Шпаргалка по "Химии"

Существует  много способов выражения концентрации растворов:

- Массовая доля (весовые проценты). Массовая доля — отношение массы растворённого вещества к массе раствора. Массовая доля измеряется в долях единицы или в процентах.

- Объёмная доля. Объемная доля — отношение объёма растворённого вещества к объёму раствора. Объёмная доля измеряется в долях единицы или в процентах.

- Молярность (молярная концентрация, молярная объёмная концентрация). Молярность (молярная концентрация) — число молей растворённого вещества в единице объёма раствора. Молярность в системе СИ измеряется в моль/м3, однако на практике её гораздо чаще выражают в моль/л или ммоль/л. Также распространено выражение в «молярности». Возможно другое обозначение молярной концентрации- С(х), которое принято обозначать М. Так, раствор с концентрацией 0,5 моль/л называют 0,5-молярным.

- Нормальность (молярная концентрация эквивалента). Нормальность — число эквивалентов данного вещества в одном литре раствора. Нормальность выражают в моль-экв./л. Часто концентрацию таких растворов выражают как «н». Например, раствор содержащий 0,1 моль-экв./л называют децинормальным и записывают как 0,1н.

- Мольная доля. Мольная доля — отношение числа молей растворённого вещества к сумме числа молей всех компонентов. Мольную долю выражают в долях единицы.

Идеальный раствор – это раствор, в котором силы всех межмолекулярных взаимодействий молекул растворителя и растворенных веществ одинаковы. На свойства такого раствора не влияет, находится ли молекула некоторого компонента в окружении собственных молекул или молекул других компонентов. Идеальный раствор образуется без выделения или поглощения теплоты (ΔH= 0). При образовании идеального раствора его объем в точности равен объемам смешиваемых компонентов. Частицы каждого компонента в идеальном растворе ведут себя независимо от присутствия частиц других компонентов. Идеальными при любых концентрациях являются растворы, компоненты которых близки по физическим и химическим свойствам и образование которых не сопровождается объёмными и тепловыми эффектами. В этом случае силы межмолекулярного взаимодействия между однородными и разнородными частицами примерно одинаковы, и образование раствора обусловлено лишь энтропийным фактором.

 

33.Растворы. Состав  растворов. Химическая теория  растворов Д.И.Менделеева. Термодинамика  процесса растворения.

См. вопрос 31-32.

Разрабатывая преимущественно химическую теорию растворов, Менделеев считал необходимым согласовывать ее с физической теорией, поскольку эти две точки зрения на природу растворов должны способствовать созданию общей теории растворов: "Образование растворов может рассматриваться с двух сторон: физической и химической, и в растворах виднее, чем где-либо, насколько эти стороны естествознания сближены между собою". «Гидратная» теория Менделеева, по существу явилась историческим предшественником     теории  электролитической диссоциации С.Аррениуса, а в дальнейшем – переросла в более общую теорию, в соответствии с которой первоначальная гидратация ионов является непременным условием диссоциации.

Растворение - это физико-химический процесс. При физическом явлении разрушается кристаллическая решетка и происходит диффузия молекул растворенного вещества. При химическом явлении в процессе растворения молекулы растворенного вещества реагируют с молекулами растворителя.

Процесс растворения сопровождается выделением или поглощением теплоты. Эту теплоту, отнесенную к одному молю вещества, называют тепловым эффектом растворения, Qp.

Общий тепловой эффект растворения зависит от тепловых эффектов:

а) разрушения кристаллической  решетки (процесс всегда идет с затратой энергии — Q1);

б) диффузии растворенного  вещества в растворителе (затрата  энергии - Q2);

в) гидратации (выделение  теплоты, +Q3, так как гидраты образуются за счет возникновения непрочной  химической связи, что всегда сопровождается выделением энергии).

Общий тепловой эффект растворения Qp будет равен  сумме названных тепловых эффектов.

 

34.Водные растворы  электролитов. Понятие  электролита.  Электролитическая диссоциация.  Сильные электролиты. Активность. Слабые электролиты. Степень диссоциации  и константа диссоциации. Закон разбавления.

ЭЛЕКТРОЛИТЫ, вещества, обладающие ионной проводимостью; их называют проводниками второго рода – прохождение  тока через них сопровождается переносом  вещества. К электролитам относятся  расплавы солей, оксидов или гидроксидов, а также (что встречается значительно чаще) растворы солей, кислот или оснований в полярных растворителях, например в воде. Известны и твердые электролиты. Чтобы пропустить электрический ток через раствор электролита, в него опускают две металлические или угольные пластины – электроды – и соединяют их с полюсами источника постоянного тока. Положительный электрод называют анодом, отрицательный – катодом. Прохождение тока через электролит сопровождается химическими реакциями на электродах. Так, на катоде, погруженном в расплав соли или оксида либо в раствор соли, обычно осаждается металл, входящий в состав электролита.

