Главная страница
Финансы
Экономика
Математика
Начальные классы
Биология
Информатика
Дошкольное образование
Медицина
Сельское хозяйство
Ветеринария
Воспитательная работа
История
Вычислительная техника
Логика
Этика
Философия
Религия
Физика
Русский язык и литература
Социология
Политология
Языкознание
Языки
Юриспруденция
Право
Другое
Иностранные языки
образование
Доп
Технология
Строительство
Физкультура
Энергетика
Промышленность
Автоматика
Электротехника
Классному руководителю
Связь
Химия
География
Логопедия
Геология
Искусство
Культура
ИЗО, МХК
Экология
Школьному психологу
Обществознание
Директору, завучу
Казахский язык и лит
ОБЖ
Социальному педагогу
Языки народов РФ
Музыка
Механика
Украинский язык
Астрономия
Психология

Конспект по неорганической химии. Закон сохранения массы


Скачать 18.7 Mb.
НазваниеЗакон сохранения массы
АнкорКонспект по неорганической химии.doc
Дата06.05.2017
Размер18.7 Mb.
Формат файлаdoc
Имя файлаКонспект по неорганической химии.doc
ТипЗакон
#2427

Основные стехиометрические законы химии

Стехиометрия – раздел химии, рассматривающий количественные соотношения между реагирующими веществами.

Формулировка закона

Автор и дата открытия

Примечание

Закон сохранения массы

масса веществ, вступающих в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции.

М.В. Ломоносов,

1748

H2 + Cl2 = 2HCl

2 г 77 г 79 г

Закон постоянства состава

всякое чистое вещество, независимо от способа его получения, имеет постоянный качественный и количественный состав.

Ж.Л. Пруст,

1789

Закон применим только к соединениям с молекулярной структурой

Малахит добытый в Сибири и Испании имеет одинаковый состав

Закон эквивалентов

массы реагирующих друг с другом веществ, а также массы продуктов этой реакции пропорциональны молярным массам эквивалентов этих веществ.

И. Рихтер,

1792-1794

Эквивалент – реальная или условная частица, которая может присоединять, высвобождать или быть каким–либо другим образом эквивалентна одному иону водорода в кислотно–основных реакциях или одному электрону кислорода в окислительно–восстановительных реакциях.


Закон простых объемных отношений

при неизменных температуре и давлении объемы вступающих в реакцию газов относятся друг к другу, а также к объемам образующихся газообразных продуктов как небольшие целые числа.

Ж.Л. Гей–Люссак,

1808 г

H2 + Cl2 = 2HCl

1 V 1V 2V

Закон Авогадро

в равных объемах любых газов при одинаковых условиях (Т, р) содержится равное количество молекул.

А. Авогадро,

1811 г

При одинаковых условиях 1 моль любого газа занимает одинаковый объем.

При н.у. 1 моль различных газов занимает объем 22,4 л (молярный объем газа, л/моль).

Отношение масс равных объемов различных газов равно отношению их молекулярных масс

Закон кратных отношений

В соединениях, образованных из двух элементов, массовое количество одного элемента, приходящееся на одно и то же массовое количество другого элемента, относятся между собой как небольшие целы числа

Дж. Дальтон

(1883 г)

В соединениях СО и СО2 на одну массовую часть углерода приходятся разные массовые части кислорода, относящиеся между собой как 1:2



Вещество – это форма материи, состоящая из частиц, обладающих массой покоя. Каждое вещество имеет определенный состав. Оно состоит из молекул, атомов, ионов.

Молекула- это наименьшая частица вещества, которая сохраняет химические свойства данного вещества.

Химический элемент- это одинаковый вид атомов, характеризующихся определенным зарядом ядра и присущим только ему строением электронных оболочек.

Атом- наименьшая частица хим.элементов, являющиеся носителями их хим. свойств.

Атомы строят из положительно заряженного ядра и движущихся вокруг него электронов (электронной оболочки).

Протон – стабильная элементарная частица, представляющая собой ядро атома легкого изотопа водорода 1Н, его положительный заряд равен по абсолютной величине заряду электрона.

Нейтрон – элементарная незаряженная частица. Массы протонов и нейтронов практически одинаковы, масса протона больше массы электрона в 1864 раза.

