Закон действующих масс (уравнение скорости химической реакции)
Скачать 0.79 Mb.
|
Билет № 22_2 1. Приведите примеры обменного и донорно-акцепторного механизмов образования ковалентной связи. Ковалентная связь – связь по средством электронных пар. Донорно-акцепторный механизм образования связи – механизм образования связи, при котором один из связываемых атомов является донором электронной пары, а другой – акцептором. По донорно-акцепторному механизму: 1)Несвязывающие молекулярные орбитали (НСМО) имеются: в молекулах, содержащих атомы с неподеленными электронными парами (например, в спиртах ROH атом кислорода имеет две неподеленные пары электронов, которые занимают две НСМО); в свободных радикалах, имеющих неспаренные электроны (так, в метильном радикале СН3 неспаренный электрон находится на НСМО); в карбокатионах типа +СН3 , где НСМО свободна. Молекулы и ионы, имеющие НСМО, могут участвовать в образовании ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму. 2) При образовании связи по донорно-акцепторному механизму образуются одновременно и ковалентная связь, и ионная. Конечно, после образования связи за счет разницы в электроотрицательности связываемых атомов происходит поляризация связи, возникают частичные заряды, снижающие эффективные (реальные) заряды атомов. 3) Ковалентная связь может образоваться между двумя атомами, из которых один имеет неподеленную пару электронов, а другой - свободную орбиталь. Например, при взаимодействии аммиака NH3 и хлороводорода HC1 неподеленная электронная пара азота становится общей для водорода и азота, получается ион аммония NH4 + ; 8. Такой механизм образования ковалентной связи называется донорно-акцепторным. В нашем примере донором электронной пары является атом азота, а акцептором - ион водорода (он имеет свободную орбиталь). Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи наблюдается в комплексных соединениях [Ag(NH3)2]OH, K4[Fe(CN)6]. ОБМЕННЫЙ МЕХАНИЗМ - в образовании связи участвуют одноэлектронные атомные орбитали, т.е. каждый из атомов предоставляет в общее пользование по одному электрону 2. По какой формуле рассчитывается титр раствора вещества. Какие еще бывают формы выражения концентрации вещества в растворе? Титр (от франц. titre — качество, характеристика), в аналитической химии концентрация раствора, выраженная количеством (в граммах) растворённого вещества в 1 мл раствора или количеством какого-либо вещества, реагирующего с 1 мл данного раствора. Соответственно различают Т. по растворённому веществу (например, Т. раствора соляной кислоты — THCl) или Т. по определяемому веществу (например, Т. раствора соляной кислоты по едкому натру — THCl/NaOH). Т. рассчитывается по формуле: T = P/V, где Т — титр раствора в г/мл, Р —масса навески в г, V — объём мерной колбы в мл. Способы выражения концентраций химических веществ в растворах. Молярная концентрация вещества (с) в моль/л – отношение количества растворенного вещества в молях (n) к объему раствора (V): С=n/v Молярная концентрация численно равна количеству молей вещества, содержащихся в 1 литре (1000 мл, 1 дм3) раствора. Молярная концентрация эквивалента** с[(1/z)Х] есть произведение молярной концентрации с(Х) на число эквивалентности z данного вещества, т.е. с[(1/z)Х] = с(Х)×z. Молярная концентрация эквивалента показывает количество вещества эквивалентов, содержащееся в 1 л раствора. Моляльная концентрация (В) в моль/кг – отношение количества растворенного вещества в молях (n) к массе растворителя (m): B=n/m Часто встречаются также производные от единиц измерения концентраций: например, мг/л, мг/дм3, мг/см3, мг/мл, ммоль/л, г/мл (титр) и др. Наиболее употребимыми единицами в справочной литературе применительно к оценке содержания примесей в воде (например, значения ПДК) являются мг/л и ммоль/л экв. 3. Напишите вариант реакции получения соли путем замещения водорода или металла. Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu Ca + NaNO3 = Ca(NO3)2 + Na Na + KCl = NaCl + K Mn + NaSO4 = MnSO4 + 2Na Cr + K3PO4 = CrPO4 + 3K Билет № 23 1. Что изучает химическая термодинамика («теплохимия»), какие бывают термодинамические системы, их свойства, параметры и функции состояния? Химические реакции сопровождаются выделением или поглощением энергии. Если энергия выделяется или поглощается в виде теплоты, то такие реакции записываются посредством уравнений химической реакций с указанием тепловых эффектов, при этом необходимо указывать фазовый состав реагирующих веществ. Химические реакции, протекающие с выделением тепла, называются экзотермическими, а с поглощением тепла - эндотермическими. Изучением тепловых эффектов реакций занимается термохимия. В термохимии тепловой эффект реакции обозначается Q и выражается в кДж. Термохимия составляет один из разделов химической