- •4.Количественные соотношения в химии. Сохранение веса, постоянства состава, кратных отношений. Эквивалент. Закон эквивалентов. Химические эквиваленты простых и сложных веществ (примеры)
- •5.Основные газовые законы: Гей-Люссака, Авогадро и следствия из него. Молярный объем и молярная масса газа. Объединенный газовый закон. Уравнение Менделеева-Клапейрона.
- •8.История развития строения атома. Радиоактивность.Α-β- γ- излучения.
- •9.Теория атома водорода по Бору (постулаты Бора). Закон и уравнение Планки.
- •11.Квантовые числа: главное(ņ) орбитальное (1), магнитное (m1,) спиновое (mŚ). Заполнение электронами энергетических уровней. Принцип Паули. Правило Гунда. Правило Клечковского.
- •15.Ковалентная связь. Метод валентных связей (мвс). Полярная и неполярная ковалентная связь. Механизмы образования (обменный, донорно-акцепторный)Описание химической связи методом электронных пар.
- •16.Свойства ковалентной связи: длина, насыщаемость, направленность. Диполь, дипольный момент.
- •19.Энергетические схемы образования молекул из одинаковых атомов (гомоядерные) и разных атомов (гетероядерные) на примере νо, со, о2, f2.
- •20.Сравнение мвс и ммо (двухцентровые и многоцентровые связи)
- •21.Ионная связь. Поляризация и поляризующая способность ионов. Механизм образования, свойства. Водородная и металлическая связь.
- •37.Комплексные соединения. Координационная теория Вернера. Химическая связь в комплексных соединениях. Диссоциация комплексных соединений в растворах. Устойчивость комплексов. Парфириновые комплексы.
- •38.Электролитическая диссоциация. Элементы теории растворов электролитов. Сильные и слабые электролиты. Классификация электролитов по степени диссоциации.
- •39.Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Произведение растворимости.
- •40.Гидролиз. Гидролиз солей. Реакция среды. Степень и константа гидролиз
- •Индикаторы
- •41.Ряд напряжений металлов.Электродные потенциалы
- •42.Классификация окислительною - восстановителя реакций. Окислители и восстановители. Степени окисления. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций в растворах.Уравнение Нернста.
- •43.Термодинамика. Основные задачи химической термодинамики. Основы биоэнергетики. Система и ее окружение (открытая, закрытая и изолированная система).
- •44.Состояние системы. Параметры состояния, уравнения состояния. Термодинамические функции (функции состояния, функции процесса). Первое начало термодинамики..
- •45.Термодинамические процессы: изохорный, изобарный (энтальпия), изотермический, адиабатный, термодинамические обратимые и необратимые процессы.
- •1. Основные понятия и определения; Атом. Молекула. Химический элемент.
- •2.Основные стехиометрические законы: Сохранение веса, постоянства состава, кратных отношений. Эквивалент. Закон эквивалентов. Химические эквиваленты простых и сложных веществ (примеры).
- •3.Основные газовые законы: Гей-Люссака, Авогадро и следствия из него. Молярный объем и молярная масса газа. Объединенный газовый закон. Уравнение Менделеева-Клапейрона.
- •4. Химические уравнения. Классификация химических уравнений. Многоэлементные соединения: гидроксиды, оксиды, соли, кислоты.
- •5.История развития строения атома. Радиоактивность.Α-β- γ- излучения.
- •6.Модель Томсона. Опыты Резерфорда по рассеиванию α- частиц. Модель атома по э.Резерфорду ее недостатки.
- •7.Теория атома водорода по Бору (постулаты Бора). Закон и уравнение Планки.
- •8.Корпускулярно-волновые свойства электрона. Уравнение де Бройля. Уравнение Шредингера.
- •9.Энергетические уровни в атоме. Электронная структура атома. Строение электронного облака. Понятие об атомных орбиталях.
- •10.Квантовые числа: главное(ņ) орбитальное (1), магнитное (m1,) спиновое (mŚ). Заполнение электронами энергетических уровней. Принцип Паули. Правило Гунда. Правило Клечковского.
