Химическое равновесие в растворах электролитов

Для подготовки к экзамену по общей и неорганической химии (зимняя сессия)

Для студентов I курса ХТФ и ФЗО специальностей ТЖМП(З),ТЖМ(З).

Основные классы неорганических соединений.

Понятие валентности и степени окисления. Степени окисления элементов в химических соединениях.

Оксиды: основные, кислотные, амфотерные, безразличные, солеобразные; их графические формулы, номенклатура и химические свойства (связь характера оксида со степенью окисления элемента, взаимодействие оксидов с водой, кислотами и щелочами); ангидриды кислот; понятие о пероксидах.

Кислоты: номенклатура кислот и соответствующих им солей; построение графических формул кислородсодержащих и бескислородных кислот; кислоты сильные и слабые, их электролитическая диссоциация в растворе.

Основания: сильные (щелочи) и слабые, их электролитическая диссоциация в растворе.

Соли: средние, кислые, основные; их графические формулы, электролитическая диссоциация в растворе, взаимодействие с кислотами и щелочами.

Обменные взаимодействия между веществами различных классов. Условия протекания реакций ионного обмена: образование малорастворимых соединений, малодиссоциирующих соединений, газообразных веществ. Частный случай реакций ионного обмена – реакции нейтрализации (взаимодействие между кислотами и основаниями, кислотами и основными солями, основаниями и кислыми солями). Реакции между кислыми солями и кислотами; реакции между основными солями и основаниями. Запись уравнений реакций в молекулярном и сокращённом ионно-молекулярном виде.

Атомно-молекулярное учение.

Понятия молекула, атом, химический элемент, стехиометрия. Относительные атомная и молекулярная массы. Количество вещества. Моль как основная единица измерения количества вещества. Число Авогадро. Молярная масса вещества. Закон Авогадро, молярный объём газа. Смысл стехиометрических коэффициентов в уравнениях химических реакций.

Химическое равновесие.

Обратимые и необратимые химические реакции. Понятие о законе действия масс. Константа химического равновесия, её физический смысл и выражение через равновесные концентрации реагирующих веществ. Влияние температуры на величину константы химического равновесия. Смещение химического равновесия. Факторы, влияющие на смещение равновесия (температура, давление, концентрации реагирующих веществ). Принцип Ле-Шателье. Важнейшие типы задач на химическое равновесие и принципы их решения.

Растворы.

Определение понятия «раствор». Насыщенные и ненасыщенные растворы. Растворимость. Способы выражения концентрации растворов (массовая доля (процентная концентрация), молярная концентрация).

Растворение электролитов как физико-химический процесс взаимодействия растворителя и растворяемого вещества (на примере растворения в воде сильных электролитов с ионной кристаллической решёткой и соединений с полярно-ковалентными связями); ион-дипольное и диполь-дипольное взаимодействия. Образование кристаллогидратов как доказательство гидратации ионов и химизма процессов растворения.

Химическое равновесие в растворах электролитов.

Реакции диссоциации слабых электролитов. Ступенчатая диссоциация. Константа диссоциации слабых электролитов. Степень диссоциации и её связь с константой диссоциации (закон разбавления Оствальда).

Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. Константа ионного произведения воды. Водородный (pH) и гидроксильный (pOH) показатели, их взаимосвязь.

Принцип расчёта pH растворов сильных и слабых кислот и оснований, степени диссоциации слабых электролитов, концентрации ионов в растворах сильных и слабых кислот и оснований.

Смещение равновесия в растворах слабых электролитов: влияние добавления одноимённых ионов на равновесие диссоциации слабого электролита, степень диссоциации, pH раствора. Понятие о буферных растворах.

Химические равновесия в реакциях ионного обмена. Равновесие между осадком малорастворимого электролита и его насыщенным раствором.

Произведение растворимости (ПР). Расчёт растворимости малорастворимого электролита и концентраций ионов в насыщенном растворе; влияние избытка одноименных ионов на растворимость. Определение возможности образования осадка малорастворимого соединения.

Гидролиз солей.

Запись уравнений реакций гидролиза в ионном и молекулярном виде. Определение реакции среды (pH>7, pH<7 или pH=7) в растворах гидролизующихся солей. Особенность определения pH растворов солей, гидролизующихся и по катиону, и по аниону.

Константа гидролиза. Выражение константы гидролиза каждой стадии процесса. Зависимость гидролизуемости соли от природы соли (силы кислоты и/или основания), которыми образована соль.

Степень гидролиза и её связь с константой гидролиза. Влияние концентрации соли на степень гидролиза. Особенность солей, гидролизующихся одновременно по катиону и по аниону.

Принцип расчёта концентрации ионов H⁺ в растворе соли, гидролизующейся по катиону, и ионов OH^– в растворе соли, гидролизующейся по аниону.

Гидролиз кислых солей. Особенности определения pH раствора кислой гидролизующейся соли.

Смещение равновесия процесса гидролиза. Влияние различных факторов (добавление сильных кислот и щелочей, концентрации раствора, температуры раствора) на подавление и усиление гидролиза различных солей.

Взаимодействие солей взаимно усиливающих гидролиз друг друга.