Вопрос15. В чем состоит сущность явление осмоса? Как определить величину осмотического давления в растворах неэлектролитов? Закон Ван-Гоффа

ОСМОС – явление, обусловленное переносом растворителя через полупроницаемую мембрану. Закон Ван- Гоффа π=CRT, где π – осмотическое давление.

Вопрос16. Электролитическая диссоциация. Диссоциация слабых электролитов как равновесный процесс. Степень диссоциации и константа диссоциации. Факторы, влияющие на процесс диссоциации. Закон разбавления Оствальда. Как будет влиять на состояние равновесия уксусной кислоты введение в систему ацетата натрия?

Явление электролитической диссоциации: при растворении соли в воде ионы, образующие данный электролит, под действием полярных молекул воды отрываются друг от друга и перераспределяются между молекулами растворителя. Электролитическая диссоциация - самопроизвольный процесс распада электролита в растворе с образованием положительно и отрицательно заряженных ионов, или соответственно катионов и анионов. 1)Чем более полярен растворитель, тем больше степень диссоциации в нем данного электролита. 2)повышение температуры, как правило, увеличивает диссоциацию и при нагревании степень диссоциации возрастает. 3)при уменьшении концентрации электролита, т.е. при его разбавлении, степень дисс. увеличивается. Диссоциация слабых электролитов. Константа диссоциации сл. электролитов - это отношение произведения концентраций продуктов реакции к концентрации реагентов. Степень диссоциации α - это отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу растворенных молекул. Зависит от природы реагирующих веществ, от природы растворителя, от температуры, от концентрации.Чем более полярен растворитель, тем больше степень диссоциации в нем данного электролита. Электролиты, степень диссоциации которых даже в относительно концентрированных растворах велика(à1), называют сильными (почти все соли, мин. соли: H₂SO₄, HNO₃, HMnO₄; основания щел и щел-зем металлов), а электролиты, степень диссоциации которых даже в разбавленных растворах мала,-слабыми (Почти все орг. кислоты, некоторые мин.кислоты: H₂CO₃, H₂S, многие гидрооксиды металлов). Константа диссоциации – константа равновесия процесса диссоциации. Характеризует способность данного в-ва распадаться на ионы. Чем больше константа диссоциации тем лучше в-во диссоциирует. Кислоты и основания диссоциируют ступенчато. Каждая ступень диссоциации характеризуется своей константой. Константа равновесия K_р этой реакции и есть K_д: Kp=[H⁺][An]/[HAn]Если выразить равновесные концентрации через концентрацию слабого электролита C и его степень диссоциации α, то получим Kд=(C*α*C* α)/C(1- α)=(C* α ²)/(1- α). Это соотношение называют законом разбавления Оствальда. Для очень слабых электролитов при α << 1 это уравнение упрощается:. Kд=(C* α ²) α=√K_д/C

Вопрос17. Растворы электролитов. Диссоциация средних, кислых и основных солей. Диссоциация кислот и оснований. Ступенчатая диссоциация. Приведите примеры. Использование законов Рауля и Вант-Гоффа для описания свойств электролитов. Изотонический коэффициент (Неполностью)

В водных растворах сильные электролиты полностью диссоциируют. Поэтому число ионов в них больше чем в слабых при той же концентрации. Принципиальное отличие сильных электролитов от слабых состоит в том, что равновесие диссоциации сильных электролитов полностью смещено вправо:H₂SO₄>H⁺+HSO₄^- Каждый ион окружен оболочкой из ионов противоположного знака. В свою очередь, каждый из этих ионов сольватирован. Это окружение называется ионной атмосферой. Теория о процессах диссоциации в водных растворах; в соответствии с ней кислоты представляют собой вещества, которые в водных растворах отдают положительные ионы водорода; основания представляют собой вещества, которые в водном растворе отдают отрицательные гидроксидионы. Кислота —> Анион (кислотный остаток) + Н⁺ Основание —* Катион + ОН~ По Аррениусу между кислотой и основанием не существует функциональной связи. Только взаимодействие катионов водорода с гидроксидионами с об­разованием воды является по Аррениусу кислотно-основной реакцией: Н⁺ + ОН^- = Н₂О

Вопрос18. Реакции ионного обмена в растворах электролитов. Условия практической необратимости протекания реакций ионного обмена. Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций, иллюстрирующих эти условия.