- •11.Периодический закон и периодическая система элементов д.И.Менделеева принцип построения группы, периода. Ś-,р-,đ- f- блоки элементов. Их расположение в периодической системе.
- •12.Важнейшие характеристики элемента: энергия ионизации, относительная электроотрицательность (оэо), сродство атома элемента к электрону и их зависимость от радиуса атома. Атомные и ионные радиусы.
- •Горизонтальные строчки Периодической таблицы называются периодами, а вертикальные - группами.
- •Номер периода, в котором находится элемент, совпадает с номером его валентной оболочки. Эта валентная оболочка постепенно заполняется от начала к концу периода.
- •13.Химическая связь. Параметры химической связи: энергия связи, длина связи, валентный угол.
- •14. Ковалентная связь. Метод валентных связей (мвс). Полярная и неполярная ковалентная связь. Механизмы образования (обменный, донорно-акцепторный)
- •15.Свойства ковалентной связи: длина, насыщаемость, направленность. Диполь, дипольный момент.
- •18.Энергетические схемы образования молекул из одинаковых атомов (гомоядерные) и разных атомов (гетероядерные) на примере νо, со, о2, f2.
- •19.Сравнение мвс и ммо (двухцентровые и многоцентровые связи)
- •20.Ионная связь. Поляризация и поляризующая способность ионов. Механизм образования, свойства. Водородная и металлическая связь.
- •28.Смещение химического равновесия. Принцип Ле- Шателье. Закон Вант-Гоффа (уравнение, выражающее зависимость температуры от энтальпии)
- •33.Учение о растворах. Общие свойства растворов. Классификация дисперсных систем. Истинные растворы. Концентрации растворов.
- •34.Способы выражения концентрации растворов: молярная, моляльная, нормальная, процентная, мольная доля.
- •35.Коллигативные свойства разбавленных растворов (осмос осмотическое давление, диффузия, закон Вант-Гоффа, законы Рауля.).
- •38.Электролитическая диссоциация. Элементы теории растворов электролитов. Сильные и слабые электролиты. Классификация электролитов по степени диссоциации.
- •39.Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Произведение растворимости. Произведение растворимости
- •40. Гидролиз. Гидролиз солей. Реакция среды. Степень и константа гидролиз
- •41.Ряд напряжений металлов.
- •42. Электролиз. Законы Фарадея. Функции катода и анода при электролизе, факторы
- •43. Классификация окислительною - восстановителя реакций. Окислители и восстановители. Степень окисления, валентность.
- •44.Термодинамика. Основные задачи химической термодинамики. Основы биоэнергетики. Система и ее окружение (открытая, закрытая и изолированная система).
- •45.Состояние системы. Параметры состояния, уравнения состояния. Термодинамические функции (функции состояния, функции процесса). Первое начало термодинамики..
- •46.Термодинамические процессы: изохорный, изобарный (энтальпия), изотермический, адиабатный, термодинамические обратимые и необратимые процессы.
- •48.Связь между ∆ğ и Кр.. Энергия Гиббса, энтальпия, энтропия.
- •Атомы и химические элементы. Периодический закон и периодическая система элементов д.И.Менделеева. Изотопы
- •Простые и сложные вещества. Масса атомов молекул. Агрегатное состояние веществ. Структурные формулы веществ. Аллотропия.
- •Энергетические диаграммы и электронные конфигурации атомов бора, углерода, азота. Кислорода, фтора и неона
- •4. Моль.Химические реакции. Типы химических реакций. Валентность, степень окисления Молярная масса.
- •4.Количественные соотношения в химии. Сохранение веса, постоянства состава, кратных отношений. Эквивалент. Закон эквивалентов. Химические эквиваленты простых и сложных веществ (примеры)
- •5.Основные газовые законы: Гей-Люссака, Авогадро и следствия из него. Молярный объем и молярная масса газа. Объединенный газовый закон. Уравнение Менделеева-Клапейрона.
- •8.История развития строения атома. Радиоактивность.Α-β- γ- излучения.
- •9.Теория атома водорода по Бору (постулаты Бора). Закон и уравнение Планки.
