Шпаргалка по «Химии»

22. Растворы могут иметь различный состав.От ограниченной растворимостью в-ва его концентрацией в р-ре,до неограниченно смешивающихся в-в,напр.этанол и вода.При растворении тв.в-в и газов в жидкостях для каждой пары растворенное в-во-растворитель существует граница смешивания,которая характериз.растворимость в-ва.Растворимость в-ва в растворителе количественно определ.составом образуемого ими насыщенного р-ра, насыщенный раствор-это такой р-р,при добавл.в который порции растворяемого в-ва оно уже больше не переходит в р-р,а его содержание в р-ре равно растворимости этого в-ва.Т.о,насыщенный р-р наход.в контакте с избытком растворяемого в-ва в виде второй фазы(осадка).Каждое в-во обладает индивидуальной растворимостью в каждом растворителе.Растворимость в-в зависит от температуры.ненасыщенный р-р-это такой р-р,в котором содержание растворенного в-ва меньше растворимости этого в-ва.пересыщенный р-р-это такой р-р,в котором содержание растворенного в-ва превышает растворимость этого в-ва.Пересыщенные р-ры,в большей или меньшей степени неустойчевы(метастабильны).   Растворимость в-в зависит от температуры,поэтому суждение о насыщенности р-ра в определенной степени относительно температуры.Так,если при более низкой температуре,р-р считается насыщенным,а с повышением температуры,может стать ненасыщенным.Концентрация-это отношение неоднотипных величин;доля-это отношение однотипных величин.Молярность р-ра- величина,численно равная молярной концентрации растворенного в-ва,выраженной в моль/л.Молярная концентрация записывается как числовое значение с последующей буквой M или словом "молярный": 0,1M = 0,1 молярный р-р.Эквивалентная концентрация-это отношение эквивалентного кол-ва растворенного в-ва объему р-ра.Нормальность р-ра-величина,числ.равная эквивалентной концентрации растворенного в-ва,выражен.в моль/л.Нормальность р-ра в расчетных формулах обозначается символом N,а числовое знач.нормальности принято указывать числовым значением эквивалентной концентрации растворенного в-ва выраженной в моль/л.

23. Основные положения  теории электролитической диссоциации

1. Электролиты при растворении в воде распадаются на ионы – положит. и отрицат..

2. Под действием электрического тока ионы приобретают направленное движение: положит. заряженные частицы движутся к катоду, отрицат.  заряженные – к аноду. Поэтому положительно заряженные частицы называются катионами, а отрицательно заряженные – анионами.

3. Направленное движение происходит в результате притяжения их противоположно заряжен.электродами.

4. Ионизация – обратимый процесс: параллельно с распадом молекул на ионы (диссоциация) протекает процесс соединения ионов в молекулы (ассоциация).

Основываясь на теории электролит. диссоциации, можно дать следующие определения для основных классов соединений:

Кислотами называются электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только ионы водорода. Например,

HCl → H+ + Cl-;

Основность кислоты определяется числом катионов водорода, которые образ.  при диссоциации. Так, HCl, HNO3 – одноосновные кислоты, H2SO4, H2CO3 – двухосновные, H3PO4, H3AsO4 – трехосновные.

Основаниями называют электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы.

Растворимые в воде основания назыв.  щелочами.

Кислотность основания определяется числом его гидроксильных групп..

Солями называют электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов (а также ион NH4+) и анионы кислотных остатков.

Электролиты, при диссоциации которых одновременно, в зависимости от условий, могут образовываться и катионы водорода, и анионы – гидроксид-ионы называются амфотерными. Например,

H2O H+ + OH-,

24. Сильные и  слабые электролиты. Степень диссоциации  электролитов. Факторы, определяющие  степень диссоциации.

Различают сильные и слабые электролиты.  
Сильные электролиты при раств в воде практически полностью диссоциируют на ионы. К ним относятся: 
1) почти все соли;                                                                   
2) многие минеральные кислоты, например Н2SO4, HNO3, НСl, HBr, HI,; 
3) основания щелочных и щелочноземельных металлов. 
Слабые электролиты при раств.  в воде лишь частично диссоциируют на ионы. К ним относятся: 
1) почти все органические кислоты; 
2) некоторые минеральные кислоты, например H2СО3, Н2S, НNO2. 3) многие основания металлов (кроме оснований щелочных и щелочноземельных металлов), а также NH4OH, который можно изображать как гидрат аммиака NH3∙H2O. 
4) к слабым электролитам относится вода. 
Поскольку электролитическая диссоциация - процесс обратимый, то в растворах электролитов наряду с их ионами присутствуют и молекулы. Поэтому растворы электролитов характеризуются степенью диссоциации (обозначается греческой буквой альфа α). Степень диссоциации - это отношение числа распавшихся на ионы молекул N' к общему числу растворенных молекул N:  
 
