Законы — начала термодинамики

Термодинамика основывается на трёх законах — началах, которые сформулированы на основе экспериментальных данных и поэтому могут быть приняты как постулаты.

* 1-й закон — первое начало термодинамики. Представляет собой формулировку обобщённого закона сохранения энергии для термодинамических процессов. В наиболее простой форме его можно записать как δQ = δA + dU, где dU есть полный дифференциал внутренней энергии системы, а δQ и δA есть элементарное количество теплоты, переданное системе, и элементарная работа, совершенная системой соответственно. Нужно учитывать, что δA и δQ нельзя считать дифференциалами в обычном смысле этого понятия, поскольку эти величины существенно зависят от типа процесса, в результате которого состояние системы изменилось.

* 2-й закон — второе начало термодинамики: Второй закон термодинамики исключает возможность создания вечного двигателя второго рода. Имеется несколько различных, но в то же время эквивалентных формулировок этого закона.

G⁰_{реакции} =  H⁰_{реакции} – T S⁰_{реакции}/1000. 

 а) энтальпийного ( H⁰_{реакции}) и б) энтропийного (T S⁰_{реакции})

16 Билет

Химическая кинетика или кинетика химических реакций — раздел физической химии, изучающий закономерности протекания химических реакций во времени, зависимости этих закономерностей от внешних условий, а также механизмы химических превращений.^[1]

Зако́н де́йствующих масс устанавливает соотношение между массами реагирующих веществ в химических реакциях при равновесии, а также зависимость скорости химической реакции от концентрации исходных веществ.

МОЛЕКУЛЯРНОСТЬ РЕАКЦИИ, число частиц реагентов, взаимодействующих друг с другом в одной элементарной (простой) р-ции и превращающихся в продукты. Так, для р-ций в р-рах молекулярность реакции не учитывает число молекул р-рителя, образующих сольватную оболочку или мол. комплексы с реагентами, т. к. эти молекулы не входят в состав продуктов р-ции. В р-циях замещения и элиминирования орг. соед., протекающих часто в неск. стадий, молекулярность реакции оценивается как число молекул, претерпевающих хим. превращение в лимитирующей стадии. Соответственно числу реагирующих частиц различают мономолекулярные реакции, бимолекулярные реакции и тримолекулярные реакции, отличающиеся кинетич. закономерностями и механизмом. Как правило, молекуляр-ность простой р-ции совпадает с порядком реакции, однако бывают и несовпадения. Напр., рекомбинации атомовв газовой фазе протекают через тройные столкновения типа   где М-третья частица. Суммарный порядок таких р-ций-третий (скорость u = = k[М][Сl]², где k-константа скорости), но молекуляр-ность равна 2, т.к. в хим. взаимодействии участвуют два атома хлора, а частица М лишь принимает на себя энергию, выделившуюся при рекомбинации атомов, не претерпевая при этом хим. превращения.

В интервале температур от 0^оС до 100^оС при повышении температуры на каждые 10 градусов скорость химической реакции возрастает в 2-4 раза:

Правило Вант-Гоффа — эмпирическое правило, позволяющее в первом приближении оценить влияние температуры на скорость химической реакции в небольшом температурном интервале (обычно от 0 °C до 100 °C). 

Энергия активации в химии и биологии — минимальное количество энергии, которое требуется сообщить системе (в химии выражается вджоулях на моль), чтобы произошла реакция. Термин введён Сванте Августом Аррениусом в 1889. Типичное обозначение энергии реакцииE_a.

Уравне́ние Арре́ниуса устанавливает зависимость константы скорости химической реакции   от температуры  .

Согласно простой модели столкновений химическая реакция между двумя исходными веществами может происходить только в результате столкновения молекул этих веществ. Но не каждое столкновение ведёт к химической реакции. Необходимо преодолеть определённый энергетический барьер, чтобы молекулы начали друг с другом реагировать. То есть молекулы должны обладать некой минимальной энергией (энергия активации  ), чтобы этот барьер преодолеть. Из распределения Больцмана для кинетической энергии молекул известно, что число молекул, обладающих энергией  , пропорционально  . В результате скорость химической реакции представляется уравнением, которое было получено шведским химиком Сванте Аррениусом из термодинамических соображений:

Здесь   характеризует частоту столкновений реагирующих молекул,   — универсальная газовая постоянная.