- •11.Квантовые числа: главное(ņ) орбитальное (1), магнитное (m1,) спиновое (mŚ). Заполнение электронами энергетических уровней. Принцип Паули. Правило Гунда. Правило Клечковского.
- •15.Ковалентная связь. Метод валентных связей (мвс). Полярная и неполярная ковалентная связь. Механизмы образования (обменный, донорно-акцепторный)Описание химической связи методом электронных пар.
- •16.Свойства ковалентной связи: длина, насыщаемость, направленность. Диполь, дипольный момент.
- •19.Энергетические схемы образования молекул из одинаковых атомов (гомоядерные) и разных атомов (гетероядерные) на примере νо, со, о2, f2.
- •20.Сравнение мвс и ммо (двухцентровые и многоцентровые связи)
- •21.Ионная связь. Поляризация и поляризующая способность ионов. Механизм образования, свойства. Водородная и металлическая связь.
- •37.Комплексные соединения. Координационная теория Вернера. Химическая связь в комплексных соединениях. Диссоциация комплексных соединений в растворах. Устойчивость комплексов. Парфириновые комплексы.
- •38.Электролитическая диссоциация. Элементы теории растворов электролитов. Сильные и слабые электролиты. Классификация электролитов по степени диссоциации.
- •39.Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Произведение растворимости.
- •40.Гидролиз. Гидролиз солей. Реакция среды. Степень и константа гидролиз
- •Индикаторы
- •41.Ряд напряжений металлов.Электродные потенциалы
- •42.Классификация окислительною - восстановителя реакций. Окислители и восстановители. Степени окисления. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций в растворах.Уравнение Нернста.
- •43.Термодинамика. Основные задачи химической термодинамики. Основы биоэнергетики. Система и ее окружение (открытая, закрытая и изолированная система).
- •44.Состояние системы. Параметры состояния, уравнения состояния. Термодинамические функции (функции состояния, функции процесса). Первое начало термодинамики..
- •45.Термодинамические процессы: изохорный, изобарный (энтальпия), изотермический, адиабатный, термодинамические обратимые и необратимые процессы.
- •1. Основные понятия и определения; Атом. Молекула. Химический элемент.
- •2.Основные стехиометрические законы: Сохранение веса, постоянства состава, кратных отношений. Эквивалент. Закон эквивалентов. Химические эквиваленты простых и сложных веществ (примеры).
- •3.Основные газовые законы: Гей-Люссака, Авогадро и следствия из него. Молярный объем и молярная масса газа. Объединенный газовый закон. Уравнение Менделеева-Клапейрона.
- •4. Химические уравнения. Классификация химических уравнений. Многоэлементные соединения: гидроксиды, оксиды, соли, кислоты.
- •5.История развития строения атома. Радиоактивность.Α-β- γ- излучения.
- •6.Модель Томсона. Опыты Резерфорда по рассеиванию α- частиц. Модель атома по э.Резерфорду ее недостатки.
- •7.Теория атома водорода по Бору (постулаты Бора). Закон и уравнение Планки.
- •8.Корпускулярно-волновые свойства электрона. Уравнение де Бройля. Уравнение Шредингера.
- •9.Энергетические уровни в атоме. Электронная структура атома. Строение электронного облака. Понятие об атомных орбиталях.
- •10.Квантовые числа: главное(ņ) орбитальное (1), магнитное (m1,) спиновое (mŚ). Заполнение электронами энергетических уровней. Принцип Паули. Правило Гунда. Правило Клечковского.
- •11.Периодический закон и периодическая система элементов д.И.Менделеева принцип построения группы, периода. Ś-,р-,đ- f- блоки элементов. Их расположение в периодической системе.
- •12.Важнейшие характеристики элемента: энергия ионизации, относительная электроотрицательность (оэо), сродство атома элемента к электрону и их зависимость от радиуса атома. Атомные и ионные радиусы.
- •Горизонтальные строчки Периодической таблицы называются периодами, а вертикальные - группами.
- •Номер периода, в котором находится элемент, совпадает с номером его валентной оболочки. Эта валентная оболочка постепенно заполняется от начала к концу периода.