Электрон- элементарная отрицательная частица, носитель наименьшей массы и наименьшего электрического заряда. Число электронов в атоме равно числу положительного заряда ядра, поэтому атом электронейтрален.

Изотопы – разновидность атомов одного и того же химического элемента, отличающиеся массовыми числами, но имеющие одинаковый заряд ядра.

Аллотропия – это способность химических элементов существовать в виде нескольких простых веществ.

Степень окисления - условный заряд атома в соединении. Бывает +, -, 0.

Атомно-молекулярная теория М.В. Ломоносова:

– все вещества состоят из молекул, атомов, ионов:

– атомы и молекулы находятся в непрерывном движении, их скорость возрастает с увеличением температуры;

– между молекулами в веществе существуют силы взаимного притяжения и отталкивания;

– простые вещества состоят из одинаковых атомов, а сложные – из разных атомов.

Атомная единица массы а.е.м. – равна 1/12 части массы атома углерода = 1,6606·10-27 кг.

Относительная атомная масса Аr– показывает, во сколько раз масса данного элемента больше 1/12 части массы атома углерода 12С, или одной атомной единицы массы.

Относительная молекулярная масса Мr- показывает, во сколько раз масса молекулы вещества больше 1/12 части массы атома углерода 12С, или одной атомной единицы массы.

Массовая доля элемента ω – показывает, какую долю, часть масса данного элемента составляет от всей массы веществ.

Моль n- количество вещества, которое содержит столько структурных единиц сколько содержится атомов в углероде 12 С массой 0,012 кг.




Главное квантовое число n определяет энергию электрона и размер электронного облака. Оно может принимать целочисленные значения от 1 до бесконечности. Наименьшее значение энергии Е соответствует n=1. Остальным квантовым состояниям отвечают более высокие значения энергии. Электроны, находящиеся на этих энергетических уровнях, менее прочно связаны с ядром. Для атома водорода квантовое состояние с n =1 соответствует его наименьшей энергии и называется основным. Состояния n = 2, 3, 4… называются возбужденными.

Орбитальное (побочное) квантовое число определяет орбитальный момент количества движения электрона и характеризует форму электронного облака. Оно принимает все целочисленные значения от 0 до (n-1). Магнитное квантовое число ml характеризует пространственную ориентацию электронного облака. Оно принимает все целочисленные значения от до . Спиновое квантовое число ms характеризует соответственно механический момент электрона, связанный с вращением его вокруг своей оси. Оно может иметь только два значения: +1/2 или -1/2.

Общая характеристика состояния электрона в многоэлектронном атоме определяется принципом Паули: в атоме не может быть двух электронов, у которых все четыре квантовых числа были бы одинаковы.

При этом электроны размещаются согласно принципа минимальной энергии:

наиболее устойчивое состояние электрона в атоме соответствует минимально возможному значению его энергии.

Конкретная реализация этого принципа может быть осуществлена на основе правила Клечковского: с ростом атомного номера элемента электроны размещаются последовательно на орбиталях, характеризуемых возрастанием суммы главного и орбитального чисел (n+l);

при одинаковых значениях этой суммы раньше заполняется орбиталь с меньшим значением главного квантового числа n.

Последовательность заполнения энергетических подуровней в основном соответствует следующему ряду:

1s 2s 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p и т.д.

При наличии однотипных орбиталей их заполнение происходит в соответствии с правилом Хунда: в пределах энергетического подуровня электроны располагаются так, чтобы их суммарный спин был максимальным.



Радиус элементов имеют максимальное значение в начале периода, а затем несколько уменьшаются при переходе слева на право. Это связано с последовательным увеличением ядра и соответственно числа электронов. При переходе к новому периоду радиус вновь резко увеличивается, так как при этом появляется новый энергетический уровень. В группе радиусы атомов увеличиваются по мере возрастания заряда ядра.

Энергия ионизации, эВ, кДж/моль – энергия, затрачиваемая для отрыва электрона от атома и превращения последнего в соответствующий ион. Минимальное напряжение электрического поля, при котором начинается процесс ионизации, называется потенциалом ионизации. Внутри каждого периода слева на право наблюдается повышение ионизационных потенциалов. Здесь наименьшей энергией ионизации характеризуется щелочной металл, а наибольшей- благородные газы. В пределах одной и той же главной подгруппы с возрастанием заряда ядра наблюдается уменьшение энергии ионизации.





