Шпаргалка по химии 2 (стр. 6 из 7)

Уравнение Аррениуса. K = K0e(-Ea/RT), K – константа скорости реакции, K0 – предэкспотенциальный множитель, e – это e. Ea – энергия активации.

Если при изменении температуры, концентрация реагентов остаётся постоянной то:

V = V0exp[-Ea/(RT)]

Ea/(2,3RT)=Dlgk/D(1/T)

Энергия активации. Энергия необходимая для перехода вещества в состояние активированного комплекса.

39. Растворы, идеальные, реальные, истинные, коллоидные.

Идеальным раствором называют раствор, в котором не происходит химической реакции между компонентами, а силы межмолекулярного взаимодействия между компонентами одинаковы.

……………………………………………………………………

40. Определение концентрации растворов.

Концентрация. Отношение количества или массы вещества, содержащегося в системе, к объему или массе этой системы.

Молярная концентрация вещества. В, cв - отношение кол-ва вещества(в молях) содержащегося в системе к объему этой системы. Единица измерения моль/м3 или моль/л.

Молярная доля вещества. В, xв – отношение кол-ва вещества данного компонента (в молях), содержащегося в системе, к общему количеству вещества(в молях)Измеряется в %.

Объемная доля вещества. В, jв – отношение объема компонента, содержащегося в системе, к объёму системы.

Массовая доля вещества. В, wв - отношение массы данного компонента, содержащегося в системе, к общей массе этой системы.

Предельно допустимая концентрация(ПДК).

41. Активность. Ионная сила раствора.

Активность.
a=gс g - коэффициент активности.

………………………………………………….

42. Закон Рауля, следствия из закона Рауля.

Закон Рауля. Температура кипения раствора выше температуры кипения растворителя.

DTкип=KэCm

Температура кристализации раствора ниже температуры кристализации чистого растворителя.

DTзам=KкCm

43. Осмос – переход растворителя через полупроницаемую мембрану в более концентрированный раствор. Этот процесс модно остановить, если к раствору приложить некоторое давление, которое называют осмотическим. Осмотическое давление П разбавленных растворов описывается уравнением Вант-Гоффа:

П = CRT, где С- молярная концентрация раствора, R – газовая постоянная, Т – абсолютная температура.

Измеряя осмотическое давление, можно определить молярную массу растворенного вещества. Этот метод обычно используют для белков.

44. Растворимость, произведение растворимости, условие выпадения осадка.

Раствор – однородная система переменного состава, содержащая два или большее число веществ. Вещество, взятое в избытке и в том же агрегатном состоянии, что и сам раствор, принято считать растворителем, а компонент, взятый в недостатке, - растворенным веществом.

Растворимость веществ зависит от природы и агрегатного состояния растворителя и растворенного вещества, а также от температуры и давления.

раствор в котором устанавливается равновесие между растворением и образованием (осаждением) вещества называется насыщенным, а концентрация такого раствора – растворимостью Ср.

произведение растворимости – константа диссоциации малорастворимых веществ в насыщенном растворе. Для вещества, диссоциирующего по уравнению АmBn(ТВ)↔mAn+ + nBm-, произведение растворимости имеет вид ПР(АmBn) = [An+]m * [Bm-]n .

Если произведение концентраций ионов в растворе превышает ПР, то из раствора выпадает осадок. Если это произведение меньше ПР, то осадок не выпадает.

45. Диссоциация. Степень диссоциации. Константа диссоциации. Сильные, слабые электролиты.

Электролитическая диссоциация – распад некоторых веществ на ионы в растворе под действием молекул растворителя или в расплаве. Вещества, распадающиеся на ионы, называют электролитами. Электролиты – вещества с ионной или сильно ковалентной связью: кислоты, основания, соли. остальные вещества – неэлектролиты; к ним относятся вещества с неполярной или слабо полярной ковалентной связью; например, многие органические соединения.

Теория Электролитической диссоциации:

1. при растворении в воде электролиты распадаются на положительные ионы (катионы) и отрицательные ионы (анионы). ионы в растворе взаимодействуют с молекулами воды (гидратация). Процесс диссоциации является обратимым.

2.под действием постоянного электрического тока катионы движутся по катоду, анионы – к аноду.

3.степень диссоциации зависит от природы электролита и растворителя, концентрации электролита и температуры.

Степень диссоциации (а) – отношение числа молекул, распавшихся на ионы (N’) к общему числу растворенных молекул (N): а = N’/ N;

Сильный электролит – вещество, степень диссоциации которого больше 30%.. к сильным электролитам относят все соли , сильные кислоты, сильные основания.

Слабый электролит – вещество, степень диссоциации которого меньше 3%. к слабым электролитам относят слабые кислоты, слабые основания.

степень диссоциации зависит от концентрации вещества в растворе, поэтому некоторые слабые электролиты при разбавлении могут стать сильными.

константа диссоциации – константа равновесия электролитической диссоциации. она равна отношению произведений концентраций ионов, образующихся при диссоциации, к концентрации исходных частиц.

46. Ионное произведение воды, водородный показатель, кислотно-основные индикаторы.

