Несколько решённых билетов (1114607), страница 3

Просмтор этого файла доступен только зарегистрированным пользователям. Но у нас супер быстрая регистрация: достаточно только электронной почты!

Текст из файла (страница 3)

Сильные электролиты – их диссоциация носит необратимый характер, в растворах они почти полностью распадаются на ионы.

В растворах сильных электролитов из-за их полной диссоциации концентрация ионов существенно больше, чем в растворах слабых. Поэтому ионы заметно влияют друг на друга.

Чтобы это учесть, вводят коэффициент активности (зависит от природы растворенного вещества, от ионной силы раствора)

Ионная сила раствора – характеристика, определяющая коэффициент активности

Если ионная сила раствора много меньше 0,01, то можно воспользоваться уравнением Дебая-Хюккеля

В растворах с ионной силой >>0,01 активности зависят не только от ионной силы, но и от свойств ионов (табулированы)

В обычных расчетах отличием а от С пренебрегают

25.Теория кислот и основания Бренстеда и Лоури.

Протолитические равновесия (на примере процессов диссоциации и нейтрализации кислот и оснований). Теория кислот и оснований Льюиса.

Протолитическая теория Бренстеда и Лоури.

Всякая частица (молекула или ион), поставляющая протон, является кислотой, а всякая частица, присоединяющая протон – основанием. Частицы, способные как отдавать, так и принимать протон, называются амфолитами.

Каждой кислоте отвечает сопряженное с ней основание, которое образуется при потере кислотой протона и наоборот.

Кислота сильная, если легко отдает протон, основание сильное, если прочно его удерживает.

В сопряженной паре 1 сильный, 1 слабый

Протолитические реакции – это реакции, сопровождающиеся переносом протона от кислоты к основанию

кислота1 + основание2 = основание1 + кислота2

На примере реакции диссоциации:

На примере реакции нейтрализации:

Теория Льюиса: кислоты – вещества, которые при образовании ковалентной связи принимают паре электронов, а основания отдают паре электронов

26.Ионное произведение воды. Влияние температуры на ионное произведение воды. Водородный показатель РН

При стандартных условиях равновесие смещено влево, активности можно считать равными концентрациям

Ионное произведение воды зависит от температуры (но не зависит от концентрации в растворе). Зависимость определяется энтальпией реакции , т.е. в соответствии с принципом Ле-Шателье при повышении температуры равновесие смещается вправо и константа воды растет и наоборот

Концентрация ионов Н в водных растворах может меняться от 10 моль/л до 10-15 моль/л. Для удобства вычислений их заменяют на водородный показатель РН

рН – отрицательный десятичный логарифм активности Н+ в растворе

Если прологарифмировать выражение для ионного произведения воды, получим:

27.Гидролиз как пример протолитического равновесия. Гидролиз катиона и аниона (примеры). Полный (необратимый) гидролиз.

Гидролиз – это реакция взаимодействия ионов соли с водой.

В рамках теории Бредстеда-Лоури гидролиз протолитическое равновесие меду активностями сопряженных пар(ионом соли и водой).

Гидролиз является процессом обратным нейтрализации

Т.к. реакция нейтрализации сильной кислоты сильным основанием сводится к , то обратный процесс – это диссоциация воды

Конц. Определяется ионным произведением воды при этой температуре, т.е. соли сильных кислот и сильных оснований гидролизу не подвергаются

Гидролиз аниона (соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием)

Анион слабой кислоты – основание по Б-Л (сильное) – способны конкурировать с водой за протон

Гидролиз катиона (соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой)

Катион слабого основания – кислота по Б-Л (сильная)

1. Способны отдавать свой протон молекулам воды

1. Способны отдавать протон молекулы гидратной оболочки молекулам растворителя

т.к. это маленькие ионы с большим зарядом, они прочно удерживают молекулы воды в гидратированной оболочке и между катионами Ме и протонами молекул воды возникают силы отталкивания.

Гидролиз катиона и аниона (соли образованы слабым основанием и слабой кислотой)

Необратимый гидролиз (слабая кислота и слабое основание (летучее, нерастворимое))

28.Константа гидролиза и ее связь с константами диссоциации кислот и оснований, образующих соль. Степень гидролиза. Зависимость степени гидролиза от концентрации соли и температуры

Для гидролиза можно записать константу равновесия, называемую константой гидролиза

Для ступенчатого гидролиза

Аналогично для гидролиза по катиону

Степень гидролиза – количественная характеристика гидролиза – отношение количества гидратированных ионов к общему количеству ионов данного типа в растворе.