Условия практической необратимости реакций ионного обмена: образование осадка, выделение газа, образование воды или другого слабого электролита.

Вопрос19. Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Шкала водородного показателя. Колориметрические и потенциометрические методы определения рН среды. Индикаторы. Изменение окраски индикаторов в зависимости от реакции среды.

Вода достаточно плохо диссоциирует. Но всё же обладает измеримой проводимостью. Вода диссоциирует на катионы водорода и анионы гидроксила. Так как степень диссоциации воды крайне мала то концентрация недиссоциированных молекул H2O в воде практически равна общей концентрации воды. Для воды и разбавленных водных растворов при неизменной температуре произведение ионов водорода и гидроксил -ионов есть величина постоянная = ионное произведение воды.=10^-14. Растворы в которых концентрации ионов водорода = концентрации ионов гидроксила называются нейтральными([H⁺]=10^-7). Если водорода больше([H⁺]>10^-7) то кислый, если гидроксила([H⁺]<10^-7), то основной, но произведение ВСЕГДА остаётся постоянным. Кислотность или щелочность среды выражается водородным показателем pH=-lg[H⁺] Методы измерения: колориметрический и потенциометрический. Колориметрический метод основан на свойстве кислотно – основных индикаторов изменять свою окраску в зависимости от активности ионов водорода в растворе (в общем по цвету индикатора). Потенциометрический метод – электрохимический метод анализа, основанный на зависимости величины электродного потенциала, а, следовательно, и ЭДС, составленного из соответствующих электродов гальванического элемента, от состава раствора (Короче проводимость воды)

Вопрос20. Гидролиз солей. Типичные случаи гидролиза солей. Степень и константа гидролиза. Полный гидролиз. Напишите в молекулярном и ионно-молекулярном виде уравнения реакций гидролиза следующих солей: FeCl₃, K₃PO₄, Na₂SО₄, Al₂S₃. Укажите реакцию среды в водных растворах этих солей.

Гидролиз солей – процесс взаимодействия в-ва с водой, при котором составные части в-ва взаимодействуют с составными частями воды, образуя слабодиссоциирующие ионы или молекулы. При гидролизе происходит изменение реакции среды. Гидролизу подвергаются соединения различных классов. Гидролизу будут подвергаться соли, образованные: а)сл.основание и сильн.кислотой. б)сл.кислотой и силь.основание в)сл.кислотой и сл. основанием.; Соли образованные силь.основ и силь.кисл (NaCl,NaNO₃) гидролиз является процессом обратимым: чем слабее электролит, образующий соль, тем глубже протекает процесс гидролиза. Гидролиз протекает тем полнее, чем слабее электролит, образовавший соль, чем выше температура и чем больше разбавление раствора.

Степень гидролиза – доля в-ва подвергшееся гидролизу. Зависит: от константы равновесия, от температуры, от концентрации соли. Константа гидролиза – это отношение произведения концентраций кислоты и основания к концентрации образовавшейся соли.K_гидр=К_в /К_{д.сл.электр.}

1) Al₂ (SO₄)₃+H₂O=2AlOHSO₄+H₂SO₄ (сл. + сильн.)

2) Na₂CO₃+H₂O=NaHCO₃+NaOH (сильн. + сл.)

3) Cr₂ (CO₃)₃+H₂O=Cr(OH)₃|_-+H₂CO₃(сл. +сл.)

4)KNO₃ гидролизу не подвергается (сильн. + сильн.)

Вопрос21. Энергия ионизации, энергия сродства к электрону. Электроотрицательность. Относительная электроотрицательность. Характер изменения ее величины в рядах и периодах периодической системы Д.М. Менделеева. Степень окисления. Определите степень окисления всех атомов в молекулах: HNO₃, CaH₂, KMnO₄, (NH₄) ₂Cr₂O₇.

Энергия ионизации – это энергия необходимая для удаления из атома 1 электрона. Энергия минимальна, когда электрон удален с наименьшей энергией т.е. с наивысшего уровня.