Электролитическая диссоциация — распад вещества на ионы при растворении. Диссоциация на ионы происходит вследствие взаимодействия растворённого вещества с растворителем; по данным спектроскопических методов, это взаимодействие носит в значительной мере химический характер. Наряду с сольватирующей способностью молекул растворителя определённую роль в электролитической диссоциации играет также макроскопическое свойство растворителя — его диэлектрическая проницаемость.

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.).

Слабые  электролиты - химические соединения, молекулы которых даже в сильно разбавленных растворах не полностью диссоциированы на ионы, находящиеся в динамическом равновесии с недиссоциированными молекулами. К слабым электролитам относится большинство органических кислот и многие органические основания в водных и неводных растворах.

Количественные  расчеты характеристик растворов  сильных электролитов осуществляют с помощью понятий активности электролита аэ и активностей  катионов и анионов а+ и а- соответственно, которые равны произведению коэффициента активности на концентрацию.

Степень диссоциации — величина, характеризующая состояние равновесия реакции диссоциации в гомогенных (однородных) системах (газообразных, жидких). Степень электролитической диссоциации α равна отношению числа диссоциированных молекул n к сумме n+N, где N — число недиссоциированных молекул. Степень диссоциации зависит от концентрации раствора слабого электролита. При разбавлении водой степень диссоциации всегда увеличивается, т.к. увеличивается число молекул растворителя (H2O) на одну молекулу растворенного вещества. По принципу Ле Шателье равновесие электролитической диссоциации в этом случае должно сместиться в направлении образования продуктов, т.е. гидратированных ионов. Степень электролитической диссоциации зависит от температуры раствора. Обычно при увеличении температуры степень диссоциации растет, т.к. активируются связи в молекулах, они становятся более подвижными и легче ионизируются. Концентрацию ионов в растворе слабого электролита можно рассчитать, зная степень диссоциации a и исходную концентрацию вещества c в растворе.

Константа диссоциации (KD) - отношение произведения равновесных концентраций ионов в степени соответствующих стехиометрических коэффициентов к концентрации недиссоциированных молекул. Она является константой равновесия процесса электролитической диссоциации; характеризует способность вещества распадаться на ионы: чем выше KD, тем больше концентрация ионов в растворе. KD = ([H+][A-]) / [HA].

Закон разбавления Оствальда — соотношение, выражающее зависимость эквивалентной электропроводности разбавленного раствора бинарного слабого электролита от концентрации раствора:

 

K=cλ2/λ∞(λ∞-λ). Здесь К — константа диссоциации электролита, с — концентрация, λ и λ∞ — значения эквивалентной электропроводности соответственно при концентрации с и при бесконечном разбавлении.

 

35.Ионные равновесия. Гомогенные и гетерогенные ионные  равновесия. Константа диссоциации и произведение растворимости. Смещение ионных равновесий.

В насыщенном растворе труднорастворимого сильного электролита произведение концентрации его ионов в степенях стехиометрических коэффициентов при данной температуре есть величина постоянная, называемая произведением растворимости (ПР). Концентрация каждого иона в насыщенном растворе электролита может быть изменена, но при этом изменяется и концентрация другого иона так, что произведение концентраций сохраняет прежнюю величину. Поэтому, если в насыщенный раствор электролита ввести некоторое количество одного из ионов, входящих в состав электролита, то концентрация другого иона должна уменьшиться и часть растворенного электролита выпадет в осадок, то есть растворимость электролита понижается от введения в раствор одноименных ионов.

ПР AmBn = [A]m [B]n.

 

36.Электролитическая  диссоциация воды. Ионное произведение воды. Соотношение концентраций ионов H+ и ОН- в нейтральной, кислой и щелочной средах. Водородный показатель. Шкала рН водных растворов. Цветные индикаторы рН.

Ионное произведение воды — произведение концентраций ионов водорода Н+ и ионов гидроксила OH− в воде или в водных растворах, показатель уровня кислотности раствора.  K·[H2O] = [H+]*[OH-]. бозначим произведение K·[H2O] = Kв = 1,8·10−16 моль/л·55,56 моль/л = 10−14моль²/л² = [H+]·[OH−] (при 22 °C).

Водородный показатель, pH, — это мера активности (в случае разбавленных растворов совпадает с концентрацией) ионов водорода в растворе, количественно выражающая его кислотность, вычисляется как отрицательный десятичный логарифм концентрации водородных ионов выраженной в молях на литр.

pH = -lg [H+].

В чистой воде при 22 °C концентрации ионов водорода ([H+]) и гидроксид-ионов ([OH-]) одинаковы  и составляют 10-7 моль/л, это напрямую следует из определения ионного  произведения воды, которое равно [H+] · [OH-] и составляет 10−14 моль2/л2 (при 22 °C). Когда концентрации обоих видов ионов в растворе одинаковы, говорят, что раствор имеет нейтральную реакцию. При добавлении к воде кислоты концентрация ионов водорода увеличивается, а концентрация гидроксид-ионов соответственно уменьшается, при добавлении основания — наоборот, повышается содержание гидроксид-ионов, а концентрация ионов водорода падает. Когда [H+] > [OH-] говорят, что раствор является кислым, а при [OH-] > [H+] — щелочным. Для удобства представления, чтобы избавиться от отрицательного показателя степени, вместо концентраций ионов водорода пользуются их десятичным логарифмом, взятым с обратным знаком, который собственно и являтся водородным показателем — pH).

