Молекулярная масса - это масса одной молекулы вещества, выраженная в атомных единицах массы.

Билет 1

А́томнаяма́сса, относительная атомная масса (устаревшее название — атомный вес) — значение массыатома, выраженное в атомных единицах массы.

Моля́рнаяма́сса вещества — масса одного моля вещества. Моль вещества - это количество вещества, содержащее 6,02·10²³ атомов или молекул этого вещества.

Молекулярная масса - это масса одной молекулы вещества, выраженная в атомных единицах массы.

Эквивалент вещества - это такое количество химического вещества, которая реагирует с 1 г водорода или вытесняет такое же количество водорода из его соединений.

Вале́нтность (от лат. valēns «имеющий силу») — способность атомов химических элементов образовывать определённое число химических связей с атомами других элементов.

Сте́пеньокисле́ния (окислительное число, формальный заряд) — вспомогательная условная величина для записи процессов окисления, восстановления и окислительно-восстановительных реакций, численная величинаэлектрического заряда, приписываемого атому в молекуле в предположении, что электронные пары, осуществляющие связь, полностью смещены в сторону более электроотрицательных атомов. Степень окисления соответствует заряду иона или формальному заряду атома в молекуле или в формульной единице.

Билет 2

Масса веществ, вступающих в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции. (закон ).

Закон постоянства состава любое определенное химически чистое соединение, независимо от способа его получения, состоит из одних и тех же химических элементов, причем отношения их масс постоянны, а относительные числа их атомов выражаются целыми числами. Это один из основных законовхимии.

3. Закон эквивалентов: Все вещества реагируют между собой в эквива­лентных ко­личествах.

4. Закон Авога́дро- в равных объёмах различных газов, взятых при одинаковых температуре и давлении, содержится одно и то же число молекул»

Билет 3

Химическая связь – это совокупность сил, действующих между атомами или группой атомов. Химическая связь осуществляется валентными электронами. По современным представлениям химическая связь имеет электронную природу, но осуществляется она по-разному. Поэтому различают три основных типа химической связи: ковалентную, ионную, металлическую. Между молекулами возникает водородная связь, и происходят ван-дер-ваальсовые взаимодействия.

К основным характеристикам химической связи относятся:

● длина связи – это межъядерное расстояние между химически связанными атомами. Она зависит от природы взаимодействующих атомов и от кратности связи. С увеличением кратности длина связи уменьшается, а, следовательно, увеличивается ее прочность;

● кратность связи – определяется числом электронных пар, связывающих два атома. С увеличением кратности энергия связи возрастает;

● угол связи – угол между воображаемыми прямыми проходящими через ядра двух химически взаимосвязанных соседних атомов;

● энергия связи Е_СВ – это энергия, которая выделяется при образовании данной связи и затрачивается на ее разрыв, кДж/моль.

Билет4

Ковалентная связь (атомная связь, гомеополярная связь) —химическая связь, образованная перекрытием (обобществлением) пары валентных электронных облаков. Обеспечивающие связь электронные облака (электроны) называются общей электронной парой.
Выделяют два механизма образования ковалентной связи: обменный («на паритетных началах») и донорно-акцепторный. В случае обменного механизма каждый из двух атомов, образующих связь, предоставляет по одному неспаренному электрону для общей электронной пары.
В случае донорно-акцепторного механизма одна частица (донор) предоставляет собственную неподеленную электронную пару, а вторая частица (акцептор) — свободную орбиталь. Механизмы разрыва ковалентной связи
Различают два механизма разрыва ковалентной связи: гомолитический (радикальный, симметричный) и гетеролитический (иoнный, несимметричный).
В случае гомолитического (радикального) разрыва каждый из двух атомов получает по одному неспаренному электрону из общей электронной пары. Образуются частицы, имеющие по одному неспаренному электрону — радикалы.
В случае гетеролитического (иoнного) разрыва один из атомов получает оба электрона от общей электронной пары, превращаясь в отрицательно заряженный ион — анион; частица, потерявшая электрон, приобретает положительный заряд — становится катионом. Пример гетеролитического разрыва ковалентной связи — электролитическая диссоциация хлороводорода в водном растворе. σ-связь и π-связь Сигма (σ)-, пи (π)-связи — приближенное описание видов ковалентных связей в молекулах различных соединений, σ-связь характеризуется тем, что плотность электронного облака максимальна вдоль оси, соединяющей ядра атомов. При образовании -связи осуществляется так называемое боковое перекрывание электронных облаков, и плотность электронного облака максимальна «над» и «под» плоскостью σ-связи. Первую, более прочную ковалентную связь между атомами углерода называют σ-связью; вторую, менее прочную ковалентную связь называют -связью.

