139102_08 (508744), страница 2
Текст из файла (страница 2)
веществ в жидкости состоит из 3-х стадий: 1. Разрушение крист. Решётки растворяемого в-ва под действием молекул растворителя. Процесс эндотермический. ΔrH >0 2. Взаимодействие частиц раств. в-ва с молекулами растворителя. Проц. экзотермический. 3. Самопроизв. диффузия гидротировапнных или сульватированных в-в по объёму. Процесс эндотермический или экзотермический. ШПОРА ПО ХИМИИ ~ 139102 +08 27. Растворы электролитов. Образование электролитов при растворении полярных молекул и ионных кристаллов, а также при плавлении ионных кристаллов. Растворы электролитов, содержащие ионы противоположных знаков, существующие от внешних электрических и магнитных полей. Электролитами могут быть растворы или расплавы солей, кислот, оснований, проводников эл.
тока. Они образуются при растворении или расплавлении ионных кристаллов и при растворении полярных молекул. В 1887 г. Аррениус разработал теорию электролитической диссоциации, согласно которой в водных р-рах электролиты диссоциируют на катоды и аноды. Количественно процесс диссоциации оценивается степенью диссоциации @, которая равна отношению кол-ва расплавленных на ионы молекул к общему числу молекул. Если @>=0,5 то сильный электролит, @<0,05 то слабый электролит. Сильные эл-ты - Почти все соли, щёлочи, мин. кислоты.
Слабые эл-ты - Почти все орган. к-ты, основания, некоторые мин. Кислоты. ШПОРА ПО ХИМИИ ~ 139102 +08 28. Сильные и слабые электролиты. Степень диссоциации. Константа диссоц. Коэфиценты активности. Зависимость от концентрации и температуры. При растворении многих в-в их молекулысвязываются с молекулами растворителя, образуя соединения, называемые сольватами, а этот процесс называется сольватацией. В частном случае, когда растворителем является вода, то эти соединения наз. гидратами, а процесс - гидратацией. В 1887 г.
Аррениус разработал теорию электролитической диссоциации, согласно которой в водных р-рах электролиты диссоциируют на катоды и аноды. Количественно процесс диссоциации оценивается степенью диссоциации @, которая равна отношению кол-ва расплавленных на ионы молекул к общему числу молекул. Если @>=0,5 то сильный электролит, @<0,05 то слабый электролит.
Если в систему, состоящую из 2-х ненасыщенных жидкостей, ввести третье в-во, то растворённое в-во будет распределяться между обеими жидкостями пропорционально своей растворимости в каждой из них. Отсюда вытекает закон распределения., согласно которому в-во способное растворяться в 2-х несмешиваемых растворителях, распределяется между ними так что отношение его концентраций в этих растворителях при постоянной температуре остаётся C постоянным, независимо от общего количества растворённого в-ва. K= 1 C2 Где С1 и С2 - конц.
растворённого в-ва в 1-ом и 2-ом растворителях. К- так называемый коэфициент распределения. Если 0.05<@<0,5 то средний электролит. При растворении в-ва его энтропия возрастает. S T =ST −R⋅ln Ni Ni - мольная доля. ΔrG = ΔН-Т*ΔS Т.к. растворение самопроизвольный процесс, то ΔGр<0; Если ΔGр=0, то насыщенный р-р. ' ШПОРА ПО ХИМИИ ~ 139102 +08 24. Влияние раств. в-ва на св-ва растворителя. Закон Рауля. Влияние раств. в-ва на св-ва растворителя - ?????????????????????????????????? Давление насыщенного пара над чистым растворителем всегда больше, чем давление насыщенного пара над раствором, т.к. часть поверхности р-ра будут составлять молекулы нелетучего в-ва.
В 1887 году французский физик Рауль, обобщая результаты эксперементальных наблюдений предложил закон: Относительное понижение давление насыщенного пара над раствором равно мольной доле растворённого в-ва. p 0− p n = p0 n+ N Закон Рауля соблюдается для разбавленных растворов неэлектролитов. Δp n Т.к.
n<<N, то = p0 N Следствие из закона Рауля: 1. Повышение темперавтуры кипения р-ра по сравнению с чистым растворителем пропорционально моляльной концентрации растворённого в-ва. Моляльная концентрация - кол-во молей растворённого в-ва в 1 кг растворителя,т.е. m⋅1000 g- масса растворителя. C M= M⋅g Сильные эл-ты - Почти все соли, щёлочи, мин. кислоты.