термодинамики, изучающей переходы энергии из одной формы в другие и от одной совокупности тел к другим, а также возможность, направление и глубину осуществления химических и фазовых процессов в данных условиях. Каждое отдельное вещество или их совокупность представляет собой термодинамическую систему. Если термодинамическая система не обменивается с окружающей средой ни веществом, ни энергией, ее называют изолированной. Такая идеализированная система используется как физическая абстракция при рассмотрении процессов, исключающих влияние внешней среды. Система, обменивающаяся с окружающей средой только энергией, называется закрытой. Если же возможен энергетический и материальный обмен - система открытая. Состояние системы определяется термодинамическими параметрами состояния - температурой, давлением, концентрацией, объемом и т. д. Система характеризуется, кроме того, такими свойствами как внутренняя энергия U, энтальпия Н, энтропия S, энергия Гиббса G. Из изменение в ходе химических реакций характеризуют ее энергетику системы. Перечисленные свойства системы зависят от температуры, давления, концентрации, поэтому они называются функциями состояния, не зависят от пути процесса и определяются только конечным и начальным состояниеми системы. 2. Формула закона Дальтона для идеальных растворов. Какие еще бывают растворы?. Давление смеси газов, химически не взаимодействующих друг с другом, равно сумме их парциальных давлений. Согласно закону Дальтона, парциальное давление газа Рг определяется по формуле:  где Pabs - абсолютное давление газовой смеси, n - процентное содержание газа в смеси. Другими словами, целое равно сумме его составляющих. В воздухе находятся около 21 молекулы кислорода на 100 молекул всех газов. Таким образом, кислород оказывает давление, равное одной пятой от общего давления. Эта часть общего давления известна как парциальное давление кислорода и является важным фактором в подводном плавании, поскольку на организм человека напрямую воздействуют в большей мере парциальные давления газов, входящих в состав воздуха, чем их абсолютные давления. Какие еще бывают растворы? – смотри 1 вопрос 28 билета 3. Напишите вариант реакции получения соли путем соединения двух солей.  KCr(SO4)2 + 3KOH = Cr(OH)3 + 2K2SO4 Билет № 24 1. Дайте определение энтальпии (H), энтропии (S), потенциала Гиббса (G) и понятиям их стандартных величин. Энтальпия системы (от греч. enthalpo нагреваю), тепловой эффект реакции, измеренный при постоянном давлении, связана с внутренней энергией U соотношением  где V - объем системы.В химии чаще всего рассматривают изобарические процессы (Р = const), и тепловой эффект в этом случае называют изменением энтальпии системы или энтальпией процесса:  Энтальпия имеет размерность энергии (кДж). Ее величина пропорциональна количеству вещества; энтальпия единицы количества вещества (моль) измеряется в кДж*моль-1. В термодинамической системе выделяющуюся теплоту химического процесса условились считать отрицательной (экзотермический процесс,  < 0), а поглощение системой теплоты соответствует эндотермическому процессу, > 0.Энтропия (S) - термодинамическая функция состояния, которая служит мерой беспорядка (неупорядоченности) системы. Возможность протекания эндотермических процессов обусловлена изменением энтропии, ибо в изолированных системах энтропия самопроизвольно протекающего процесса увеличивается  > О (второй закон термодинамики).Энтропия вещества или системы тел при определенной температуре является абсолютной величиной. Л. Больцман определил энтропию как термодинамическую вероятность состояния (беспорядок) системы W. Поскольку число частиц в системе велико (число Авогадро NА = 6,02*1023), то энтропия пропорциональна натуральному логарифму термодинамической вероятности состояния системы W:  Размерность энтропии 1 моля вещества совпадает с размерностью газовой постоянной К и равна Дж-моль-1*K-1Самопроизвольное протекание изобарно-изотермического процесса определяется двумя факторами: энтальпийным, связанным с уменьшением энтальпии системы ( ), и энтропийным Т, обусловленным увеличением беспорядка в системе вследствие роста ее энтропии. Разность этих термодинамических факторов является функцией состояния системы, называемой изобарно-изотермическим потенциалом или свободной энергией Гиббса (G, кДж): При  < 0 реакция термодинамически разрешена и система стремится к достижению условия = 0, при котором наступает равновесное состояние обратимого процесса; > 0 указывает на то, что процесс термодинамически запрещен.2. Формула расчета степени диссоциации электролита. Важной характеристикой электролитов служит степень диссоциации а:  По величине степени диссоциации электролиты делятся на слабые и сильные. Для сильных электролитов, к которым относятся некоторые минеральные кислоты и щелочи, большинство солей, а > 30 %. К слабым относят некоторые минеральные кислоты (НNO2, НСN, Н2SОЗ), большинство оснований, практически все органические кислоты. 