Ответы на экзаменационные вопросы

28. Самопроизвольное протекание процессов.

Самопроизвольные процессы-процессы, протекающие без подвода Е от вн источника. СП в обратном направлении не могут протекать самопроизвольно. Многие ХР протекают самопроизвольно(образование ржавчины, растворение соли в Н₂О, диффузия). Большинство экзотермических р-й (Н<0) протекают самопроизвольно. Но условие Н<0 не явл критерием самопроизвольного течения ХР, т.к.  самопроизвольные эндотермич ХР, у кот Н>0(растворение некоторых солей в Н₂О). Движущей силой самопроизвольного течения процесса явл стремление частиц к хаотичному движению, а системы- к переходу от более упорядоченного состояния к менее упорядоченному. Н-р, если 2 сосуда с индивидуальными жидкостями соединить друг с другом через отверстие, то через некоторое время произойдёт смешение жидкостей, система из более упорядоченного состояния перейдёт в менее упорядоченное(смесь жидкостей). Процесс идёт самопроизвольно, если S>0 и G<0. Самопроизвольно идут процессы в сторону ↑ беспорядка в системе.

39. Влияние cat на скорость ХР.

Cat-вещ-ва, участвующие в хим процессе, изменяя V процесса, но в ре-те выходят в неизменном виде. "Cat" ввёл Берцелиус. Гомогенный катализ-катализ, при кот реагирующие вещ-ва и cat находятся в 1 фазе, м/у cat и реагирующими вещ-ми нет поверхности раздела. V₂+V₃>V₁

CO+O₂ (H₂O)  CO₂ V₁

CO+O₂ (K₂SO₄)  CO2 V₂;V₂>V₁

При гетерогенном катализе-реагирующие вещ-ва и cat образуют систему из разных фаз. Есть поверхность раздела. Особенность ГК - протекает на границе раздела сред.

Н₂О_2(ж) (Fe²⁺_(тв))  Н₂О_(ж)+О_2(г)

Суммарная V химич превращения зависит от S поверхности cat.Все каталитические гетерогенные реакции включают в себя стадии адсорбции и десорбции. Адсорбция - поглощение или концентрирование вещ-ва на границе раздела 2 фаз, происходящее самопроизвольно из-за стремления системы к  свободной Е. Рисунок!!!!!!!

Процесс адсорбции явл самопроизвольным процессом.

Доделать!!!!!!

42. Принцип сдвига химического равновесия, принцип Ле-Шателье

Принцип Ле-Шателье (принцип сдвига равновесия): если на систему, находящуюся в равновесии, оказывается внешнее воздействие, то равновесие смещается в таком направлении, которое ослабляет внешнее воздействие.

1. Чтобы сдвинуть равновесие в сторону исходных веществ (вправо), нужно увеличить их концентрацию.

2. При увеличении температуры равновесие сдвигается в сторону эндотермического процесса (вправо).

3. Увеличение давления сдвигает равновесие в сторону образования меньших объемов (меньшего количества моль)

40.Цепные реакции, простые и разветвленные.

Впервые идею о возможности цепного механизма реакций высказал русский ученый Н.А.Шилов в 1905 г. большой вклад в разработку теории цепных реакций внес Н.Н.Семенов. ЦР начинаются со стадии инициирования, или зарождения цепи, т.е. образования активных частиц-свободных радикалов. Св-ые рад-лы представляют собой осколки молекул, имеющие неспаренные электроны. Некоторые св-ые рад-лы яв-ся стабильными при обычных условиях (н-р, ), другие-при повышенных t (атомы галогенов, щелочных металлов), третьи-не существуют в виде свободных вещ-в(). Свободные радикалы обозначают точкой, поставленной рядом с хим-ими символами().

Инициирование происходит в рез-те воздействия на систему светом, излучением высокой энергии, теплом, в рез-те протекания экзотер-их р-ций. Потребление энергии на инициирование в ЦР невелико, т.к. активируются не все молекулы, а только небольшая их доля. В следующей стадии ЦР происходит рост цепи. В рез-те взаимодействия радикалов с молекулами обр-ся продукты р-ции и новые радикалы. Например:

В процессе р-ии рад-лы воспроизводятся и ЦР продолжается, т.е. р-я протекает ч/з цепь последовательных стадий, в кот зарождаются и реагируют свободные радикалы. Св.р-лы реакционно активны и энергия активации ЦР мала(0-40 кДж/моль). Поэтому ЦР протекают быстрее обычных.Третьей стадией ЦР яв-ся обрыв цепи. В рез-те взаимод радикалов на стенках сосудов или на инертных молекулах образуются нейтральные молекулы, например:

Этим объясняется влияние объема и природы сосуда, инертных примесей и др. факторов, влияющих на скорость ЦР. Если в ходе ЦР вместо 1-го зарождаются 2 или более рад-ла,то число рад-ов растет и происходит разветвление цепи. Такие р-ции наз-ся разветвленными. Вследствие увеличения числа рад-ов скорость р-ции возрастает лавинообразно и может завершиться взрывом. Например, взрыв гремучего газа протекает по схеме:

Затем возникшие радикалы вызывают удвоение новых радикалов, скорость р-ии резко возрастает и происходит взрыв.

