Шпаргалка по "Химии"

Состав растворов может  меняться в довольно широких пределах, в этом растворы сходны с механическими  смесями. По другим признакам, таким  как однородность, наличие теплового  эффекта и окраски растворы сходны с химическими соединениями.

Растворение веществ является следствием взаимодействия частиц растворяемого вещества и растворителя. В начальный момент времени растворение идет с большой скоростью, однако по мере увеличения количества растворенного вещества возрастает скорость обратного процесса - кристаллизации. Кристаллизацией называется выделение вещества из раствора и его осаждение. В какой-то момент скорости растворения и осаждения сравняются и наступит состояние динамического равновесия.

Раствор, в котором  вещество при данной температуре уже больше не растворяется, или иначе, раствор, находящийся в равновесии с растворяемым веществом, называется насыщенным. Для большинства твердых веществ растворимость в воде увеличивается с повышением температуры. Если раствор, насыщенный при нагревании, осторожно охладить так, чтобы не выделялись кристаллы, то образуется пересыщенный раствор. Пересыщенным называется раствор, в котором при данной температуре содержится большее количество растворенного вещества, чем в насыщенном растворе. Пересыщенный раствор крайне нестабилен и при изменении условий (энергичное встряхивание или внесение активных центров кристаллизации - кристалликов соли, пылинок) образуется насыщенный раствор и кристаллы соли.

Раствор, содержащий меньше растворенного вещества, чем насыщенный, называется ненасыщенным раствором.

_{Сольватная  теория растворов.}

Растворение – это  физико-химический процесс взаимодействия частиц растворённого вещества с  частицами растворителя с образованием промежуточных соединений, называемых сальватами, а если растворитель – вода, то гидратами.

Концентрация  — величина, характеризующая количественный состав раствора.

Массовая доля — отношение  массы растворённого вещества к  массе раствора. Массовая доля измеряется в долях единицы. ω=m(в-ва)/m(р-ра)

Мольная доля. Х=n(в-ва)/(n(в-ва)+n(р-ля))

Молярная концентрация. С со значком М=n(в-ва)/V(р-ра)

Нормальная или эквивалентная  концентрация. С со значками нэ=n со значком э(в-ва)/V(р-ра)

Моляльная концентрация. Сm=n(в-ва)/m(р-ля)

 

22) Раствори́мость — способность вещества образовывать с другими веществами однородные системы — растворы, в которых вещество находится в виде отдельных атомов, ионов, молекул или частиц. Растворимость выражается концентрацией растворённого вещества в его насыщенном растворе либо в процентах, либо в весовых или объёмных единицах, отнесённых к 100 г или 100 см³ (мл) растворителя (г/100 г или см³/100 см³). Растворимость газов в жидкости зависит от температуры и давления. Растворимость жидких и твёрдых веществ — практически только от температуры.

Растворимость зависит от природы растворяемого вещества и растворителя, температуры и давления.

Природа растворителя. При  образовании раствора связи между  частицами каждого из компонентов  заменяются связями между частицами  разных компонентов. Чтобы новые  связи могли образоваться, компоненты раствора должны иметь однотипные связи, т.е. быть одной природы. Поэтому ионные вещества растворяются в полярных растворителях и плохо в неполярных, а молекулярные вещества - наоборот.

Влияние температуры. Если растворение вещества является экзотермическим процессом, то с повышением температуры его растворимость уменьшается (Например,Ca(OH)2 в воде) и наоборот. Для большинства солей характерно увеличение растворимости при нагревании.

Практически все газы растворяются с выделением тепла. Растворимость газов в жидкостях с повышением температуры уменьшается, а с понижением увеличивается.

Влияние давления. С повышением давления растворимость газов в  жидкостях увеличивается, а с  понижением уменьшается.

 

23) РАСТВОРЫ НЕЭЛЕКТРОЛИТОВ, бинарные или многокомпонентные мол. системы, состав которых может изменяться непрерывным образом

Первый закон Рауля: относительное понижение парциального давления пара растворителя над разбавленным раствором неэлектролита равно  молярной доле растворенного вещества.

Второй закон Рауля: повышение температуры кипения  или понижение температуры замерзания разбавленных растворов неэлектролитов пропорциональны числу частиц растворенного  вещества и не зависят от его природы.

Закон Вант-Гоффа: осмотическое давление численно равно тому давлению, которое оказывало бы растворенное вещество, если бы оно при данной температуре находилось в состоянии идеального газа и занимало объем, равный объему раствора.