Сродство к электрону, эВ/атом, кДж/моль – энергия, выделяющаяся при присоединении к атому одного электрона, называется сродством к электрону. Свойство возрастает в периоде от металлов и достигает максимума у галогенов. В пределах подгрупп сверху вниз с увеличением заряда ядра сродство к электрону уменьшается.

Электроотрицательность - способность атомов притягивать к себе электроны, при образовании химических соединений. ЭО = I + Е. В пределах периодов с увеличением заряда ядра слева на право наблюдается последовательное увеличение ЭО: наименьшая ЭО у щелочных металлов, наибольшая – у галогенов. Внутри группы ЭО уменьшается.

Неметаллические элементы отличаются от металлических более высокими значениями энергии ионизации, сродство к электрону, ЭО.

По мере заполнения наружной оболочки у неметаллов внутри периодов уменьшаются атомы радиусов. У неметаллов на внешней оболочке число электронов равно 4,5,6,7,8.
Большинство элементов- металлы, 1, 2 группы, и побочные подгруппы 3-8 групп. На наружных оболочках они имеют 1,2,3 электрона. Число металлических элементов в периоде с ростом его порядкового номера увеличивается. Место нахождения – левый нижний угол ПС.

В правой верхней части системы находятся не металлы.

Металлические элементы от неметаллических отделены диагональной линией проходящей от бора к астату. Элементы на границе проявляют металлические и неметаллические свойства – их называют металлоиды.

Периодический закон: свойства элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от величины заряда атомных ядер элементов.

Номер периода – показывает количество энергетических уровней в электронной оболочке.

Номер группы – число валентных электронов в атоме элементов данной группы и следовательно высшую степень окисления атома в соединениях.

Валентные электроны – это электроны последних энергетических уровней. Они имеют максимальную энергию и принимают участие в образовании химической связи.

Валентность – элемента определяется числом неспаренных электронов в атоме, поскольку они принимают участие в образовании химической связи между атомами в молекулах соединений.

Основное состояние атома – (состояние минимальной энергии) – соответствует положению атома в ПС.

Возбужденное- это его новое энергетическое состояние с новым распределением электронов в пределах валентного уровня.

Химическая связь – это совокупность сил, связывающих атомы или молекулы друг с другом в новые устойчивые структуры. Образование ХС всегда сопровождается выделением энергии, а разрыв ХС требует затраты энергии.

Энергия связи- энергия, выделяющаяся в процессе образования связи и характеризующая прочность этой связи, кДж/моль.

Длина связи- расстояние между атомами.

Ковалентная связь- образуется между атомами элементов за счет образования общих электронных пар, ЭО которых одинаковы или различаются не слишком сильно.

Молекулярная орбиталь, в которой максимальная электронная плотность сосредоточена на прямой, соединяющей ядра атомов, называется σ – молекулярной орбиталью. Молекулярная орбиталь, возникающая в результате бокового перекрытия р-орбиталей взаимодействующих атомов называется π – связью.

Ковалентная связь образуется по двум механизмам: обменный и донорно-акцепторный.

Ковалентная неполярная – осуществляется общей электронной парой, при этом образуется симметричное облако. По характеру перекрывания электронных облаков различают σ – и π – связи.

Ковалентная полярная – образуется между атомами с различной ЭО.

Особенности ковалентной связи:

– кратность – характеризуется числом общих электронных пар;

– насыщаемость – каждый атом в соединении способен образовывать определенное число ковалентных связей;

– направленность – атомные орбитали, участвующие в образовании молекулярных орбиталей, имеют различную форму и разную ориентацию в пространстве.

– гибридизация – гипотетический процесс смешения различного типа, но близких по энергии атомных орбиталей данного атома с возникновением того же числа новых (гибридных орбиталей), одинаковых по энергии и форме;

- полярность;

– поляризуемость – способность электронной плотности связи смещаться под действием внешнего электрического поля и другого воздействия, приводящий к разрыву химической связи по гомолитическому или гетеролитическому механизму.

Ионная связь – образуется в результате электростатического притяжения противоположно заряженных ионов. Возникает между атомами сильно отличающих по ЭО.

