Билет №13. Электролиз водных растворов. Потенциалы водородного и кислородного электродов, их зависимость от рН среды. Перенапряжение. Последовательность разряда ионов на катоде и аноде.

Билет №1. Химическая система. Вещество и химические превращения. Химический элемент. Простое и сложное вещество. Основные свойства химических систем. Химическая двойственность. Типы химических реакций.

Химическая система – совокупность микро и макро количеств веществ, способных воздействием внешних факторов (условий) к превращениям с образованием новых химических соединений.

Вещество- вид материи, обладающее массой покоя и состоящий главным образом из элементарных частиц (электронов, протонов, нейтронов).

Любое вещество состоит из структурных единиц – атомов, молекул, ионов.

Атом – наименьшая частица химического элемента, носитель его свойств. Является самой простой электро енйтральной химической микросистемой, подчиняющейся законам квантовой механики.

Химический элемент – совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра (пример: ⁶³Сu и ⁶⁵Сu – изотопы).

Молекула – наименьшая частица химического вещества, способная к самостоятельному существованию как единая динамическая система, состоящая из положительно заряженных ядер и отрицательно заряженных электронов (пример: 2Cl^—2e->Cl₂).

Ионы – частицы реального вещества (одно или много атомные), несущие на себе электрический заряд (пример: простые – H⁺, Na⁺, Сu²⁺; сложные – NH₄⁺, SO₄^2-).

Простые вещества – молекулы состоят из атомов одного и того же элемента (пример: металлы и неметаллы атомного строения – Cu, Ag, C, Si; неметаллы молекулярного строения – J₂, Br₂, O₂).

Сложные вещества – молекулы состоят из атомов разных химических элементов (примеры: LiH, NaF).

Химические превращения – такие превращения, при которых происходят изменения только во внешних электронных слоях атомов, не затрагивая внутренние слои и ядра.

Основные признаки химических привращений:

1. Выделение газа.

2. Образование осадка.

3. Выделение или поглащение теплоты Q.

4. Изменение цвета как результат изменения электронного стороения или степени окисления элементов в молекулах.

Свойство веществ проявлять различные свойства в зависимости от условий среды называется химической двойственностью (пример: амфотерность Al(OH)₃)

Типы химических реакций:

1. Разложения – реакции при которых из одного вещества происходит образование нескольких веществ (пример: 2HgO=2Hg+O₂).

2. Cоединения – оброазование из нескольких веществ одного (пример: H₂+I₂=2HI).

3. Обмена – реагирующие вещества обмениваются составными частями (пример: CaO+2HCl=CaCl₂+H₂O). Частным случаем является реакции нейтрализации – взамодействие кислот с основаниями.

4. Замещения – простое вещество вытесняет из простое из сложного (пример: Fe+2HCl=FeCl₂+H₂).

5. К особому типу относятся окислительно-восстановительные реакции, сочетающие в себе все или отдельные вышеперечисленные типы реакций.

Билет №2. Электронное строение атома, квантовые числа, типы орбиталей. Порядок заполнения энергетических уровней и подуровней (минимум энергии, принцип Паули, правило Хунда, правило Клечковского, вырожденные орбитали). Электронные формулы элементов. Формулы в виде энергетических ячеек. Валентность элемента для основного и возбужденного состояний атома.

Атом – наименьшая частица химического элемента, носитель его свойств. Является самой простой электро енйтральной химической микросистемой, подчиняющейся законам квантовой механики.

Для электрона в атоме справедлив принцип двойственности: электрон является одновременно и материальной частицей малой массы и электромагнитной волной.

Принцип неопределнности Гейзенберга: В каждый конкретный момент времени нельзя с одинаковой точностью определить место нахождения электронов (координаты x,y,z) и его скорость (или импульс).

Движение электорона в атоме может быть представлено в виде электронного облака.

Область электронного облака, в которой электрон проводит более 95% времени нывается электронной орбиталью (Э.О.). Больший размер орбитали характеризует большую энергию электрона. Орбитали близкого размера образуют энергетические уровни, которые состоят из подуровней.

