- •Вопрос 1. Термодинамические параметры. Внутренняя энергия и энтальпия. Первый закон термодинамики.
- •Вопрос 2. Закон Гесса – основной закон термохимии. Следствия из закона Гесса.
- •1 Следствие.
- •Вопрос 4. Энергия Гиббса. Уравнение Гельмгольца-Гиббса: энтальпийный и энтропийный факторы. Критерии самопроизвольного протекания химического процесса.
- •Вопрос 5. Скорость химической реакции. Кинетическое уравнение. Факторы, определяющие скорость химической реакции
- •4) Природа реагентов
- •5) Площадь соприкосновения твердого вещества Вопрос 6. Химическое равновесие. Константа равновесия. Принцип Ле Шателье, примеры.
- •Вопрос 7. Растворы: разбавленные, концентрированные, насыщенные, ненасыщенные, перенасыщенные. Способы выражения концентрации растворов. Эквивалент. Закон эквивалентов.
- •Вопрос 8. Свойства растворов неэлектролитов. Давление пара над растворами. Закон Рауля. Температуры кипения и замерзания растворов. Осмотическое давление
- •Вопрос 10. Растворы слабых электролитов. Константа диссоциации. Ступенчатый характер электролитической диссоциации. Смещение ионных равновесий в растворах слабых кислот и оснований.
- •Вопрос 11. Ионное произведение воды. Водородный и гидроксильный показатели. Буферные растворы: их состав, расчет ph
- •Вопрос 12. Электролитическая диссоциация комплексных соединений в растворах. Константы образования и нестойкости. Разрушение комплексных соединений
- •Вопрос 13. Гидролиз солей. Основные типы гидролиза. Обратимый гидролиз. Необратимый гидролиз
- •Вопрос 14. Количественные характеристики гидролиза солей (степень гидролиза, константа гидролиза). Вывод формул констант гидролиза, примеры. Влияние различных факторов на степень гидролиза солей.
- •Вопрос 15. Равновесие между раствором и осадком малорастворимого электролита. Константа растворимости Ksp. Условия растворения и образования осадков
- •Вопрос 16. Основные положения квантовой механики: корпускулярно-волновой дуализм, уравнение Шредингера, принцип неопределенности Гейзенберга.
- •Вопрос 22. Природа связи в комплексных соединениях по методу вс. Геометрия комплексных ионов. Магнитные свойства.
- •Вопрос 23. Химическая связь в комплексных соединениях. Понятие о теории кристаллического поля. Параметр расщепления. Спектрохимический ряд лигандов
- •Вопрос 24. Основные типы геометрических форм молекул. Использование теории гибридизации для прогнозирования геометрической формы молекулы.
- •28 Вопрос. Межмолекулярные взаимодействия: ориентационное, индукционное, дисперсионное и их природа. Энергия межмолекулярного взаимодействия
- •29 Вопрос. Окислители и восстановители, часто применяемые в химической практике. Влияние pH, температуры, концентрации реагентов и их природы на протекание овр.
- •Вопрос 30. Электродные потенциалы металлов. Факторы, определяющие положение металла в активности металлов. Уравнение Нернста.
- •31 Вопрос. Общая характеристика p-элементов VII группы. Получение галогенов, их свойства. Соединения галогенов с водородом. Вопрос 32. Галогены. Методы получения, химические свойства простых веществ.
- •Вопрос 36. Кислород. Методы получения, физические свойства. Химические свойства кислорода. Соединения (оксиды, пероксиды, надпероксиды). Получение, свойства.
- •Вопрос 37. Пероксид водорода. Получение и химические свойства. Пероксикислоты и их соли (строение, получение, свойства).
- •Вопрос 38. Соединения серы с водородом и кислородом (получение и свойства). Тиосульфат натрия (строение, получение, свойства).
- •I. Сульфид водорода (сероводород) h2s и сульфиды
- •Вопрос 40. Серная кислота. Методы получения. Химические свойства
- •Вопрос 43. Общая характеристика элементов V группы. Строение атомов. Степени окисления. Отношение простых веществ к кислотам.
- •Вопрос 45. Соединения азота с водородом: аммиак, гидразин, гидроксиламин, азотоводородная кислота. Кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства.
- •1. Аммиак
- •2 . Гидразин
- •3. Гидроксиламин
- •Вопрос 48. Соединения фосфора с металлами, водородом, кислородом, галогенами (получение и химические свойства)
- •1. Соединения фосфора с металлами
- •2. Соединения фосфора с водородом
- •3. Галогениды фосфора
- •Вопрос 49. Соединения мышьяка, сурьмы, висмута (оксиды, гидроксиды, галогениды, сульфиды). Получение и свойства этих соединений
- •Вопрос 50. Галогениды азота, фосфора, мышьяка, сурьмы, висмута. Получение. Характер связи элемент-галоген. Гидролиз галогенидов. Галогениды азота
- •Вопрос 51. Оксиды p-элементов группы IV. Изменения кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств в зависимости от природы элемента.
- •Вопрос 52. Углерод. Аллотропия, типы гибридизации. Оксиды углерода. Угольная кислота и ее соли.
- •Вопрос 53. Кремний. Степени окисления. Свойства кремния. Диоксид кремния. Кремниевые кислоты и их соли
- •Вопрос 54. Олово и свинец. Их химическая активность. Гидроксиды, галогениды, сульфиды этих элементов. Свинцовый сурик
- •Вопрос 55. Хром. Строение атома, степени окисления. Оксиды, гидроксиды, соли, комплексные соединения.