Металлическая связь – это взаимодействие, удерживающее атомы металлов в одной кристаллической решетке.

Межмолекулярные взаимодействия – это типы взаимодействий между частицами, приводящие к образованию из них ассоциатов с достаточно определенной структурой. К ним относятся:

Водородная связь – возникает в тех случаях, когда атом водорода связан ковалентной связью с сильно ЭО атомом, что создает частичный положительный заряд на атоме водорода.

Гидрофобные взаимодействия – основаны не на притяжении, а на отталкивании гидрофобными (неполярными) группами или неполярными молекулами близко расположенных полярных молекул воды.







Кристаллические вещества – твердая фаза, состоит из атомов, молекул, ионов, которые образуют однородную структуру, характеризующуюся строгой повторяемостью одной и той же элементарной ячейки во всех направлениях. Силы взаимодействия между частицами настолько велики, что твердые вещества имеют форму и объем.

Ионная решетка – в узлах расположены ионы, соединены между собой ионной связью.

Ковалентная (атомная) решетка – в узлах расположены атомы, соединены ковалентными связями.

Молекулярная решетка – образована молекулами, связанными вандерваальсовыми силами.

Металлическая решетка – в узлах находятся катионы металла, которые окружены свободными электронами.

Особенности:

Анизотропия – неодинаковость всех или нескольких физических и химических свойств вещества по разным направлениям.

Полиморфизм – существование вещества в зависимости от условий в разных кристаллических структурах.

Изоморфизм – образование твердых растворов из веществ, имеющих одинаковую по числу каждого из типов образующих их частиц химическую формулу и общий тип кристаллической решетки.
Аморфные вещества – бесформенные вещества, отличающихся от кристаллических изотропностью свойств и фиксированной температурой плавления.

Изотропия – одинаковость физических и химических свойств тела или среды по всем направлениям.

Аморфные вещества менее устойчивы, поэтому любое аморфное тело сос временем может перейти в кристаллическое.

(виды кристаллов)



Жидкость имеет промежуточную природу между кристаллами и газом. Жидкость характеризуется наличием несвязанных небольших частиц и свободных полостей.

Жидкокристаллическое состояние – характеризуется упорядоченностью, промежуточной между кристаллом и жидкостью. Одновременно присутствуют свойства жидкости – текучесть и кристалла – анизотропность.

Жидкость – динамическая мезофаза.

Анизометрические молекулы – молекулы, характеризующиеся сильно увеличенными размерами вдоль одной или двух осей.



Газ – это сильноразряженная однородная система, состоящая из отдельных молекул, далеко отстоящих друг от друга, которую можно рассматривать как единую динамическую фазу.

Пар – это сильноразряженная неоднородная система, представляющая собой смесь из отдельных молекул и неустойчивых небольших ассоциатов, состоящих из этих молекул, которую можно рассматривать как совокупность динамических фаз.

Плазма – ионизированный газ, в котором объемные плотности положительных и отрицательных электрических зарядов равны.


Окислительно – восстановительные реакции – это химические реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов вследствие перераспределения электронов между ними.

Окисление – процесс отдачи электронов атомом вещества, сопровождается повышением степени окисления.

Восстановление – процесс присоединения электронов атомом вещества, сопровождающийся понижением степени окисления.

Окислитель – вещество, в состав которого входят атомы, присоединяющие электроны, т.е.

окислитель – акцептор электронов.

Восстановитель – вещество, в состав которого входят атомы, отдающие электроны, т.е. восстановитель - донор электронов.





Термодинамика – изучает законы, которые описывают энергетические превращения, сопровождающие физические, химические и биологические процессы.

Система – село или группа взаимодействующих тел, фактически или мысленно выделяемых из окружающей среды.

Гомогенная система – однородная, в ней нет частей, отличающихся по своим свойствам и разделенных поверхностью раздела.

Гетерогенная – разнородная система, состоящая из двух более частей, отличающихся по свойствам, между которыми есть поверхность раздела, где свойства системы резко меняются.

Изолированная система – характеризуется отсутствием обмена энергией и веществом с окружающей средой.

Закрытая система – обменивается с окружающей средой энергией, а обмен веществом исключен.

Открытая – обменивается с окружающей средой энергией и веществом, следовательно и информацией.