Для описания состояния электрона в атоме используются 4 квантовых числа (n,l,m,s). Первые три соответствуют трем степеням свободы электрона в трехмерном пространстве, а четвертое соответсвует вероятности вращения электрона вокруг воображаемой собственной оси. Квантовые числа:

1. “n” – главное квантовое число. Характеризует уровень энергии электрона в поле атома (удаленность от ядра). Математическая зависимость энергии связи с ядром: E_a=-13,6/n² Эв, n=1,2,… Для реальных элементов n=1,…,7. n=номеру периода.

2. “l” – орбитальное квантовое число. Характризует тип подуровня (форма электронного облака). l=0,1,2,…,(n-1). Обозначается буквами. При этом l=0 соответствует s, 1-p, 2-d, 3-f, 4-q, 5-h.

3. “m” – магнитное квантовое число. Характеризует пространственное расположение орбитали. m=±0, ±1, ±2,…, ±l. Cумма орбиталей на подуровне: å=2l+1.

4. “s” – спиновое квантовое число. Характеризует вероятность вращения электрона вокруг своей оси в двух противоположенных направлениях. s=±1/2. “+” – по часовой стрелке, “-“ – против часовой стрелке. Вращение сообщает электрону собственный магнитный момент, который называется спином электрона.

Принцип Паули (запрет): у атомов, имеющих больше одного электрна не может быть двух электронов с одинаковыми значениями всех четырех квантовых чисел. Или так: на одной орбитали могут находится только два электрона, причем с противоположенными спинами.

Принцип минимума энергии: последовательное заполенние электронов в атоме должно отвечать как минимому энергии самого электрона, так и минимому энерги атома в целом. Или так: минимум энергии соответствует максимому устойчивости. Заполение идет в соответсвии с уравнением энергии орбитали: ns<(n-1)d»(n-2)f<np. На внешнем уровне не может быть более 8 электронов.

Правило Клечковского: сначала заполняются те подуровни, сумма n+l которых наименьшая. Если для двух подуровней сумма n+l равна, то сначала заполняется подуровень с меньшим n.

Правило Хунда: в основном (невозбужденном) состоянии атома на подуровнях np, nd и nf всегда имеется максимальное количество неспаренных электронов (максимальный неспаренный спин).

Подуровни p, d и f состоят из нескольких орбиталей, энергия которых одинакова, поэтому эти подуровни называются «вырожденными»: p подуровень вырожден трехкратно, d пятикратно и f семикратно. Для электронов этих подуровней соблюдается правило Хунда.

Валентность – способность образовывать химические связи.

Основное состояние – состояние с минимальной энергией, т.е электроны находятся ближе к ядру.

Возбужденное состояние – состояние, при котором все или часть электронов в атоме распарены и находятся на подуровне с большей энергией, т.е дальше от ядра.

Максимальная валентность наблюдается в возбужденном состоянии и как правило совпадает с номером группы, в которой находится элемент.

Билет №3. Периодическая система Д.И.Менделеева (ПСЭ). Взаимосвязь химических свойств простых веществ с электронным строением атомов. Случаи несоответствия высшей валентности элемента номеру группы ПСЭ. Характер зависимостей радиусов атомов, энергии ионизации, сродства к электрону и электроотрицательности в ПСЭ. Металлы и неметаллы.

Свойства элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра и порядкового номера элемента в таблице, т.к. с ростом заряда и порядкового номера периодически возобновляются на более высоких уровнях электронные конфигурации внешних слоев.

Групповые аналоги – элементы одной группы, объединенные по признаку одинакового числа валентных электронов на внешнем слое (пример: ₁₇Cl 3s²3p⁵ и ₂₅Mn 3d⁵4s²).

Электронные аналоги – элементы, объединенные в одну подгруппу и имеющие аналогичную электронную формулу (пример: Cr, Mg, W).

Взаимосвязь химических (физических) свойств с местоположением элемента:

1. Орбитальный радиус свободного атома R. R в периоде слева направо уменьшается с увеличением порядкового номера. Монотонное уменьшение нарушается при переходе от одного типа элемента к другому. Монотонность нарушается: а) при переходе от d к p - R(Zn)<R(Ga) б) при стремлении к минимуму энергии – R(Ni)<R(Cu). В периодах с уменьшением R ослабляются металлические свойства и нарастают неметаллические. В группах сверху вниз R возрастает, т.к. растет число электронных слоев – металлические свойства усиливаются .