- •13.Химическая связь. Параметры химической связи: энергия связи, длина связи, валентный угол.
- •14. Ковалентная связь. Метод валентных связей (мвс). Полярная и неполярная ковалентная связь. Механизмы образования (обменный, донорно-акцепторный)
- •15.Свойства ковалентной связи: длина, насыщаемость, направленность. Диполь, дипольный момент.
- •18.Энергетические схемы образования молекул из одинаковых атомов (гомоядерные) и разных атомов (гетероядерные) на примере νо, со, о2, f2.
- •19.Сравнение мвс и ммо (двухцентровые и многоцентровые связи)
- •20.Ионная связь. Поляризация и поляризующая способность ионов. Механизм образования, свойства. Водородная и металлическая связь.
- •28.Смещение химического равновесия. Принцип Ле- Шателье. Закон Вант-Гоффа (уравнение, выражающее зависимость температуры от энтальпии)
- •33.Учение о растворах. Общие свойства растворов. Классификация дисперсных систем. Истинные растворы. Концентрации растворов.
- •34.Способы выражения концентрации растворов: молярная, моляльная, нормальная, процентная, мольная доля.
- •35.Коллигативные свойства разбавленных растворов (осмос осмотическое давление, диффузия, закон Вант-Гоффа, законы Рауля.).
- •38.Электролитическая диссоциация. Элементы теории растворов электролитов. Сильные и слабые электролиты. Классификация электролитов по степени диссоциации.
- •39.Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Произведение растворимости. Произведение растворимости
- •40. Гидролиз. Гидролиз солей. Реакция среды. Степень и константа гидролиз
- •41.Ряд напряжений металлов.
- •42. Электролиз. Законы Фарадея. Функции катода и анода при электролизе, факторы
- •43. Классификация окислительною - восстановителя реакций. Окислители и восстановители. Степень окисления, валентность.
- •44.Термодинамика. Основные задачи химической термодинамики. Основы биоэнергетики. Система и ее окружение (открытая, закрытая и изолированная система).
- •45.Состояние системы. Параметры состояния, уравнения состояния. Термодинамические функции (функции состояния, функции процесса). Первое начало термодинамики..
- •46.Термодинамические процессы: изохорный, изобарный (энтальпия), изотермический, адиабатный, термодинамические обратимые и необратимые процессы.
- •48.Связь между ∆ğ и Кр.. Энергия Гиббса, энтальпия, энтропия.
- •1. Основные понятия и определения; Атом. Молекула. Химический элемент.
- •2.Основные стехиометрические законы: Сохранение веса, постоянства состава, кратных отношений. Эквивалент. Закон эквивалентов. Химические эквиваленты простых и сложных веществ (примеры).
- •3.Основные газовые законы: Гей-Люссака, Авогадро и следствия из него. Молярный объем и молярная масса газа. Объединенный газовый закон. Уравнение Менделеева-Клапейрона.
- •1. Основные понятия и определения; Атом. Молекула. Химический элемент.
- •2.Основные стехиометрические законы: Сохранение веса, постоянства состава, кратных отношений. Эквивалент. Закон эквивалентов. Химические эквиваленты простых и сложных веществ (примеры).
- •3.Основные газовые законы: Гей-Люссака, Авогадро и следствия из него. Молярный объем и молярная масса газа. Объединенный газовый закон. Уравнение Менделеева-Клапейрона.
38.Электролитическая диссоциация. Элементы теории растворов электролитов. Сильные и слабые электролиты. Классификация электролитов по степени диссоциации.
39.Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Произведение растворимости. Произведение растворимости
произведение концентраций ионов в насыщенном растворе труднорастворимого электролита является постоянной величиной при постоянной температуре.
Эта величина называется произведением растворимости ПР. В приведенном примере
ПРАgС1 =[Аg+][С1-]
В тех случаях, когда электролит содержит два или несколько одинаковых ионов, концентрации этих ионов при вычислении произведения растворимости должны быть возведены в соответствующую степень.