 
Степень диссоциации электролита определяется опытным путем и выражается в долях единицы или в процентах. Если α = 0, то диссоциация отсутствует, а если α = 1 или 100%, то электролит полностью распадается на ионы. Если же α = 20%, то это означает, что из 100 молекул данного электролита 20 распалось на ионы. Различные электролиты имеют различную степень диссоциации. Опыт показывает, что она зависит от многих факторов:

1 Природа растворителя. Притяжение  ионов зависит от природы среды в которой они находится, поэтому степень диссоциации электролита различна в различных растворителях

2 Концентрация раствора. С уменьшением  концентрации раствора степень  диссоциации увеличивается

3 Природа электролита различные  электролиты имеют разную степень  диссоциации в одинаковых условиях

4. Температура. У сильных электролитов  с повышением температуры степень  диссоциации уменьшается, у слабых  вначале повышается, а после 60 ◦С начинает уменьшаться

25. Теория сильных  электролитов. Истинная и кажущаяся  степень диссоциации сильных  электролитов.

По электропроводности растворов удается определить не истинную, а только-кажущуюся степень диссоциации сильных электролитов. Тормозящим действ. межионных сил в таких растворах объясняют и ослабленную способность ионов к химическим реакциям. 

Все эти принципиальные расхождения между теорией и опытными данными привели к серьезным противоречиям и созданию новой теории растворов сильных электролитов с допущением, что степень диссоциации сильных электролитов равна единице в растворах любых концентраций. Этот метод определения степени диссоциации применим только к слабым электролитам, так как сильные электролиты практически диссоциированы на 100 % при всех разбавлениях Если этот метод применить к определению степени диссоциации сильных электролитов, получатся величины, которые можно назвать кажущимися степенями диссоциации. 

Как отмечалось, сильные электролиты не подчиняются закону разбавления Оствальда. Степени диссоциации сильных электролитов, вычисленные из данных криоскопии, электропроводности и электродвижущих сил, заметно расходятся между собой даже в относительно разведенных растворах. Рентгенографическое изучение показало, что электролиты в твердом кристаллическом состоянии имеют ионную решетку. При растворении благодаря высокой диэлектрической постоянной воды и других растворителей с полярными молекулами электростатические силы между ионами уменьшаются. Этому же способствует и большая энергия гидратации ( сольватации) ионов. Сильные электролиты практически полностью диссоциированы на ионы. Наблюдавшееся на опыте отклонение свойств растворов сильных электролитов от идеальных вызвано действием электрических межионных сил в растворе. 

Сильные электролиты практически полностью находятся в диссоциированном состоянии, однако определяемая экспериментально их степень диссоциации оказывается существенно ниже 100 % ( 85 - 70 %), хотя электролит находится в ионном состоянии. Поэтому степень диссоциации сильного электролита - кажущаяся. 

Таким образом, в водных растворах сильных электролитов молекул нет, а есть только ионы. Однако степень диссоциации любого сильного электролита в не бесконечноразбавленном растворе, найденная опытным путем ( например, по осмотическому давлению раствора), оказывается меньше истинной ( 100 %) и называется кажущейся.. Электропроводность раствора того или иного электролита ( сильного или слабого) зависит от многих факторов, в числе которых важнейшими являются концентрация электролита в растворе, природа растворителя и температура раствора. 

Аналогичным образом межионные силы влияют и на другие свойства раствора электролита, зависящие от концентрации ионов.. 

26. Константа диссоциации  слабых электролитов. Закон разбавления  Оствальда.

Это не что иное, как математическая формулировка закона разбавления Оствальда. Закон Оствальда справедлив для бинарных электролитов, т.е. веществ, молекулы которых в растворе распадаются на два иона – катион и анион.

Для слабых электролитов закон разбавления Оствальда можно записать в более простом виде:

Константа диссоциации, как и любая константа равновесия, при данной температуре постоянна. Поэтому, если уменьшается концентрация вещества (раствор разбавляют), то для сохранения постоянства константы диссоциации должна возрастать величина α. Опыт из Единой коллекции цифровых образовательных ресурсов: при разбавлении концентрированной уксусной кислоты раствор начинает слабо проводить ток (лампочка слегка накаляется). Это означает, что при разбавлении возрастает степень диссоциации слабого электролита. Наоборот, чем концентрирование раствор, тем меньше степень диссоциации α.