- •Вопрос 56. Марганец. Строение атома, степени окисления. Оксиды, гидроксиды, соли. Перманганат калия
- •Вопрос 57. Железо, кобальт, никель. Строение атомов, степени окисления. Их отношение к кислотам. Оксиды, гидроксиды, соли, комплексные соединения этих элементов
- •Вопрос 58. Общая характеристика d-элементов группы I (медь, серебро, золото). Их степени окисления. Химические свойства металлов. Оксиды, гидроксиды, соли этих металлов
- •Вопрос 59. Общая характеристика d-элементов II группы. Их оксиды, гидроксиды, соли, комплексные соединения. Химические свойства этих соединений
Вопрос 10. Растворы слабых электролитов. Константа диссоциации. Ступенчатый характер электролитической диссоциации. Смещение ионных равновесий в растворах слабых кислот и оснований.
В случае слабых электролитов далеко не все их молекулы ионизированны. В растворе устанавливается динамическое равновесие, как, например, в случае уксусной кислоты CH3COOH ↔ H+ + CH3COO-
Для подобных равновесий выполняется закон действующих масс: для кислоты для основания
Константы равновесия реакции диссоциации кислоты и основания называются константа кислотности и константа основности соответственно. Чем большее значение имеет константа, тем выше сила вещества.
Диссоциация многоосновных кислот и оснований – ступенчатый процесс. Он характеризуется константами нескольких равновесий (для каждой ступени своя константа) Например, диссоциация H3PO4 будет характеризоваться тремя константами: Ka,1, Ka,2, Ka,3
Константы кислотности и основности оснований – их основные количественные характеристики. Они зависят не от концентрации электролита, а от природы электролита, растворителя и температуры.
Значения констант диссоциации представлены в таблицах.
Существует еще одна количественная характеристика: – степень ионизации или степень диссоциации Она связана с константой диссоциации через закон разбавления Оствальда
Закон разбавления Оствальда.
Если сильно меньше 1, то используем сокращенную формулу Есть специальный критерий q, который определяет возможность использования сокращенной формулы: или . Он должен быть больше или равен 100: q ≥ 100 |
В соответствии с принципом Ле-Шателье равновесие в растворах слабых электролитов можно сместить. Это мы уже знаем как делать – играемся с концентрациями, добавляя различные вещества.
Вопрос 11. Ионное произведение воды. Водородный и гидроксильный показатели. Буферные растворы: их состав, расчет ph
Концентрация ионов водорода в водных растворах кислот и оснований – важнейшая характеристика раствора. Исходной величиной для расчета является константа кислотности кислоты или костанта основности основания. Из них мы должны вычислить [H+] или [OH-] Пример: раствор HCN Поскольку HCN – слабая кислота, ее степень диссоциации в растворе незначительна и равновесная концентрация будет примерно равна аналитической концентрации c(HCN). Заметим так же, что количество ионов CN- равно количеству ионов H+. Тогда: Концентрацию гидроксид-ионов слабого основания можно найти аналогичным образом, а затем найти концентрацию ионов водорода из соотношения: где Kw – ионное произведение воды, Kw = 1*10-14 Ионное произведение воды получается из K(H2O), которая равна 1,8*10-16. При 25◦С оно равно 1*10-14. При увеличении температуры ионное произведение воды увеличивается
Получаемые равновесные концентрации неудобно применять на практике, поэтому используют водородный и гидроксильный показатели В водный растворах при 25◦C выполняется соотношение
Значения pH однозначно характеризуют реакцию среды в растворе pH < 7 кислая среда pH = 7 нейтральная среда pH > 7 щелочная среда |
На практике значения pH растворов слабых кислот и оснований удобно рассчитывать на основании значений pKa и pKb. Буферные растворы
При неполной нейтрализации слабой кислоты или слабого основания образуются буферные растворы – растворы, содержащие кислоту и ее соль, либо основание и его соль. Эти растворы обладают свойством сохранять значение pH приблизительно постоянным при добавлении в них кислоты или основания или при разбавлении. Механизм поддержания постоянного значения pH можно рассмотреть на примере ацетатного буфера CH3COOH + CH3COONa При добавлении в этот раствор сильной кислоты ионы водорода связываются ацетат-ионами CH3COO- + H+ = CH3COOH Концентрация ацетат-ионов уменьшается, возрастает содержание уксусной кислоты. Однако уксусная кислота – кислота слабая, поэтому концентрация ионов H+, содержащихся в растворе, возрастает незначительно При введении же в раствор некоторого количества сильного основания гидроксид-ионы нейтрализуются кислотой. Увеличивается концентрация ацетат-ионов и уменьшается концентрация кислоты, однако pH почти не изменяется по причине, указанной выше
Расчет pH буферных растворов
В р-ре ацетатного буфера существует равновесие CH3COOH ↔ CH3COO- + H+ и присутствуют ионы, образовавшиеся при диссоциации CH3COONa = CH3COO- + Na+ Концентрация ацетат-ионов, образовавашихся при диссоциации соли, примерно равна концентрации соли. При диссоциации кислоты ацетат-ионов почти не образуется, т.к. кислота слабая. Значит
Отсюда после логарифмирования получаем формулу для расчета