Слабые эл-ты - Почти все орган. к-ты, основания, некоторые мин. Кислоты. @ зависит от природы растворителя и растворяемого в-ва, от концентрации и температуры Причина диссоциации заключается в гидротации растворённых частиц. О ионизирующей способности растворителя следует по величине дисс. проницаемости. F= С учётом поправочного коэффициента i можно применить закон Рауля и ε⋅R2 ε H O = 80 его и его следствие к р-рам электролитов. 2 i - коэффициент Вант-Гоффа, или коэффициент диссоциации. N - число растворённых молеку. @ - степень диссоциации. n - число молекул, на которое диссоциирует 1 молекула.
Тогда продиссоциировало n*@ молекул, осталось непродиссоциированным N-n*@ молекул. N ( 1−α )+ N⋅α⋅n N i=1+α⋅( n−1 ) i−1 α= n−1 i= С превышением температуры @ возрастает, т.к. процесс диссоциации- процесс эндотермич. Т.к. для слабых электролитов процесс диссоциации обратим, то можно записать константу равновесия, которая для диссоциации называется константой диссоциации. + m⋅1000 Δt крист.=k криоскопич .⋅ M⋅g При аналитич. выводе II закона Рауля из II закона термодинамики получим. 2 Т.
к. для слабых электролитов @ значительно меньше 1, то Кд=с*@^2 α= Kд C Для слабых эл-тов чем концентрация больше, тем @ меньше. Для реальных р-ров сильных электролитов вместо концентрации введена активная концентрация, или активность. Учитывая поправку на силу взаимодействия между ионами. a=f⋅c≈c⋅α ШПОРА ПО ХИМИИ ~ 139102 +08 29. Равновесие в р-рах электролитов. Константа диссоциации. ПР. NH 4 Cl ↔ NH +4 +OH − 2. Температура замерзания р-ра по сравнению с чистым растворителем пропорц. моляльной концентрации раствор.
в-ва. RT ΔH крист.⋅1000 − AB ↔ A + B [ A + ][ B− ] K д= , [ AB ] C ⋅Cα K д= α ; C−Cα 2 Cα K д= 1−α m⋅1000 Δt кипения=k⋅ M⋅g k - эбулиоскопическая пропорция. Физ. смысл - показывает, на сколько градусов повышается Ткип., если растворить 1 моль электролита в 1 кг растворителя. k эбулиоск. = q 1⋅q2 + K д= − [ NH 4 ][ OH ] [ NH 4 OH ] Добавим в данных р-ра сильный электролит, содержащий одноимённый ион. + − NH 4 ↔ NH 4 +Cl Для восстановления равновесия (принцип Ле-Шателье), степень диссоциации NH 4 OH понизится.Р-ры РН, которых которых не изменяется при прибавлении в небольших объёмах сильных кислот или щелочей, а также при разбавлении буферными - это смеси электролитов содержащие одноимённые ионы. 2 k крист .= RT ΔH крист .⋅1000 Причина диссоциации заключается в гидротации растворённых частиц.
О ионизирующей способности растворителя следует по величине дисс. проницаемости. F= ШПОРА ПО ХИМИИ ~ 139102 +08 25. Фазовая диаграмма растворителя или раствора пост. концентрации. /на примере воды/ Фазовая диаграмма чистого растворителя. q 1⋅q2 С учётом поправочного коэффициента i можно применить закон Рауля и его и его следствие к р-рам электролитов. i - коэффициент Вант-Гоффа, или коэффициент диссоциации. N - число растворённых молеку. @ - степень диссоциации. n - число молекул, на которое диссоциирует 1 молекула. Тогда продиссоциировало n*@ молекул, осталось непродиссоциированным N-n*@ молекул.
εH 2 ε⋅R2 O = 80 N ( 1−α )+ N⋅α⋅n N i=1+α⋅( n−1 ) i−1 α= n−1 i= С превышением температуры @ возрастает, т.к. процесс диссоциации- процесс эндотермич. Т.к. для слабых электролитов процесс диссоциации обратим, то можно записать константу равновесия, которая для диссоциации называется константой диссоциации. Фазовая диаграмма раствора. AB ↔ A+ + B− [ A + ][ B− ] K д= , [ AB ] C ⋅Cα K д= α ; C−Cα Cα 2 K д= 1−α Т. к. для слабых электролитов @ значительно меньше 1, то Кд=с*@^2 α= Kд C Для слабых эл-тов чем концентрация больше, тем @ меньше.