В рамках теории активных соударений   зависит от температуры, но эта зависимость достаточно медленная:

Оценки этого параметра показывают, что изменение температуры в диапазоне от 200 °C до 300 °C приводит к изменению частоты столкновений A на 10 %.

В рамках теории активированного комплекса получаются другие зависимости   от температуры, но во всех случаях более слабые, чем экспонента.

Уравнение Аррениуса стало одним из основных уравнений химической кинетики, а энергия активации — важной количественной характеристикой реакционной способности веществ.

Активированного комплекса теория (теория переходного состояния, теория абс. скоростей реакций), простейший и исторически первый вариант статистической теории химических реакций. Разработана Э. Вигнером, М. Поляни, Г. Эйрингом, М. Эвансом в 30-х гг. 20 в. Позволяет приближенно рассчитывать скорость элементарных термических хим. реакций, исходя из электронного строения и свойств молекул реагентов. В основе теории лежит фундаментальное для химии понятие многомерной поверхности потенциальной энергии (ППЭ) реакции. Для микроскопической системы частиц (атомов, молекул), между которыми может происходить реакция (в дальнейшем такую систему будем называть химической), ППЭ – функция потенциальной энергии атомных ядер U от их внутренних координат, или степеней свободы. В системе из п ядер число внутр. степеней свободы N = 3n — 6 (или 3n — — 5, ес ли все ядра расположены на одной прямой линии). Простейшая двухмерная (N = 2) ППЭ показана на рис. 1.

17 БилетДинамическое равновесие химической реакции

В начальный момент, когда имеются только исходные продукты, скорость прямой реакции (по верхней стрелке) большая, т. е. большое количество молекул реагирует за единицу времени в единице объема. Но с течением времени, когда появится вещество С за счет соответствующего уменьшения веществ А и В, количество столкновений между молекулами веществ А и В начнет уменьшаться, а значит будет уменьшаться и скорость прямой реакции.

С момента появления вещества С реакция пойдет также и в противоположном направлении (по нижней стрелке). Вещество С начнет диссоциировать, т. е. распадаться на исходные компоненты А и В. Процесс этот пойдет тем быстрее, чем больше будет получаться вещества С. В момент, когда скорости прямой реакции синтеза и обратной реак¬ции диссоциации сравняются, наступит химическое равновесие, которое также надо рассматривать как динамическое (подвижное), ибо в этом состоянии реакция продолжает протекать, но так, что сколько вещества С синтезируется, столько же и распадается. Динамическое равновесие химической реакции достигается также при вполне определенных условиях, например при постоянных давлении р и температуре Т. При достижении динамического равновесия количества реагирующих веществ (А, В и С) остаются неизменными и называются равновесными.

Как физическое, так и химическое динамические равновесия в рассмотренных системах можно сдвигать в ту или иную сторону путем изменения условий, при которых процессы протекают.

Принцип Ле-Шателье - внешнее воздействие на систему, находящуюся в состоянии равновесия, приводит к смещению этого равновесия в направлении, при котором эффект произведенного воздействия ослабляется.

• Увеличение давления смещает равновесие в сторону реакции, ведущей к уменьшению объема.

• Повышение температуры смещает равновесие в сторону эндотермической реакции.

• Увеличение концентрации исходных веществ и удаление продуктов из сферы реакции смещают равновесие в строну прямой реакции.

• Катализаторы не влияют на положение равновесия.

Билет 18

Растворим наз-ва однофазную систему переменного состава, состоящую из 2 или более компонентов. Растворы представляют собой гомогенные(однародные) системы, т.е. каждый из компонентов распределён в массе другого в виде молекул, атомов или ионов.

Компонент, агрегатное состояние которого не изменяется при образовании раствора, принято считать растворителем. В случае же растворов, образующихся при смешении газа с газом, жидкости с жидкостью, твёрдого вещества с твёрдым, растворителем считается компонент, кол-во которого в растворе преобладает. Р-ры бывают газовоми, жидкими и твёрдыми.