3. Напишите варианты реакций получения оксидов при окислении простых и сложных веществ. 2Mg + O2 = 2MgO 4P + 5O2 = 2P2O5 2ZnS + 3O2 = 2Zn + 3SO2 2H2S + 3O2 = 2SO2 + 2H2O 2CuS + 3O2 = 2CuO + 2SO2 Билет № 25 1. Химическое равновесие и принцип Ле Шателье (влияние внешних факторов). Химическое равновесие - это такое динамическое равновесие в системе, при которой скорость прямой и обратной реакции равны. При известных реакции или при  О на химическое равновесие можно воздействовать изменением температуры или давления. Химическое равновесие может быть смещено изменением концентраций реагентов. Другими словами, равновесие можно сместить внешним воздействием, руководствуясь принципом Ле Шателье: если на равновесную систему оказывать внешнее воздействие, то равновесие смещается в сторону, противодействующую этому воздействию.1 Влияние температуры. Для реакций, идущих с уменьшением энтальпии (экзотермических), повышение температуры будет препятствовать протеканию прямого процесса, то есть смещать реакцию в сторону исходных веществ. Эндотермические реакции при этом будут смещаться в сторону конечных продуктов. Например, при обычных условиях реакция N2 + О2 не идет ( > 0), но повышение температуры может сделать эти реакцию осуществимой. Реакция СО + 1/2О2 = СО2, АН < 0 с повышением температуры будут смещаться в сторону исходных веществ.2 Влияние давления. Если реагируют газообразные вещества, то при неизменном числе молей начальных и конечных реагентов повышение общего давления не приведет к смещению равновесия. Если число молей при реакции меняется, то изменение общего давления приведет к смещению равновесия. В частности, реакция 2СО + О2 = 2С02, протекающая с уменьшением  , при повышении общего давления сместится в сторону образования СО2.3 Влияние концентраций. В тех реакциях, в которых лучше оперировать концентрациями (реакции в растворах), увеличение концентраций исходных веществ приводит к смещению равновесия в сторону конечных продуктов и наоборот. 2. Закон разбавления Оствальда для «слабых» электролитов. Какие еще бывают электролиты? Если выразить равновесные концентрации через концентрацию слабого электролита С и его степеньдиссоциации а, то получим  Это соотношение называют законом разбавления Оствальда. Для очень слабых электролитов при а « 1 это уравнение упрощается:  Тогда  Это позволяет заключить, что при бесконечном разбавлении степень диссоциации а стремится к единице. Классификация электролитов по степени диссоциации весьма условна. Так, согласно одной классификации, электролиты, степень диссоциации которых меньше единицы, считают слабыми электролитами, к сильным относят электролиты с α = 1 (но таких практически не бывает). По другой классификации сильными считаются электролиты с α > 0,3, слабыми – с α < 0,3. Электролиты со значением степени диссоциации 0,03 < α < 0,3 классифицируют как электролиты средней силы. При записи диссоциации следует использовать знак для диссоциации сильных электролитов и знак для диссоциации слабых электролитов (во втором случае степень диссоциации может достигать только несколько процентов или даже доли прицента). 3. Напишите варианты реакций получения оксидов при разложении солей. CaCO3 = CaO + CO2 2Pb(NO3)2 = 2PbO + 4NO2 + O2 2Cu(NO3)2 = 2CuO + 4NO2 + O2 Ba(NO2)2 = BaO + NO + NO2 MgCO3 = MgO + CO2 Билет № 26 1. Равновесие в гетерогенной среде (правило фаз Гиббса-Коновалова). Какие возможны «фазовые превращения» вещества? Большинство веществ могут существовать в одном из трех агрегатных состояний: газообразном (парообразном), жидком и твердом. В определенных условиях эти фазы способны переходить друг в друга, то есть всякую жидкость путем испарения можно перевести в газ, а охлаждением - в твердое состояние. На рис. 6.9 показаны взаимные фазовые превращения вещества.  Равновесия между различными фазами одной системы называют фазовыми, а описывают эти фазовые равновесия посредством фазовых диаграмм или диаграмм состояния. Фазовая диаграмма позволяет установить условия равновесия между числом фаз, числом компонентов и числом степеней свободы (вариантностью) системы. Фаза (Ф) - гомогенная (однородная по химическому составу и термодинамическим свойствам) часть системы, отделенная от других частей поверхностью раздела. Так, два нерастворимых друг в друге твердых вещества, как и две несмешивающиеся жидкости, образуют две фазы. Компоненты (К) - химически индивидуальные вещества, наименьшее число которых достаточно для образования фаз системы. Число компонентов определяется количеством индивидуальных веществ в системе за вычетом числа возможных между ними обратимых взаимодействий. Например, система из трех индивидуальных веществ Н2О, Н2, О2 будет двухкомпонентной. поскольку для образования всех фаз достаточно любых двух веществ:  По числу компонентов системы делятся на одно-, двух-, трех- и многокомпонентные. Степени свободы (С) - число параметров (температура, давление, состав системы), которые можно произвольно менять без изменения числа фаз в системе.