Билет 5

Ионная (электровалентная) связь – это сильнополярная ковалентная связь. В ее основе лежит электростатическое взаимодействие ионов. Согласно ей, атомы элементов с числом электронов в наружном слое меньше восьми присоединяют или теряют такое число электронов, которое делает наружный электронный слой таким, как у атома ближайшего инертного газа.
Ионная связь - это химическая связь, образованная за счет электростатического притяжения между катионами и анионами.
Взаимодействие между катионами и анионами не зависит от направления, поэтому о ионной связи говорят, как о ненаправленной. Каждый катион может притягивать любое число анионов, и наоборот. Вот почему ионная связь является ненасыщенной. Число взаимодействий между ионами в твердом состоянии ограничивается лишь размерами кристалла. Поэтому "молекулой" ионного соединения следует считать весь кристалл.
Возникновение ионной связи имеет место только в том случае, если элементы, атомы которых реагируют между собой, обладают резко отличными значениями энергии ионизации и сродства к электрону. Ионных соединений немного. Они обладают основными свойствами: в расплавленном состоянии обладают электропроводностью, в воде легко диссоциируют на ионы (растворяются), имеют высокую температуру плавления и кипения.

Билет 6

Металлическая связь— связь между положительными иона­ми в кристаллах металлов, осуществляемая за счет притяжения электронов, свободно перемещающихся по кристаллу. В соот­ветствии с положением в периодической системе атомы металлов имеют небольшое число валентных электронов. Эти электроны достаточно слабо связаны со своими ядрами и могут легко отры­ваться от них. В результате в кристаллической решетке металла появляются положительно заряженные ионы и свободные элек­троны. Поэтому в кристаллической решетке металлов существует большая свобода перемещения электронов: одни из атомов будут терять свои электроны, а образующиеся ионы могут принимать эти электроны из «электронного газа». Как следствие, металл представляет собой ряд положительных ионов, локализованных в определенных положениях кристаллической решетки, и большое количество электронов, сравнительно свободно перемещающихся в поле положительных центров. В этом состоит важное отличие металлических связей от ковалентных, которые имеют строгую направленность в пространстве. Металлическая связь отличается от ковалентной также и по прочности: ее энергия в 3-4 раза меньше энергии ковалентной связи.

Энергия связи — энергия, необходимая для разрыва хими­ческой связи во всех молекулах, составляющих один моль ве­щества. Энергии ковалентных и ионных связей обычно велики и составляют величины порядка 100-800 кДж/моль.

Билет 7

Водородная связь - это взаимодействие между двумя электроотрицательными атомами одной или разных молекул посредством атома водорода: А−Н ^... В (чертой обозначена ковалентная связь, тремя точками - водородная связь). Водородная связь обусловлена электростатическим притяжением атома водорода (несущим положительный заряд δ+) к атому электроотрицательного элемента, имеющего отрицательный заряд δ−. В большинстве случаев она слабее ковалентной, но существенно сильнее обычного притяжения молекул друг к другу в твердых и жидких веществах. В отличие от межмолекулярных взаимодействий водородная связь обладает свойствами направленности и насыщаемости, поэтому ее нередко считают одной из разновидностей ковалентной химической связи. Она может быть описана с помощью метода молекулярных орбиталей как трехцентроваядвухэлектронная связь.