2. Энергия ионизации (Э.И.) – энергия, необходимая для отрыва электрона и удаления его от атома на бесконечность. В периодах Э.И. возрастает, но не равномерно. В главных подгруппах уменьшается сверху вниз, т.к. радиус увеличивается.

3. Энергия сродства к электрону – энергия, выделяемая или поглощаемая, при присоединении электрона к атому. Свойства аналогичны Э.И.

4. Электроотрицательность (Э.О.) – способность атома притягивать или отталкивать электронные пары химической связи. Если Э.О. > 1,5 – металл; 1,5< Э.О.<2 – переходные свойства; Э.О.>2 – неметаллы. По Полингу абсолютная Э.О. определяется как (Е_ион+Е_ср)/z. На практике используется относительная. Э.О. возрастает по периоду, в целом имея сложную зависимость.

Билет №4. Химическая связь. Основные виды (ковалентная, ионная, донорно-акцепторная, водородная и металлическая) и характеристики (энергия, длина, направленность, полярность и Поляризуемость) химической связи. Взаимосвязь вида, свойств химической связи и электроотрицательности элементов. Свойства химической связи, состав и строение молекул. Степень окисления. Межмолекулярные взаимодействия. Структурные формулы молекул и ассоциатов.

Химическая связь - это совокупность сил электростатического притяжения и отталкивания, создающее динамически устойчивую систему из двух и более атомов. Основной принцип образования молекул из атомов – это стремление к минимальной энергии и к максимальной устойчивости (пример: H_(г)+H_(г)=H_2(г) + 435 кДж/моль энергии).

Виды химической связи:

1. Ковалентная связь – связь атомов за счет обществления электронной пары с антипараллельными спинами. Ковалентная неполярная связь возникает между неметаллами, разность электроотрицательности между которыми невелика: 0<DЭ.О.<0,4 (пример: PH₃; Э.О.(P)=2,1; Э.О.(H)=2,2; DЭ.О.=0,1). Соответственно ковалентная полярная связь возникает между элементами с большой электроотрицательностью: 0,4<DЭ.О.<2 (пример: HCl Э.О.(H)=2,2; Э.О.(Cl)=3,1; DЭ.О.=0,9).

2. Ионная связь – это связь между ионами, т.е связь между атомами. Обусловлена электростатическим взаимодействием противоположно заряженных ионов. Рассматривается как отдельный случай ковалентной полярной связи. Для ионной связи DЭ.О.>2 (пример: NaCl Э.О.(Na)=0,9; Э.О.(Cl)=3,1; DЭ.О.=2,2).

3. Водородная связь – связь, обусловленная положительно поляризованным водородом в молекуле и электроотрицательным атомом другой или той же молекулы.

4. Металлическая связь – связь, обусловленная электростатическим взаимодействием между обобществленными делокализованными валентными электронами и положительно заряженными катионами в узлах кристаллической решетки.

Основные характеристики ковалентной связи:

1. Энергия химической связи (E_xc) – определяет прочность связи. Данная энергия необходима для превращения одного моля газообразного (молекулярного) вещества в отдельные газообразные атомы. Энергия ковалентной связи имеет порядок 10-1000 кДж/моль.

2. Длина химической связи (L_xc) – расстояние между ядрами химически связанных атомов. Чем короче длина химической связи, тем связь прочнее. Длина химической связи имеет порядок 0,1-0,3 нм.

3. Полярность химической связи – неравномерное распределение электронной плотности между атомами в молекуле из-за разной электроотрицательности. В неполярных молекулах центры тяжести положительных и отрицательных зарядов совпадают. Полярные молекулы являются диполями.

4. Поляризуемость – способность электронной плотности становится полярной в результате действия на молекулу внешнего электрического поля – в частности поля других молекул, вступающих в реакцию.

5. Направленность– определенное направление химической связи, которое возникает в результате перекрывания электронных облаков. Направленность определяется строением молекулы.

Механизм возникновения ковалентной связи:

1. Обменный – механизм возникновения ковалентной связи путем обобществления неспаренных электронов других атомов.

2. Донорно-акцепторный – механизм возникновения ковалентной связи, при котором один атом, имеющий неподеленную электронную пару (донор), предоставляет ее свободную орбиталь другого атома (акцептор).

