Шпаргалка по химии

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 = (aH aOH)/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 = - lg aH. 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.

………………………………………………………………

50. Гальванический  элемент Даниэля-Якоби. Анод, катод,  токообразующая реакция, схема  элемента.

Гальванический  элемент Даниэля  – Якоби состоит из медной пластины, погружённой в раствор CuSO4, и цинковой пластины, погружённой в раствор ZnSO4. Для предотвращения прямого взаимодействия окислителя и восстановителя электроды отделены друг от друга пористой перегородкой. На поверхности цинковой пластины возникает двойной электрический слой и устанавливается равновесие Zn ↔ Zn2+ + 2e¯. В результате протекания этого процесса возникает электродный потенциал цинка. На поверхности медной пластины также возникает двойной электрический слой и устанавливается равновесие  Cu ↔ Cu2+ + 2e¯ поэтому возникает электродный потенциал меди. Потенциал цинкового электрода имеет более отрицательное значение, чем потенциал медного электрода, поэтому при замыкании внешней цепи, т.е. при соединении цинка с медью металлическим проводником электроны будут переходить от цинка к меди. В результате перехода электронов от цинка к меди равновесие на цинковом электроде сместится вправо, поэтому в раствор перейдёт дополнительное количество ионов цинка. В то же время равновесие на медном электроде сместится влево и произойдёт разряд ионов меди. При работе гальванического элемента Даниэля – Якоби протекают след. процессы: 1. реакция окисления цинка Zn – 2e → Zn2+. Процессы окисления в химии получили название анодных процессов, а электроды, на которых идут процессы окисления, называют анодами; 2. реакция восстановления ионов меди  Cu2+ + 2e → Cu. Процессы восстановления в электрохимии получили название катодных процессов, а электроды, на которых идут процессы восстановления, называют катодами; 3. движение электронов во внешней цепи; 4. движение ионов в растворе: анионов (SO42-) к аноду, катионов (Cu2+, Zn2+)   к катоду. Движение ионов в растворе замыкает электрическую цепь гальванического элемента. Суммируя электродные реакции, получаем

 Zn + Cu2+ = Cu + Zn2+. Вследствие этой хим. реакции в гальваническом элементе возникает движение электронов во внешней цепи и ионов внутри элемента, т.е. электрический ток, поэтому суммарная хим. реакция, протекающая в гальваническом элементе, называется токообразующей.

51. ЭДС гальванического элемента.

E = φк – φа;

W = nFE;

W = -∆G;

E = - ∆G / nF = RT/nF lnKравновесия, где F – число Фарадея = 96500Кл