Одним из признаков водородной связи может служить расстояние между атомом водорода и другим атомом, ее образующим. Оно должно быть меньше, чем сумма радиусов этих атомов. Чаще встречаются несимметричные водородные связи, в которых расстояние Н ^... В больше, чем А−В. Однако в редких случаях (фтороводород, некоторые карбоновые кислоты) водородная связь является симметричной. Угол между атомами во фрагменте А−Н ^... В обычно близок к 180^o. Наиболее сильные водородные связи образуются с участием атомов фтора. В симметричном ионе [F−H−F]⁻ энергия водородная связи равна 155 кДж/моль и сопоставима с энергией ковалентной связи. Энергия водородная связи между молекулами воды уже заметно

Билет 8

Билет 9

Билет 10

Билет 11

Билет 12

Билет 13

Билет 14

Билет 15

Билет 16

Билет 17

№17Понятие о катализе. Отличительные черты катализаторов, механизмов их действия. Примеры промышленных катализаторов

Гомогенный катализ

В случае гомогенного катализа реагирующие вещества и катализатор находятся в одной фазе, например, газообразной. Механизм действия катализатора основан на том, что он вступает во взаимодействие с реагирующими веществами с образованием промежуточных соединений.

Пример:термич. разложение оксида азота 2N₂O₅ -> 4NO₂ + О₂

Гетерогенный катализ

При гетерогенном катализе катализатор и реагирующие вещества находятся в различных фазах. Катализатор обычно находится в твердом, а реагирующие вещества в жидком или газообразном состояниях. При гетерогенном катализе ускорение процесса обычно связано с каталитическим действием поверхности катализатора.

Катализаторы отличаются избирательностью (селективностью) действия. Так, например, в присутствии катализатора оксида алюминия Al₂O₃ при 300^oС из этилового спирта получают воду и этилен:

С₂Н₅OН –(Al₂O₃) С₂Н₄ + Н₂O.

При той же температуре, но в присутствии в качестве катализатора меди Cu, происходит дегидрирование этилового спирта:

С₂Н₅OН –(Cu) СН₃СНО + Н₂.

Небольшие количества некоторых веществ снижают или даже полностью уничтожают активность катализаторов (отравление катализаторов). Такие вещества называются каталитическими ядами.

Идалее

SO2 + NO2 = SO3 + NO

А + КВ = АВ + К

Поверхность катализатора неоднородна. На ней имеются так называемые активные центры, на которых главным образом и протекают каталитические реакции. Реагирующие вещества адсорбируются на этих центрах, в результате чего увеличивается концентрация их на поверхности катализатора. А это отчасти приводит к ускорению реакции. Но главной причиной возрастания скорости реакции является сильное повышение химической активности адсорбированных молекул. Под действием катализатора у адсорбированных молекул ослабляются связи между атомами и они становятся более реакционноспособными. И в этом случае реакция ускоряется благодаря снижению энергии активации (в том числе за счет образования поверхностных промежуточных соединений).

Самыми крупнотоннажными катализаторами являются алюмосиликаты. Аморфные алюмосиликаты, а в последние годы и кристаллические алюмосиликаты (цеолиты) широко применяют в каталитической переработке нефтепродуктов как в качестве собственно катализаторов (крекинг), так и в виде прочных пористых носителей для металлов и окислов в различных процессах.

Ряд промышленных процессов удалось осуществить лишь благодаря применению катализаторов. В настоящее время до 90% производств химической промышленности осуществляется в присутствие катализаторов. Это крупнотоннажные производства серной и азотной кислот, аммиака, водорода (конверсией природного газа паром), синтез метанола и тд.

