- •1. Строение атома. Модели атома (Морозова, Резерфорда, Бора). Теория Бора. Уравнение Планка. Принцип неопределенности Гейзенберга. Волновая функция.
- •Строение атома по Бору:
- •3.Периодическая система элементов состоит из периодов и групп
- •8. Ковалентная связь. Свойства ковалентной связи: прочность, полярность, насыщаемость, направленность, гибридизация, кратность.
- •10. Обменный и донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи.
- •10.Водородная связь и межмолекулярное взаимодействие.
- •7. Типы связи σ-, π-, δ- связь.
- •9. Ионная связь и ее свойства.
- •13,14. Химичёская термодинамика, термодинамические параметры (т, р, V). Внутренняя энергия. Первый закон термодинамики.
- •14,15. Энтальпия образования вещества. Закон Гесса и его применение.
- •16. Свободная энергия Гиббса. Самопроизвольность протекания реакций. Свободная энергия Гиббса
- •19,23. Химическая кинетика. Закон действующих масс гомогенных и гетерогенных систем. Скорость прямой и обратной реакции. Константа скорости химической реакции. Порядок и молекулярность реакции.
- •20,23. Влияние температуры на скорость реакции, правило Вант-Гоффа, энергия активации, уравнение Аррениуса
- •23. Гомогенный и гетерогенный катализ. Катализаторы и ингибиторы.
- •18. Химическое равновесие. Смещение химического равновесия при изменении условий протекания химических процессов. Принцип Ле-Шателье
- •26. Растворы Свойства растворов.
- •Способы выражения концентрации растворов(процентная, молярность, нормальность, моляльность, титр).
- •27. Растворы электролитов. Электролитическая диссоциация. Степень диссоциации. Константа диссоциации.
- •28. Ионное произведение воды. Водородный показатель (рН) растворов.
- •30. Гидролиз солей. Константа гидролиза.
- •29. Произведение растворимости.
- •24. Дисперсные системы. Коллоидные растворы, свойства.
- •32. Строение мицеллы коллоидов. Оптические и электрические свойства. Мицелла. Св-ва
28. Ионное произведение воды. Водородный показатель (рН) растворов.
Тщательно очищенная от посторонних примесей вода обладает определённой, хотя и незначительной, электрической проводимостью, заметно возрастающей с повышением температуры. Наличие электрической проводимости может быть объяснено только тем, что молекулы воды, частично распадаются на ионы, т.е. H2O является слабым электролитом. Процесс диссоциации воды может быть записан
H2O + H2O ↔ H3O+ + OH¯. Этот процесс называется самоионизацией или автопротолизом. Реакцию воды часто записывают в более простом виде:H2O ↔ H+ + OH¯. Константа диссоциации воды может быть вычислена по уравнению
Кд = (aH aOH)/aH2O (1). Учитывая, что при комнатной температуре на ионы распадается лишь одна из примерно 108 молекул воды, активности ионов в уравнении могут быть заменены их концентрациями , а концентрацию нераспавшихся молекул воды можно считать равной общей концентрации молекул воды. Концентрацию молекул можно рассчитать, разделив массу 1 л воды на массу её моля: 1000/18 = 55,5 моль/л. Считая эту величину постоянной, можно уравнение (1) записать в виде: [H+] [OH¯] = Кд 55,5 = Кв, где Кв – ионное произведение воды. При расчётах связанных с водными растворами электролитов, используют не концентрации, активности ионов: aH·aOH = Кв.
Для воды и разбавленных водных растворов при неизвестной температуре произведение концентраций ионов гидроксония и гидроксид ионов – есть величина постоянная. Эта величина наз. ионным произведением воды.
Вода является слабым электролитом и в незначительный степени диссоциирует на ионы по реакции: H2O ↔ H+ + OHK = ([H+][OH-])/[H20] = 1.8 · 10-16 (при 22 0С).
Водородным показателем, или pH, называется взятый с обратным знаком десятичный логарифм активности ионов водорода в растворе: pH = - lg aH. Водородный показатель определяет характер реакции раствора. При pH<7 реакция раствора кислая, при pH>7 – щелочная, при pH=7 – реакция нейтральная. Водородный показатель имеет важное значение для понимания большинства процессов, протекающих в жидкой фазе, так как ионы H+ и OH¯ непосредственно участвуют во многих из этих процессов. Кроме того, эти ионы являются гомогенными катализаторами многих реакций. Величина pH может служить критерием силы кислоты или основания. Водородный показатель играет важную роль в жизнедеятельности организма, так в норме pH сыворотки крови равен 7,40 ± 0,05, слёз – 7,4 ± 0,1. отклонение pH от нормальных значений приводит к расстройству деятельности организма. Существенно влияние на урожайность оказывает pH почвы, на экологию водоёма – pH воды.
Подавляющее большинство веществ обладает ограниченной растворимостью в воде и других растворителях. Поэтому на практике часто приходится встречаться с системами, в которых в состоянии равновесия находят осадок и насыщенный раствор электролита. Вследствие динамического характера равновесия скорость процесса растворения осадка будет совпадать со скоростью обратного процесса кристаллизации.
AnBm(т) ↔ nAm+ + mBn-.
Произведение активностей ионов электролита, содержащихся в его насыщенном растворе при данной температуре, есть величина постоянная. Эту величину называют произведением растворимости электролита и обозначают ПР. как константа равновесия, произведение растворимости зависит от природы растворённого вещества и растворителя, а также от температуры и не зависит от активностей ионов в растворе.
Связь между ПР и растворимостью cp выразиться уравнением:
ПР=(nCрАm+)n(mCрBn-)m