Равновесное состояние системы – описывается постоянством всех свойств во времени в любой точке системы и отсутствием потоков вещества и энергии в системе.

Стационарное состояние – описывается постоянством свойств во времени, которое поддерживается за счет непрерывного обмена веществом, энергией, информацией между системой и окружающей средой.

Переходное состояние – описывается изменением свойств системы в времени.

Процесс – это переход системы из одного состояния в другое, сопровождающийся необратимым или обратимым изменением хотя бы одного параметра, характеризующего данную систему.

Энергия – количественная мера интенсивности различных форм перемещения и взаимодействия частиц в системе, включая перемещение системы в целом и ее взаимодействие с окружающей средой. (кДж/моль).

Внутренняя энергия – представляет собой полную энергию системы, которая равна сумме потенциальной и кинетической энергии всех частиц системы, в том числе на молекулярном, атомном уровнях.

Работа – энергетическая мера направленных форм движения частиц в процессе взаимодействия системы с окружающей средой. Работа считается положительной, когда она совершается системой против внешних сил, при этом внутренняя энергия системы уменьшается.

Теплота – энергетическая мера хаотических форм движения частиц в процессе взаимодействия системы с окружающей средой. Теплота считается положительной, если она сообщается системе из вне, при этом внутренняя энергия возрастает.

Энтропияхарактеризует меру неупорядоченности системы, неоднородность расположения и движения ее частиц.

Информация – мера организованности системы, упорядоченности расположения и движения ее частиц.




Энтальпия – характеризует энергетическое состояние системы при изобарно-изотермических условиях.

Энтальпия реакции – количество теплоты, которое выделяется или поглощается при проведении химических реакций в изобарно - изотермических условиях и характеризует изменения энтальпии системы.

Экзо и эндо термические процессы.

Стандартная энтальпия образования простых веществ равна нулю.

Стандартная энтальпия образования сложного вещества равна энтальпии реакции получения 1 моль этого вещества из простых веществ при стандартных условиях.

Химические реакции, для которых указано значение энтальпии, называются термохимическими уравнениями.


Самопроизвольный процесс – это процесс который совершается в системе без затраты работы извне и который уменьшает работоспособность системы после его завершения. Самопроизвольно система может переходить только из менее устойчивого состояния в более устойчивое.

Мерой движения систем, содержащих большое число частиц, считают энтропию системы, Дж/моль·К.

Энтропия - это функция состояния системы, ее изменение не зависит от пути протекания процесса. Ее значение зависит от агрегатного состояния и природы вещества, температуры, давления. Энтропия максимальна в газовых системах.

II закон термодинамики: в изолированных системах энтропия самопроизвольно протекающего процесса возрастает, т.е. S > 0. Для неизолированных систем нужно учитывать не только изменение энтропии, но и изменение энергии. Поэтому нужно рассматривать: 1) стремление системы к достижению минимума энергии, 2) стремление системы к максимуму энтропии, т.е к неупорядоченности. Функция, которая учитывает эти тенденции и изменения при самопроизвольных процессах является энергия Гиббса: G = H-TS.

С учетом энергии Гиббса второй закон термодинамики формулируется так: в системе при постоянной температуре и давлении самопроизвольно могут совершаться только такие процессы, в результате которых энергия Гиббса уменьшается.

III закон термодинамики: энтропия чистых веществ, существующих в виде идеальных кристаллов при температуре 0 К, равна нулю.



Химическая кинетика – раздел химии, изучающий механизмы химических реакций и скорости их протекания.

Гомогенные реакции характеризуются отсутствием поверхности раздела фаз между реагентами, реакции протекают по всему объему.

Гетерогенные реакции – характеризуются наличием раздела между реагентами, где протекает их взаимодействие.

Скорость химических реакций – определяется изменением концентрации реагирующих веществ в единицу времени: V = ΔC/Δt, С – концентрация, моль/л, t- время реакции.

Механизм реакции – это последовательность элементарных актов взаимодействия реагентов, через которые он протекает. (простые, сложные). В сложных реакциях скорость отдельных стадий могут резко отличаться друг от друга. В этих случаях скорость реакции будет определяться скоростью наиболее медленной реакцией, лимитирующей стадии.