В общем виде выражение произведения растворимости для электролита Аn Вm:
ПР Аn Вm= [А+] n[В-]m
Знание произведения растворимости различных веществ позволяет сознательно осаждать ионы
Основные положения теории электролитической диссоциации.
Теорию электролитической диссоциации создал в 1887 г шведский ученый С.Аррениус .
Процесс распада электролитов на ионы в водном растворе или расплаве называется электролитической диссоциацией или ионизацией.
Электролиты обладают различной способностью к диссоциации. Для того чтобы количественно охарактеризовать диссоциацию электролита, введено понятие степени диссоциации. Отношение числа молекул распавшихся на ионы n, к общему числу растворенных молекул электролита N называется степенью диссоциации α . α = n/N
Степень диссоциации выражается или в десятичных дробях, или, чаще , в процентах. Степень диссоциации определяют в 0.1 н. растворах.
Вещества, полностью диссоциированные в растворе, относятся к сильным электролитам, слабые электролиты диссоциируют частично.
В зависимости от степени электролитической диссоциации кислот, оснований и солей различают сильные, средние и слабые электролиты.
К сильным электролитам относятся:
1) большинство растворимых солей;
2) многие неорганические кислоты Н2 SO4, НNO3 НCI, НCIО4, НВr,НI,НMnО4, НCIО3 и др.
3) гидроксиды щелочных металлов NаОН, КОН а также некоторых щелочноземельных металлов, такие как Ва(ОН)2 и Са(ОН)2.
У слабым электролитам относятся:
1) некоторые слабые неорганические кислоты:Н2СО3, Н2S, НNО2, Н2 SiО3, НCIО, НСN и почти все органические кислоты;
2) многие основания металлов ( кроме гидроксидов щелочных и щелочноземельных металлов), а также гидрат аммиака NН3 Н2О;
3) Некоторые соли: НgCI2, Нg(CN)2, Cd(CN)2 и др.
К электролитам средней силы относятся:Н3РО4,Н2SО3,НF.
Степень диссоциации электролитов зависит от многих факторов: от природы растворителя, концентрации раствора, природы электролита, температуры.
Концентрация раствора. Степень диссоциации электролита увеличивается при разбавлении раствора, так как уменьшается возможность столкновения между ионами и в связи с этим преобладает процесс распада молекул на ионы.
В концентрированном растворе наблюдается частое столкновение ионов, это приводит к образованию молекул, следовательно, при увеличении концентрации раствора степень диссоциации уменьшается.
Природа электролита. Различные электролиты имеют разную степень диссоциации в одинаковых условиях.
Будучи растворены в воде, серная кислота во много раз лучше диссоциирует, чем уксусная. Как было сказано выше. По степени диссоциации электролиты делятся на сильные, слабые и средней силы.
Температура. У сильных электролитов с повышением температуры степень диссоциации уменьшается, так как увеличивается число столкновений между ионами, приводящее к образованию молекул. У слабых электролитов при повышении температуры степень диссоциации вначале повышается, а после 600С начинает уменьшаться.
Вода, которая является слабым электролитом, находится в особом положении, так как диссоциация воды проходит с поглощением теплоты. Поэтому с повышением температуры, согласно принципу Ле-Шателье, степень диссоциации воды заметно возрастает.
Степень диссоциации электролитов имеет большое значение, так как от нее зависит химическая активность вещества. Чем более диссоциировано вещество в растворе, тем активнее вступает оно во взаимодействие.
Слабые электролиты в водных растворах диссоциируют только частично, поэтому в растворе устанавливается динамическое равновесие между молекулами и ионами. Следовательно, к процессу диссоциации слабого электролита мы модем применять законы химического равновесия. Например, ионное равновесие раствора уксусной кислоты выражается уравнением:
СН3СООН = СН3СОО- + Н+
Применив закон действующих масс, мы можем написать выражение для константы равновесия:
Кдис.= [СН3СОО- ][Н+]/[СН3СООН]
Константа равновесия диссоциации для слабых электролитов называется константой диссоциации.
