В отличие от чистых растворителей, которые кипят и замерзают при постоянной температуре, растворы кипят и замерзают в некотором интервале температур.

Билет 23

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

Диффузия -процесс перемешивания вещества, приводящий к выравниванию их концентрации.

Осмос –процесс односторонней диффузии через полупроницаемую мембрану молекул растворителя в сторону большей концентрации растворённого вещества (меньшей концентрации растворителя). ОСМОТИЧЕСКОЕ ДАВЛЕНИЕ (обозначение П), давление, оказываемое растворенным веществом посредством движения его молекул. В разбавленном растворе давление изменяется в зависимости от концентрации и температуры, как если бы раствор был газом, занимающим тот же объем. Оно равно давлению, которое должно быть приложено в противовес процессу ОСМОСА в растворе. Осмотическое давление получается из формулы ПV=nRT, где n - количество молей в растворе, V - объем, Т - температура, R -газовая постоянная. Осмос. Закон Вант-Гоффа. Процесс самопроизвольного перехода растворителя (диффузия) через полупроницаемую мембрану, называемый осмосом. Давление, которое необходимо приложить к раствору, чтобы осмос прекратился, называется осмотическим давлением. Если давление, приложенное к более концентрированному раствору, больше осмотического, то растворитель будет переходить из раствора в растворитель. Процесс носит название обратный осмос и используется для очистки природных и сточных вод, в частности, может быть использован для водоподготовки в теплоэнергетике.

Зависимость осмотического давления от температуры и концентрации описывается уравнением:

π = с(В)RT,

где π – осмотическое давление; с(В) – молярная концентрация растворенного вещества, моль/л; R – универсальная газовая постоянная; T – температура, К.

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.

Электролитическая диссоциация — процесс распада электролита на ионы при его растворении или плавлении

Основные положения ТЭД:

1. Молекулы электролитов при растворении в воде или расплавлении распадаются на ионы. Процесс распада молекул электролитов на ионы в растворе или расплаве называетсяэлектролитической диссоциацией (или ионизацией)

Ионы – это атомы или группы атомов, имеющие положительный или отрицательный заряд (Na⁺ , S^2-, NO₃^- и др.)

Положительно заряженные ионы – катионы, отрицательно заряженные ионы – анионы.

К катионам относятся ион водорода Н⁺, ион аммония NH₄⁺, ионы металлов – Na⁺, Cu²⁺ , Al³⁺ и др.

К анионам относятся гидроксид – ион ОН^- , ионы кислотных остатков – Cl^- SO₄^2- , PO₄^3- и др.

2. Диссоциация – процесс обратимый. Это значит, что одновременно идут два противоположных процесса: распад молекул на ионы (диссоциация, ионизация) и соединение ионов в молекулы (ассоциация, моляризация).

Диссоциацию молекул электролитов выражают уравнениями, в которых вместо знака равенства ставят знак обратимости (↔).

Например,

Mg(NO₃)₂ ↔ Mg²⁺ + 2NO₃^-

Каждая молекула нитрата магния диссоциирует на ион магния и два нитрат – иона. Следовательно, в результате диссоциации одной молекулы Mg(NO₃)₂ образуется три иона.

Общая сумма зарядов катионов и зарядов анионов равна нулю, т.к. молекула электролита нейтральна.

3. Ионы и атомы одних и тех же элементов отличаются друг от друга по строению и свойствам.

4. Ионы вступают во взаимодействие друг с другом – реакции ионного обмена.

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.