Правило фаз Гиббса: в изолированной равновесной системе число степеней свободы равно числу компонентов системы плюс два минус число фаз:  Если один из параметров системы (температура или давление) имеет постоянное значение, то правило фаз принимает вид:  Это уравнение используется при изучении конденсированных систем, состоящих только из твердых и жидких фаз, поскольку состояния равновесия в таких системах малочувствительны к изменению давления Наибольшее практическое значение имеют только изобарные диаграммы двухкомпонентных систем, содержащие только конденсированные фазы.2. Уравнение Дебая-Хюккеля для ионной силы «сильного» электролита. Дебай и Хюккель, предложив модель, которая легла в основу теории сильных электролитов, постулировали: Электролит полностью диссоциирует, но в сравнительно разбавленных растворах (С = 0,01 моль*л-1). Каждый ион окружен оболочкой из ионов противоположного знака. В свою очередь, каждый из этих ионо сольватирован. Это окружение называется ионной атмосферой. Очевидно, что при электростатическом взаимодействии ионов противоположных знаков необходимо учитывать влияние ионной атмосферы. При движении катиона в электростатическом поле ионная атмосфера деформируется; она сгущается перед ним и разрежается позади него. Эта асимметрия ионной атмосферы оказывает тем более тормозящее действие движению катиона, чем выше концентрация электролитов и чем больше заряд ионов. В этих системах само понятие концентрации становится неоднозначиным и должно заменяться активностью. Для бинарного одно-однозарядного электролита KatAn -> Каt+ + Аn+ активности катиона (а+) и аниона (а-) соответственно равны  где С+ и С- - аналитические концентрации соответственно катиона и аниона, у+ и у- - их коэффициенты активности. Определить активности каждого иона в отдельности невозможно, поэтому для одно-однозарядных электролитов пользуются средними геометрическими значений активностей и коэффициентов активностей:  Коэффициент активности по Дебаю—Хюккелю зависит по крайней мере от температуры, диэлектрической проницаемости растворителя ( ) и ионной силы (I); последняя служит мерой интенсивности электрического поля, создаваемого ионами в растворе. Для данного электролита ионная сила выражается уравнением Дебая-Хюккеля:  Ионная сила в свою очередь равна  Здесь С - аналитическая концентрация, 2 - заряд катиона или аниона. Для однозарядного электролита ионная сила совпадает с концентрацией. Таким образом, NaCl и NaS04 при одинаковых концентрациях будут иметь разные ионные силы.3. Напишите варианты реакций получения оксидов при взаимодействии металла с другим оксидом. 2Mg + CO2 = 2MgO + C 2Ca + CO2 = 2CaO + C 2Zn + CO2 = 2BaO + C 2Ba + CO2 = 2BaO + C 2Hg + CO2 = 2HgO + C Билет № 27 1. Что такое «катализ» и в чем причина изменения скорости реакции при введении катализатора? Катализ – ускорение реакции за счет введения в нее катализатора, снижающего энергию одного из участников реакции. Катализаторы - вещества, изменяющие скорость химической реакции, которые могут участвовать в реакции, входить в состав промежуточных продуктов, но не входят в состав конечных продуктов реакции и после окончания реакции остаются неизменными. Каталитические реакции - реакции, протекающие в присутствии катализаторов. Положительным называют катализ, при котором скоость реакции возрастает, отрицательным (ингибированием) - при котором она убывает. Примером положительного катализа может служить процесс окисления аммиака на платине при получении азотной кислоты. Примером отрицательного - снижение скорости коррозии при введении в жидкость, в которой эксплуатируется металл, нитрита натрия, хромата и дихромата калия. Катализаторы, замедляющие химическую реакцию, называются ингибиторами. В зависимости от того, находится катализатор в той же фазе, что и реагирующие вещества, или образует самостоятельную фазу, говорят о гомогенном или гетерогенном катализе. Примером гомогенного катализа является разложение пероксида водорода в присутствии ионов йода. Реакция протекает в две стадии: Н О + I = H O + IO; Н O + IO = Н O + O + I; При гомогенном катализе действие катализатора связано с тем, что он вступает во взаимодействие с реагирующими веществами с образованием промежуточных соединений, это приводит к снижению энергии активации. При гетерогенном катализе ускорение процесса обычно происходит на поверхности твердого тела - катализатора, поэтому