атома. 1.Формулировка д. И. Менделеева.
- •2. Современная формулировка.
- •3. Порядок заполнения атомных орбиталей, принцип минимума энергии, принцип Паули, правило Хунда.
- •4. Квантовые числа. Физический смысл каждого. Допустимые значения квантовых чисел. Их соответствие тем или иным типам ао.
- •5. Типы химической связи. Каждый тип связи проиллюстрировать примерами.
- •III. Кинетика. 1. Кинетическое уравнение первого порядка. Для каких реакций характерно.
- •2. Кинетическое уравнение второго порядка. Для каких реакций характерно.
- •3. Энергия активации. Уравнение Аррениуса. Влияние температуры на скорость химической реакции.
- •4. Влияние температуры на скорость химической реакции. Правило Вант-Гофффа.
- •5. Катализаторы. Виды катализа. Энергия активации и катализ.
- •IV. Растворы неэлектролитов.
- •1. Закон осмотического давления Вант-Гоффа. (Вывод)
- •2. Закон Генри. (Объекты, к которым он применим, формулировка).
- •3. Закон Рауля. (Объекты, к которым он применим, формулировка).
- •V. Растворы электролитов. 1. Теория электролитической диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Примеры.
- •2. Законы Рауля, Генри, Вант-Гоффа для электролитов. (Математическая форма и смысл)
- •3. Связь изотонического коэффициента и степени диссоциации.
- •4. Закон разведения Оствальда.
- •VI. Ионное произведение воды. Водородный показатель. 1. Диссоциация воды. Ионное произведение воды, характер его изменения с температурой. Водородный показатель.
- •2. Кислотно-основные индикаторы. Механизм действия. Интервал перехода рН.
- •3. Расчёт рН сильных и слабых кислот и оснований.
- •4. Особенности концентрированных растворов сильных электролитов. Ионная сила.
- •VII. Гидролиз.
- •1. Гидролиз солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой.
- •2. Гидролиз солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой.
- •3. Гидролиз солей образованных слабым основанием и слабой кислотой.
- •4. Взаимное усиление гидролиза. Описание причин. Схема взаимного усиления.
- •5. Степень гидролиза. Какие соли гидролизу не подвержены?
2. Законы Рауля, Генри, Вант-Гоффа для электролитов. (Математическая форма и смысл)
В 1887 г. Вант-Гофф установил, что осмотическое давление, определенное экспериментально для солей, кислот и оснований превышает вычисленное по уравнению. Подобные отклонения наблюдались в сторону повышения для температуры кипения и в сторону понижения для температуры замерзания. Так, молярная масса NaCl, определенная криоскопией, оказалась равной 30, вместо 58,5, а Тзам почти вдвое превышает значение, вычисленное по закону Рауля. Не зная, чем объяснить эти отклонения, но, стремясь сделать уравнения пригодными для растворов электролитов, Вант-Гофф ввел в них поправочный множитель: i – изотонический коэффициент. Законы Рауля и Вант-Гоффа для растворов электролитов имеют вид:
Закон Рауля для электролитов; ;
Закон Вант-Гоффа для электролитов
Здесь
Найденные Вант-Гоффом значения i для растворов солей, кислот, оснований имеют разные значения, зависящие от природы и концентрации растворителя, и изменяются от 1 до 4.
Увеличение π', Δt'к, Δt'з в растворах электролитов вызвано увеличением числа частиц в растворах, т.е. диссоциацией электролитов на ионы.
С законом Генри посложней, не нашел =(
3. Связь изотонического коэффициента и степени диссоциации.
Изотонический коэффициент (также фактор Вант-Гоффа; обозначается i) — безразмерный параметр, характеризующий поведение вещества в растворе. Он численно равен отношению значения некоторого коллигативного свойства раствора данного вещества и значения того же коллигативного свойства неэлектролита той же концентрации при неизменных прочих параметрах системы:
1 – данный раствор; 2 – раствор неэлектролита той же концентрации; тк – температура кипения; тп – температура плавления.
Смысл параметра ясен из определения каждого из коллигативных параметров: они зависят от концентрации в растворе частиц растворённого вещества. Неэлектролиты в растворе не диссоциируют, стало быть, каждая молекула неэлектролита образует в растворе лишь одну частицу. В свою очередь, электролиты в растворе под влиянием сольватации частично или полностью распадаются на ионы, образуя при этом несколько частиц на одну диссоциировавшую молекулу. Соответственно, и коллигативные свойства данного раствора (аддитивные величины) зависят от содержания в нём частиц (ионов) каждого типа из тех, которым принадлежат частицы, образовавшиеся в растворе в результате диссоциации исходной молекулы, — раствор представляется как бы смесью растворов каждого из типов частиц. Например, раствор хлорной извести содержит три типа частиц — катионы кальция, хлорид-анионы и гипохлорит-анионы. Итак, изотонический коэффициент показывает, насколько в растворе электролита больше частиц по сравнению с раствором неэлектролита аналогичной концентрации, и связан со способностью вещества распадаться в растворе на ионы, то есть, со степенью диссоциации. Если формульная единица или молекула содержит n ионов (или атомов при полярных связях, в растворе превращающихся в ионы), количество исходных молекул равно N, а степень диссоциации соединения — α, то количество диссоциировавших молекул равно N·α (при этом образуются N·α·n ионов), а общее количество частиц в растворе равно ((N — N·α) + N·α·n).
Изотонический же коэффициент равен отношению: