7. Физические химические свойства воды. Диаграмма состояния воды.

H2O-имеет угловое строение, атом O2 находится в сост. sp3-гибр-ции,валентный угол 104.30.H2O-полярные мол-лы. дипольный момент=1.84Д.Плотность H2O при переходе из тв в жидкое сост-е увел плотность(max 40C)Имеет высокую теплоёмкость С=4.18 Дж/грK.Медленно остывает и нагревается(термолегулятор).3 агр сост H2Oкр-H2Oж-H2Oг.Переход от одного агр сост в другое с одинаковым составом- фазовое равновесие.Правило фаз

C+Ф=K+2 сумма степеней свобод=числу аз больше числа компонентов на 2.K-часть с-мы которая явл-ся хим.однородным в-в и может быть выделена из сис-мы K=1однаK=2двух компон с-ма /Ф-часть с-мы обл-я определ-тью сос-ва структуры сост-я.С-число степеней свободы равновесной сис-мы которые можно произвольноменять не изменяя число фаз и их сос-вы .Для обл (AOB-тв OBC-ж COA-г Ф=1 С=3-1=2 ) (OA-тв_г OCг_ж OBт_ж Ф=2 С=3-2=1) (тчк О ТВ_ж_г Ф=3 С=0) Система-совокупность всех в-в приним-х участие в хим-ком равновесии. H2O-содержит примиси биолог-кие,химические,механические

2H2Otа2H2+O2|2H2O+FetаFeO+H2|H2O+2Naа2NaOH+H2|H2O+SO3аH2SO4|H2O+Na2Oа2NaOH|H2O+сольагидр-з

В зависимости от кол-ва хим.примисей различают времен.и пост.жёсткость Ca(HCO3)2tаCaCO3+H2O+CO2-врем

кипячение, CaCl2,MgSO4-пост.только хим.путём

8.Законы Рауля и Вант-Гоффа для растворов неэлектролитов.

Разбавленные растворы неэлектролитов обладают рядом свойств (коллигативные свойства), количественное выражение которых зависит только от числа находящихся в растворе частиц растворенного в-ва и от количества раств-ля. Некоторые коллигативные свойства растворов используются для определений молекулярной массы растворенного в-ва. Зависимость этих свойств от концентрации выражается уравнениями:

1. Понижение давления пара раств-ля над раствором, Δр (з а к о н Р а у л я) p1=N1p0; Δp=po-p1=N2p0=p0n2/n1+n2 р-парциальное давление насыщенного пара раств-ля над раствором; Ро-давление насыщенного пара над чистым растворителем; N1- мольная доля раств-ля; N2-мольная доли растворенного в-ва; n1-количество раств-ля n2-количество растворенного в-ва.

2. Понижение темп-ры кристаллизации раст-ра, Δtкрист=Km К-криоскопическая постоянная раств-ля; m- мо-ляльная концентрация растворенного в-ва

3. Повышение темп-ры кипения раствора,

Δtкип=Еm Е - эбуллиоскопическая постоянная раств-ля.

4. Осмотическое давление, Р=CмRT кПа См - молярная концентрация; R-8,31 Дж/(моль-1К-1); Т - температура, К.

Осмос-явл.односторонней диффузии. Закон Вантгоффа вел-на осмат давления разбавл. р-ра численно = тому давлению которое производило бы данное кол-во раствор-го в-ва находясь в газообразном сост.и занимала обьём р-ра при данной t. У-е Менделеева-Клайперона PV=mBRT/MB|P= mBRT/MBV|π=CBRT|CB=mB/MBVр-ра м/л

9.Теория электролитической диссоциации. Степень и константа диссоциации. Сильные и слабые электро-ты

При растворении в воде или других раств-лях, состоящих из полярных молекул, электролиты подвергаются электролитической диссоциации, т. е. в большей или меньшей степени распадаются на положительно и отрицательно заряженные ионы - катионы и анионы. Электролиты, диссоциирующие в растворах не полностью, называются слабыми электролитами. В их растворах устанавливается равновесие между недиссоциированными молекулами и продуктами их диссоциации- ионами.

СНзСООНуН++СНзСОO- K=[Н+][СНзСОO-]/[СНзСООН]

Степенью диссоциации электролита называется отношение числа молекул, распавшихся в данном растворе на ионы, к общему числу молекул электролита в растворе.

Для электролита АХаА++Х-, константа и степень диссоциации связаны coоотношением (закон разбавления Оствальда): K=а2См/(1-а) Сm-моляр конц-я электролита, моль/л. Если степень диссоциации значительно <единицы, то при приближенных вычислениях можно принять, что 1-а=1 Тогда К = а2См, а =(К/Сm)1/2

При разбавлении раствора (при уменьшении концентрации электролита См) степень диссоциации электролита возрастает. Для расчетов, связанных с диссоциацией кислот удобно показателем константы диссоциации рК, который определяется соотношением рК =-lgК с возрастанием К, (увеличением силы к-ты), значение рKуменьшаетсяследовательно, чем больше рK, тем слабее кислоты. При введении в раствор слабого электролита одноименных ионов равновесие диссоциации нарушается и смещается в направлении образования недиссоциированных молекул, так что степень диссоциации электролита уменьшается. СНзСООНуH++CH3COO- сместится влево. В растворах многоосновных кислот, а также оснований, содержащих несколько гидроксильных групп, устанавливаются ступенчатые равновесия,отвечающие последовательным стадиям диссоциации. K1>>K2>>K3

Н3Р04уН++Н2Р04- //Н2Р04-уН++НР04-2//НР04-2уН++Р04-3

Электролиты,практически полностью диссоциирующие в водных раств-х,называются сильными электролитами. К сильным электролитам относятся: большинство солей,

В растворах сильных электролитов концентрация ионов довольно велика, так что силы межионного взаимодействия заметно проявляются даже при малой концентрации электролита. В результате ионы оказываются не вполне свободными в своем движении, и все Свойства электролита, зависящие от числа ионов, про являются слабее, чем следовало бы ожидать при полной диссоциации электролита на не взаимодействующие между собой ионы. Поэтому для описания состояния ионов в растворе пользуются, наряду с концентрацией ионов, их активностью. Активность иона связана с его молекулярной концентрацией в растворе:α=fCm f-коэффициент активности иона.