45.Закон Рауля. Давление пара над раствором.

Молекулы нелетучего растворенного компонента раствора препятствуют улетучиванию из раствора молекул растворителя. Р.Рауль открыл закон, согласно кот понижение давления насыщенного пара растворителя над р-ом пропорционально мольной доле раств-ого нелетучего вещ-ва.

Пусть -мольная доля растворителя, а -мольная доля растворяемого вещ-ва, -давление насыщенного пара растворителя над чистым растворителем, -давление насыщенного пара растворителя над раствором, -давл. насыщенного пара растворяемого вещ-ва над растворяемым вещ-ом, -давл. насыщ-ого пара растворяемого вещ-ва над раствором.

Тогда (по закону Дальтона)

15. Неполярная связь, полярная связь

Если ковалентная связь образована одинаковыми атомами, например H–H, O=O, Cl–Cl, NN, то обобществленные электроны равномерно распределены между ними. Такая связь называется ковалентной неполярной связью. Если же один из атомов сильнее притягивает электроны, то электронная пара смещается в сторону этого атома. В этом случае возникает полярная ковалентная связь. Критерием способности атома притягивать электрон может служить . Чем ↑  у атома, тем более вероятно смещение электронной пары в сторону ядра данного атома. Поэтому разность  характеризует полярность связи. Вследствие смещения электронной пары к одному из ядер повышается плотность электрического q у данного атома и соответственно атом получает заряд, называемый эффективным зарядом . Полярную ковалентную связь с , приближающемуся к 1, можно считать ионной связью.

48. Растворы электролитов. Электролитическая диссоциация.

Сольватация - взаим м/у молекулами и ионами растворяемого вещ-ва и молекулами растворителя. 1-я стадия: молекулярная диссоциация растворённого вещ-ва. Процесс молекулярной диссоциации: АВ+(n+m)SAB(n+m)S (1)

AB(n+m)SА^p+nS+B^q-mS (2)

Если процесс сольватации протекает до (1), то система представляет собой р-р неэлектролита. Она характеризуется отсутствием ионов в р-ре и не обладает ионной электрической проводимостью. Разб р-ры неэлектролитов подчин законам Рауля, Вант-Гоффа. (Н-р, р-р О, сахара в Н₂О). Если процесс протекает до (2), то система является р-ом электролита, т.е. имеет место ЭД с образованием ионов (идея Аррениуса). Уравнение ЭД: АВ+(n+m)SА^p+nS+B^q-mS. Процесс ЭД уксусной кислоты в Н₂О: СН₃СООН+(n+m)Н₂ОСН₃СОО^-•nН₂О+Н⁺ •mН₂О. Особенностью сольватов как хим соед явл то, что n и m меняются с изменением параметров р-ра. Пример растворов неэлектролитов-р-ры щелочей, солей в воде. Р-ры электролитов явл ионными проводниками. В них набл отклонения от законов Рауля, Вант-Гоффа. Диссоциация-химич процесс распада молекул на ионы.

54.Дисперсные системы. Коллоидные растворы. Свойства.

Дисперсные системы-системы, в кот 1 вещ-во равномерно распределено в виде частиц в др вещ-ве. Дисперсная фаза-вещ-во, кот рассеяно в среде. Дисперсная среда-вещ-во, кот образует сплошную фазу. 3 вида ДС в зависимости от размеров частиц ДФ: истинные р-ры (R<10^-9м, р-ры кислот, щелочей, солей), коллоидные р-ры (10^-9<R<10^-7), грубодисперсные р-ры (R=10^-7, эмульсии, взвеси). Коллоидные растворы - высокодисперсные двухфазные системы, состоящие из ДС и ДФ, причём линейные размеры частиц ДФ[1…100]нм. Коллоидные частицы состоят из большого числа молекул или ионов. Коллоидное состояние хар-но для многих веществ, если их частицы имеют размер [1…500] нм. Суммарная поверхность этих частиц огромна. Характерной особенностью коллоидных частиц явл наличие на их поверхности q, обусловленного избирательной адсорбцией ионов. КЧ имеет сложное строение: ядро, адсорбированные ионы, противоионы, растворитель. Гидрофильные коллоиды - растворитель взаимод с ядрами частиц, гидрофобные коллоиды- растворитель не взаимод с ядрами частиц. Свойства: Оптические. Если рассм путь светового луча, проходящего через КР, сбоку на тёмном фоне, то он становится видимым (конус Тиндаля). Он вызван рассеянием света частицами ДФ и явл следствием коллоидной степени дисперсности этих частиц. При сильном увеличении каждая частица кажется светящейся точкой. Частицы ДФ золей по своим размерам< волн лучей видимого светаони рассеивают свет, но не отражают его. Частицы в грубодисперсных системах отражают свет. Кинетические свойства КР близки кин св-ам истинных р-в. Для КР хар-но движение частиц ДФ, вызываемое беспорядочными ударами со стороны молекул среды, находящихся в тепловом движении. Электрические. 1909 Рейсс набл воздействие const эл тока на диспергированную в Н₂О глину: частицы ДФ(глины) перемещались к аноду (электрофорез), где из-за их большого скопления наблюдалось помутнение р-ра. Частицы ДС(Н₂О) перемещались к катоду (электроосмос), где наблюдалось повышение уровня прозрачности жидкости. Направленное движение частиц к электродам говорило об их q, причём q(ДФ)=-q(ДС).