активность катализатора зависит от величины и свойств его поверхности. На практике катализатор обычно наносят на твердый пористый носитель. Механизм гетерогенного катализа сложнее, чем у гомогенного. Механизм гетерогенного катализа включает пять стадий, причем все они обратимы: 1. Диффузия реагирующих веществ к поверхности твердого вещества; 2. Физическая адсорбция на активных центрах поверхности твердого вещества реагирующих молекул и затем хемосорбция их; 3. Химическая реакция между реагирующими молекулами; 4. Десорбция продуктов с поверхности катализатора; 5. Диффузия продукта с поверхности катализатора в общий поток. Примером гетерогенного катализа является окисление SO2 в SO3 на катализаторе V2O5 при производстве серной кислоты (контактный метод). Промоторы (или активаторы) - вещества, повышающие активность катализатора. При этом промоторы могут сами и не обладать каталитическими свойствами. 2. Формула ионного произведения воды. Константу равновесия, характеризующую произведение молярных концентраций ионов H+ и ОН-, называют ионным произведением воды и обозначают KW или КH2O. KW = [H+][OH-] KW = 1,007·10-14 Увеличение концентрации водородных ионов вызывает соответствующее уменьшение концентрации гидроксид-ионов, и наоборот. Равновесие между ионами Н+ и ОН- существует не только в воде, но и во всех водных растворах. Поэтому это соотношение может характеризовать кислотность и основность различных сред. Диссоциация же воды является эндотермическим процессом. Отсюда в соответствии с принципом Ле Шателье температура оказывает значительное влияние на КW H+(p) + OH-(p) = H2O(ж) Так как KW ≠ 0, то не может быть водного раствора, в котором концентрация Н+ или ОН- равнялась бы нулю. Следовательно, в любом водном раствope всегда присутствуют совместно ионы Н+ и ОН-. В нейтральной среде [Н+] = [ОН-] = (10-14)1/2 = 10-7 моль/л, в кислой среде [Н+] > 10-7 моль/л и [ОН-] < 10-7 моль/л, в щелочной среде [Н+] < 10-7 моль/л и [ОН-] > 10-7 моль/л. Для характеристики кислотности (щелочности) среды можно пользоваться любой из этих величин, так как [Н+] = 10-14 / [ОН-] и [OH-] = 10-14 / [Н+]. Обычно кислотность и щелочность среды характеризуют концентрацией водородных ионов. Строго говоря, постоянство ионного произведения воды справедливо лишь в том случае, если аналитические концентрации ионов заменены их активностями. Это особенно важно для концентрированных водных растворов сильных кислот и оснований (для малых концентраций H+ и ОН- значения концентрации и активности практически совпадают). Для оценки кислотности, нейтральности и щелочности водных растворов удобно пользоваться не концентрацией водородных ионов, а водородным показателем. Водородный показатель характеризует концентрацию свободных ионов водорода в воде. Для удобства отображения был введен специальный показатель, названный рН и представляющий собой логарифм концентрации ионов водорода, взятый с обратным знаком, т.е. pH = -log[H+]. Если говорить проще, то величина рН определяется количественным соотношением в воде ионов Н+ и ОН-, образующихся при диссоциации воды. Если в воде пониженное содержание свободных ионов водорода (рН>7) по сравнению с ионами ОН-, то вода будет иметь щелочную реакцию, а при повышенном содержании ионов Н+ (рН<7)- кислую. В идеально чистой дистиллированной воде эти ионы будут уравновешивать друг друга. В таких случаях вода нейтральна и рН=7. При растворении в воде различных химических веществ этот баланс может быть нарушен, что приводит к изменению уровня рН. pH воды - один из важнейших рабочих показателей качества воды, во многом определяющих характер химических и биологических процессов, происходящих в воде. В зависимости от величины pH может изменяться скорость протекания химических реакций, степень коррозионной агрессивности воды, токсичность загрязняющих веществ и т.д. Контроль за уровнем рН особенно важен на всех стадиях водоочистки, так как его "уход" в ту или иную сторону может не только существенно сказаться на запахе, привкусе и внешнем виде воды, но и повлиять на эффективность водоочистных мероприятий. Оптимальная требуемая величина рН варьируется для различных систем водоочистки в соответствии с составом воды, характером материалов, применяемых в системе распределения, а также в зависимости от применяемых методов водообработки 3. Напишите варианты реакций получения кислот при взаимодействии оксидов с водой. SO3 + H2O = H2SO4 SO2 + H2O = H2SO3 CO2 + H2O = H2CO3 CrO3 + H2O = H2CrO4 2Mn2O + 2H2O = 4HMnO4 Билет № 28 1. Что такое «растворы» и какие они бывают (классификация)? Растворы – это гомогенные (однофазные) системы переменного состава, состоящие из двух или более веществ (компонентов). По характеру агрегатного состояния растворы могут быть газообразными, жидкими и твердыми. Обычно