К межмолекулярным взаимодействиям относятся: ориентационные – диполь-диполь; индукционные – диполь-не диполь и дисперсионные – за счет микродиполей.

Билет №5. Энергетика химических процессов. Тепловой эффект и энтальпия реакции. Законы термохимии. Энтальпия образования химических соединений. Энтропия. Энергия Гиббса, ее связь с направлением химических процессов. Расчет термодинамических функций химических реакций по справочным данным. Оценка реакционной способности и устойчивости веществ.

Энергетика химических процессов – часть химической термодинамики (часть общей термодинамики).

Энергетическое состояние химической реакции как системы описывается с использованием следующих характеристик: U-внутренняя энергия, H-энтальпия, S-энтропия, G-энергия Гиббса.

Теплота, которую получает система, идет на приращение внутренней энергии и совершение работы: Q=DU+A. Если система не совершает никакой работы, кроме работы расширения, то Q=DU+pDV. Величина DH=DU+pDV при p=const называется энтальпией реакции. Т.к. внутреннюю энергию тела измерить невозможно (можно измерить только изменение DU), то точно так же невозможно измерить энтальпию тела – в расчетах используется изменение энтальпии DH.

Стандартной энтальпией образования называется изобарный тепловой эффект реакции получения одного моля сложного вещества из простых веществ, взятых в их наиболее устойчивой форме при стандартных условиях (T=298К, p=1 атм., С=1 моль/л). Энтальпия образования простых веществ в их устойчивом состоянии при стандартных условиях принимается равной 0.

Законы термохимии:

1.Лавуазье-Лапласа: тепловой эффект образования химических соединений равен, но обратен по знаку тепловому эффекту его разложения.

2.Гесса: тепловой эффект реакции при постоянном давлении или объеме зависит только от начального и конечного состояния системы и не зависит от пути перехода.

Энтропия– количественная мера беспорядка системы. Имеет статистический смысл и является характеристикой систем, состоящих из достаточно большого, но ограниченного числа частиц. Энтропия выражается через термодинамическую вероятность системы – числа микросостояний, соответствующих данному микросостоянию. Принято, что при абсолютном нуле энтропия идеального кристалла равна 0. Так же принято, что для гидротированного протона H+ абсолютное значение энтропии в водном растворе равно 0. Энтропия зависит от: от числа частиц в системе, от природы вещества, от агрегатного состояния. Для химических реакций изменение энтропии рассчитывается по абсолютным значениям энтропии компонентов. Для реакций, протекающих в водном растворе, расчет производится по краткой ионной формуле. Для газообразных веществ знак DS определяется по изменению объема. Если объем не изменяется, то знак определить нельзя. В изолированных системах возможны процессы, которые идут с увеличением энтропии. Это означает, что знак DS можно принять за критерий возможного самопроизвольного протекании реакции (только в изолированных системах!). В общем случае в открытых системах данный критерий применять нельзя.

Суммарное влияние энергетических и энтропийных факторов при постоянном давлении и температуре отражает изменение изотермического потенциала, который называется изменением свободной энергии Гиббса: DG=DH-TDS. Свободной энергией Гиббса называется энергия, складываемая из энергий химических связей. Знак DG есть критерий термодинамической вероятности самопроизвольного протекания процесса в данных условиях (p,T=const). При данных условиях могут самопроизвольно протекать только те процессы DG для которых меньше 0. Из уравнения видно, что можно определить направление процесса при любой температуре, но данный расчет приблизителен, т.к. не учитывается температурная зависимость энтальпии и энтропии. При низких температурах протекают главным образом экзотермические реакции. При высоких температурах главную роль играет энтропийный член уравнения, что видно на примере того, что реакции разложения сложных веществ на простые в основном протекают при высокой температуре.

Стандартной энергией Гиббса вещества называется энергия получения данного вещества при стандартных условиях. Стандартных условий на практике не существует, поэтому все расчеты с применением стандартных значений – приблизительные.

Билет №6. Химическое равновесие. Химический потенциал и его свойства. Активность. Коэффициент активности неэлектролита и электролита. Закон действия масс. Термодинамическая и концентрационная константы равновесия. Химическое равновесие в гетерогенных системах. Закон Бертло-Нернста. Произведение растворимости. Гидролиз. Смещение равновесия диссоциации воды в растворах электролитов. Гидролиз по катиону и аниону: изменение характера среды. Константа и степень гидролиза. Принцип Ле Шателье.