51. Ионное произведение Н₂О. Водородный показатель рН.

Процесс диссоциации Н₂О: Н₂ОН⁺+ОН^-, 2Н₂ОН⁺•Н₂О +ОН^-. Н₂О⁺-ион гидроксония. К_дис=[Н⁺][ОН^-]/[Н₂О], [Н⁺][ОН^-] ={К_дис[Н₂О]}-ионное произведениеН₂О.

[Н⁺]=[ОН^-]=С_Н2О.

[Н⁺]=[ОН^-]=1,8*10^-10*55,5=10^-7(г*ион/л). С_Н2О=1000/18=55,5 моль/л.[Н⁺]=[ОН^-]=10^-7. Ионное произведение Н₂О ↑ с ↑t. рН-взятый с обратным знаком десятичный логарифм активности ионов Н в растворе. рН=-lg[H⁺]=-lg_H⁺. рОН= -lg_ОH^-.

Шкала рН:

кислые р-ры [Н⁺]>[ОН^-]>10^-7; рН<7;

щелочная среда [ОН^-]>[Н⁺]>10^-7; рН>7;

нейтр среда [ОН^-]=[Н⁺]=10^-7.

Для определения рН:

индикаторы-вещ-ва, меняющие свою окраску в определённой области рН раствора; слабые органические кислоты НInd и основания IndOH. НIndH⁺+Ind (равновесие сместится слева направо); IndOHInd⁺+ОН^-.

рН служит критерием силы кислоты и основания. рН имеет важное значение для жизнедеятельности организма. Отклонение рН от нормальных значений приводит к расстройству деятельности организма.

52. Произведение растворимости.

Большинство в-в обл ограниченной растворимостью в воде. ВаSO₄Ba²⁺+SO^2-₄. К_дис=[Ba²⁺][SO^2-₄]/[ ВаSO₄];

К_дис*[ВаSO₄]=[Ba²⁺][SO^2-₄]-произведение растворимости. ПР малорастворимого электролита равно произведению концентраций ионов данного вещества при стандартной температуре.

???

57.Окисление, восстановление.

Окисление-процесс отдачи е или повышение степени окисления эл. (Al-3e=Al³⁺, Н₂-2е=2Н⁺, Zn⁰-2e=Zn²⁺).Восстановление-процесс присоединения е или понижение степени окисления эл. (S+2e=S^2-, Cl₂+2e=2Cl, Fe³⁺+e=Fe²⁺) Восстановитель-в-во, отдающее е.Окислитель-в-во, принимающее е. Металлы обл восстановительными свойствами. В периодах с ↑порядкового № восстановительные св-ва ,а окислительные ↑ и становятся максимальными у галогенов(в 8 периоде Na-самый активный восстановитель, Cl-самый активный окислитель). У эл гл подгрупп с ↑ порядкового № ↑восстановительные свойства и окислительные. Лучшие восстановители-щелочные металлы, лучшие окислители-галогены. Неметаллы гл подгрупп 4-7 групп могут проявлять и окислит, и восстановит св-ва. Исключение F, кот проявляет тлк окислит св-ва. Элементы побочных подгрупп имеют металлический хар-рих простые вещ-ва явл восстановителями. Важн восстановители: металлы, Н, уголь, СО, HCl, H₂S, SO₂, H₂SO₃, FeSO₄, глюкоза, катод при электролизе. Важн окислители: галогены, анод при электролизе, H₂SO₄, KMnO₄,O₂, O₃, HNO₃, ионы благородных металлов.

58. ОВР. Ионно-электронный метод уравнивания ОВР.

ОВР - реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих в-в. Степень окисления - кол-во е, перемещённых от 1 атома к др. Окисление - процесс отдачи е или повышение степени окисления эл. Восстановление - процесс присоединения е или понижение степени окисления эл. Межмолекулярные реакции-р-ии, в кот окислитель и восст представляют собой разные вещества. Внутримолекулярные реакцииии-р-ии, в кот окислитель и восст-атомы 1 и той же молекулы: N^-2₂H⁺¹₄=N⁰₂+2H⁰₂. В ОВР окисление и восстановление связаны: С+О₂=С⁺⁴О^-2₂. В некоторых ОВР происходит окисление и восстановление атомов или ионов 1 и того же эл: 3Н₂Mn⁶⁺O₄=2HMn⁷⁺O₄+Mn⁴⁺O₂+2H₂O. В ОВР наряду с окислителями и восстановителями могут участвовать ионы или мол среды: 5K₂S⁴⁺O₃+2KMn⁷⁺O₄+3H₂S⁶⁺O₄=

6K₂SO₄+3H₂O+2Mn²⁺SO₄.