Образование того или иного типа р-ра обусловливается теми же силами, которые определяют возникновение того или иного агрегатного состояния, т.е. интенсиностью межмолекулярного, межатомного, межионного или другого вида взаимодействия. Разница заключается в том, что образование р-ра обусловливается характером и интенсивностью взаимодействия частиц разных веществ. Понятно, что по сравнению с индивидуальными в-вами р-ры сложнее по структуре.

Физическая и химическая теория растворов

Процесс образования растворов самопроизволен. Всякое чистое вещество самопроизвольно загрязняется за счет поглощения посторонних веществ. Одна из причин процесса растворения - химическое взаимодействие частиц растворенного вещества с молекулами растворителя с образованием сольватов (или гидратов, если растворителем является вода). Также причиной самопроизвольности процессов растворения является увеличение степени беспорядка системы (энтропии) при переходе от чистых веществ к раствору.

Гидратная вода настолько прочно связана с растворенным веществом, что при выделении его из раствора входит в состав кристаллов, образуя кристаллогидраты, а входящая в их состав вода называется кристаллизационной.

Сольваты обычно менее прочны, чем большинство химических соединений. Однако когда тепловой эффект сольватации превышает теплоту разрушения кристаллической решетки растворяемого вещества, растворение сопровождается выделением теплоты.

Прочность сольватов определяется силами взаимодействия между растворителем и растворенным веществом. Сольваты образуются за счет ион-дипольного, диполь-дипольного и донорно-акцепторного взаимодействия, а также за счет образования водородных связей.

Д. И. Менделеев разработал химическую теорию растворов, в основе которой лежат представление об определяющей роли сольватации при растворении веществ.

Растворение многих веществ сопровождается не выделением, а поглощением теплоты. Это значит, что на разрушение кристаллической решетки затрачивается больше энергии, чем выделяется при сольватации. Тепловой эффект процесса растворения - это сумма теплоты, необходимой для разрушения кристаллической решетки вещества и теплоты, выделяющейся в процессе сольватации.

Вещества, находящиеся в чистом состоянии, самопроизвольно стремятся перейти в раствор. Исследования свойств растворов, предпринятые на рубеже XIX - XX вв. привели к созданию так называемой физической теории растворов, построенной на аналогии между растворами и смесями газов. При этом предполагалось, что молекулы растворенного вещества и растворителя в известной мере индифферентны (безразличны) по отношению друг к другу.

Физическая теория растворов является противоположностью химической теории Д. И. Meнделеева. Однако, хотя физическая теория хорошо описывала поведение растворов неэлектролитов - веществ, растворы которых не проводят электрический ток, все попытки применения найденных закономерностей по отношению к растворам электролитов - веществ, растворы которых проводят электрический ток, были безуспешными.

В настоящее время выяснилось, что обе теории были в равной степени правы и сейчас процесс растворения рассматривается как физико-химический процесс, а растворы - как физико-химические системы.

Тепловые эффекты образования р-ра.

Растворение - сложный физико-химический процесс. В зависимости от природы растворителя и растворенного вещества преобладает либо одна, либо другая его составляющая. Чаще физический процесс предшествует химическому. Д.И. Менделеев, обосновывая теорию растворов, впервые выдвинул идею о существовании в них определенных химических соединений.

При химическом растворении образование раствора происходит в результате реакции между растворенным веществом и растворителем:

SO3 + H2O = H2SO4

Часто растворяемые вещества в ходе реакции переходят в другие соединения, поэтому в итоге образуется раствор продуктов реакции:

2Na + 2H2O = 2NaOH(р) + H2

Cl2 + H2O = HOCl + HCl

Иногда сам растворитель (в данном случае - вода) непосредственно не участвует в реакции:

Mg + 2HCl = MgCl2(р) + H2

Однако, на практике растворы H2SO4, NaOH, MgCl2 и т.д. готовят либо разбавлением более концентрированных растворов указанных веществ (растворы H2SO4), либо непосредственным растворением NaOH(т), MgCl2(т) в растворителе.