 

24) Электролитами называются вещества, которые в расплавленном или растворенном состоянии проводят электрический ток.

Теорию электролитической  диссоциации разработал Сванте Аррениус. Предложенная им теория объяснила поведение  и многие свойства электролитов.

Согласно этой теории молекулы электролита в воде или  другой среде, характеризующейся большой диэлектрической проницаемостью* , распадаются на ионы – положительные (катионы) и отрицательные (анионы).

Процесс распада вещества на ионы получил название электролитической  диссоциации.

К электролитам относятся  вещества, в молекулах которых атомы связаны сильно полярной или ионной химической связью.

По современным представлениям электролитическая диссоциация  в растворе происходит в результате сложного физико–химического взаимодействия молекул электролита с полярными  молекулами растворителя.

Взаимодействие ионов  с полярными молекулами растворителя называется сольватацией (для водных растворов - гидратацией) ионов. Сольватация  приводит к образованию в растворе ассоциаций между ионами (катионами  и анионами) и молекулами растворителя.

 

25) Степень диссоциации — величина, характеризующая состояние равновесия в реакции диссоциации в гомогенных (однородных) системах.

Степень диссоциации  α равна отношению числа диссоциированных молекул n к сумме n + N, где N — число  недиссоциированных молекул. Часто α выражают в процентах. Степень диссоциации зависит как от природы растворённого электролита, так и от концентрации раствора.

Сильные электролиты  — электролиты, степень диссоциации  которых в растворах равна  единице (то есть диссоциируют полностью) и не зависит от концентрации раствора. Сюда относятся подавляющее большинство солей, щелочей, а также некоторые кислоты.

Слабые электролиты  — степень диссоциации меньше единицы (то есть диссоциируют не полностью) и уменьшается с ростом концентрации. К ним относят воду, ряд кислот, основания p-, d-, и f-элементов.

Между этими двумя  группами четкой границы нет, одно и  то же вещество может в одном растворителе проявлять свойства сильного электролита, а в другом — слабого.

Степень диссоциации (α) — отношение числа молекул, диссоциировавших на ионы к общему числу молекул растворенного электролита.

Исходя из определения  степени диссоциации, для электролита  КА в реакции диссоциации [A-] = [K+] = α·c, [KA] = c — α·c = c·(1 — α), где α  — степень диссоциации электролита.

При увеличении концентрации электролита степень диссоциации уменьшается, при уменьшении — возрастает.

 

26) Ионные реакции — реакции между ионами в растворе. Например, реакцию AgNO3 + NaCl = NaNO3 + AgCl

можно представить в  ионном виде (реакция расписывается на ионы, не расписываются осадки, газы, вода, слабые кислоты и основания, а также малорастворимые и нерастворимы соединения) например AgCl нерастворим в воде и на ионы не расписывается: Ag + NO3 + Na + Cl = AgCl + Na + NO3

Одинаковые ионы сокращаются  и получается сокращенное ионное уравнение. Так как взаимодействие произошло между ионами Ag+ и ионами Сl-, то выражение Ag + Cl = AgCl

и есть ионное уравнение  рассматриваемой реакции. Оно проще  молекулярного и в то же время  отражает сущность происходящей реакции.

Органические катионы  и анионы - неустойчивые промежуточные  частицы. В отличие от неорганических ионов, постоянно присутствующих в  водных растворах и расплавах, они  возникают только в момент реакции  и сразу же вступают в дальнейшие превращения.

Условия реакций органических веществ имеющих ионную природу:

-невысокая температура;

-полярные растворители, способные к сольватации образующихся ионов.

По характеру реагента, действующего на молекулу, ионные реакции  делятся на электрофильные и нуклеофильные.

Действие света или  радиоактивного излучения не влияет на скорость реакций органических веществ  имеющих ионную природу.

 

Вода — слабый электролит, который незначительно диссоциирует на ионы Н и ОН:Н2OН+ОН

Константа диссоциации  воды: KD= [H][OH]/[H2O]

была вычислена при  помощи измерений по электрической  проводимости: KD=1,810-16. Такое значение KD указывает на крайне незначительную диссоциацию воды. Следовательно, концентрацию воды [Н2О] в знаменателе выражения можно считать величиной постоянной и равной

[Н2O]=(1000 г/л)/(18г/моль) =5,56 моль/л  и 

[Н2О]•KD=55,56•1,8•10-16=l0-14

Величина KW=KD•[Н2О]=10-14 называется ионным произведением воды и является константой как для чистой воды, так и для разбавленных растворов. Ионное произведение воды увеличивается при повышении температуры.