Ионно-электронный метод уравнивания ОВР.

K⁺₂(Cr⁶⁺₂O^2-₇)^2-+3Na⁺₂(S⁴⁺O^2-₃)^2-+4H⁺₂(S⁶⁺O^-2₄)^2-Cr³⁺₂(SO₄)^2-₃+3Na⁺₂(S⁶⁺O^2-₄)^2-+K⁺₂S⁶⁺O^2-₄+4H₂О,

14H⁺+(Cr⁶⁺₂O₇)^2-+6e2Cr³⁺+7H₂O6 1

(S⁴⁺O₃)^2-+H₂O-2e(S⁶⁺O₄)^2-+2H⁺  3

Полуреакции пишем в соответствии с законом сохранения масс и с учётом числа атомов, кот отдают или присоединяют е.

14H⁺+(Cr⁶⁺₂O₇)^2-+3H₂O+3(SO₃)^2- 2Cr³⁺+7H₂O+3(SO₄)^2-+6H⁺.

Уравниваем катионы металлов, которые меняли степень окисления. Уравниваем количество анионов. Правильность подбора проверяем по кислороду.

ОВ процессы зависят от рН. Хорошо протекают в нейтральной среде.

K(Mn⁷⁺O₄)^-+Na₂SO₃+H₂SO₄ Na₂SO₄+Mn²⁺(SO4)^2-+H₂SO₄+H₂O (pH<7);

KMnO₄+Na₂SO₃+H₂O

Na₂SO₄+Mn⁴⁺O₂+KOH (pH7);

KMnO₄+Na₂SO₃+KOHNa₂SO₄+K₂(Mn⁶⁺O₄)^2-+H₂O (рН>7).

59. Электродный потенциал. Водородный электрод.

Электродный потенциал - , устанавливающийся в условиях равновесия электродной р-ии. В узлах крист решётки М расположены ионы, находящиеся в равновесии со свободеыми е: М⁺•еМ⁺+е. При погружении М в р-р начинается взаимод М с компонентами р-ра.Наиболее важной явл р-я поверхностных ионов М, находящихся в узлах решётки, с полярными молекулами Н₂О. В рез-те взаим-я происходит окисление М и его гидратированные ионы переходят в р-р,оставляя в М е, заряд кот не скомпенсирован +заряженными ионами в М: М+mН₂ОМ(Н₂О)ⁿ⁺_m+ne. М становится заряженным -, а р-р +. +заряженные ионы из р-ра притягиваются к -заряженной поверхности М. На границе М-р-р возикает ДЭС. М/у М и

р-ом возникает

разность потенциалов,

кот наз-ся электродным . По мере перхода ионов в р-р растёт –заряд поверхности М и +заряд р-ра , что препятствует окислению М. Также протекает обратная р-я-восстановление ионов М до втомов: М(Н₂О)ⁿ⁺_m+neМ+mН₂О. С увеличением скачка  м/у элетродом и раствором V_пр р-ии падает, а обратной растёт. При некотором значении электродного  V_пр=V_обр, устанавливается равновесие: ММⁿ⁺+nе. Абсолютные значения электродных  экспер определить нельзя. Но можно определить разность электродных для характеристики электродных процессов пользуются относительными значениями электродных . Для этого находят разность  измеряемого электрода и электрода,  кот усл принимают =0.Водородный электрод состоит из платинированной платины, контактирующей с газообразным Н, находящимся под Р=100кПа, и раствором, в кот активность ионов Н⁺ =1.ВЭ относится к газовым электродам. Газовые электроды содержат проводники 1-го рода. В качестве проводника 1-го рода в ВЭ служит Pt. При контакте Pt с молекулярным Н происходит адсорбция Н на Pt. Адсорбированный Н, взаимодействуя с молекулами Н₂О, переходит в р-р в виде ионов, оставляя в Pt е. При этом Pt заряжается-, а р-р +. Возникает скачок  м/у Pt и р-ом. Наряду с переходом ионов в р-р идёт обратный процесс восстановления ионов Н⁺ с образованием молекул водорода. Равновесие на ВЭ можно представить в виде 2Н⁺+2еН₂.

61.Гальванический элемент Даниэля-Якоби. Элемент Вольта.