Подобные процессы приводят к образованию растворов молекулярного или ионного типа. Если растворение не сопровождается такой выраженной реакцией, как при химическом растворении, то процесс ограничивается взаимодействием молекул растворяемого вещества с молекулами растворителя, который называют сольватацией. Продукты взаимодействия называют сольватами (от лат. solvere - растворять). Если в качестве растворителя используют воду, то процесс называют гидратацией, а продукты взаимодействия - гидратами.

Образование сольватов возможно различными путями в зависимости от природы растворителя и растворяемого вещества. Так, если растворенное вещество имеет ионную структуру, то молекулы растворителя удерживаются у образовавшегося иона за счет электростатических сил взаимодействия. В обычных условиях способность иона гидратироваться зависит от его природы, заряда, размера, строения электронной оболочки и концентрации раствора. Гидратирующая способность ионов падает в ряду:

Al3+ > Cr3+ > Be2+ > Cd2+ > Zn2+ > Mg2+ > Na+ .

Гидратация изменяет как свойства растворителя, так и свойства иона. Например, гидратация снижает электрохимическую подвижность (направленное перемещение под действием электрического тока) ионов. Так, электропроводность расплава LiCl выше электропроводности CsCl. В водных же растворах из-за большей гидратирующей способности Li+ по сравнению с Cs+ электропроводность указанных солей имеет противоположный характер.

Под влиянием гидратации деформируются электронные оболочки ионов, что в большинстве случаев приводит к изменению их окраски:

Cu2+ - белый, [Cu(H2O)4]2+ - голубой,

Co2+ - синий, [Co(H2O)6]2+ - розовый,

Ni2+ - желтый, [Ni(H2O)6]2+ - зеленый и т.п.

Гидратированные ионы обладают большей термодинамической устойчивостью, чем ионы, лишенные гидратной оболочки. Часто образующиеся гидраты могут быть настолько прочны, что их можно выделить из раствора в кристаллическом состоянии. Такие кристаллы, содержащие в связанном виде молекулы воды, называют кристаллогидратами (в общем случае - кристаллосольватами), а входящую в их состав воду - кристаллизационной. Например: CuSO4•5H2O, Na2SO4•10H2O, Ni(NO3)2•6H2O и др. Кристаллогидраты сохраняют окраску, характерную для соответствующих растворов. Это служит доказательством существования в растворе аналогичных гидратных комплексов.

При растворении соединений с ионной кристаллической решеткой, например, NaCl в воде процесс гидратации начинается с ориентации диполей воды относительно ионов кристаллической решетки. Когда энергия связи между гидратируемым ионом и молекулами воды становится больше, чем энергия связи между ионами в решетке кристалла, гидратированный ион переходит из кристалла в раствор и происходит постепенное разрушение всего кристалла.

С термодинамической точки зрения вещество может растворяться в растворителе (ж) самопроизвольно при постоянном давлении и объеме, равномерно распределяясь в нем, если в результате этого процесса свободная энергия системы уменьшается.

Сильваты и гидраты.

Взаимодействие молекул растворителя с растворяемым в-вом зависит от сил разнообразной природы, за счёт которых в р-ре образуются устойчивые комплексные и полимерные соединения, способные существовать вне р-ра – сольваты, а в случае водных – гидраты.

Билет 19 Общие (коллигативные) свойства растворов. Осмос и осмотическое давление. Правило и уравнение Вант-Гоффа. Аналогия между давлением газа и осмотическим давлением. Осмос в природе. Давление насыщенного пара. Закон Рауля. Температура кипения растворов. Температура кристаллизации (замерзания) растворов. Эбуллиоскопическая и криоскопическая постоянная растворителя. Антифризы.

Коллигативные свойства растворов – это свойства, которые зависят от числа частиц растворенного в веществе и не зависят от его природы:

1.Понижение давления насыщенного пара (ДНП) над раствором

2. Понижение температуры замерзания раствора (ΔТз) и повышение температуры кипения раствора (ΔТк)

3. Осмотическое давление (π).