Факторы, влияющие на скорость:

Природа реагирующих веществ – это не только их состав, но вид частиц, которые учувствуют в реакции: атомы, молекулы, ионы, радикалы.

Концентрация реагирующих веществ. Зависимость выражается законом действующих масс: скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентрации реагирующих веществ. Для реакции аА + вВ сС скорость прямой реакции


,

где [А], [В] – молярные концентрации реагирующих веществ А и В; k – константа скорости химической реакции (данной).

Физический смысл константы скорости: она равна скорости реакции, когда [А]=1 моль/л и [В]=1 моль/л .

Гомогенная реакция: 2NO(г) + O2(г) = 2NO2(г)

v=k[NO]2·[O2].

Гетерогенная реакция: С(тв.) + О2(г) = СО2(г)

v=k[O2].

Влияние температуры на скорость реакции отражено в правиле Вант-Гоффа: при повышении температуры на 100С скорость реакции возрастает примерно в 2-4 раза.

Теория активных столкновений:

– не каждое столкновение приводит к акту химического взаимодействия;

– к химическому взаимодействию приводят только те столкновения, в которых участвуют частицы, обладающие энергией, необходимой для данного взаимодействия (энергия активации).

– при соударении частицы должны быть определенным образом сориентированы относительно друг друга.

Энергия активации – это минимальная энергия взаимодействующих частиц, достаточная для того, чтобы все частицы вступили в химическую реакцию.

Катализатор – вещество, участвующее в реакции и увеличивающее ее скорость, но остающееся неизменным в результате реакции. Ингибитор – уменьшает скорость реакции.

Для гетерогенных реакций скорость зависит от величины поверхности раздела фаз. В кинетическом уравнении для гетерогенного катализа записываются только концентрации веществ, находящихся только в жидком и газообразном состоянии. Концентрация твердого компонента учитывается константой скорости гетерогенной реакции.

Гетерогенный химический процесс всегда включает диффузионные стадии (подвод реагентов, отвод продуктов реакции) и кинетические (адсорбция реагентов, химическое взаимодействие). Следовательно, его скорость может определяться и кинетической стадией и диффузионной. При невысоких температурах вероятен кинетический режим, при высоких температурах скорость реакции возрастает быстрее, чем скорость диффузии, поэтому течение гетерогенной реакции переходит в диффузионный режим.



Необратимы реакции – это реакции, которые протекают в одном направлении до полного израсходования одного из реагирующих веществ.

Обратимы реакции – это реакции, в которых одновременно протекают две взаимно противоположные реакции: прямая и обратная.

Химическое равновесие – такое состояние обратимого процесса, при котором скорости прямой и обратной реакции равны.

Равновесными концентрациями называют концентрации всех веществ системы, которые устанавливаются в ней при наступлении состояния химического равновесия, в общем виде реакция: В общем виде для реакции выражение для константы равновесия должно быть записано:



.

Константа химического равновесия обратимого процесса равна отношению произведения равновесных концентраций конечных продуктов к произведению равновесных концентраций исходных веществ, возведенных в степени, равные стехиометрическим коэффициентам при формулах веществ. Концентрации твердых веществ не входят в выражение константы химического равновесия, т.к. они учитываются величинами константы скорости гетерогенной реакции. Если К 1, то в системе выше концентрация конечных продуктов, положение равновесия смещено в право. Если К1, то в системе выше содержание исходных веществ, т.е положение равновесия смещено влево.

Принцип Ле Шателье: если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказать воздействие путем изменения концентрации реагентов, давления или температуры в системе, то равновесие всегда смещается в направлении той реакции, протекание которой ослабляет это воздействие.




Истинные растворы – это гомогенные системы с размером частиц на уровне 10-10-10-9 м.

Коллоидные растворы – это гетерогенные системы с размером частиц на уровне 10-9-10-6 м.

Истинный раствор – термодинамически устойчивая система переменного состава, состоящая из двух или более компонентов, между которыми существует сильны взаимодействия.

Насыщенный раствор – раствор, в котором при данной температуре вещество больше не растворяется.

Ненасыщенный раствор – раствор, в котором при данной температуре в растворенном состоянии находится меньше вещества, чем в его насыщенном растворе.

Перенасыщенный раствор – раствор, в котором при данной температуре в растворенном состоянии находится больше вещества, чем в его насыщенном растворе. Если в растворе выпадает осадок, раствор становится насыщенным.