Состоит из медной пластины, погруженной в р-р CuSO₄, и цинковой пластины, погружённый в р-р ZnSO₄. Для предотвращения прямого взаимодействия окислителя и восстановителя электроды отделены друг от друга пористой перегородкой. На поверхности цинковой пластины и медной пластины возникает ДЭС и устанавливается равновесие ZnZn²⁺+2e и CuCu²⁺+2е. В результате протекания этого процесса возникает электродный  Zn и Cu.  цинкового электрода имеет более отрицательное значение, чем  медного электродапри замыкании внешней цепи, е будут переходить от Zn к Сu. В рез-те перехода е от Zn к Сu равновесие на Zn электроде сместится вправов р-р перейдёт дополнит кол-во ионов Zn. Одновременно равновесие на Cu электроде сместится влево и произойдёт разряд ионов Cu. При замыкании внешней цепи возникают самопроизвольные процессы растворения Zn на цинковом электроде и выделения Сu на медном электроде. Эти процессы будут продолжаться до тех пор, пока не выравняются  электродов или не растворится весь Zn. При работе элемента Даниэля-Якоби протекают процессы: 1)реакция окисления Zn: Zn-2eZn²⁺. Процессы окисления анодные процессы; аноды-электроды, на кот идут процессы окисления. 2)Р-я восстановления ионов Cu: Cu²⁺+2еCu. 3)Движение е во внешней цепи.4)Движение ионов в р-ре: анионов (SО^2-₄) к аноду, катионов (Cu²⁺,Zn²⁺) к катоду. Движение ионов в р-ре замыкает электрич цепь гальв элемента. Суммарная р-я(токообразующая): Zn+Cu²⁺=Cu+Zn²⁺.Схема элемента: ZnZn²⁺Cu²⁺Cu.

63. Аккумуляторы (кислотные и щелочные).

Аккумуляторы-устройства, в кот электрич Ехимич Е и обратно. В аккумуляторах под воздействием вн источника тока накапливается химич Е, кот затем переходит в электрич. Процесс накопления хим Е называют зарядом, процесс превращения хим Е в электрич-разрядом. При заряде ак работает как электролизер, при разряде-как гальванич элемент. Наиболее распространёнными явл свинцовые ак, в кот в кач-ве электролита используется раствор Н₂SO₄. поэтому они наз-ся кислотными. Электроды кислотного ак обычно представляют собой свинцовые решётки. Решётки вначале заполняются оксидом Pb, кот при взаим с Н₂SО₄ превращается в PbSО₄. Электроды разделяются друг от друга раствором Н₂SO₄ и пористыми сепараторами. Ак соединяют в батарею, кот помещается в баки из эбонита или полипропилена. Суммарная р-я в аккумуляторе: 2PbSО₄+2Н₂О Pb+PbO₂+4H⁺+2SO^2-₄.

Достоинства свинцового ак: 80, высокая ЭДС и относит малое её изменение при разряде, простота и невысокая цена. Недостатки: Небольшая удельная Е, саморазряд ак при хранении и малы срок службы. Применяется в транспортных средствах, электро- и телефонных станциях. Щелочные ак. Самые распростр никель-кадмиевые и никель-железные. + электрод содержит гидроксид Ni, -содержит Cd или Fe. Ионным проводником служит 20-30 р-р КОН. Суммарные р-ии: 2NiOOH+Cd+2H₂O2Ni(OH)₂+

Cd(OH)₂;

2NiOOH+Fe+2H₂O2Ni(OH)₂+

Fe(OH)₂. Достоинства: большой срок службы, высокая механическая прочность. Недостатки: невысокие . Никель-кадмиевые применяются для питания электронной аппаратуры.

64. Топливные элементы.

Если окислитель и восстановитель хранятся вне элемента и в процессе работы подаются электродам, кот не расходуются, то эл может работать длит время. Такие эл наз-ся топливными. В ТЭ химич Е восстановителя(топлива) и окислителя, непрерывно и раздельно подаваемые к электродам, непосредственно превращается в электрич Е. Удельная Е ТЭ значительно выше Е гальванич эл. В ТЭ используются жидкие или газообразные восстановители (Н, метанол, метан) и окислители, обычно О воздуха. Рассмотрим работу ТЭ на примере кислородно-водородной системы с щелочным электролитом. В таком элементе происходит превращение химич Е р-ии окисления водорода Н₂+1/2О₂=Н₂О в электрич Е. К аноду подводится Н(восстановитель), к катоду-чистый О или О воздуха(окислитель). Схема кислородно-водородного ТЭ: Н₂,МКОНМ,О₂, где М-проводник 1-го рода, играющий роль cat электродного процесса. На аноде элемента протекает р-я окисления водорода: Н₂+2ОН^—2е=2Н₂О. На катоде восстанавливается кислород: 1/2О₂+Н₂О+2е=2ОН^-. Во внешней цепи происходит движение е от анода к катоду, а в р-ре-движение ионов ОН^- от катода к аноду. Суммарная токообразующая р-я: Н₂+1/2О₂=Н₂О. В рез-те протекания этой р-ии в цепи генерируется const ток и химич Е непосредственно превращается в электрич. ТЭ характеризуются ЭДС, U, N, . Снижение поляризации ТЭ достигается применением cat, ↑поверхности электродов, ↑t и концентрации. Особую роль в ТЭ играют электроды, т.к. они определяют поляризацию элемента. В кач-ве cat Электродов ТЭ используются М платиновой группы. ТЭ, работающие при 25-100С, называют низкотемпературными. Ионными проводниками в них служат р-ры КОН, Н₃РО₄.

53. Гидролиз солей.