компонент, который в данных условиях находится в том же агрегатном состоянии, что и образующийся раствор, считают растворителем, остальные составляющие раствора – растворенными веществами. В случае одинакового агрегатного состояния компонентов растворителем считают тот компонент, который преобладает в растворе. Подробнее остановимся на жидких растворах, в которых растворитель – жидкость. По исходному состоянию растворяемого вещества (г, ж или т) жидкие растворы можно разделить на 3 группы: (ж + г), (ж + ж) и (ж + т). К первой из них относятся такие системы, как соляная, сероводородная, сернистая кислоты, представляющие собой водные растворы газообразных HCl, H2S, SO2. К системе (ж + ж) относятся растворы спиртов, эфиров, серной и азотной кислот в воде. При этом растворенным веществом считается тот компонент, который сообщает системе специфические свойства. Третья группа растворов является самой многочисленной, т.к. к ней относятся водные растворы большинства солей, щелочей, твердых кислот (например, борной, лимонной). По типу взятого растворителя различают водные (Н2О) и неводные растворы (бензол, хлороформ, ацетон и др.) Движущими силами образования растворов являются энтропийный и энтальпийный факторы. При растворении газов в жидкости энтропия всегда уменьшается ΔS < 0, а при растворении кристаллов возрастает (ΔS > 0). Чем сильнее взаимодействие растворенного вещества и растворителя, тем больше роль энтальпийного фактора в образовании растворов. Знак изменения энтальпии растворения определяется знаком суммы всех тепловых эффектов процессов, сопровождающих растворение, из которых основной вклад вносят разрушение кристаллической решетки на свободные ионы (ΔH > 0) и взаимодействие образовавшихся ионов с молекулами растворителя (сольтивация, ΔH < 0). При этом независимо от знака энтальпии при растворении (абсолютно нерастворимых веществ нет) всегда ΔG = ΔH – T∙ΔS < 0, т. к. переход вещества в раствор сопровождается значительным возрастанием энтропии вследствие стремления системы к разупорядочиванию. Для жидких растворов (расплавов) процесс растворения идет самопроизвольно (ΔG < 0) до установления динамического равновесия между раствором и твердой фазой. В зависимости от размеров частиц растворы делятся на истинные (гомогенный) и коллоидные (гетерогенные). В истинных растворах мельчайшие частицы растворенного вещества равномерно распределены между молекулами растворителя; в коллоидных растворах не растворившиеся до конца частицы равномерно распределены между молекулами растворителя. Истинные растворы термодинамически устойчивы, время жизни стремится к бесконечности. Растворы с меньшей концентрацией называются ненасыщенными, насыщенными – концентрация растворенного вещества максимальна при данной температуре и давлении. Растворы имеют чрезвычайно большое практическое значение, в них протекают многие химические реакции, в том числе и лежащие в основе обмена веществ в живых организмах. 2. Формула связи константы гидролиза со степенью гидролиза.
C – концентрация соли в моль/л. Для малых значений αr
(Индекс везде «r») 3. Напишите варианты реакций получения кислот при взаимодействии солей и других кислот (условия протекания таких реакций). Кислоты вступают во взаимодействие с растворами солей, если выполняется одно из условий протекания реакции ионного обмена до конца ( выпадает осадок или выделяется газ), например: при взаимодействии серной кислоты с раствором силиката натрия образуется осадок кремниевой кислоты. H2SO4 + Na2SiO3 = H2SiO3 + Na2SO4. Реакция протекает за счёт связывания катионов водорода с силикат-ионами. При взаимодействии соляной кислоты с раствором карбоната натрия выделяется углекислый газ и образуется вода: 2HCl + Na2CO3 = 2NaCl + CO2 + H2O. Реакция протекает за счёт связывания катионов водорода и карбонат-ионов. AgNO3 + HCl = AgCl + HNO3 2NaNO3 + H2SO4 = Na2SO4 + 2HNO3 CaCl2 + 2HNO3 = Ca(NO3)2 + 2HCl Билет № 29 1. Дайте определение электролитам и неэлектролитам, в чем разница свойств их растворов. Электролит-вещество, которое в расплаве или растворе диссоциирует на ионы (неорганические и органические кислоты, соли, основания – KBr, CH3COOH, NaOH). Неэлектролит-вещество, которое в растворе не диссоциирует на ионы (кислород, водород, многие органические вещества - сахара, эфиры, бензол и др.). В молекулах этих веществ существуют ковалентные не полярные или малополярные связи, которые не распадаются на ионы. Растворы электролитов проводят ток, растворы же неэлектролитов не способны проводить ток. 2. Формула произведения растворимости в системе «труднорастворимый электролит - его насыщенный раствор». К равновесным системам следует отнести также и систему труднорастворимый электролит - его насыщенный раствор. В этом случае мы имеем дело с динамическим гетерогенным равновесием