Химическое равновесие – такое состояние системы, что при некоторой температуре энтальпийный и энтропийный факторы совпадают, т.е DH=TDS. В этом случае DG=0 – условие термодинамического равновесия. При термодинамическом равновесии скорость в прямом направлении равна скарости в обратном.

Химический потенциал ”m”. Для систем с переменным составом и для любого типа реакций åm_in­_i=0 – условие химического равновесия, m-энергия Гиббса 1 моля вещества (для однокомпонентной системы). Значение химического потенциала нельзя измерить, но можно рассчитать исходя из уравнения связывающего химический потенциал с составом: m_i=m_i^o+RTlnK, где K={P_i-парциальное давление, C_i-концентрация, Cm_i-массовая доля, X_i-мольная доля} – константа. Для реальных растворов m_i=m_i^o+RTlnA_i

Активность “A” вещества – функция, определяющая свойства реальных растворов, имеющая размерность концентрации и связанная с ней следующими соотношениями: a=C*y=Cm*t=X*f, где{y,t,f}- коэффициенты активности, отражающие степень отклонения реальных систем от идеальных. Отклонения есть следствия взаимодействия компонентов друг с другом. Активность твердых, жидких тел и растворителей (в чистом виде) принимается равной 1. Подавляющее большинство веществ обладает ограниченной растворимостью в растворителях. Поэтому на практике часто приходится сталкиваться с системами, в которых осадок и растворенное вещество находится в равновесии. Данный процесс протекает только на поверхности вещества, поэту произведение активностей в растворе не зависит от активности твердого компонента. Таким образом произведение активностей ионов электролита, содержащихся в его насыщенном растворе при данной температуре есть величина постоянная. Эта величина называется произведением растворимости электролита (ПР). ПР зависит от природы растворенного вещества и растворителя, а так же от температуры.

Закон действия масс – выражение конкретных условий состояния химического равновесия, т.е математическое выражение константы равновесия.

Если в системе протекает реакция n_aA+n_bB<->n_cC+n_dD, то K_a=(a_c^nca_d^nd)/(a_a^naa_b^nb)-термодинамическая константа равновесия; K_p=(p_c^ncp_d^nd)/(p_a^nap_b^nb) – концентрационная константа равновесия; K_c=(c_c^ncc_d^nd)/(c_a^nac_b^nb). Термодинамическая константа равновесия не зависит от состава системы, а определяется лишь природой вещества и температурой. В общем случае K_a¹K_p¹K_c, но в предельно разбавленных растворах данное соотношение может нарушаться. Энергия Гиббса связана с константой равновесия соотношением DG=-RTlnK.

Принцип Ле Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии оказывают воздействие извне, то равновесие смещается в сторону той реакции (прямой или обратной), которая ослабляет это воздействие.

Факторы, оказывающее влияние на реакцию:

1. Изменение концентрации. Увеличении концентрации исходных веществ вызывает увеличение скорости и соответственно увеличение концентрации продукта – происходит смещение равновесия вправо. Через некоторое время равновесие вновь устанавливается и отношение концентраций продуктов и исходных веществ остается неизменным.

2. Изменение температуры. В экзотермической реакции повышение температуры смещает равновесие влево, т.е в сторону эндотермической реакции и наоборот. В эндотермической реакции повышение температуры смещает равновесие вправо.

3. Увеличение давления. Увеличение давления смещает равновесие в сторону той реакции, которая сопровождается уменьшением числа молей газа.

Гидролиз – взаимодействие солей с водой. В результате протекания процесса гидролиза соли в растворе появляется избыток H⁺ и OH^-, сообщающий раствору кислотные или основные свойства. Гидролизу не подвергаются соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой (например HCl). В результате гидролиза соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием появляется некоторое избыточное количество гидроксид-ионов, в результате чего среда становится основной. Гидролиз соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием приводит к появлению избытка протонов, в результате чего среда становится кислой.

Билет №7. Химическая кинетика. Скорость химической реакции и закон действия масс. Порядок и молекулярность реакции. Кинетическое уравнение реакции первого порядка. Зависимость скорости реакции от температуры. Уравнение Аррениуса. Энергия активации. Катализ.