Солями называются электролиты, при диссоциации кот образуются катионы металлов и анионы кислотных остатков. Гидролиз солей - разложение солей водой. В результате гидролиза соли в растворе появляется избыточное количество ионов Н⁺ или ОН^-. Гидролизу не подвергается соли, образованные сильными кислотами и сильными основаниями. Гидролиз протекает в 3 случаях:

1). Соль сильного основания и слабой кислоты. Сильные электролиты: кислоты HCl, HNO₃, H₂SO₄; щелочи NaOH, Ca(OH)₂, Ba(OH)₂. Слабые электролиты: H₂CO₃, H₂S, NH₄OH, все основания d-металлов Fe(OH)₃, Cu(OH)₂. (Na⁺NaOH, CO₃^2- H₂CO₃, рН>7)

Na⁺₂CO^2-₃+HOHNaOH+NaHCO₃  I-я стадия гидролиза,

2Na²⁺+CO^2-₃+HOH2Na⁺+OH^-+HCO^-₃,

CO₃+HOHOH^-+HCO^-₃,

NaHCO₃+HOHNaOH+H₂CO₃ 

II-я стадия гидролиза (H₂O и CO₂);

Na⁺+HCO^-₃+HOHNa⁺+OH^-+H₂CO₃;

HCO^-₃+HOHH₂CO₃+OH^- (H₂O и CO₂). Сильное основание+сильная кислотанет гидролиза. KCl гидролизу не подвергается. Т.к. процесс гидролиза обратимый, то он не приводит к выводу продукта.

2). Соль слабого основания и сильной кислоты: (Fe³⁺Fe(OH)₃, Cl^-₃HCl, pH<7): FeCl₃+3HOHFe(OH)₃+3HCl,

Fe³⁺+3Cl^-+3HOHFe(OH)₃+3H⁺+3Cl^-,

Fe³⁺+3HOHFe(OH)₃+3H⁺.

3). Соль слабого основания и слабой кислоты: (Fe³⁺₂Fe(OH)₃, S²⁺₃H₂S):

Fe₂S₃+3HOH2Fe(OH)₃+3H₂S↑.

Полный необратимый гидролиз. Соли слабого основания и сильной кислоты в растворе не существуют, т.к. происходит полное гидратическое разложение.

43. Свойства растворов.

{К общим св-ам р-в относятся давления насыщенного пара растворителя нал р-ом и t замерзания, ↑t кипения и осмотическое давление.}

По мере ↑концентрации растворённого вещ-ва ↑отклонения от з-в идеальных растворовбыло предложено сохранить для описания свойств растворов все общие закономерности, применимые к идеальным растворам, но вместо входящих в них концентраций компонентов ввести активности. Связь активности  с концентрацией: =c, где -коэф активности, кот учитывает все виды взаимодействия частиц в данном р-ре, приводящие к отклонению от свойств идеальных р-в.  сами по себе не раскрывают природу процессов, протекающих в реальных системах, тлк позволяют рассчитать реальные св-ва р-в.

Общие св-ва р-в выражаются законами Рауля и Вант-Гоффа. В реальных р-ах вместо концентрации используется активность.

50. Активность растворов электролитов, ионная сила.

По мере ↑концентрации растворённого вещ-ва ↑отклонения от з-в идеальных растворовбыло предложено сохранить для описания свойств растворов все общие закономерности, применимые к идеальным растворам, но вместо входящих в них концентраций компонентов ввести активности. Связь активности  с концентрацией: =c, где -коэф активности, кот учитывает все виды взаимодействия частиц в данном р-ре, приводящие к отклонению от свойств идеальных р-в. =экспериментальная величина/теоретическая величина. Метод вычисления  по экспериментальным данным позволяет определить значения средних  электролита. Нет методов экспериментального определения  отдельных ионов. При расчётах принимают, что средний коэф активности представляет собой ср геометрич коэф активности образующих его ионов. Для электролита А_nВ_m:

_+-= стр 222 написать примеры!!

 зависит от природы растворителя и растворённого вещ-ва, от концентрации р-ра, от t.  меняется в оч широких пределах: в обл разб р-в 1, в обл высококонц р-в  достигает 1,10,100. В обл разб р-в (0,1 моль/л)  зависит от концентрации и q ионов, присутствующих в р-ах и мало зависят от природы растворённых в-в. Эти закономерности наз-ся правилом ионной силы. Согл этому правилу, ионы одинаковой зарядности, независимо от их природы, в разб р-ах с одинаковой ионной силой имеют равные . Ионной силой р-ра наз-ся полусумма произведений концентраций всех ионов, присутствующих в р-ре, на квадрат их q: I=0,5c_iz_i². Правило ионной силы позволяет рассчитать  отдельных ионов в разб р-ах.   с ↑ ионной силы р-ра.

46. II-ой закон Рауля-криоскопия, эбулиоскопия. Антифризы. Определение молярной массы вещ-ва.

1)t кипения ратвора выше t кип-ия растворителя. Это обусловлено тем, что давление пара растворителя над раствором = внешнему давлению при более высокой t, чем в случае чистого растворителя.