Для реальных р-ров сильных электролитов вместо концентрации введена активная концентрация, или активность. Учитывая поправку на силу взаимодействия между ионами. a=f⋅c≈c⋅α Произведение растворимости - произведение концентраций ионов малорастворимого электролита в степенях, соответствующих кол-ву ионов в молекуле. BaSO 4 (V 1 )↔( V 2) Ba2+ +SO 2− 4 V 1=k 1[ BaSO 4 ]=k 1 V 2=k 2 [Ba 2+ ]⋅[ SO2− 4 ] V 1=V 2 k1 ПР= =[ Ba 2+ ][ SO 42− ] k2 Чем ПР меньше, тем в-во хуже растворяется.
ШПОРА ПО ХИМИИ ~ 139102 +08 30. Диссоциация воды. Водородный показатель рН, его определение. Гидролиз солей. + H 2 O ↔ H +OH ШПОРА ПО ХИМИИ ~ 139102 +08 34. Концентрационные ГЭ. Определение рН по знач. ЭДС. Водородн. электрод. Растворы в прианодном и прикатодном пространстве отличаются концентрацией − + − С 2<C 1 2 H 2 O ↔⏟ H 3 O +OH RT C 1 RT C 2 RT C 1 ⋅ln = ⋅ln = ln nF C 0 nF C 0 nF C 2 RT C 1 ϕ 1=ϕ 2+ ln nF C 2 ион … гидроксония α H O=2⋅10 ε=ϕ1 −ϕ2= −9 2 + − K д [ H 2 O ]=[ H ][ OH ] K д [ H 2 O]−ионное …пр .
воды ⏟ K + W − Если С2=1 моль/л, то −4 K W =[ H ][ OH ]= K д [ H 2 O ]≈ 10 Для удобства вводят величину рН - водородный показатель. Если [ H + ]=[OH − ] - стеда нейтральная рН=7. Если [ H + ]>[ OH − ]>10−7 рН<7 - среда кислая. Если [ H + ]<[ OH − ]<10−7 рН>7 − pOH=−lg [OH ] рН+рОН=14 Гидролиз солей - обменная р-ция между солью и водой. Не подвергаются гидролизу соли, образованные сильной к-той и сильным основанием. NaCl⇒ Na+ +Cl− + H + +OH − =Na+ + Cl− + H 2 O H + +OH − ⇒ H 2 O 3 типа солей подвергаются гидролизу: 1.
Соль слабой к-ты и сильного основания. рН>7 2. Соль сильной к-ты и слабого основания. pH<7 3. Соль слабой к-ты и слабого основания. pH=7 Если продукты гидролиза уходят из сферы р-ции, то гидролиз является необратимым. Ступенчатый гидролиз - это гидролиз солей, образованный слабым многоосновными к-тами или многокислотными основаниями. Он является ступенчатым, как процесс, обратный ступенгчатой диссоциации. ϕ 2=ϕ RT ⋅ln C nF Уравнение Нернста ϕ=ϕ0 + ϕ=ϕ 0+ + pH=−lg[ H ] RT ln a nF а - активность.
Электродный потенциал измеряют относительно электрода сравнения, потенциал которых в ходе измерения остаётся постоянным при данной температуре. Осуществляется равновесие: H ⇔2 H ⇔2 H + 2 (ϕ( Pt ) =0 B ) Потенциал стандартного водородного электролита равен 0 вольт H H2 ε pH = 0 , 059 Формулу Нэрнста при стандартной процедуре удобно применять в виде. 0 , 059 ϕ=ϕ0 + ⋅lg C n ШПОРА ПО ХИМИИ ~ 139102 +08 36. Химические источники электрической энергии.
Топлевные элементы и аккумуляторы. а) Гальванические элементы(г.э.) однократного использования. Пример: марганцево-цинковый элемент. A :Zn−2 ē ⇒ Zn 2+ Zn 2+ +4 NH 4 Cl ⇒ Zn[ NH 3 ]4 Cl 2 + ZnCl 2 +4 H + ШПОРА ПО ХИМИИ ~ 139102 +08 31. Диссоциация комплексных соединений. Константа нестойкости. K : 4 MnO 2 +4 H + +4 ē ⇒ 4 MnO (OH ) Диссоциируют в основном на внешнюю и внутреннюю сферы. + +3 −3 K + [ Fe (CN 6 )]↔ 3⋅K +[ Fe (CN 6 )] 3 −3 Центральный ион комплекс - комплекс образователь. [ Fe(CN 6 )] Число лигандов (ионы) или аддендов (молекулы) называется кординационным числом.
![](https://s.studizba.com/z.php?f=/templates/si/i/noavatar.png&w=100&h=100&t=1"){kind=avatar}