Химическая кинетика изучает скорость и механизм протекания химических процессов, а так же их зависимость от различных факторов.

Скоростью химических реакций называется изменение концентрации за единицу времени. Т.к. концентрация непрерывно меняется во времени, то и скорость непрерывно меняется во времени.

Факторы, влияющие на скорость реакции:

1. Природа реагирующих веществ. Необходимым, но недостаточным условием осуществления химического взаимодействия между частицами является их столкновение. Взаимодействие происходит лишь в том случае, если частицы приближаются на расстояние, на котором становится возможным перераспределение электронной плотности. Следовательно частица должна обладать некоторой энергией для преодоление энергетического барьера другой частицы, которая называется энергией активации E_a. Для атомов – это энергия отталкивания между электронными облаками, для молекул – энергия разрыва связей. Однако для большинства молекул реакция протекает через образование так называемого активированного комплекса. При обычных условиях достаточно быстро протекают реакции с E_a<100 кДж.

2. Концентрация реагентов. Закон действия масс: скорость гомогенной реакции в каждый момент времени пропорциональна произведению концентрации реагирующих веществ, возведенных в некоторую степень. V=kC_a^NaC_b^Nb. В общем случае Na¹na и Nb¹nb. K зависит от тех же факторов, что и сама скорость. Численные значения k зависят от выбора единиц времени и концентраций. Na и Nи – частные порядки реакций, их сумма называется общим порядком реакции. Порядок реакции может принимать произвольные значения. Порядок реакции совпадает со стехиометрическими коэффициентами, если реакция простая и концентрация первого вещества искуственно поддерживается постоянной.

3. Зависимость от температуры. Скорость большинства реакций с ростом температуры возрастает, т.к. повышается число активных частиц. Зависимость скорости реакции от температуры приблизительно выражается правилом Ван-Гоффа: скорость реакции при повышении температуры на каждые десять градусов возрастает в 2-4 раза. V₂=V₁g^(T2-T1)/10. Более точное выражение дает уравнение Аррениуса: k=Aexp(-E_акт/kT), где k-константа скорости реакции, A=pz, p-стерический фактор, учитывающий ориентацию столкновения, z-общее число столкновений.

Катализом называется изменение скорости реакции под влиянием катализатора – вещества, повышающего скорость реакции, но не расходуемого в ней.

Особенности катализатора:

1. Не влияет на общую стехиометрию.

2. Одинаково ускоряет как прямую, так и обратную реакцию, сокращая время достижения термодинамического равновесия. При этом катализатор не влияет на константу равновесия.

3. Влияет на механизм реакции, открывая новый путь с меньшей энергией активации.

4. Обладает селективным действием, т.е может ускорять один процесс, но не ускорять другой.

5. Расходуется в одной стадии, но восстанавливается в последующей.

Виды катализа: гомогенный, гетерогенный, ферментативный.

Билет №8. Растворы. Способы выражения концентрации. Растворители и их свойства. Особенности воды как растворителя. Водородный показатель. Электролитическая диссоциация, сольватация. Связь свойств растворов (осмотического давления, температуры кипения и замерзания) с состоянием растворенного вещества. Закон Рауля. Среднеионный коэффициент активности и активность. Константа и степень диссоциации слабых электролитов. Закон разбавления Оствальда.

Раствор-это многокомпонентная гомогенная система переменного состава.

Классификация растворов:

1. По агрегатному состоянию: газообразные (равновесная смесь газов), твердые (внедренные частицы растворенного вещества в узлах кристаллической решетки), жидкие.

2. По природе растворителя: водные, неводные (H₂SO₄, NH₄OH,…).

3. По состоянию растворенного вещества в данном растворителе: неэлектролиты, электролиты (сильные и слабые).

4. По концентрации: предельно разбавленные (С<10^-4 мол/л), разбавленные (10^-4<С<10^-2 мол/л), концентрированные (10^-2<С<1 мол/л), насыщенные (растворенное вещество и нерастворенный избыток находятся в равновесии).