Одно из свойств растворов связано со стремлением растворенного вещества равномерно распределяться по всему объему раствора. Частицы вещества из области раствора с большей концентрацией перемещаются в область с меньшей концентрацией, а молекулы растворителя перемещаются в обратном порядке. Этот процесс называется диффузией.Особый вид диффузии – перемещение только молекул растворителя через полупроницаемую пленку, не пропускающую молекулы растворенного вещества. Такая диффузия называется осмосом. Выравнивание концентрации в двух частях системы приводит к тому, что в одной части объем уменьшается, так как молекулы растворителя переходят в другую часть. За счет этого же процесса объем во второй части увеличивается. Процесс становится обратимым и равновесным, осмос прекращается. Давление, соответствующее установлению равновесия, называется осмотическим. Чем выше концентрация раствора, тем при большем давлении наступает равновесие. Зависимость осмотического давления от концентрации раствора отражена в законе Вант-Гоффа:Осмотическое давление разбавленного раствора численно равно давлению, которое производило бы данное количество растворенного вещества, если бы оно находилось в газообразном состоянии и занимало весь объем раствора:

• Росм=СмRT(Росм – осмотическое давление, кПа, См – молярная концентрация раствора, моль/л, Т –абсолютная температура, К, R–газовая постоянная, Дж/Град*моль)

• В законе Вант-Гоффа отражается некоторое подобиемежду осмотическим давлением и газовым, что определяется подобием поведения газов и молекул растворенного вещества в разбавленном растворе.

• Осмос в природе. Животные и раститительные клетки представляют собой микроскопические осмотические системы, поскольку у клетки оболочка или прилегающая к ней плазмолемма обладают свойствами полупроницаемых мембран. Если поместить клетки в дистиллированную воду, происходит набухание, а затем разрыв оболочек. В растворах с высокой концентрацией солей наблюдается падение осмотическое давления и коллапс клеток из-за потери воды (плазмолиз). Это явление используют, например, при консервировании пищевых продуктов путем добавления больших кол-в соли или сахара: микроорганизмы подвергаются плазмолизу и становятся нежизнедеятельными.

• Насыщенный пар — пар, находящийся в термодинамическом равновесии с жидкостью или твёрдым телом того же состава. Давление насыщенного пара зависит от температуры и от концентрации раствора. Давление насыщенного пара растворителя над раствором нелетучего вещества всегда ниже, чем над чистым растворителем, так как часть поверхности испарения в растворе занята молекулами вещества. Зависимость относительного понижения давления (ΔР) от концентрации сформулирована в законе Рауля:Относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором равно молярной доле растворенного вещества:ΔР=Р0N2, Р=Р0N1(Р0-давление насыщенного пара над чистым растворителем, N2 - молярная доля растворенного вещества, N1-молярная доля растворителя, Р – давление насыщенного пара над раствором)

• Жидкость кипит, когда давление насыщенного пара становится равным внешнему давлению. Жидкость замерзает, когда давление насыщенного пара становится равным давлению пара над твердой фазой. В связи с тем, что Р> Р0, кипение раствора начинается при температуре более высокой, чем температура кипения растворителя, соответственно, замерзание раствора происходит при более низкой температуре. (ΔТкип=Ткип.раств-ра-Ткип.растворит.; ΔТзам.=Тзам.растворит.-Тзам.раств-ра) Изменение температур кипения и замерзания зависит от молярной концентрации раствора. Согласно второму закону Рауля:Δtкип.=ЕСм;Δtзам.=КСм. (Е – эбуллиоскопическая константа, численно равная Δtкип. одномолярного раствора любого вещества и зависящая от природы растворителя, К – криоскопическая константа, численно равная Δtзам.одномолярного раствора любого вещества и зависящая от природы растворителя)

• Антифризы — общее название для жидкостей, не замерзающих при низких температурах. Применяются в установках, работающих при низких температурах, для охлаждения двигателей внутреннего сгорания, в качестве авиационных противообледенительных жидкостей.Антифризом чаще всего называют автомобильную охлаждающую жидкость, так как температура её замерзания ниже температуры замерзания воды.

Билет №20

Растворы электролитов. Основные положения теории электролитической диссоциации. Роль растворителя в процессе диссоциации. Характер диссоциации солей, кислот, оснований. Степень электролитической диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Изотонический коэффициент и его связь со степенью диссоциации.