Можно также записать: KW=[Н][ОН]

Из этого выражения  для ионного произведения воды видно, что в чистой воде концентрация гидроксид-ионов  и ионов водорода равна: [Н]=[ОН]=KW =10-14 =10-7 моль/л

Если разбавленный раствор содержит больше ионов водорода, чем 10-7 моль/л, то соответственно концентрация гидроксид-ионов уменьшится во столько раз, во сколько увеличилась концентрация ионов Н. Это следует из уравнения .

Концентрация ионов  водорода и гидроксид-ионов важна в химии растворов, поэтому была введена специальная величина — водородный показатель, или pH. По определению, водородный показатель есть обратный логарифм концентрации ионов H: pH=-lg[H].

pH чистой воды равен  -lg10-7=7. Если в растворе концентрация  ионов Н+ больше, чем 10-7 моль/л, то pH такого раствора будет меньше 7, что является показателем кислой среды раствора, Если же [Н+]<10-7 моль/л, то pH>7, и раствор имеет щелочную реакцию.

Для определения среды  растворов используются приборы, называемые pH-метрами. Быстрый анализ можно провести, если в исследуемый раствор добавить одну-две капли кислотно-основного индикатора, т.е. такого вещества, которое под действием ионов Н+ и ОН- может резко изменять свою окраску. Изменения окрасок наиболее распространенных индикаторов приведены ниже.

 

27) Окисли́тельно-восстанови́тельные реа́кции — это химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, реализующихся путём перераспределения электронов между атомом-окислителем и атомом-восстановителем.

В процессе окислительно-восстановительной  реакции восстановитель отдаёт электроны, то есть окисляется; окислитель присоединяет электроны, то есть восстанавливается. Причём любая окислительно-восстановительная  реакция представляет собой единство двух противоположных превращений — окисления и восстановления, происходящих одновременно и без отрыва одного от другого.(ОВР)

Окисление

При окисле́нии вещества в результате отдачи электронов увеличивается  его степень окисления. Атомы окисляемого вещества, называются донорами электронов, а атомы окислителя — акцепторами электронов.

В некоторых случаях  при окислении молекула исходного  вещества может стать нестабильной и распасться на более стабильные и более мелкие составные части. При этом некоторые из атомов получившихся молекул имеют более высокую степень окисления, чем те же атомы в исходной молекуле.

Окислитель, принимая электроны, приобретает восстановительные  свойства, превращаясь в сопряжённый  восстановитель:

окислитель + e− ↔ сопряжённый восстановитель.

[править]

Восстановление

Восстановле́нием называется процесс присоединения электронов атомом вещества, при этом его степень  окисления понижается.

При восстановлении атомы  или ионы присоединяют электроны. При  этом происходит понижение степени окисления элемента. Примеры: восстановление оксидов металлов до свободных металлов при помощи водорода, углерода, других веществ; восстановление органических кислот в альдегиды и спирты; гидрогенизация жиров и др.

Восстановитель, отдавая  электроны, приобретает окислительные свойства, превращаясь в сопряжённый окислитель.

 

28) Применяются два метода составления уравнений окислительно-восстановительных реакций — метод электронного баланса и  метод полуреакций.

Метод электронного баланса. В этом методе сравнивают степени окисления атомов в исходных и конечных веществах, руководствуясь правилом: число электронов, отданных восстановителем, должно равняться числу электронов, присоединенных окислителем. Для составления уравнения надо знать формулы реагирующих веществ и продуктов реакции. Последние определяются либо опытным путем, либо на основании известных свойств элементов. Рассмотрим применение этого метода на примерах.

Метод полуреакций, или  электронно-ионный метод

Как показывает само название, этот метод основан на составлении ионных уравнений из процесса окисления и процесса восстановления с последующим суммированием их в общее уравнение. В качестве примера составим уравнение той же реакции, которую использовали для объяснения метода электронного баланса (пример 3). При пропускании сероводорода H2S через подкисленный раствор перманганата калия KMnO4, малиновая окраска исчезает и раствор мутнеет. Опыт показывает, что помутнение раствора происходит в результате образования элементной серы, т.е. протекания процесса:

H2SS+2H+

Эта схема уравнена по числу атомов. Для уравнивания  по числу зарядов надо от левой  части схемы отнять два электрона, после чего можно стрелку заменить на знак равенства: H2S-2e-=S+2H+