Константа диссоциации для слабых электролитов не зависит от концентрации раствора и при постоянной температуре является постоянной величиной для данного электролита. Она характеризует способность электролита распадаться на ионы: чем выше Кдис. Тем больше степень диссоциации данного электролита, тем сильнее этот электролит.
Многоосновные кислоты и основания многовалентных металлов диссоциируют ступенчато, и каждая из стадий диссоциации характеризуется собственной константой диссоциации.
1 ступень: Н3РО4= Н+ + Н2РО4- Кд. = 7,6 10-3
2 ступень: Н2РО4- = Н+ + НРО4-2 Кд= 6,2 10-8
3 ступень: НРО4-2 = Н+ + РО4-3 Кд= 4,4 10-13
Диссоциация основания.
1 ступень: А1(ОН)3= ОН- + А1(ОН)2+
2 ступень: А1(ОН)2+= ОН- + А1(ОН)+2
3 ступень: А1(ОН)+2= ОН- + А1+3
Диссоциация средней соли:
Nа2SО4 = 2 Nа+ +SО4-2
Диссоциация кислой соли:
NаНSО4 = Nа+ +НSО4-
НSО4- = Н+ +SО4-2
Диссоциация основной соли:
1 ступень: А1(ОН)С12= 2С1-+ А1(ОН)+2
2 ступень: А1(ОН)+2= ОН- + А1+3
Взаимосвязь между степенью и константой ионизации слабых электролитов.
Степень и константа ионизации характеризуют собой один и тот же процесс распада молекул на ионы, поэтому можно одну из этих величин выразить через другую.
Сα Сα/ С (1-α) =К К= Сα2/ 1- α
Закон разбавления В. Оствальда
Он установил зависимость между степенью ионизации слабого электролита и его концентрацией.
Если электролит является достаточно слабым и раствор его не слишком разбавлен, то степень ионизации его мала и величина (1-α) мало отличается от 1 следовательно
Сα2=К α=√К/С
Диссоциация воды
Реакции, как правило, протекают, в водных растворах. Вода является одним из наименее диссоциированных веществ. Чистая вода все же диссоциирует на водородные и гидроксильные ионы:
Н2О = Н+ + ОН-
При комнатной температуре (220С) в каждом литре воды лишь 1 10-7 моль диссоциированы на ионы.
Для каждого слабого электролита мы можем написать выражение константы диссоциации. Для воды выражения константы диссоциации будет выгладить следующим образом:
Кдисс.= [Н+] * [ОН-]
[H2O]
Это выражения записать иначе Кдисс. * [H2O]= [Н+] * [ОН-]
реакцию любого раствора можно охарактеризовать, указав, какова в нем концентрация ионов водорода:
А) нейтральный раствор Н+] = 1*10-7 моль/л
Б) кислый раствор [Н+] > 1*10-7 моль/л
В)щелочной раствор [Н+] < 1*10-7 моль/л
Зная величину концентрации водородных ионов, можно вычислить величину концентрации гидроксид-ионов и наоборот.
Водородный показатель.
Применение чисел с отрицательными показателями неудобно. Поэтому для характеристики степени кислотности раствора стали применять вместо истинных концентраций водородных и гидроксид-ионов их логарифмы, взятые с обратным знаком. Эти величины названы ионными показателями и обозначаются буквой «р»
Таким образом, водородный показатель рН= - ℓg[Н+ ]
Гидроксидный показатель; рОН= - ℓg[ОН- ]
Ионное произведение воды Кв = 10-14
[Н+] [ОН-]= 10-14
Прологарифмируем это выражение: ℓg[Н+ ] + ℓg[ОН- ]= -14
Возьмем все величины с обратным знаком: - ℓg[Н+ ] +( - ℓg[ОН- ]) = 14 или рН + рОН =14
С помощью последнего уравнения, зная величину рН, можно легко рассчитать величину рОН и наоборот. Например, в растворе рН=5, тогда рОН =14-5=9.
Кислотность растворов можно охарактеризовать количественно через величину рН: нейтральный раствор рН=7; кислый раствор рН<7; щелочной раствор рН>7.
Ясно, что кислотность раствора растет с уменьшением рН, а щелочность с увеличением рН.