Этот закон, установленный физико-химиком Вильгельмом Оствальдом в 1888 г., позволяет, в частности, с высокой точностью определять константы диссоциации многих веществ . Дело в том, что величину α удается опытным путем связать с электропроводностью раствора. Таким образом, зная концентрацию раствора, и выяснив в опыте степень диссоциации электролита, можно вычислить и величину Кд.

28. Диссоциация воды. Константа диссоциации, ионное произведение воды. Водородный показатель. Понятие об индикаторах.

Ио́нное произведе́ние воды́ — произведение концентраций ионов водорода Н+ и ионов гидроксида OH− в воде или в водных растворах, константа автопротолиза воды.  
Вода, хотя и является слабым электролитом, в небольшой степени диссоциирует: 
H2O + H2O ↔ H3O+ + OH−илиH2O ↔ H+ + OH− 
Равновесие этой реакции сильно смещено влево. Константу диссоциации воды можно вычислить по формуле: 
  
где: 
[H+] — концентрация ионов гидроксония (протонов); 
[OH−] — концентрация гидроксид-ионов; 
[H2O] — концентрация воды (в молекулярной форме) в воде; 
Концентрация воды в воде, учитывая её малую степень диссоциации, величина практически постоянная и составляет (1000 г/л)/(18 г/моль) = 55,56 моль/л. 
Константа Kв, равная произведению концентраций протонов и гидроксид-ионов, называется ионным произведением воды. Она является постоянной не только для чистой воды, но также и для разбавленных водных растворов веществ.. Практическое значение ионного произведения воды. 
Практическое значение ионного произведения воды велико, так как оно позволяет при известной кислотности (щёлочности) любого раствора (то есть при известной концентрации [H+] или [OH−]).найти соответственно концентрации [OH−] или [H+]. Хотя в большинстве случаев для удобства представления пользуются не абсолютными значениями концентраций, а взятыми с обратными знаком их десятичными логарифмами — соответственно, водородным показателем (pH) и гидроксильным показателем (pOH). 
Вода представляет собой слабый амфотерный электролит: 
Н2О Н+ + ОН-или, более точно:2Н2О Н3О+ + ОН- 
 
Константа диссоциации воды при 25оС равна:   Эта величина постоянная при данной температуре (25оС), она называется ионным произведением воды KW: 
 
Диссоциация воды – процесс эндотермический, поэтому с повышением температуры в соответствии с принципом Ле-Шателье диссоциация усиливается, ионное произведение возрастает и достигает при 100оС значения 10-13. 
В чистой воде при 25оС концентрации ионов водорода и гидроксила равны между собой: 
[H+] = [OH-] = 10-7 моль/л Растворы, в которых концентрации ионов водорода и гидроксила равны между собой, называются нейтральными. Концентрации ионов водорода и гидроксила связаны между собой через ионное произведение, поэтому, зная концентрацию одного из ионов, легко вычислить концентрацию другого. На практике пользуются не концентрациями ионов водорода или гидроксила, а водородным рН или гидроксильным рОН показателями. Водородный показатель рН равен отрицательному десятичному логарифму концентрации ионов водорода: 
рН = - lg[H+] 
Гидроксильный показатель рОН равен отрицательному десятичному логарифму концентрации ионов гидроксила: 
рОН = - lg[OH-] 
Легко показать, прологарифмировав ионное произведение воды, что 
рН + рОН = 14 
Чистая вода очень плохо проводит электрический ток, но всё же обладает измеримой электропроводностью, которая объясняется небольшой диссоциацией воды на ионы водорода и гидроксид-ионы. По величине электропроводности чистой воды можно определить концентрацию ионов водорода и гидроксид-ионов в воде. 
Поскольку степень диссоциации воды очень мала, то концентрация недиссоциированных молекул в воде практически равна общей концентрации воды, поэтому из выражения для константы диссоциации воды получакм, что для воды и разбавленных водных растворов при неизменной температуре произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов есть величина постоянная. Эта постоянная величина называется ионным произведением воды. 
Растворы, в которых концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов одинаковы, называются нейтральными. В кисдых растворах больше ионов водорода, в щелочных - гидроксид-ионов. Но произведение их концентраций всегда постоянно. Это означает, что если известна концентрация ионов водорода в водном растворе, то тем самым и определена и концентрация гидроксид-ионов. Поэтому как степень кислотности, так и степень щёлочности раствора можно количественно охарактеризовать концентрацией ионов водорода: 
Для измерения рН существуют различные методы. Приближённо реакцию раствора можно определить с помощью специальных реакторов, называемых индикаторами, окраска которых меняется в зависимости от концентрации ионов водорода. Наиболее распространены метиловый оранжевый, метиловый красный, фенолфталеин и лакмус.