- •6.Свойства ковалентной связи. Геометрия и полярность молекул.
- •7.Ковалентная связь и ее объяснения с позиции метода мо.
- •8. Ионная химическая связь. Ионные кристаллы.
- •9. Металлическая связь. Металлические кристаллы.
- •10. Молекулярные кристаллы. Водородные связи и межмолекулярные взаимодействия.
- •11. Атомные кристаллы.
- •12. Зонная теория проводимости кристаллов.
- •13. Полупроводники.
- •14. Количественные характеристики чистого вещества: экспериментальный способ их определения и расчета.
- •15. Растворы. Способы выражения концентрации раствора: массовая доля, мольная доля, молярная концентрация.
- •16. Молярная концентрация эквивалента. Эквивалент. Фактор эквивалентности и особенности его расчета. Молярная масса эквивалента.
- •17. Фазовые переходы. Фазовые равновесия. Фазовые диаграммы и их анализ.
- •18.Коллегативные свойства растворов.
- •19.Термохимическая теплота. Тепловой эффект химической реакции и фазового перехода.
- •20. Закон Гесса и его следствия.
- •21. Зависимость теплового эффекта от температуры. Уравнение Кирхгоффа
- •22. Экспериментальное определение теплового эффекта химической реакции.
- •23. Основные понятия химической кинетики: Скорость химической реакции, молекулярность, простая и сложная с точки зрения химической кинетики реакции. Основной закон (постулат) химической кинетики.
- •24.Влияние температуры на скорость химической реакции
- •25. Катализ и его особенности
- •26. Экспериментальный способ определения порядка и константы скорости реакции.
- •27. Электролиты. Теория электролитической диссоциации с. Аррениуса.
- •28.Теория сильных электролитов. Активность. Коэффициент активности. Зависимость коэффициента активности от ионной силы раствора.
- •29. Слабые электролиты. Константа кислотности и основности. Закон разбалвения Освальда.
- •30. Вода-слабый электролит. Ионное произведение воды. PH. POh
- •31.Эксперементальное определение водородного показателя
- •32.Расчет рН в растворе сильного электролита.
- •33.Расчет рН в растворе слабого электролита.
- •34.Гетерогенные равновесия в растворе электролита. Произведение растворимости.
- •35. Реакции ионного обмена и их применение в качественном анализе
- •36.Гидролиз солей.
- •37.Кислотно-основное титрование. Определение концентрации раствора на основе метода титрования.
- •38.Кривые титрования. Выбор индикатора по кривой титрования.
- •39.Степень окисления.Окислительно-восстановительные реакции.
- •40.Влияние среды на протекания окислительно-восстановительных процессов (на примере иона MnO4)
38.Кривые титрования. Выбор индикатора по кривой титрования.
Кривая титрования – это график зависимости pH, оптической плотности или каких-либо других характеристик титруемого раствора (ось ординат) от объема добавленного титранта (ось абсцисс). Масштаб оси абсцисс всегда линейный, а оси ординат может быть линейным или логарифмическим. Линейный масштаб удобен для тех методов контроля за титрованием (спектрофотометрия, амперометрия), в которых контролируемый параметр меняется с концентрацией линейно, а логарифмический – в случае логарифмического изменения (например, при потенциометрии с ионоселективным электродом). Логарифмический масштаб часто используют при визуальном определении конечной точки титрования, поскольку именно в этом масштабе наиболее наглядно проявляется резкое изменение свойств раствора вблизи точки эквивалентности.
Для точного определения конечной точки титрования необходимо, чтобы на кривой титрования вблизи точки эквивалентности наблюдался перегиб (скачок). Это требование устанавливает пределы как для минимальной определяемой концентрации, так и для минимальной константы равновесия, приемлемой для реакции титрования. На рис. 3 представлены кривые титрования сильной кислоты сильным основанием и слабой кислоты сильным основанием. Видно, что при уменьшении концентрации скачок становится менее выраженным. Нижний предел концентрации зависит от конкретной реакции и метода определения конечной точки титрования, но проводить титрование при концентрациях ниже 10–4 М уже затруднительно. Рисунок 4 иллюстрирует влияние константы равновесия реакции титрования на кривую титрования. Для реакций нейтрализации в водных растворах константа равновесия в случае сильной кислоты и сильного основания составляет 1014, а для слабой кислоты и сильного основания – 1014Ka, где Ka – константа диссоциации кислоты. По мере уменьшения константы равновесия уменьшается и величина скачка. Чтобы визуальное определение конечной точки титрования было надежным, константа равновесия не должна быть меньше 106. При инструментальном контроле титрования или расчете положения конечной точки титрования на основании полученных данных константа равновесия может составлять всего 102.
39.Степень окисления.Окислительно-восстановительные реакции.
Сте́пень окисле́ния (окислительное число, формальный заряд) — вспомогательная условная величина для записи процессов окисления, восстановления и окислительно-восстановительных реакций, численная величина электрического заряда, приписываемого атому в молекуле в предположении, что электронные пары, осуществляющие связь, полностью смещены в сторону более электроотрицательных атомов.
Представления о степени окисления положены в основу классификации и номенклатуры неорганических соединений.
Степень окисления соответствует заряду иона или формальному заряду атома в молекуле или в формульной единице, например:
Степень окисления указывается сверху над символом элемента. В отличие от указания заряда иона, при указании степени окисления первым ставится знак, а потом численное значение, а не наоборот.
—степень окисления,
—заряды.
Окисли́тельно-восстанови́тельные реа́кции,— это встречно-параллельные химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, реализующихся путём перераспределения электронов между атомом-окислителем и атомом-восстановителем.
В процессе окислительно-восстановительной реакции восстановитель отдаёт электроны, то есть окисляется; окислитель присоединяет электроны, то есть восстанавливается. Причём любая окислительно-восстановительная реакция представляет собой единство двух противоположных превращений — окисления и восстановления, происходящих одновременно и без отрыва одного от другого.
Виды окислительно-восстановительных реакций:
Межмолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах разных веществ, например: Н2S + Cl2 → S + 2HCl
Внутримолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах одного и того же вещества, например: 2H2O → 2H2 + O2
Диспропорционирование (самоокисление-самовосстановление) — реакции, в которых один и тот же элемент выступает и как окислитель, и как восстановитель, например: Cl2 + H2O → HClO + HCl
Репропорционирование (конпропорционирование) — реакции, в которых из двух различных степеней окисления одного и того же элемента получается одна степень окисления, например:
NH4NO3 → N2O + 2H2O