Для грубой оценки концентрации водородных ионов широко используются кислотно-основные индикаторы — сложные органические вещества-красители, цвет которых зависит от pH среды. К наиболее известным индикаторам принадлежат лакмус, фенолфталеин, метиловый оранжевый (метилоранж) и другие. Индикаторы способны существовать в двух по-разному окрашенных формах — либо в кислотной, либо в основной. Изменение цвета каждого индикатора происходит в своём интервале кислотности, обычно составляющем 1—2 единицы. Для расширения рабочего интервала измерения pH используют так называемый универсальный индикатор, представляющий собой смесь из нескольких индикаторов. Универсальный индикатор последовательно меняет цвет с красного через жёлтый, зелёный, синий до фиолетового при переходе из кислой области в щелочную. Определения pH индикаторным методом затруднено для мутных или окрашенных растворов.

 

37.Кислоты и  основания. Электролитическая   диссоциация кислот и оснований.  Сильные и слабые кислоты и  основания. рН водных растворов  кислот и оснований. Характеристика  современных теорий кислот и  оснований.

Кислоты - это электролиты, которые при диссоциации поставляют в водный раствор катионы водорода и никаких других положительных ионов не образуют.

Сильные кислоты HCl, HBr, HI, HClO4, H2SO4, H2SeO4, HNO3, HMnO4, H2Cr2O7 и т.п.

Слабые кислоты HF, H2S, HCN, HClO, HNO2, H3PO4, H2CO3, CH3COOH, H4SiO4 и другие

Основания - это электролиты, которые при диссоциации поставляют в водный раствор гидроксид-ионы и никаких других отрицательных ионов не образуют.

Диссоциация малорастворимых  оснований Mg(OH)2, Cu(OH)2, Mn(OH)2, Fe(OH)2 и других практического значения не имеет. К сильным основаниям (щелочам) относятся NaOH, KOH, Ba(OH)2 и некоторые другие. Самым известным слабым основанием является гидрат аммиака NH3 · H2O.

Кислоты являются, наряду с растворимыми основаниями (щелочами) и растворимыми солями , электролитами, то есть, веществами, растворы или расплавы которых проводят электрический ток. Понятие "сильная" или "слабая" кислота является характеристикой кислоты как сильного или слабого электролита. На "сильные" и "слабые" электролиты делятся в зависимости от степени диссоциации.

Степень диссоциации (альфа) показывает, какая часть молекул  распалась на ионы.

Альфа (степень  диссоциации) =отношению числа молекул, которые распались на ионы, к общему числу молекул в растворе: альфа=n/N, альфа%=n/N*100%.

 

 

В абсолютно  чистой воде, не содержащей даже растворенных газов, концентрации ионов Н+ и ОН–  равны (раствор нейтрален). В других случаях эти концентрации не совпадают: в кислых растворах преобладают  ионы Н+, в щелочных – ионы ОН–. Но их произведение в любых водных растворах постоянно. Поэтому если увеличить концентрацию одного из этих ионов, то концентрация другого иона уменьшится во столько же раз. Так, в слабом растворе кислоты, в котором [H+] = 10–5 моль/л, [OH–] = 10–9 моль/л, а их произведение по-прежнему равно 10–14. Аналогично в щелочном растворе при [OH–] = 3,7Ч10–3 моль/л [H+] = 10–14/3,7Ч10–3 = 2,7Ч10–11 моль/л.  При комнатной температуре в нейтральных растворах рН = 7, в кислых растворах рН < 7, а в щелочных рН > 7.

Одна из основных современных теорий кислот и оснований — электронную (её второе название — теория Льюиса). Согласно ей, кислота — вещество, принимающее электронные пары, то есть акцептор электронных пар, а основание — вещество, отдающее электронные пары, то есть донор электронных пар (в химии такие соединения получили названия соответственно кислот и оснований Льюиса). Современной теорией кислот и оснований является протонная теория Бренстеда – Лаури, которая объясняет проявление веществами кислотной или основной функции тем, что они вступают в реакции протолиза – реакции обмена протонами (катионами водорода) Н+. Согласно этой теории кислота – это протонсодержащее вещество НА, являющееся донором своего протона; основание – вещество Е, акцептирующее протон, отданный кислотой. В общем случае реагент – кислота  и реагент – основание , а также продукт – основание и продукт – кислота конкурируют между собой за обладание протоном, что приводит обратимую кислотно-основную реакцию к состоянию протолитического равновесия.