В пределах групп с увеличением заряда ядра эта энергия убывает. Увеличивается слева направо и снизу вверх Энергия сродства к электрону – максимальная энергия из всех возможных, которая выделится при добавлении электрона к атому. В периодах возростает, в группах убывает. Наиб.- галогены, водород, сера.

Электроотрицательность – способность атома притягивать или отдавать электроны. Относительная электроотрицательность – это оценка способности атома данного элемента оттягивать к себе общую электронную пару. В начале каждого периода находятся элементы с наиболее низкой электроотрицательностью – типичные металлы, в конце периода(перед благородными газами), элементы с наивысшей электроотрицательностью, т.е. типичные неметаллы. У элементов одной и той же подгруппы электроотрицательность с ростом заряда ядра проявляет тенденцию к уменьшению. Таким образом, чем более типичным металлом является элемент, тем ниже его электроотр., чем более типичным неметаллом является элемент, тем выше его электроотрицательность. Валентность –это число хим. связей, образованных данным атомом в соединение. Это понятие применимо только к соединениям с ковалентным типом связи или к молекулам в газовой фазе. Степень окисления – заряд атома в молекуле, вычисленный в предположении, что все связи имеют ионный характер. Это означает, что более электроотрицательный атом смещает к себе одну электронную пару, приобретает заряд -1.

Вопрос22. Химическая связь. Виды химической связи: ковалентная, ионная и металлическая. Полярная и неполярная ковалентная связь. Два механизма образования ковалентной связи (обычный и донорно-акцепторный). Понятие о дипольном моменте молекул. Укажите типы связей в молекулах: CI₂, HCI, KBr, KHSO₄?

Химическая связь – состояние взаимодействующих атомов, характеризующееся минимумом энергии.

Ковалентная – связь осуществляемая за счет образования электронной пары, принадлежащей обоим атомам(Н2, С12). Ионная – связь осуществляемая за счет электростатического притяжения между ионами(NaCl). Водородная – это связь между полож. заряженным атомом водорода и отрицательно заряженным атомом другой молекулы. Металлическая – связь когда валентные электроны металлов слабо связаны со своими ядрами и могут легко отрываться от них. Два механизма образования ковалентной связи: обычный(1) и донорно-акцепторный (2).

(1)Один электрон идёт от атома одного элемента, а другой от другого в результате образуется электронная пара.(Обменный механизм. Атомы дают по одному электрону в общую электронную пару(Н^.+^.НàН:Н).) (2)Донорно-акцепторный механизм. Один атом(донор) предоставляет электронную пару, а другой атом(акцептор) – свободную орбиталь. Например «Ион аммония» H⁺+:NH₃àNH₄.

Вопрос23. Окислительно-восстановительные реакции. Степень окисления элемента. Окислитель и восстановитель. Процессы окисления и восстановления. Приведите примеры типичных окислителей и восстановителей. Какие процессы представляют собой процессы окисления, а какие восстановления:

S^-2 -> S⁰;Cr₂O₇^2-; -> Cr⁺³ ;Mg⁰->Mg⁺²; O₂ +2H₂O->4OH^-

Окислительно-восстановительные реакции – такие реакции, в результате которых изменяется степень окисления одного из реагирующих веществ. Степень окисления – условный заряд атома в молекуле, возникающий, исходя из предположения, что электроны не смещены, а полностью отданы атому более электроотрицательному. Процесс окисления – процесс отдачи электронов атомами, молекулами или ионами, при этом степень окисления повышается, а вещество является восстановителем. Процесс восстановления – процесс присоединения электронов атомами, молекулами или ионами, при этом степень окисления понижается, а вещество является окислителем. Окислитель – вещество, которое принимает электроны, при этом оно восстанавливается. Восстановитель – вещество, которое отдает электроны, при этом оно окисляется. Типичные восстановители: активные металлы (щелочные и щелочноземельные, Zn, Al, Fe, и др. Me⁰ –ne à Me ⁺ⁿ), а также некоторые неметаллы, H₂ и C (в виде угля или кокса),S. Типичные окислители - неметаллы (F₂,Cl₂,Br₂,I₂, O₂), галогены, выступая в кач. окислителей, приобретают степень окисленности -1 (от F к I окислительные св-ва ослабевают).