Идеальным называется раствор, образование которого из компонентов в одном агрегатном состоянии не сопровождается тепловым эффектом, изменением объема, а изменение энтропии положительно. В противном случае раствор называется реальным. Хорошим приближением идеального раствора является предельно разбавленный реальный раствор. Для раствора справедливо правило, что подобное лучше всего растворяется в подобном, т.е неполярные молекулы растворяются в неполярном растворителе с образованием молекулярного раствора (например толуол в бензоле) и наоборот.

Наиболее распространенным растворителем является вода. Вода, как полярный растворитель, гидротирует заряженные частицы и при этом выделяется теплота гидратации. Вода уменьшает взаимодействие ионов в растворе, т.к. обладает большой диэлектрической проницаемостью (e=78).

Для характеристики кислотности (щелочности) среды введен специальный параметр – водородный показатель среды pH, определяемый как взятый с обратным знаком десятичный логарифм активности ионов водорода в растворе: pH=-lgA_H+. По аналогии с pH вводится и pOH=-lgA_OH-. Водородный показатель определяет характер раствора. При 295К среда нейтральна при pH=7. При росте температуры pH нейтральной среды возрастает.

Сольватацией называется процесс взаимодействия между частицами растворенного вещества и растворителя. Сольватация может состоят из нескольких стадий протекающих последовательно или одновременно: молекулярная диссоциация, образование сольватов, ионизация и электролитическая диссоциация. Частным случаем сольватации является гидратация – взаимодействие растворенного вещества с водой. Молекулы растворителя при сольватации не разрушаются. Большинство сольватов являются малоустойчивыми соединениями. Однако некоторые вещества удерживают воду, будучи в твердом состоянии (кристаллогидраты), например CuSO₄*5H₂O – медный купорос.

Процесс распада электролитов на ионы в водных растворах и расплавах называется электролитической диссоциацией. Основные положения теории электролитической диссоциации Аррениуса:

1. При растворении в воде молекулы электролитов диссоциируют на положительно и отрицательно заряженные ионы.

2. Диссоциация – обратимы процесс. Как правило он не протекает до конца и в системе устанавливается динамическое равновесие.

3. Ионы в водном растворе находятся в хаотическом движении.

Диссоциацию слабого электролита можно охарактеризовать константой равновесия, называемой константой диссоциации К_д. Из значения константы диссоциации можно оценить силу электролита: меньшему значению К_д соответствует более слабый электролит и наоборот. Для слабых электролитов К_д для данной температуры является постоянной величиной (не зависит от концентрации электролита). Для количественной характеристики электролитической диссоциации вводится понятие степени диссоциации, равной отношению количества электролита, распавшегося на ионы, к общему количеству этого вещества, введенного в раствор. Степень диссоциации является безразмерной величиной.

Закон Рауля: понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором пропорционально молярной доле растворенного вещества. Из закона Рауля возникают два следствия:

1. Температура кипения раствора выше температуры кипения растворителя.

2. Температура замерзания раствора ниже температуры замерзания чистого растворителя.

Самопроизвольный переход растворителя в раствор, отделенный от него полупроницаемой перегородкой называется осмосом. Количественно осмос характеризуется осмотическим давлением, равным силе, приходящейся на единицу поверхности и заставляющую молекулы раствора проникать через полупроницаемую перегородку.

Билет №9. Коллоидные растворы. Дисперсные системы и области их применения. Строение мицеллы. Правило Пескова-Фаянса. Адсорбция. Свойства коллоидных растворов (агрегативная и кинетическая устойчивость, седиментация, коагуляция, оптические и электрические). Методы получения и разрушения коллоидных систем.

Дисперсные системы (раздробленные и гетерогенные) состоят из сплошной непрерывной среды – дисперсной фазы и раздробленных частиц – дисперсной среды.

Коллоидные системы – это высоко дисперсные гетерогенные системы, характеризующиеся сильно развитой поверхностью раздела фаз.

Истинный раствор – гомогенная система. Коллоидные системы – гетерогенные системы с видимым разделом фаз. Характеризуются развитой поверхностью раздела фаз. Поверхностный слой обладает большой энергией. Одним из наиболее важных следствий является то, что на поверхности частиц адсорбируются ионы, что приводит к накапливанию вокруг частиц заряда.

Правило Пескова-Фаянса: ядро мицеллы адсорбирует из раствора преимущественно те ионы, которые входят в кристаллическую решетку ядра или являются изоморфным с ним и содержатся в некотором избытке. Изоморфизм- способность частиц замещать друг друга из-за одинаковых размеров.