Билет 18

Химическое равновесие — состояние химической системы, в которой протекает одна или несколько химических реакций, причём скоростив каждой паре прямой-обратной реакции равны между собой. Для системы, находящейся в химическом равновесии, концентрацииреагентов, температура и другие параметры системы не изменяются со временем. Химическое равновесие в гетерогенных системах
Реакции, протекающие на границе раздела фаз, называются гетерогенными химическими реакциями.Для реакции пароводяной конверсии углерода константа равновесия имеет вид:

К_р = (р_СО2)_р (р_Н2)²_р/(р_Н2О)²_р,

Для восстановления металла

К_р = (р_Н2O)_р/(р_Н2)_р.

Химическое равновесие в гомогенных системах
,

где p_p,L, p_pM, p_p,D, p_pB –равновесные парциальные давления веществ, а [L], [M],[D],[B] –равновесные концентрации веществ; l, m, d, b - показатели степени, равные стехиометрическим коэффициентам.

Билет 19

№19Понятие о дисперсионных системах. Дисперсионная фаза, дисперсионная среда. Классификации и примеры дисперсионных систем.

Положение химического равновесия зависит от следующих параметров реакции: температуры, давления и концентрации. Влияние, которое оказывают эти факторы на химическую реакцию, подчиняется закономерности, которая была высказана в общем виде в 1885 годуфранцузским ученым ЛеШателье.

Факторы, влияющие на химическое равновесие:

Температура

Давление

При увеличении давления химическое равновесие смещается в сторону меньшего объёма веществ, а при понижении - в сторону большего объёма. Этот принцип действует только на газы, т.е. если в реакции участвуют твердые вещества, то они в расчет не берутся.

CaCO₃=CaO+CO₂ P↑ ←, P↓ →

1моль=1моль+1моль

Принцип ЛеШателье — Брауна (1884 г.) — если на систему, находящуюся в устойчивом равновесии, воздействовать извне, изменяя какое-либо из условий равновесия (температура, давление, концентрация, внешнее электромагнитное поле), то в системе усиливаются процессы, направленные на компенсацию внешнего воздействия.

Химическое равновесие может быть смещено изменением концентраций реагентов. Другими словами, равновесие можно сместить внешним воздействием, руководствуясь принципом Ошибка! Недопустимый объект гиперссылки.: если на равновесную систему оказывать внешнее воздействие, то равновесие смещается в сторону, противодействующую этому воздействию.

Билет 20

Дисперсная система — это образования из двух или более числа фаз (тел), которые совершенно или практически не смешиваются и не реагируют друг с другом химически.

Измельченное вещество называют дисперсной фазой, а вещество, в котором распределена дисперсная фаза – дисперсионной средой. Степень раздробленности дисперсной системы можно охарактеризовать величиной, называемой дисперсностью. Она обратно пропорциональна поперечному размеру частиц дисперсной фазы: D = 1/a, где а –поперечный размер частиц. Форма частиц дисперсной фазы может быть различна – сферическая, кубическая, пластинчатая, нитевидная, цилиндрическая и др. Чем меньше размер частиц тем выше степень дисперсности.

Наиболее общая классификация дисперсных систем основана на различии в агрегатном состоянии дисперсионной среды и дисперсной фазы. Сочетания трех видов агрегатного состояния позволяют выделить девять видов дисперсных систем. Для краткости записи их принято обозначать дробью, числитель которой указывает на дисперсную фазу, а знаменатель на дисперсионную среду, например для системы «газ в жидкости» принято обозначение Г/Ж.

Обозначение	Дисперсная фаза	Дисперсионная среда	Название и пример
Г/Г	Газообразная	Газообразная	Дисперсная система не образуется
Г/Ж	Газообразная	Жидкая	Газовые эмульсии и пены
Г/Т	Газообразная	Твёрдая	Пористые тела
Ж/Г	Жидкая	Газообразная	Аэрозоли: туманы, облака
Ж/Ж	Жидкая	Жидкая	Эмульсии: нефть, крем, молоко
Ж/Т	Жидкая	Твёрдая	Капиллярные системы: жидкость в пористых телах, грунт, почва
Т/Г	Твёрдая	Газообразная	Аэрозоли (пыли, дымы), порошки
Т/Ж	Твёрдая	Жидкая	Суспензии и золи: пульпа, ил, взвесь, паста
Т/Т	Твёрдая	Твёрдая	Твёрдые гетерогенные системы: сплавы, бетон, ситаллы, композиционные материалы

Билет 21

Физическая теория растворов:Основоположниками были Вант Гофф, Оствальд, Лррениус, которые считали, что процесс растворения является результатом диффузии (процесс взаимного перемешивания веществ).

Химическая теория растворов:В противоположность физической теории растворов — Д.И. Менделеев доказывал, что растворение является результатом химического взаимодействия растворенного вещества с молекулами воды и что правильнее определять раствор как однородную систему, которая состоит из частиц растворенного вещества, растворителя и продуктов их взаимодействия. Энергетика процесса растворения - энергия, которая затрачивается на разрушение кристаллической решетки и (или) на распределение молекул растворяемого вещества между молекулами растворителя

Механизм растворения

растворяемого вещества. Это обусловлено, что в растворе происходит взаимодействие частиц растворяемого вещества с растворителем. Растворение часто сопровождается выделением или поглощением теплоты, а также увеличением или уменьшением объема раствора. Растворение некоторых веществ сопровождается выделением (концентрированные кислоты, щелочи) или поглощением тепла (растворение некоторых солей, хлорид натрия или калия). Все это указывает на то, что процесс растворения является сложным физико-химическим процессом.

Билет 22

Второй закон Рауля определяет, чему равно изменение температуры кипения и замерзания растворов.
Изменение температуры кипения и замерзания растворов пропорционально моляльной концентрации растворов
Δt⁰_{кипения} = К_э С_м,

Δt⁰_{замерзания} = К_к С_м.

Рассмотрим коэффициенты пропорциональности :

К_э – эбуллиоскопическая константа, К_к – криоскопическая константа.
Каждый растворитель имеет свои значения К_э и К_к .

Эбулеоскопические и криоскопические константы некоторых растворителей приведены в табл.1.

Таблица 1

Вывод: изменение температуры кипения и замерзания растворов зависит от природы растворителя концентрации раствора.
Физический смысл этих констант заключается в том, что при концентрации раствора, равной 1 моль/кг, данные константы равны изменению температуры кипения или замерзания данного раствора.

Билет 23

.23.Осмос. Осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа для растворов неэелектролитов.

Закон Вант-Гоффа: осмотическое давление равно тому давлению, которое оказывало бы растворенное вещество, если бы оно, находясь в газообразном состоянии при той же температуре, занимало тот же объем, который занимает раствор.

Из закона Вант-Гоффа следует, что растворы различныхнеэлектролитов одинаковой концентрации, находящиеся при одинаковой температуре являются изотоническими, т.е. имеющими одинаковое осмотическое давление.

Билет 24

№24 Основные положения теории электролитической диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Константа и степень диссоциации. Закон разбавления Оствальда.

Слабые электролиты

Слабые электролиты — химические соединения, молекулы которых даже в сильно разбавленных растворах незначительно диссоциированны на ионы, которые находятся в динамическом равновесии с недиссоциированными молекулами. К слабым электролитам относится большинство органических кислот и многие органические основания в водных и неводных растворах.

Слабыми электролитами являются:

· почти все органические кислоты и вода;

· некоторые неорганические кислоты: HF, HClO, HClO₂, HNO₂, HCN, H₂S, HBrO, H₃PO₄,H₂CO₃, H₂SiO₃, H₂SO₃ и др.;

· некоторые малорастворимые гидроксиды металлов: Fe(OH)₃, Zn(OH)₂ и др.

Сильные электролиты

Сильные электролиты — химические соединения, молекулы которых в разбавленных растворах практически полностью диссоциированы на ионы. Степень диссоциации таких электролитов близка к 1. К сильным электролитам относятся многие неорганические соли, некоторые неорганические кислоты и основания в водных растворах, а также в растворителях, обладающих высокой диссоциирующей способностью (спирты, амиды и др.).

Классическая теория электролитической диссоциации применима лишь к разбавленным растворам слабых электролитов. Сильные электролиты в разбавленных растворах диссоциированы практически полностью, поэтому представления о равновесии между ионами и недиссоциированными молекулами лишено смысла. Согласно представлениям, выдвинутым в 20—30-х гг. 20 в. В. К. Семенченко (СССР), Н. Бьеррумом (Дания), Р. М. Фуоссом(США) и др., в растворах сильных электролитов при средних и высоких концентрациях образуются ионные пары и более сложные агрегаты. Современные спектроскопические данные показывают, что ионная пара состоит из двух ионов противоположного знака, находящихся в контакте («контактная ионная пара») или разделённых одной или несколькими молекулами растворителя («разделённая ионная пара»). Ионные пары электрически нейтральны и не принимают участия в переносе электричества. В сравнительно разбавленных растворах сильных электролитов равновесие между отдельными сольватированными ионами и ионными парами может быть приближённо охарактеризовано, аналогично классической теории электролитической диссоциации, константой диссоциации (или обратной величиной — константой ассоциации). Это позволяет использовать вышеприведённое уравнение для расчёта соответствующей степени диссоциации, исходя из экспериментальных данных.

В простейших случаях (большие одноатомные однозарядные ионы) приближённые значения константы диссоциации в разбавленных растворах сильных электролитов можно вычислить теоретически, исходя из представлений о чисто электростатическом взаимодействии между ионами в непрерывной среде — растворителе.

Примеры сильных электролитов: некоторые кислоты (HClO₄, HMnO₄, H₂SO₄, HCl, HBr; HI), гидроксиды щелочных и щёлочноземельных металлов (NaOH, KOH, Ba(OH)₂); большинство солей.

Билет 25

Закон Рауля. Понижение давления насыщенного пара растворителя А над раствором Δр_А пропорционально молярной доле растворенного нелетучего вещества

х_в: р°_А – р_А = Δр _а = р°_А х_В,

где р°_а, р_а - давления насыщенного пара растворителя соответственно над чистым растворителем и раствором
Из закона Рауля следует:

1. Температура кипения раствора выше температуры кипения растворителя, потому что давление насыщенного пара растворителя над раствором становится равным атмосферному (условие кипения жидкости) при более высокой температуре, чем в случае чистого растворителя. Повышение температуры кипения пропорционально моляльности раствора:

ΔТ_кип=К_эС_m.

Здесь К_э - эбуллиоскопическая константа растворителя.

2. Температура замерзания (кристаллизации) раствора ниже температуры замерзания чистого растворителя, потому что давление пара растворителя над раствором ниже, чем над растворителем. Понижение температуры замерзания пропорционально моляльности раствора:

ΔТ_3ам⁼К_кС_m.

Здесь К_к - криоскопическая константа.

Значения эбуллиоскопической и криоскопической констант зависят от природы растворителя; для воды они составляют соответственно 0,52 и 1, 85 кг·К/моль.

Используя следствие из закона Рауля, можно определить молярную массу вещества. Для этого экспериментально определяют изменение температуры кипения или замерзания раствора. Зная массу растворенного вещества m_в, его молярную массу находят по уравнению:

,

где К - либо эбулио-, либо криоскопическая константы.

^ Закон Вант-Гоффа. Самопроизвольный переход растворителя через полупроницаемую мембрану, разделяющую раствор и растворитель, либо два раствора с различной концентрацией растворенного вещества, называется осмосом. Перегородка пропускает только молекулы растворителя, которые переходят из раствора с меньшей концентрацией в более концентрированный раствор. Концентрированный раствор разбавляется и увеличивается высота его столба. Количественно осмос характеризуют осмотическим давлением, равным силе, приходящейся на единицу площади поверхности и заставляющей молекулы растворителя проникать через полупроницаемую перегородку. Осмотическое давление возрастает с увеличением концентрации растворенного вещества и температуры. Вант-Гофф предложил для осмотического давления применить =nRТ/V. ОтсюдаpV=nRТ, или pуравнение состояния идеального газа

=СRТ - осмотическое давление.p

С -молярная концентрация раствора.

Осмос играет важную роль в биологических процессах, обеспечивая поступление воды в клетки и другие структуры. Растворы с одинаковым осмотическим давлением называются изотоническими; если осмотическое давление выше внутриклеточного, то оно называется гипертоническим, ниже -гипотоническим. Среднее осмотическое давление крови при 36°С равно 78 кПа. Гипертонические растворы, например, соли и сахара (рассол), широко применяют для консервирования овощей (огурцов), так как они вызывают удаление воды из микроорганизмов. Огурцы в крепком рассоле сморщиваются, в гипотоническом растворе - разбухают.

Законы Рауля и Вант-Гоффа соблюдаются лишь в разбавленных растворах неэлектролитов, являющихся моделью идеальных растворов, в реальных растворах вместо концентрации используется активность, о которой подробно будет сказано в следующей лекции.

Изотонический коэффициент связан со степенью диссоциации электролита:

i = 1 + a (n - 1),
a-степень диссоциации
n - количество ионов, образующихся при диссоциации одной молекулы
при а=1 i=n
сульфата натрия, карбонат калия(каждый из них диссоциирует на три иона и является сильным электролитом) подходят, а вода, сероводород, аммиак, и гидроксид алюминия нет (слабые электролиты астремится к 0)
фосфат натрия диссоциирует с образованием 4 ионов

Билет 26

Вода является очень слабым электролитом, часть её молекул диссоциированы на протон Н+ (на самом деле он тут же связывается другой молекулой воды и получается Н3О+) и гидроксильный анион ОН-. Можно определить концентрацию каждого из этих йонов, а произведение этих концентраций и называется "ионным произведением воды". Равно оно приблизительно 1Е-14, и незначительно меняется в зависимости от температуры воды.
Водородный показатель - это десятичный логарифм концентрации протонов (катионов водорода), умноженный на -1. Обозначается рН.
рН = -lg[H+].
Поскольку в нейтральном водном растворе концентрации протонов и гидроксильных анионов равны и составлают приблизительно 1Е-7, то в нейтральной среде рН = 7. Если рН выше 7, т. е. концентрация протонов меньше 1Е-7, то среда щелочная, а если ниже 7, т. е. концентрация протонов выше 1Е-7 - то кислая.

Билет 27

Гидролиз солей — 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

Различают обратимый и необратимый гидролиз солей:

· 1. Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания (гидролиз по аниону):

CO 2 - 3 + H ₂ O = HCO - 3 + OH ^-

Na ₂ CO ₃ + Н ₂ О = NaHCO ₃ + NaOH

(Раствор имеет слабощелочную среду, реакция протекает обратимо, гидролиз по второй ступени протекает в незначительной степени)

· 2. Гидролиз соли сильной кислоты и слабого основания (гидролиз по катиону):

Cu ^{2 + +} Н ₂ О = CuOH ^{+ +} Н ⁺

CuCl ₂ + Н ₂ О = CuOHCl + HCl

(Раствор имеет слабокислую среду, реакция протекает обратимо, гидролиз по второй ступени протекает в незначительной степени)

Билет 28

Окислительно-восстановительные реакциипроисходят с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ. При окислении веществ степень окисления элементов возрастает, при восстановлении - понижается. Степень окисления. Определение степени окисления атома элемента по химической формуле соединения. Составление формулы соединения по известным степеням окисления атомов элементов
Степень окисления элемента - это условный заряд атома в веществе, исчисленный с предположением, что она состоит из ионов. Для определения степени окисления элементов необходимо запомнить определенные правила:

1. Степень окисления может быть положительным, отрицательным или равным нулю
2. При определении степеней окисления исходят из электроотрицательности вещества: сумма степеней окисления всех атомов в соединении равна нулю.
3. Если соединение образована атомами одного элемента (в простой веществе), то степень окисления этих атомов равен нулю.
4. Максимальный положительный степень окисления элемента, как правило, равна номеру группы в периодической системе, в которой находится элемент.
5. Минимальная степень окисления для металлов равна нулю. Для неметаллов в большинстве случаев ниже отрицательный степень окисления равна разнице между номером группы и цифрой восемь.

H2O + 2NO2 = HNO3 + HNO2

1|N [+4] -1e = N[+5] | восстановитель, окисление

1|N[+4] +1e = 2N[+3]| окислитель, восстановление

Cl2 + H2O = HCl + HClO

1|Cl2[0] -2e = Cl[+1] | восстановитель, окисление

1|Cl2[0] +2e = 2Cl[+1]| окислитель, восстановление

Билет 29

Электрохи́мия — раздел химической науки, в котором рассматриваются системы и межфазные границы при протекании через них электрического тока, исследуются процессы в проводниках, на электродах (из металлов или полупроводников, включая графит) и в ионных проводниках (электролитах).

Электрический потенциал - скалярная величина ф, являющаяся энергетич. хар-кой электростатич. поля (электрич, поля неподвижных электрич. зарядов).

Гальванический элемент- это устройство, состоящее из двух или более электродов, соединенных между собой.

Билет 30

В электрохимии стандартный электродный потенциал, обозначаемый E^o, E⁰, или E^O, является мерой индивидуального потенциала обратимого электрода (в равновесии) в стандартном состоянии, которое осуществляется в растворах при эффективной концентрации в 1 моль/кг и в газах при давлении в 1 атмосферу.

Уравнение Нернста — уравнение, связывающее окислительно-восстановительный потенциал системы с активностями веществ, входящих в электрохимическое уравнение, и стандартными электродными потенциалами окислительно-восстановительных пар.

Ряд напряжений металлов — последовательность, в которой металлы расположены в порядке увеличения их стандартных электрохимических потенциалов φ⁰

Билет 31

Гальванический элемент (химический источник тока) — это устройство, в котором химическая энергия окислительно-восстановительной реакции превращается в электрическую. Гальванический элемент состоит из двух электродов (полуэлементов). Между растворами отдельных электродов устанавливается контакт с помощью электролитического мостика, заполненного насыщенным раствором KCl (солевой мостик) или с помощью мембраны. Они обеспечивают электрическую проводимость между растворами, но препятствуют их взаимной диффузии и являются вместе с электродами внутренней цепью гальванического элемента. Внешняя цепь гальванического элемента – это выводы электродов. По внешней цепи осуществляется переход электронов от одного металла к другому.

Различают гальванические элементы химические (биметаллические) и концентрационные.

Химические гальванические элементы состоят из двух металлов, опущенных в растворы своих солей.

Концентрационные гальванические элементы состоят из двух одинаковых электродов (например, серебряных), опущенных в растворы одного и того же электролита , но разных концентраций. Источником электрического тока в таком элементе служит работа переноса электролита из более концентрированного раствора в более разбавленный. Элемент работает до тех пор, пока сравняются концентрации катионов у анода и катода.

Уравнение для вычисления ЭДС концентрационных гальванических элементов имеет вид:

Е = , где а₂ > а₁

Билет 33

Гальванические элементы– химический источник тока, в котором реагенты расходуются в ходе его работы. После исчерпания реагентов гальванический элемент не может быть более использован. В основе действия гальванического элемента может быть химический процесс или процесс выравнивания концентраций двух электролитов – растворов одного и того же вещества. По этому критерию гальванические элементы делятся на

Наши рекомендации