Вопрос24. Классификация окислительно-восстановительных реакций. Приведите примеры реакций каждого типа. Составьте уравнения соответствующих реакций с помощью метода электронного баланса.

Межмолекулярный тип реакции. Если окислитель и восстановитель находятся в молекулах различных в-в. (H₂S⁺⁴ O₃+H₂S^-2=S⁰+H₂O) Тип Диспропорционирования или самоокисления-самовосстановления. Когда окислитель и восстановитель представлены одним и тем же в-вом с одинаковой степенью окисления (таким двойственным св-вом обладают неметаллы, кроме F₂ и O₂). (Cl₂⁰+NaOHàNaCl^-+NaCl⁺⁵ O₃+H₂O) Внутримолекулярный тип. Если в молекуле сложного в-ва содержатся атомы, один из которых явл. окислителем, другой – восстановителем.(N ^-3H₄N⁺³ O₂àN₂⁰+H₂O) Метод электронного баланса. Последовательность: 1. Составить схему реакции с указанием исходных и образ веществ, отметить элементы, изменяющие в результате реакции степень окисленности, найти окислитель и восстановитель. 2. Составить схемы полуреакций окисления и восстановления с указанием исходных и образующихся реально существующих в условиях реакции ионов и молекул. 3. Уравнять число атомов каждого элемента в левой и правой частях полуреакций; при этом следует помнит, что в водных растворах в реакциях могут участвовать молекулы H₂O, ионы H⁺ или ион ОН^-. 4.Уравнять суммарное число зарядов в обеих частях каждой полуреакции; для этого прибавить к левой и правой частям полуреакции необходимое число электронов. 5. Подобрать множители (основные коэффициенты) для полуреакций так, чтобы число электронов, отдаваемых при окислении, было равно числу электронов, принимаемых при восстановлении. 6. Сложить уравнения полуреакций с учетом найденных основных коэффициентов. 7. Расставить коэффициенты в уравнении реакции.

Вопрос26. Возникновение скачка потенциала на границе металл-раствор соли металла. Стандартный электродный потенциал. Ряд стандартных электронных потенциалов металлов. Какие выводы можно сделать исходя из положения металла в ряду

В силу того, что у атомов поверхности металлов валентные возможности реализованы не полностью, и на границе металл- электролит возникает промежуточная фаза, состоящая из гидратированных атомов металла. [Me*nH₂O]= [Me*nH₂O]+ne. Рано или поздно между анодным и катодным процессом установится равновесие. В силу стремления металла к окислению к моменту равновесия некоторое кол-во ионов металла остается в растворе электролита, а избыточное количество электронов - в металле. На границе раздела возникает скачок потенциала. Скачок потенциала, который возникает на границе раздела фаз, при переходе металла из вакуума в раствор электролита, наз. электродным потенциалом металла. Это – термодинамическая характеристика системы металл-электролит. Чем более активный металл, тем он больше стремиться к окислению, тем больше будет величина скачка потенциала на границе раздела фаз, тем более будет отрицательный электродный потенциал. Величину электродного потенциала измеряют путем сравнения: определяют разность потенциалов между рассматриваемой системой металл-электролит (рабочий электрод) и другой подобной рабочей системой, потенциал которой принят за ноль. Когда каждая реакция(окисл\восст) протекает в гальваническом элементе или при электролизе то каждая реакция происходит на соотв. электроде, то такие полу-реакции называются электродными процессами. Ряд стандартных электродных потенциалов располагает Ме в порядке возрастания величин СЭП. Выводы:1) Чем левее расположен Ме в ряду и чем меньше величина его электроотриц потенциала, тем он химически активнее, тем легче Ме окислить, тем труднее воостанавливаются его ионы.2)Чем правее расположен Ме в ряду и чем больше величина его электроотриц потенциала, тем он химически менее активен, тем легче восстанавливаются его ионы.3)Все Ме, стоящие до Н способны вытеснять водород из разбавл кислот, стоящие правее – не вытесняют.4)Чем дальше друг от друга расположены Ме в ряду, тем большую ЭДС будет иметь состоящий из них гальванический элемент.5) Ме, стоящий в ряду до Mg, вытесняет H из H2O 6)Каждый Ме этого ряда вытесняет стоящий за ним Ме из растворов их солей

Поиск по сайту: