16.Способы выражения концентрации растворов.

Процентная(С%) выражает кол-во в-ва в граммах,содерж-ся в 100г рас-ра. Молярная(См)показывет кол-во молей растворенного в-ва,содерж.в 1л рас-ра.Рас-р,сожерж. 1 моль раств.в-ва-одномолярный, 0,1 моля в-ва-децимолярный, 0,01 моля в-ва-сантимолярный. Моляльная(Сm) показывает кол-во молей растворенного в-ва,приходящиеся на 1000г рас-ля.Напримеродномоляльным раствором явл. рас-р , содерж.1 моль в-ва+1000г рас-ля. Нормальная(эквивалентная)(Сн) выражает кол-во

эквивалентов растворенного в-ва, содержащееся в 1л р-ра. 1н-однонормальный, 0,1н-децинормальный, 0,01н- сантинормальный

17.Понятие об эквиваленте. Закон эквивалентов. Нормальная концентрация. Основное уравнение объемного анализа. Эквивалент - это реальная или условная частица, которая может присоединять, высвобождать или другим способом быть эквивалентна катиону водорода в ионообменных реакциях или электрону в окислительно-восстановительных реакциях. Закон эквивалентов: все вещества реагируют в эквивалентных отношениях. Формула, выражающая закон эквивалентов: m1Э2=m2Э1. Нормальная(эквивалентная)(Сн) выражает кол-во эквивалентов растворенного в-ва, содержащееся в 1л р-ра. 1н-однонормальный, 0,1н-децинормальный, 0,01н- сантинормальный.Объемный анализ - это совокупность методов химического количественного анализа, основанных на измерении объёмов для установления концентрации (содержания) определяемого вещества. 18.Теория электролитической диссоциации. Электролитическая диссоциация — процесс распада электролита на ионы при растворении его в полярном растворителе или при плавлении. Классическая теория электролитической диссоциации основана на предположении о неполной диссоциации растворённого вещества, характеризуемой степенью диссоциации α, т. е. долей распавшихся молекул электролита. Динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами описывается законом действующих масс. Константа диссоциации Kd определяется активностями катионов α_(k+), анионов α_(k-) и недиссоциированных молекул α_kA. Значение Kd зависит от природы растворённого вещества и растворителя, а также от температуры и может быть определено несколькими экспериментальными методами. Степень диссоциации (α) может быть рассчитана при любой концентрации электролита.

19.Кислоты, основания, соли. Процессы диссоциации. Основные свойства. Кислоты — сложные вещества, в состав которых обычно входят атомы водорода, способные замещаться на атомы металлов, и кислотный остаток. Водные растворы кислот имеют кислый вкус, обладают раздражающим действием, способны менять окраску индикаторов, отличаются рядом общих химических свойств. Соли — класс химических соединений, к которому относятся вещества, состоящие из катионов металла и анионов кислотного остатка. Основания — сложные вещества, которые состоят из атомов металла или иона аммония и гидроксогруппы (-OH). В водном растворе диссоциируют с образованием катионов и анионов ОН−. Название основания обычно состоит из двух слов: «гидроксид металла/аммония». Хорошо растворимые в воде основания называются щелочами. Про процессы диссоциации написано в пункте18. Основные свойства кислот: 1)взаимодействие с основными оксидами с образованием соли и воды; 2)взаимодействие с амфотерными оксидами с образованием соли и воды; 3)взаимодействие со щелочами с образованием соли и воды (реакция нейтрализации); 4)взаимодействие с нерастворимыми основаниями с образованием соли и воды. Основные свойства солей: 1) соли взаимодействуют с кислотами и основаниями, если в результате реакции получается продукт, который выходит из сферы реакции; 2)соли взаимодействуют с металлами, если свободный металл находится левее металла в составе соли в электрохимическом ряде активности металлов; 3)соли взаимодействуют между собой, если продукт реакции выходит из сферы реакции (образуется газ, осадок или вода); в том числе эти реакции могут проходить с изменением степеней окисления. Основные свойства оснований: 1)Действие на некоторые кислотно-основные индикаторы; 2)при взаимодействии с кислотой образуется соль и вода; 3)слабые и нерастворимые основания при нагреве разлагаются.

20.Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Степень диссоциации - это величина, характеризующая состояние равновесия в реакции диссоциации в гомогенных (однородных) системах. Степень диссоциации α равна отношению числа диссоциированных молекул n к сумме n + N, где N — число недиссоциированных молекул. Часто α выражают в процентах. Степень диссоциации зависит как от природы растворённого электролита, так и от концентрации раствора. Сильные электролиты - это электролиты, степень диссоциации которых в растворах равна единице (то есть диссоциируют полностью) и не зависит от концентрации раствора. Сюда относятся подавляющее большинство солей, щелочей, а также некоторые кислоты (сильные кислоты, такие как: HCl, HBr, HI, HNO3).Слабые электролиты - степень диссоциации меньше единицы (то есть диссоциируют не полностью) и уменьшается с ростом концентрации. К ним относят воду, ряд кислот (слабые кислоты), основания p-, d-, и f- элементов.

21.Ионное произведение воды. Водородный показатель. Ионное произведение воды - это произведение концентраций ионов водорода Н+ и ионов гидроксида OH− в воде или в водных растворах, константа автопротолиза воды. Водородный показатель, pH - это мера активности (в очень разбавленных растворах она эквивалентна концентрации) ионов водорода в растворе, и количественно выражающая его кислотность, вычисляется как отрицательный (взятый с обратным знаком) десятичный логарифм активности водородных ионов, выраженной в молях на литр: pH = - lg [H+]. 22.Гидролиз солей. Факторы, влияющие на процессы гидролиза соли. Гидролиз - это один из видов химических реакций сольволиза, где при взаимодействии веществ с водой происходит разложение исходного вещества с образованием новых соединений. Механизм гидролиза соединений различных классов: соли, углеводы, белки, сложные эфиры, жиры и др. имеет существенные различия. Гидролиз солей - это разновидность реакций гидролиза, обусловленного протеканием реакций ионного обмена в растворах (преимущественно, водных) растворимых солей-электролитов. Движущей силой процесса является взаимодействие ионов с водой, приводящее к образованию слабого электролита в ионном или (реже) молекулярном виде («связывание ионов»). Факторы, влияющие на процессы гидролиза соли: 1)концентрация соли. Поскольку гидролиз — процесс обратимый, то добавление воды в раствор будет способствовать смещению этой равновесной реакции вправо, т. е. разбавление соли усиливает ее гидролиз; 2)температура. Все реакции нейтрализации идут с выделением теплоты. Следовательно, гидролиз — процесс эндотермический; 3)влияние кислот и оснований. Процессы гидролиза солей сопровождаются выделением ионов Н+ или ОН–. Поэтому добавление кислоты к раствору соли, гидролиз которой проходит по катиону, т. е. с образованием ионов Н+, смещает равновесие обратимого процесса влево, процесс гидролиза подавляется. 23.Растворимость. Насыщенные и ненасыщенные растворы. Растворимость - это способность вещества образовывать с другими веществами однородные системы -растворы, в которых вещество находится в виде отдельных атомов, ионов, молекул или частиц. Растворимость выражается концентрацией растворённого вещества в его насыщенном растворе либо в процентах, либо в весовых или объёмных единицах, отнесённых к 100 г или 100 см3 (мл) растворителя (г/100 г или см3/100 см3). Насыщенный раствор - это раствор, в котором растворённое вещество при данных условиях достигло максимальной концентрации и больше не растворяется. Осадок данного вещества находится в равновесном состоянии с веществом в растворе. Ненасыщенный раствор - это раствор, в котором концентрация растворенного вещества меньше, чем в насыщенном растворе, и в котором при данных условиях можно растворить еще некоторое его количество. 24.Произведение растворимости. Произведение растворимости (ПР, Ksp) — произведение концентрации ионов малорастворимого электролита в его насыщенном растворе при постоянной температуре и давлении. Произведение растворимости — величина постоянная. При постоянной температуре в насыщенных водных растворах малорастворимых электролитов устанавливается равновесие между твердым веществом и ионами, образующими это вещество. В общем виде, произведение растворимости для вещества с формулой AmBn, которое диссоциирует на m ионов Aⁿ⁺ и n ионов B^m-, рассчитывается по уравнению: K = [Aⁿ⁺ (aq)]^m[B^m- (aq)]ⁿ, где [Aⁿ⁺] и [B^m-] - это равновесные молярные концентрации ионов, образующихся при электролитической диссоциации.

25.Давление насыщенного пара. Закон Рауля. Определение температуры кипения и кристаллизации раствора. Эбуллиоскопические и криоскопические константы. Насыщенный пар - это пар, находящийся в термодинамическом равновесии с жидкостью или твёрдым телом того же состава. Давление насыщенного пара связано определённой для данного вещества зависимостью от температуры. Когда внешнее давление падает ниже давления насыщенного пара, происходит кипение (жидкости) или возгонка (твёрдого тела); когда оно выше - напротив, конденсация или десублимация. Первый закон Рауля связывает давление насыщенного пара над раствором с его составом; он формулируется следующим образом: Парциальное давление насыщенного пара компонента раствора прямо пропорционально его мольной доле в растворе, причём коэффициент пропорциональности равен давлению насыщенного пара над чистым компонентом: P_i= P⁰_i*X_i. Из первого закона Рауля выводятся два следствия, касающиеся понижения температуры замерзания и повышения температуры кипения растворов, которые в объединённом виде известны как второй закон Рауля: 1)понижение температуры кристаллизации растворов: T⁰_fr- T_fr= ∆T_fr= Km; 2) Повышение температуры кипения растворов: T_b- T⁰_b = ∆T_b= Em. Коэффициенты пропорциональности К и Е в приведённых выше уравнениях - это соответственно криоскопическая и эбуллиоскопическая постоянные растворителя, имеющие физический смысл понижения температуры кристаллизации и повышения температуры кипения раствора с концентрацией 1 моль/кг. Для воды они равны 1.86 и 0.52 K•моль⁻¹•кг соответственно.

26.Отклонение от законов Рауля для растворов электролитов. Изотонический коэффициент. Растворы, компоненты которых существенно различаются по физическим и химическим свойствам, подчиняются закону Рауля лишь в области очень малых концентраций; при больших концентрациях наблюдаются отклонения от закона Рауля. Случай, когда истинные парциальные давления паров над смесью больше, чем вычисленные по закону Рауля, называют положительными отклонениями. Противоположный случай, когда парциальные давления паров компонентов оказываются меньше вычисленных - отрицательные отклонения. Причиной отклонений от закона Рауля является то обстоятельство, что однородные частицы взаимодействуют друг с другом иначе, чем разнородные (сильнее в случае положительных и слабее в случае отрицательных отклонений). Для учёта этих отклонений Вант - Гофф внёс в приведённые в пункте 25. уравнения поправку — изотонический коэффициент i, неявно учитывающий диссоциацию молекул растворённого вещества.

27.Временная и постоянная жесткость воды. Единицы измерения жесткости. Устранение временной и постоянной жесткости воды. Иониты. Жёсткость воды — совокупность химических и физических свойств воды, связанных с содержанием в ней растворённых солей щёлочноземельных металлов, главным образом, кальция и магния(так называемых «солей жёсткости»). Вода с большим содержанием таких солей называется жёсткой, с малым содержанием — мягкой. Различают временную (карбонатную) жёсткость, обусловленную гидрокарбонатами кальция и магния (Са(НСО3)2; Mg(НСО3)2), и постоянную (некарбонатную) жёсткость, вызванную присутствием других солей, не выделяющихся при кипячении воды: в основном, сульфатов и хлоридов Са и Mg (CaSO4, CaCl2, MgSO4, MgCl2). Для численного выражения жёсткости воды указывают концентрацию в ней катионов кальция и магния. Рекомендованная единица СИ для измерения концентрации — моль на кубический метр (моль/м3), однако, на практике для измерения жёсткости чаще используется миллимоль на литр (ммоль/л). Методы устранения: 1)термоумягчение. Основан на кипячении воды, в результате термически нестойкие гидрокарбонаты кальция и магния разлагаются с образованием накипи; 2)реагентное умягчение. Метод основан на добавлении в воду кальцинированной соды Na2CO3 или гашёной извести Ca(OH)2; 3)катионирование. Метод основан на использовании ионообменной гранулированной загрузки (чаще всего ионообменные смолы); 4)обратный осмос. Метод основан на прохождении воды через полупроницаемые мембраны (как правило, полиамидные); 5)электродиализ. Основан на удалении из воды солей под действием электрического поля. Иониты - это твердые нерастворимые вещества, способные обменивать свои ионы на ионы из окружающего их раствора. Обычно это синтетические органические смолы, имеющие кислотные или щелочные группы. Иониты разделяются на катиониты, поглощающие катионы, и аниониты, поглощающие анионы. 28.Окислительно - восстановительные реакции. Степень окисления. Важнейшие окислители и восстановители. Окислительно - восстановительные реакции (ОВР) - 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. Степень окисления - это 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. Важнейшие окислители и восстановители: 1) восстановители - металлы, водород, углерод; 2)окислители - галогены, кислород, фтор.

29.Типы окислительно - восстановительных реакций. Типы окислительно - восстановительных реакций: 1)межмолекулярные - реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах разных веществ, например: Н2S + Cl2 → S + 2HCl; 2)внутримолекулярные - реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах одного и того же вещества, например: 2H2O → 2H2 + O2; 3)диспропорционирование (самоокисление-самовосстановление) - реакции, в которых один и тот же элемент выступает и как окислитель, и как восстановитель, например: Cl2 + H2O → HClO + HCl; 4)репропорционирование (конпропорционирование) - реакции, в которых из двух различных степеней окисления одного и того же элемента получается одна степень окисления, например: NH4NO3 → N2O + 2H2O.