Электролиты – вещества, растворы которых проводят электрический ток. В водных растворах электролитами является большинство неорганических соединений: основания, кислоты, соли. Электропроводность растворов объясняется тем, что электролиты под влиянием молекул растворителя распадаются на заряженные частицы – ионы. Распад вещества на ионы называется процессом диссоциации вещества. Основные положения электролитической диссоциации:

1) Положительные ионы называются - катионами, отрицательные – анионами.

2) Ионы отличаются от атомов строением и свойствами.

3)Ионы в растворах и расплавах движутся хаотически, но если мы приложим напряжение, то ионы будут двигаться (катионы -> катоду, анионы -> аноду).

Кислоты – электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только ионы водорода. Основания – электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы. Соли – электролиты, которые при диссоциации образуют катионы металлов и анионы кислотных остатков. Количественной характеристикой способности соединения к диссоциации в растворителе является степень диссоциации а: a=число молекул, распавшихся на ионы/общее число молекул вещества. Изотонический коэфициентiи степень диссоциацииа связаны следующим соотношением:а=i-1/n-1(n-число ионов, образующихся при диссоциации одной молекулы)

Электролиты, диссоциирующие в растворах не полностью, называются слабыми электролитами(HF, HNO2, H2CO3, H2SO3, H3PO4, CH3COOH и др.). Электролиты, полностью диссоциирующие в растворах, называются сильными электролитами (H2SO4, HNO3, HCl, HBr, HI, HClO4, щелочи, почти все соли). Степень диссоциации слабых электролитов зависит от концентрации раствора: по мере уменьшения концентрации степень диссоциации увеличивается.

Билет №21

Сильные электролиты. Кажущаяся степень диссоциации сильного электролита. Активность и коэффициенты активности ионов.

Слабые электролиты. Равновесие в растворах слабых электролитов. Константа диссоциации слабого электролита. Закон разбавления Оствальда, расчеты концентраций слабого электролита.

Электролиты – вещества, растворы которых проводят электрический ток. В водных растворах электролитами является большинство неорганических соединений: основания, кислоты, соли.Электролиты, полностью диссоциирующие в растворах, называются сильными электролитами (H2SO4, HNO3, HCl, HBr, HI, HClO4, щелочи, почти все соли).

Практическое изменение степени диссоциации, а также расчет этой величины по изотоническому коэффициенту часто дают значениеа<1. Такая величина называется кажущейся степенью диссоциации акаж.Отклонение акаж. от апракт. связано с тем, что большое число ионов сильного электролита испытывает взаимное притяжение и образует ионные пары и ассоциаты. Они ведут себя в растворе подобно молекулам, поэтому вразличного рода взаимодействиях принимают участие не все ионы. Активность иона – концентрация ионов сильного электролита, способная проявлять себя во взаимодействии,аi≥ci, где сi– фактическая концентрация иона в растворе. Отношение этих концентраций называется коэфициентом активности: fi=ai/ci.Активность иона можно вычислить из соотношенияai=fi *ci. Коэффициент активности зависит от заряда иона и его концентрации в растворе. Эти две величины входят в уравнение для расчета ионной силы раствора, I:I=1/2∑ci*zi²

Электролиты, диссоциирующие в растворах не полностью, называются слабыми электролитами (HF, HNO2, H2CO3, H2SO3, H3PO4, CH3COOH и др.). В растворах слабых электролитов химическое равновесиехарактеризуется следующими факторами:1) Продукты образуются с такой же скоростью, с какой они вступают в обратный процесс. 2) В системе не происходит видимых изменений. На определенном этапе химической реакции в системе наступает равновесие, которое сохраняется постоянно, если не изменить условия(P,t,C). Равновесие характеризуется константой равновесия диссоциации. Константа диссоциации зависит только от температуры и не зависит от концентрации и давления. Кд=[H+]*[OH-]/[H20].Чем больше константа диссоциации, тем больше диссоциирован электролит. Степень диссоциации, концентрация раствора и константа диссоциации связаны между собой законом разбавления Освальда: К=а²См/(1-a).Здесь См – молярная концентрация, моль/л. Если степень диссоциации значительно меньше единицы, то при приближенных вычислениях можно принять, что 1-а≈1. Тогда выражение закона разбавления упрощается:К=а²См, откуда а=√К/См. Если ы растворе электролита АХ степень его диссоциации равна а, то концентрации ионов [A+]и [X-]в растворе одинаковы и составляют: [A+]=[X-]=aCм. Подставив сюда значение а из предыдущего соотношения, находим:[A+]=[X-]=См*√К/См=√К/См.