Зависимость степени гидролиза от температуры:

Т.к. реакция эндотермическая, то по принципу Ле-Шателье при повышении температуры равновесие смещается в сторону продуктов реакции, т.е. константа гидролиза растет, степень гидролиза растет

29.Буферные системы. Расчет рН буферной системы (на

примере ацетатного буфера). Механизм действия ацетатного буфера.

Буферные растворы – растворы, рН которых лишь незначительно изменяется при разбавлении или при добавлении к ним сравнительно больших количеств сильной кислоты (основания).

• Слабая кислота и ее соль

• Слабое основание и его соль

• 2 раствора солей многоосновной кислоты, анионы которых содержат разное количество атомов Н

рН буферного раствора можно рассчитать, зная С составляющих веществ

СН3СООН – слабый электролит, и еще равновесие смещает ионы СН3СОО- из соли, то можно пренебречь концентрацией Н+

Механизм действия: рН остается постоянным при разбавлении, т.к. отношение концентрации кислоты к концентрации соли не меняется.

При введении в 1л ацетатного буфера (1 моль кислоты, 1 моль соли) 0,1 моль NaOH: OH- свяжут часть Н+, образующихся при диссоциации кислоты

При введении в 1л буферного раствора 0,1 моль HCl, образующиеся при ее диссоциации ионы Н+ свяжется с СН3СОО- в молекулы уксусной кислоты, в результате ее концентрация повысится на 0,1 моль/л, тогда

Буферная емкость буферного раствора - количество кислоты или щелочи, вызывающее изменение рН 1л буфера на единицу

30.Буферные системы. Расчет рН буферной системы (на примере аммиачного буфера). Биологические буферные системы.

Биологические буферные системы: благодаря различным буферным системам поддерживается постоянство значения [H+] и [OH-] во внутри- и внеклеточных жидкостях живых организмов, почвах, природных водах. Значение рН плазмы крови равно 7,4, обеспечивается гидрокарбонатной и фосфатной буферными системами, а также буферным действием находящихся в крови белков.

31.Равновесие «осадок-раствор». Произведение растворимости. Условие выпадения и растворения осадка. Образование коллоидных систем малорастворимыми веществами.

В насыщенных растворах сильных электролитов между твердой фазой и ионами устанавливается равновесие

Если электролит малорастворим, то ионная сила стремится к нулю, а коэффициент активности к единице, поэтому а=С и получаем константу, называемую произведение растворимости

ПР малорастворимого электролита – это произведение концентрация ионов, образующих данный электролит, в степенях равных их стехиометрическим коэффициентам. ПР постоянно для данного давления и температуры

Условие выпадения осадка:

Коллоидные системы

Если при проведении реакции образуется малорастворимое вещество, то оно выделяется из растворов виде второй фазы, образующих при определенных условиях взвесь; устойчивость такой коллоидной системы обусловлена тем, что частицы дисперсной фазы имеют одноименный заряды и поэтому отталкиваются друг от друга

32.ОВР (примеры). Важнейшие окислители и восстановители. Продукты восстановления перманганата калия и бихромата калия в зависимости от рН среды растворов

ОВР – реакция обмена электронами между атомами, молекулами, ионами

При образовании веществ с ковалентными связями, передачи электронов не происходит и ионы не возникают, однако электронная плотность в молекуле смещается в сторону более электроотрицательного атома. В этих случаях для того, чтобы написать полуреакции, соответствующие процессам окисления и восстановления, используют понятие степени окисления

В реакциях перенос электронов может сопровождаться переносом атомов

Важнейшие окислители и восстановители:

33.Электродный потенциал. Его возникновение и измерение в гальваническом элементе. Электроды сравнения: водородный электрод, хлорсеребряный электрод. Стандартный электродный потенциал. Ряд стандартных электродных потенциалов.

Возможность протекания любого процесса, в том числе и ОВР, связана с ∆G. Она определяет величину максимально возможной полезной работы. Для ОВР она определяется экспериментально в гальваническом элементе.

Пространственное разделение процессов позволяет представлять ∆E в виде разности собственных характеристик полуреакций, составляющих ОВР – их электродных потенциалов.

Накопление электрического заряда на пластинке затрудняет переход ионов и через какое-то время устанавливается равновесие на границе раздела фаз.

Величина возникшего потенциала зависит от температуры, металла, концентрации иона. Ее определяет относительно электрода сравнения.

Стандартный водородный электрод:

Хлорсеребряный электрод: проволочка из серебра, покрытая AgCl и погруженная в насыщенный раствор KCl.

Если измерен потенциал электрода относительно хлорсеребряного, то для вычисления его потенциала относительно водородного электрода нужно прибавить 0,201В.

Определение электродного потенциала.