осадок  насыщенный раствор, например,  В этом растворе концентрация ионов очень мала и вследствие этого взаимодействие их друг с другом практически отсутствует. Константу равновесия для гетерогенной системы можно записать так:  концентрацию твердой фазы АgСlk можно считать постоянной, тогда  С другой стороны,  Так как  постоянные величины, то  В общем виде для уравнения  В насыщенном растворе труднорастворимого сильного электролита произведение концентрации его ионов в степенях стехиометрических коэффициентов при данной температуре есть величина постоянная, называемая произведением растворимости (ПР). Произведение растворимости характеризует растворимость труднорастворимого электролита при данной температуре. Из двух однотипных солей, например, СаSО4 с ПР = 2,5*10-5 и ВаSО4 с ПР = 1,1*10-10, большей растворимостью обладает та соль, у которой ПР больше. Концентрация каждого иона в насыщенном растворе электролита может быть изменена, но при этом изменяется и концентрация другого иона так, что произведение концентраций сохраняет прежнюю величину. Поэтому, если в насыщенный раствор электролита ввести некоторое количество одного из ионов, входящих в состав электролита, то концентрация другого иона должна уменьшиться и часть растворенного электролита выпадет в осадок, то есть растворимость электролита понижается от введения в раствор одноименных ионов.  В общем виде растворимость L труднорастворимого электролита AnBm определяется соотношением3. Напишите варианты реакций получения оснований при взаимодействии металлов с водой. 2  Na + 2H2O = 2 NaOH + H2C a + 2H2O = Ca(OH)2 + H2B a + 2H2O = Ba(OH)2 + H22 K + 2H2O = 2 KOH + H2M g + 2H2O = Mg(OH)2 + H2Билет № 30 1. Чем активность иона отличается от его концентрации и от каких факторов зависит коэффициент активности электролитов? Коэффициент активности по Дебаю—Хюккелю зависит по крайней мере от температуры, диэлектрической проницаемости растворителя ( ) и ионной силы (I); последняя служит мерой интенсивности электрического поля, создаваемого ионами в растворе.Очевидно, что при электростатическом взаимодействии ионов противоположных знаков необходимо учитывать влияние ионной атмосферы. При движении катиона в электростатическом поле ионная атмосфера деформируется; она сгущается перед ним и разрежается позади него. Эта асимметрия ионной атмосферы оказывает тем более тормозящее действие движению катиона, чем выше концентрация электролитов и чем больше заряд ионов. В этих системах само понятие концентрации становится неоднозначиным и должно заменяться активностью. Для бинарного одно-однозарядного электролита KatAn —-> Каt+ + Аn+ активности катиона (а+) и аниона (а-) соответственно равны где С+ и С- -аналитические концентрации соответственно катиона и аниона, у+ и y- - их коэффициенты активности. Определить активности каждого иона в отдельности невозможно, поэтому для одно-однозарядных электролитов пользуются средними геометрическими значений активностей и коэффициентов активностей: 2. Вид изотермы Вант-Гоффа для неравновесной системы (выразить через произведение растворимости и произведение концентраций). Изотерма Вант-Гоффа для процесса растворения  имеет вид  где  и  - неравновестные концентрации.3. Напишите варианты реакций получения оснований при взаимодействии оксидов с водой.  CaO + H2O = Ca(OH)2 K2O + H2O = 2KOH BaO + H2O = Ba(OH)2 MgO + H2O = Mg(OH)2 Билет № 31 1. Что такое «гидролиз солей»? Какие из перечисленных соединений способны гидролизоваться в водном растворе: NaOH, HCl, NaCl, NaHCO3, (CH3COO)2Ca, CH3COONH4? Гидролизом называется процесс взаимодействия вещества с водой, при котором составные части вещества взаимодействуют с составными частями воды, образуя слабодиссоциирующие ионы или молекулы. При гидролизе происходит изменение реакции среды. Гидролизу подвергаются соединения различных классов. Мы рассмотрим лишь случай гидролиза солей. Любую соль можно рассматривать как продукт, образованный взаимодействием соответствующих основания и кислоты. Гидролизу будут подвергаться соли, образованные: а) слабым основанием и сильной кислотой, б) слабой кислотой и сильным основанием, в) слабой кислотой и слабым основанием. Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой (NaCl) гидролизу не подвергаются, т.е. присутствие ионов такой соли в растворе не нарушает диссоциацию чистой воды и реакция среды остается нейтральной (рН=7). Кислые соли слабых кислот также подвергаются гидролизу. Однако в этом случае наряду с гидролизом протекает диссоциация кислотного остатка. Так, в растворе NaHCО3 одновременно протекают гидролиз H  , приводящий к накоплению ОH–-ионов: Н + Н–ОН  Н2СО3 + ОH–,и диссоциация, хотя и незначительнаяН  + H+.