Разбавленные и концентрированные растворы. К разбавленным относят растворы с небольшим содержанием растворенного вещества по сравнению с растворителем, к концентрированным – растворы с большим содержанием растворенного вещества.

Химическая теория растворов:

– растворение – это сложный физико-химической процесс, включающий разрушение структуры растворенного вещества, требующий затраты энергии, и взаимодействие молекул растворителя с молекулами растворенного вещества, связанное с выделением энергии.

– процесс растворения может быть экзотермическим и эндотермическим. Теплоту, выделяемую при растворении веществ, называют теплотой растворения.

– в результате химического взаимодействия растворителя и растворенного вещества образуются сольваты или гидраты (если растворитель вода). Гидраты, выделенные из водных растворов, называются кристаллогидратами.

Растворимость – способность вещества растворяться в воде или другом растворителе. С увеличение температуры растворимость твердых веществ увеличивается. С увеличением давления

растворимость газов в жидкостях увеличивается.

Произведение растворимости ПР- — произведение концентрации ионов малорастворимого электролита в его насыщенном растворе при постоянной температуре и давлении. Произведение растворимости — величина постоянная.

При постоянной температуре в насыщенных водных растворах малорастворимых электролитов устанавливается равновесие между твердым веществом и ионами, образующими это вещество.




Массовая доля – показывает отношение массы растворенного вещества к массе раствора.

Молярная концентрация – показывает отношение количества растворенного вещества к объему раствора.

Моляльная концентрация – показывает отношение количества растворенного вещества к массе растворителя.

Титр – показывает отношение массы растворенного вещества к объему растворителя.

Нормальная концентрация – показывает отношения количества эквивалентов растворенного вещества к объему раствора.


Коллигативные свойства растворов – это свойства растворов, не зависящие от природы частиц растворенного вещества, а зависящие только от концентрации частиц в растворе.

Диффузия в растворе – называется самопроизвольный направленный процесс переноса частиц растворенного вещества и растворителя, который осуществляется при наличии градиента концентрации растворенного вещества и приводит к выравниванию концентрации этого вещества по всему объему раствора.

Скорость диффузии – количество вещества, переносимого за счет диффузии через единичную площадь поверхности в единицу времени.

Осмос- самопроизвольная диффузия молекул растворителя сквозь мембрану с избирательной проницаемостью.

Осмотическое давление (π) - избыточное гидростатическое давление, возникающее в результате осмоса и приводящее к выравниванию скоростей взаимного проникновения молекул растворителя сквозь мембрану с избирательной проницаемостью. Осмотическое давление подчиняется закону Менделеева – Клайперона: π = сRT, с – молярная концентрация вещества.

Давление насыщенного пара- это давление пара, при котором при данной температуре в системе «жидкость-пар» наступает динамическое равновесие, характеризующееся равенством скоростей испарения и конденсации.

Закон Рауля: величина относительного понижения давления пара растворителя равна отношению числа молей растворенного вещества к общему числу молей в растворе. р-р1/р = n/N+n, где:

р- давление пара растворителя, р1 – давление пара раствора, n – число молей растворенного вещества, N – число молей растворителя.

Степень диссоциации, α,% – показывает отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу растворенных молекул. Значение α в растворах может изменяться пределах:

0< α <1.


Степень электролитической диссоциации зависит от:

– концентрации раствора и температуры: при увеличении температуры и разбавлении раствора α увеличивается.

– природы электролита (сила связи между анионом и катионом в молекуле элекиролита) и растворителя (от диэлектрической проницаемости и способности сольватировать ионы)

Электролитическая диссоциация – это процесс распада вещества на ионы, происходящий вследствие электростатического взаимодействия его с полярными молекулами растворителя.

Электролиты – это вещества, расплавы и растворы которых содержат подвижные ионы и проводят электрический ток.

Теория электролитической диссоциации, С. Аррениуса:

1. Электролиты при их растворении в воде или в расплавленном состоянии распадаются на ионы. Ионы это атом или группа атомов, имеющие положительный или отрицательный заряд.

2. ионы отличаются от атомов по строению и свойства.

3. В растворе и расплаве электролита движение ионов хаотическое., а при пропускании постоянного электрического тока через раствор катионы движутся к катоду (-), а анионы – к аноду (+).