Электродный потенциал реакции - это разность потенциалов гальванического элемента, состоящего из исследуемого и стандартного водородного электродов. Он называется стандартными, если активности всех участников равны 1, Т=298К

При табулировании Е записывают в виде процесса восстановления, т.е. если на Ме электроде идет восстановление, то Е>0, окисление, то E<0

Металлы расположены в порядке возрастания их Е. Металлы, имеющие большие отрицательные значения Е являются сильными восстановителями, т.е. легко отдают электроны

Для реакций, в которых свободный металл не принимает участия

Е – это разность электродных потенциалов в гальваническом элементе (стандартный водородный электрод и электрод, на котором протекает процесс с участием только ионов или молекул и ионов

34.Зависимость электродного потенциала от условий проведения реакций. Уравнение Нернста.

Стандартные электродные потенциалы соответствуют активностям всех участников полуреакции, равным единице. При изменении активностей электродные потенциалы также меняются

Уравнение Нернста – выражение, задающее зависимость Е от активностей окисленной и восстановленной форм полуреакции

Если подставить R и F и перейти к десятичному логарифму и концентрациям, то получим

35.Направление протекания ОВР. Вычисление ∆E и ∆Е (на конкретном примере). Константа равновесия ОВР.

Значения Е полуреакций используются для расчета ∆Е ОВР и определения направления их протекания.

∆Е>0 прямая реакция самопроизвольна, ∆Е<0 обратный процесс самопроизволен

Если вещества не в стандартном состоянии, то ∆Еок. и ∆Евос. находят по уравнению Нернста

Расчет константы равновесия ОВР:

1.

2.

36.Электролиз. Химические источники тока. Современные гальванические элементы. Топливный элемент.

Электролиз – это ОВР, происходящая при прохождении через электролит электрического тока. Его проводят в электролизерах.

Электроды: металл, графит

Диафрагма – пористая перегородка, проницаемая для ионов (разделение жидких и газообразных продуктов)

Напряжение, прилагаемое к электродам должно быть равно ∆Е реакции, протекающих на катоде и аноде

Химические источники тока

При раздельном протеканиии процессов OX-Red, энергия ОВР может быть превращена в электрическую работу.

Требования к реакциям, протекающим в химических источниках тока:

1. ∆Е должна быть большой и не изменяться во время работы

2. Реагирующие вещества не должны взаимодействовать друг с другом слишком быстро

3. Побочные химические реакции должны быть сведены к минимуму

4. Удобство выбранной реакции для технической реализации

Примеры:

1. Элемент Даниеля (Zn и Cu пластинки, помещённые в растворы ZnSO4 и CuSO4)

1. Серебряно-цинковый элемент (окислитель – Ag2O; восстановитель – Zn; электролит – р-р KOH)

1. Аккумуляторы – a)свинцовый

б)железно-никелевый

1. Топливный элемент (восстановитель и окислитель непрерывно поступают к катоду и аноду в процессе работы. Электролит – KOH)

37.Квантовое описание строения атома. Атомные орбитали и квантовые числа. Графическое представление атомных орбиталей. Порядок заполнения атомных орбиталей в многоэлектронных атомах.

Теории: планетарная (Резерфорда), количественная (Бора), квантовая теория

Принципы:

1. Электрон в макросистеме (атоме) должен находиться в одном из т.н. стандартных состояний, каждое из которых характеризуется строго определенной энергией. Стационарное состояние с наименьшей возможной энергией называется основным, все остальные – возбужденными. При переходе из одного состояния в другое, его энергии изменяется скачкообразно, т.е. порциями определенной величины, которые называются квантами

2. Точно измерение характеристик микрочастицы невозможно – состояние неопределенности.

1. Переход электрона из одной области пространства в другую происходит как будто он движется по всем возможным путям. Вероятностное описание поведения электрона позволяет определить, где вероятность обнаружения больше, а где меньше. Зная волновую функцию электрона ᴪ (x, y, z) можно рассчитать эту вероятность, используя волновое уравнение Шрёдингера

Атомные орбитали (АО). При решении уравнения Шрёдингера получаем ᴪ в виде функций, называемых атомными орбиталями. Про электрон, поведение которого описывается как-либо (функция или АО), говорят, что он занимает эту АО или находится на ней.

1. Главное квантовое число n входит в выражение для расчёта энергии электрона. Все АО с одинаковым значением имеют одинаковую Е. Совокупность АО с одинаковой энергией – энергетический уровень.

2. Орбитальное квантовое число определяет тип пространственного распределения волновой функции. На каждом энергетическом уровне оно может быть от 0 до n-1.

3. Магнитное квантовое число

Графическое представление атомных орбиталей

Граничные поверхности – для их построения берут совокупность точек, в котором ᴪ принимает некоторое значение, соединив эти точки получают замкнутую поверхность

Многоэлектронные атомы и порядок распределения электронов по орбиталям

Характеристики

Список файлов вопросов/заданий