Тщательно очищенная от посторонних примесей вода обладает определённой, хотя и незначительной, электрической проводимостью, заметно возрастающей с повышением температуры. Наличие электрической проводимости может быть объяснено только тем, что молекулы воды, частично распадаются на ионы, т.е. H2O является слабым электролитом. Процесс диссоциации воды может быть записан

H2O + H2O ↔ H3O+ + OH¯. Этот процесс называется самоионизацией. Реакцию воды часто записывают в более простом виде:H2O ↔ H+ + OH¯. Константа диссоциации воды может быть вычислена по уравнению

Кд = (aHaOH)/aH2O (1). Учитывая, что при комнатной температуре на ионы распадается лишь одна из примерно 108 молекул воды, активности ионов в уравнении могут быть заменены их концентрациями , а концентрацию нераспавшихся молекул воды можно считать равной общей концентрации молекул воды. Концентрацию молекул можно рассчитать, разделив массу 1 л воды на массу её моля: 1000/18 = 55,5 моль/л. Считая эту величину постоянной, можно уравнение (1) записать в виде: [H+] [OH¯] = Кд 55,5 = Кв, где Кв – ионное произведение воды. При расчётах связанных с водными растворами электролитов, используют не концентрации, активности ионов: aH·aOH = Кв.

Водородным показателем, или pH, называется взятый с обратным знаком десятичный логарифм активности ионов водорода в растворе: pH = - lgaH. Водородный показатель определяет характер реакции раствора. При pH<7 реакция раствора кислая, при pH>7 – щелочная, при pH=7 – реакция нейтральная. Водородный показатель имеет важное значение для понимания большинства процессов, протекающих в жидкой фазе, так как ионы H+ и OH¯ непосредственно участвуют во многих из этих процессов. Кроме того, эти ионы являются гомогенными катализаторами многих реакций. Величина pH может служить критерием силы кислоты или основания. Водородный показатель играет важную роль в жизнедеятельности организма, так в норме pH сыворотки крови равен 7,40 ± 0,05, слёз – 7,4 ± 0,1. отклонение pH от нормальных значений приводит к расстройству деятельности организма. Существенно влияние на урожайность оказывает pH почвы, на экологию водоёма – pH воды.

47. Теории кислот и оснований: электролитическая, протонная, электронная.

………………………………..

48. Гидролиз солей. Рассмотреть на примерах. Степень гидролиза. Константа гидролиза.

Гидролизом солей называют реакции обмена между водой и растворенными в ней солями. В результате протекания процесса гидролиза соли растворе появляется некоторое избыточное количество ионов H+ и OH¯, сообщающее раствору кислотные или щелочные свойства. Таким образом, процесс гидролиза соли во многом обратен процессу нейтрализации, т.е. процессу взаимодействия кислот с основаниями. Гидролизу не подвергаются соли, образованные сильными кислотами и основаниями, например KCl.

Гидролиз солей – обратимая или необратимая реакция солей с водой.

1. если соль образована сильным основанием и слабой кислотой НА, то в водном растворе она диссоциирует с образованием ионов кислотного остатка А-,, которые стремятся забрать протоны у воды: А- +H2O ↔ НА + ОН-.

Константа гидролиза выражается через ионное произведение воды и константу диссоциации кислоты: концентрации продукты реакции делятся на исходное вещество.

49. ОВР. Окислитель, восстановитель, степень окисления. Уравнивание ОВР методом полуреакций. определение направления протекания реакций.

ОВР – химическая реакция, протекающая с изменением степеней окисления элементов. ОВР состоит из двух полуреакций: окисления и восстановления.

Окисление – процесс отдачи электронов атомов или ионом.

восстановление – процесс присоединения электронов атомов или ионом.

Окислитель – атом или ион, принимающий электроны.

сильные окислители: F2, O2, O3, H2O2, Cl2 и т.д.

Восстановитель – атом или ион, отдающий электроны. Сильные восстановители: щелочные и щелочноземельные металлы и т.д.

степень окисления – условный заряд атома в молекуле, вычисленный в предложении, что все связи имеют ионный характер. Это означает, что более электроотрицательный атом, смещая к себе одну электронную пару, приобретает заряд -1. Неполярная связь между одинаковыми атомами не дает вклада в степень окисления.

Определение направления реакций. Её можно определить по второму закону термодинамики. Если энергия Гиббса окислительно-восстановительной реакции ниже нуля (ΔG<0), то реакция может протекать в прямом направлении. Ели указанная энергия выше нуля (ΔG>0), то прямая реакция в данных условиях невозможна, а возможна лишь обратная реакция. Энергию Гиббса можно рассчитать, зная энергии Гиббса реакций образования продуктов и исходных веществ, которые для стандартных состояний приводятся в справочниках. Например, рассмотрим реакцию взаимодействия магния с водой. Энергия Гиббса реакции Mg0 + H2+1O-2 (ж) = Mg+2O-2 + H20 при стандартных условиях и 298 К равна -94,5 кДж/моль. Отсюда следует, сто окисление магния водой в этих условиях возможно, а обратная реакция окисления водорода оксидом магния невозможна.