4. Процесс электролитической диссоциации обратимый, прямая реакция называется диссоциацией, обратная реакция – моляризацией.



Степень диссоциации слабых электролитов определяется по изменению температуры кипения или электропроводности. Для сильных электролитов эти методы не применяются. Поэтому используют величину-константу диссоциации.

Если процесс диссоциации представить в общем виде как: КА↔К+-, то скорости прямой и обратной реакций можно записать так: υ1 = κ1 [КА], υ2 = κ2+А-].

Для обратимого и равновесного процесса электролитической диссоциации скорости прямой и обратной реакции равны, поэтому применяя закон действующих масс можно записать:

Кд = κ1/ κ2 = [К+А-]/[КА]. Величина Кд называется константой диссоциации электролита. Чем больше Кд, тнм меньше недиссоциированных молекул в растворе.

Ионное произведение воды – величина постоянная для воды и любых водных растворов, равная произведению концентрации ионов водорода – Н+ и гидроксид-ионов – ОН-. Постоянство ионного произведения воды означает, что в любом водном растворе имеются водородные ионы и гидроксид ионы. Характер водной среды определяется тем ионом, концентрация которого преобладает.

В любом водном растворе [Н+] [ОН-] = 1,0х10-14, логарифмируя это выражение получаем выражение рН +рОН = 14.



Кислота - это электролит, который в водных растворах диссоциирует с образованием катионов водорода и анионов кислотных остатков.

Основание – это электролит, который в водном растворе диссоциирует с образованием только одного вида анионов – гидроксид-группы.

Средние соли – это электролиты, которые в водных растворах диссоциируют на катионы металлов (NH4+) и анионы кислотных остатков.

Кислые соли – это электролиты, которые в водных растворах диссоциируют на катионы металлов и водорода и анионы кислотных остатков.

Основные соли- это электролиты, которые в водных растворах диссоциируют на катионы основных остатков и анионы кислотных остатков.

Протолитическая теория кислот и оснований. Согласно теории:

Кислота – это молекула или ион, способные отдавать катион водорода, она является донором протонов.

Основание - молекула или ион, способные присоединять катион водорода. Основание- акцептор протонов.




Кислота, отдавая протон, превращается в частицу, стремящуюся его принять, которая называется сопряженным основанием.

Основание, присоединяя протон, превращается в частицу, стремящуюся его отдать, которая называется сопряженной кислотой.

Амфолиты –молекулы или ионы, способные как отдавать , так и присоединять протон, а следовательно, вступать в реакции, как для кислот так и для оснований. Амфолитом является вода – так как при ее разложении образуется одновременно сильная кислота и сильное осование.

Ионные уравнения реакций электролитов. Реакции в водных растворах электролитов идут между ионами, образующимися в результате диссоциации электролитов, и поэтому они называются реакциями ионного обмена.

Реакции ионного обмена идут до конца только в случаях

1. Если образуется осадок.

2. Если выделяется газ.

3. Если образуется слабый электролит.

При несоблюдении этих условий реакция протекает обратимо.

Гидролиз – реакции обменного разложения соли водой, в результате которого образуется слабый электролит и происходит изменение среды.

Гидролиз соли происходит, если:

1) Соль образована сильной кислотой и слабым основанием. Гидролиз по катиону, рН среды < 7. Константа гидролиза: К гидр. = К воды/К кислоты.

2) Соль образована слабой кислотой и сильным основанием. Гидролиз по аниону. рН среды > 7.

К гидр. = К воды/К основания.

3) Соль образована слабой кислотой и слабым основанием. Реакция среды в растворах таких солей слабокислая или слабощелочная и определяется соответствием констант диссоциации продуктов гидролиза. К гидр. = К воды/К кислоты х К основания.

4) Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой гидролизу не подвергаются. Среда нейтральная.

Степень гидролиза – это отношение числа молекул, подвергшихся гидролизу, к общему числу молекул соли.

Реакция нейтрализации – это потолитическое взаимодействие кислоты и основания, в результате которого образуется соль и вода. Характерные особенности реакции нейтрализации: необратимость, экзотермичность, большая скорость, скачок рН, точка эквивалентности при рН = 7.
написать администратору сайта