Повышение t кипения пропорционально моляльности раствора:

,

где-эбулиоскопическая константа.

Эб-ая константа хар-ет t кипения одномоляльного раствора. Составим пропорцию:

, где -масса растворителя, а -масса растворяемого вещ-ва. Тогда

-молярная масса вещ-ва.

2)Жидкость замерзает, если давление пара над кристаллами = внешнему давлению.

Понижение t замерзания пропорционально моляльности раствора:

,

где -криоскопическая константа.

Составим пропорцию:

Тогда -молярная масса вещ-ва.

Антифризы-незамерзающие жидкости.

49. Степень диссоциации, константа диссоциации, изотонический коэффициент.

Степень диссоциации -отношение числа молекул, диссоциированных на ионы, к общему числу молекул растворённого электролита. В р-ах некоторых электролитов диссоциирует тлк часть молекул. Для количественной хар-ки ЭД введено понятие степени диссоциации. По  в растворах электролиты : на 2 группы: =1 и почти не зависит от конц раствора - сильные электролиты (кислоты HCl, HNO₃, H₂SO₄; щелочи NaOH, Ca(OH)₂, Ba(OH)₂, LiOH, большинство солей); <1 и  с ростом концентрации - слабые электролиты (H₂CO₃, H₂S, NH₄OH, Н₂О; основания p-,d-, f-элементов). Одно и то же вещ-во в 1 растворителе может проявлять св-ва сильного, а в др - слабого электролита. Н-р, хлорид Li и йодит Na при растворении в Н₂О ведут себя как сильные электролиты, а при растворении в ацетоне или в уксусной кислоте эти вещ-ва явл слабыми электролитами.  зависит от концентрации и от t. С  концентрации ↑, с ↑t ↑. Константа диссоциации К_д -константа равновесия для процесса диссоциации. Для процесса диссоциации кислоты НАН⁺+А^- (*). Для процесса диссоциации слабого основания ROHR⁺+OH . Н-р, для гидроксида аммония NH₄OHNH⁺₄+OH^-. К_д зависит от природы диссоциирующего вещ-ва и растворителя и не зависит от концентрации р-ра. К_д указывает на прочность молекул в р-ре. Чем  К_д в данном растворителе, тем слабее диссоциирует электролит, тем его молекулы устойчивее. Многоосновные слабые кислоты и основания диссоциируют ступенчато, причём К_д по каждой следующей ступени всегда на несколько порядков ниже, чем по предыдущей. В Ур-е =сRT Вант-Гофф ввёл поправочный коэф i, называемый изотоническим коэффициентом и позволяющий использовать это ур-е для  разб р-в: _осм= iсRT. i хар-ет отклонение от законов идеальных р-в вследствие электролитической диссоциации электролитов.

Рассм зависимость  от концентрации слабого электролита на примере уксусной кислоты: СН₃СООНСН₃СОО^-+Н⁺. Принимая исх концентрацию кислоты равной с, и степень диссоциации =, получаем, что концентрация части кислоты, кот диссоциирована, будет =с. Т.к. при диссоциации 1 молекулы кислоты образуется по 1 иону Н⁺ и СН₃СОО^-, то их концентрации будут =с. Концентрация кислоты, оставшейся в недиссоц состоянии, будет равна с-с=с(1-). Подставим значения равновесных концентраций ионов и кислоты в (*): , где V=1/с.

47.Осмос. Закон Нернста. Значение его для живых организмов.

Осмос - односторонняя диффузия молекул ч/з полунепроницаемую перегородку.

Количественно осмос хар-ся осм-им давлением, равным силе, приходящейся на единицу площади поверхности, и заставляющей молекулы вещ-ва проникать ч/з полунепроницаемую перегородку. Оно равно давлению столба жидкости высотой h. При равновесии внешнее давление уравновешивает осмотическое давление. В этом случае скорости прямого и обратного переходов молекул ч/з полунепроницаемую перегородку становятся одинаковыми.

Допустим, нам даны раствор и растворитель. Если внешнее давление, приложенное к более концентрированному раствору, ↑ осмотического , то скорость перехода молекул растворителя из концентрированного раствора будет больше, и растворитель будет переходить в разбавленный раствор. Этот процесс, наз-мый обратным осмосом, используется для очистки природных и сточных вод, для получения питьевой воды из морской воды. Осм-ое давление возрастает с увеличением концентрации растворенного вещ-ва и темп-ры. Вант-Гофф предположил, что для осм-ого давления можно применять ур-е состояния идеального газа или , откуда , где -осмот-ое давл., с-молярная концентрация раствора.

Осмос играет очень важную роль в биологических процессах, обеспечивая поступление воды в клетки и др. структуры. Растворы с одинаковым осм-им давл. наз-ся изотоническими. Если осм-ое давл-е выше внутриклеточного, то оно наз-ся гипертоническим, если ниже внутриклеточного – гипотоническим.