Для расчетов, связанных с диссоциацией кислот, часто удобно пользоваться не константой К, а так называемым показателем константы диссоцациирК, который определяется соотношением: pK=-lgK.Очевидно, что с возрастаниемК, т.е. с увеличением силы кислоты, значение pKуменьшается, следовательно, чем больше pK тем слабее кислоты.

Билет № 22

1. Диссоциация воды.

Молекулы воды в незначительной мере распадаются на ионы:

Н₂0+Н₂0= Н₃О⁺+ ОН^-

Упрощенно диссоциация воды как слабого электролита записывается так:

Н₂О=Н⁺+ОН^-

2. Ионное произведение воды.

Для воды и разбавленных водных растворов при неизменной температуре произведение концентраций ионов Н⁺ и ОН^--ионов есть величина постоянная, называемая ионным произведением воды (ИПВ)

В чистой воде при 25°С [Н⁺]=[ОН^-]=1*10^-7. Поэтому для указанной t° ИПВ будет равно:

К_ω=К_Н2О=10^-7*10^-7=10^-14

3. Водородный показатель реакции среды рН.

Величина, показываемая вместо концентрации ионов Н⁺ десятичным логарифмом, взятым с обратным знаком, называется водородным показателем (рН).

рН=-lg[H⁺]

4. Вычисление рН в растворах.

Приближенно реакцию раствора можно определить с помощью индикаторов, окраска которых меняется в зависимости от концентрации ионов Н⁺

5. Вычисление концентрации Н+ и ОН- в растворах сильных и слабых кислот и оснований.

А) в растворе кислоты

С_Н+=αnC_к (α – степень диссоциации воды, n – число ионов Н⁺, появляющихся при диссоциации 1 молекулы воды, С_к – концентрация кислоты).

В слабой кислоте С_н+=

Б) в растворе основания

С_ОН-=αnС_осн

В слабом основании С_он-=

Билет № 23

1. Ионные реакции

Это реакции между ионами в растворе

2. Правила протекания ионных реакций

Реакции ионного обмена в растворах электролитов практически необратимо протекают только в том случае, если в результате образуется осадок, газ или малодиссоциирующее вещество (вода).

3. Равновесие реакции нейтрализации и реакции гидролиза

4. Гидролиз солей, содержащих ионы слабых электролитов

Чем слабее кислота, тем больше подвергаются гидролизу образованные ею соли. Чем слабее основание, тем больше подвергаются гидролизу образованные им соли.

5. Константа и степень гидролиза

Константа гидролиза характеризует способность соли подвергаться гидролизу: чем больше К_Г тем сильнее протекает гидролиз

К_Г=

Степень гидролиза определяется природой соли, ее концентрацией и температурой.

6. Реакция среды в растворах солей

Растворы солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой, имеют кислую реакцию и, наоборот, растворы солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой, имеют щелочную (основную) реакцию. Если и то и другое образовано сильным или слабым электролитом – реакция среды нейтральная.

Билет № 24

1. Координационные (комплексные) соединения как вид слабых электролитов

частицы (нейтральные молекулы или ионы), которые образуются в результате присоединения к данному иону (или атому), называемому комплексообразователем, нейтральных молекул или других ионов, называемых лигандами

2. Строение и химическая связь.

В комплексных соединениях различают комплексообразователь, внешнюю и внутреннюю сферы.

Природа связи между центральным ионом (атомом) и лигандами может быть двоякой. С одной стороны, связь обусловлена силами электростатического притяжения. С другой — между центральным атомом и лигандами может образоваться связь по донорно-акцепторному механизму по аналогии с ионом аммония. Во многих комплексных соединениях связь между центральным ионом (атомом) и лигандами обусловлена как силами электростатического притяжения, так и связью, образующейся за счет неподеленных электронных пар комплексообразователя и свободных орбиталей лигандов.