Методы получения коллоидных растворов:

1. Механические – диспергирование (механическое дробление).

2. Химические – пептизация (химическое дробление).

Свойства коллоидных растворов

1. Устойчивость. Кинетическая – постоянство концентрации дисперсной фазы (обусловлена броуновским движением). Агрегативная – постоянство дисперсной фазы (обусловлено наличием у частиц одноименного заряда и как следствие – отталкивание). Более устойчивы гидрофильные золи (коллоидная частица взаимодействует с водой). Гидрофобные золи (смачиваемые водой) менее устойчивы.

2. Электрические. Перемещение гранул под действием электрического тока называется электрофорезом. Обусловлено наличием заряда у частиц.

3. Оптические. Способность коллоидных растворов рассеивать свет (в отличие от истинных растворов). Вследствии дифракции света на коллоидных частицах в коллоидном растворе происходит светорассеивание, которое становится видимым при наблюдении сбоку (конус Тиндаля).

Коагуляция – укрупнение коллоидных частиц из-за частичной или полной потери электрического заряда при добавлении электролита. При полной потере заряда коагуляция приводит к разрушению коллоидной системы. Гидрофобные золи весьма чувствительны к добавлению электролита. Чем выше заряд коагулирующего иона, тем сильнее его действие. Наименьшая концентрация электролита при которой возникает коагуляция называется порогом коагуляции C=1/z⁶=C_эл-та*V_эл-та/(V_золя+V_эл-та). В целом разрушение можно вызвать 4 способами: механическим, электрическим, термическим, добавлением электролита.

Билет №11. Комплексные соединения. Классификация. Типичные комплексообразователи и лиганды. Координационное число. Взаимосвязь строения комплексов и гибридизации орбиталей комплексообразователей. Внутрикомплексные соединения. Двойные соли. Константы нестойкости. Разрушение комплексов с использованием реакций осаждения.

Комплексные соединения – сложные соединения, у которых имеются ковалентные связи, образованные по донорно-акцепторному механизму.

Комплексообразователь – центральный атом, нейтральный атом или ион. d и f металлы.

Лиганды – анионы (F‾, Cl‾, SO4²‾), нейтральные молекулы имеющие неподеленные электронные пары. Если лиганд занимает одно место около центра, т.е. обладает одной общей парой, то он называется монодентатным (NH3, Cl‾, SO4²‾,Н2О). Бидентатный лиганд может занимать и одно место (SO4²‾,СО3²‾). Полидентатный – 3...8 донорных атомов.

Координационное число – число мест вокруг комплексообразователя, занятых лигандами.

Типы комплексов:

1. Катионные [Cu(NH3)4]²+

2. Анионные [HgI4]²‾

3. Нейтральные (молекулярные; не имеют внешней сферы): [Fe(CO)5]°, [Co(NH3)3(NO2)3]°

4. Разнолигандные [Pt(NH3)4Cl2]²+

5. Внутрикомплексные(циклические) . Хелаты – комплексообразователь связан с отдельными атомами лиганда донорно-акцепторной связью. 2NH2CH2COOH + CuCl2 = [Cu(NH2CH2COO)2] + 2HCL

6. Многоядерные (кластеры) – многоядерные комплексные соединения в основе молекулярной структуры которых лежит объемный скелет из атомов металла, связанных непосредственно между собой. Ячейка окружена лигандами и играет роль центрального атома.

Взаимосвязь строения комплексов и гибридизации орбиталей комплексообразователей.

Разрушение комплекса.

Комплекс может быть разрушен или кислотой или реагентом, который может образовать с центральным атомом труднорастворимое соединение.

[Ag(NH3)2]OH + 3HNO3 = AgNO3 + 2NH4NO3 + H2O

[Cu(NH3)4]SO4 + 4NO3 = CuSO4 + 4NH4NO3

Чтобы определить разрушится ли комплекс при добавлении реактива, дающего с с ионами комплексообразователя малорастворимые соединения, нужно рассчитать ПК и сравнить с ПР.

Для расчета ПК требуется определить концентрацию ионов комплекса по численному значению Кн.

Кн – константа нестойкости, характеризует прочность комплекса. Если ПК>ПР – то комплекс может быть разрушен.<