Гипертонические рас-ры сахара(сироп) и соли (рассол) широко применяются для консервирования продуктов, т.к. вызывают удаление воды из микроорганизмов. Если в сосуде растворяется к-л вещ-во в двух несмешивающихся м/у собой жидкостях, то соблюдается закон распределения Нернста-Шилова, согласно кот при const t соотношение равновесных концентраций м/у несмешивающимися жидкостями (фазами) яв-ся величиной const, независимой от общего кол-ва компонентов:, где -коэффициент распределения, и - молярные концентрации вещ-ва в жидкостях (фазах) А и В.

55. Золи, гели, лиофильные, лиофобные коллоиды.

Коллоидное состояние характерно для многих вещ-в, если их частицы имеют размер от 1 до 500 нм. Суммарная поверхность этих частиц огромна. Поверхностный слой хар-ся поверхностной энергией и способностью адсорбировать те или иные частицы, в том числе ионы из раствора. Характерной особенностью коллоидных частиц яв-ся наличие на их поверхности заряда, обусловленного избирательной адсорбцией ионов. Коллоидная частица имеет сложное строение. Она включает в себя ядро, адсорбированные ионы, противоионы и растворитель. Существуют лиофильные (гидрофильные) коллоиды,в кот-ых растворитель взаимодействует с ядрами частиц, и лиофобные (гидрофобные) коллоиды, в кот-ых растворитель не взаимодействует с ядром частиц. Лиофильные коллоидные растворы приближаются по св-ам к истинным растворам. Это, как правило, золи органического происхождения. Коллоидные растворы большинства неорганических вещ-в имеют лиофобный хар-р. Коллоидный раствор наз-ся золем. При длительном хранении гидрофильные золи переходят в особое «студнеобразное» коллоидное состояние. В таком виде их называют гелями. Структура геля такова, что мицеллы не разрушаются, а просто связываются друг с другом, образуя своеобразные ячейки, впутри кот сохраняетя среда . Гель можно высушить, превратив его в твердый коллоид.

Примером гидрофильного золя может служить золь желатина. При набухании в воде твердого золя желатина образуется гель. При нагревании геля образуется золь. Все процессы обратимы:

ЗольГельТвердый коллоид

Процесс перехода геля в золь наз-ся пиктизацией. Пиктизация присуща только лиофильным коллоидам.

56.Строение мицеллы коллоидов. Оптические и электрические св-ва.

Ядро ч-цы состоит из электронейтрального агрегата ч-ц с адсорбированными ионами элементов, входящих в состав ядра. Кол-ая ч-ца кроме ядра имеет противоионы и молекулы растворителя. Адсорбированные ионы и противоионы с растворителем образуют адсорбированный слой. Суммарно q частицы = разности q адсорбированных ионов и противоионов. Вокруг частиц находится диф-ый слой ионов,q кот = заряду коллоидной частицы. Кол-ая ч-ца и диф-ый слой образуют электронейтральную мицеллу. Оптические св-ва. Если рассматривать путь светового луча, проходящего ч/з прозрачный кол-ый раствор, то он становится видимым. Этот опт-ий эффект наз-ся конусом Тиндаля. Он вызывается рассеянием света частицами дисперсной фазы коллоидного раствора и яв-ся следствием коллоидной степени дисперсности этих частиц. При сильном увеличении каждая частица в конусе Тиндаля кажется светящейся точкой. Размеры и форму частиц нельзя установить, можно лишь подсчитать их число. Частицы дисперсной фазы золей по своим размерам меньше  волн лучей видимого светаони интенсивно рассеивают свет, но не отражают его. Частицы в грубодисперсных системах отражают свет, их величину и форму часто можно установить без оптического увеличения. Эффект Тиндаля можно наблюдать в темноте при прохождении луча света ч/з запыленное и накуренное помещение. Электрические св-ва .В 1909 г. Рейсс наблюдал воздействие постоянного эл. тока на диспергированную в воде глину и на этом основании описал эл. св-ва коллоидных растворов. Частицы дисперсной фазы (глины) перемещались к аноду, где вследствие их большого скопления наблюдалось помутнение раствора. Частицы дисперсной среды (воды) перемещались к катоду, где наблюдалось ↑уровня прозрачной жидкости. Направленное движение частиц к электродам говорило об их q, причем стало ясным, что дисперсная фаза несет на себе q, противоположный по знаку q среды. Движение частиц дисперсной фазы к одному из электродов при пропускании ч/з золь const эл. тока получило название электрофореза, а движение частиц дисперсной среды-электроосмоса. Электрофорез и электроосмос обусловлены наличием разноименного q у частиц дисперсной фазы и дисп-ой среды. На границе раздела фаз возникает двойной эл-ий слой, состоящий из тонкой (адсорбционной) части и протяженной диффузной части. М/у фазами возникает разность потенциалов (электротермодинамический потенциал).Часть скачка потенциала,обусловленная диф-ым слоем, наз-ся электрокинетическим или дзета-пот-ом. Эл-кин-ий пот-ал определяется толщиной и зарядом диффузного слоя, кот зависят от концентрации и q противоионов и t.