Таким образом, реакция раствора кислой соли может быть как щелочной (если гидролиз аниона преобладает над его диссоциацией), так и кислой (в обратном случае). NaOH – сильное основание, подвергается гидролизу HCl – сильная кислота, подвергается гидролизу (CH3COO)2Ca, CH3COONH4 - соль слабой кислоты и сильного основания, подвергается гидролизу 2. Сформулируйте основные законы электролиза. Электролиз - совокупность электрохимических процессов, происходящих в электролите при прохождении через него постоянного электрического тока. При электролизе положительно заряженные ионы (катионы) движутся к катоду, а отрицательно заряженные ионы (анионы) - к аноду. Количество вещества, выделившегося на электродах при электролизе, определяется по закону Фарадея. Фарадея законы, количественные законы электролиза, Ф. з. выражают связь между количеством прошедшего через электролит электричества, массой и химической природой (через эквиваленты химические) веществ, претерпевших превращение на электродах, 1-й Ф. з.: массы т превращенных веществ пропорциональны количеству электричества g, прошедшего через электролит, 2-й Ф. з.: массы различных веществ, превращенных в результате прохождения через электролит одного и того же количества электричества, пропорциональны химическим эквивалентам А этих веществ. Из второго Ф. з. следует, что для выделения электрическим током 1 г-экв. различных веществ необходимо одно и то же количество электричества, называемое Фарадея числом Р. Математически Ф. з. можно записать в виде одного уравнения т = (А/F) g = kg (коэффициент k = А/F называется электрохимическим эквивалентом). Оба Ф. з. абсолютно точны, если ионами электролита переносится всё прошедшее через него количество электричества. Наблюдаемые в некоторых случаях отклонения от этих законов могут быть связаны с неучтенными побочными электрохимическими реакциями (например, выделение газообразного водорода при электроосаждении некоторых металлов) или с частичной электронной проводимостью (например, при электролизе некоторых расплавов). 3. Напишите варианты реакций получения оснований при разложении соли с водой.  2NaCl + 2H2O = 2NaOH + H2 + Cl2 Билет № 32 1. Что такое химическая и электрохимическая коррозия. Виды защиты от них. Коррозия – это самопроизвольный процесс окисления (разрушения) при взаимодействии с окружающей средой. По механизму химических процессов ее делят на химическую и электрохимическую. Химическая коррозия вызывается действием сухих газов и неэлектролитов. Газовая коррозия – это высокотемпературная коррозия. При этом образуются оксидные и солевые пленки, и в зависимости от их структуры коррозия может затухать или развиваться дальше. Электрохимическая коррозия вызывается любой средой с ионной проводимостью (атмосфера, вода, почва), а также электрохимическая коррозия протекает под действием внешнего потенциала, например, коррозия под действием внешнего тока. Одной из основных причин электрохимической коррозии является наличие примесей в металле. Металл с примесями образует множество коррозионных микрогальванических элементов (микрогальванопар), в которых разрушаются анодные участки. При электрохимической коррозии (в отличие от химической) возникают коррозионные микротоки, которые ничтожно малы и просто рассеиваются. Проблема защиты металлов от коррозии возникла почти в самом начале их использования. Люди пытались защитить металлы от атмосферного воздействия с помощью жира, масел, а позднее покрытием другими металлами и прежде всего легкоплавким оловом (лужением). В трудах древнегреческого историка Геродота (V в. До н. э.) уже имеется упоминание о применение олова для защиты железа от коррозии. |
Похожие:
 | Газы. Идеальные и реальные газы. Основные газовые законы. Уравнение Клайперона-Менделеева. Закон Дальтона. Уравнение Ван-дер-Ваальса.... | | Мастер-класс «Урок в пространстве отношений». Учитель химии и биологии Колпакова В. В |
| В целях оптимизации специализированной медицинской помощи при острых отравлениях химической этиологии и во исполнении решения Коллегии... |  | Настоящий Федеральный закон регулирует порядок образования и деятельности третейских судов и постоянно действующих арбитражных учреждений... |
| Настоящий Федеральный закон регулирует порядок образования и деятельности третейских судов и постоянно действующих арбитражных учреждений... | | ... |
| Международный арбитражный совет в области спорта (масс): статус, состав и структура, основные полномочия | | Об утверждении порядка проведения инвентаризации средств радиационной, химической, биологической и медицинской защиты для нужд гражданской... |
| Ральный закон «О развитии сельского хозяйства» (далее – Федеральный закон №260-фз), действующих нормативно-правовых актов Правительства... | | Правила использования и содержания средств индивидуальной защиты, приборов радиационной, химической разведки и контроля(утв. Приказом... |