ответы на лабораторные по химии. ответы по химии. Задача химии. Значение химии

• Название: Задача химии. Значение химии
• Анкор: ответы на лабораторные по химии
• Дата: 16.01.2022
• Размер: 270 Kb.
• Имя файла: ответы по химии.doc
• Тип: Задача; #332470
• страница: 4 из 5

Вопрос 19

Вопрос 19. Химическое равновесие. Смещение химического равновесия при изменении условий протекания химических процессов. Принцип Ле-Шателье

Химическое равновесие имеет динамический характер. Скорость реакции (число частиц, образующихся в единицу времени и единице объема) в прямом направлении равна скорости реакции в обратном направлении. В условиях химического равновесия концентрации (или парциальные давления в случае газов) исходных веществ и продуктов реакции не изменяются во времени и называются равновесными концентрациями (или парциальными давлениями) веществ. В дальнейшем равновесные концентрации будем обозначать символом вещества в квадратных скобках. Например, равновесные концентарции водорода и аммиака будут обозначаться [Н₂] и [NH₃].Равновесное парциальное давление будем обозначать индексом р.

Итак, термодинамическим условием химического равновесия является равенство энергии Гиббса химической реакции нулю, т.е. ∆G = 0 Константа химического равновесия. ∆G° = -RTln([L]^l [M]^m / [D]^d[В]^b),[L], [M], [D], [В]равновесные концентрации соответствующих веществ; l, т, dи b показатели степени, равные стехиометрическим коэффициентам. Эти уравнения являются вариантами математического выражения закона действующих масс, открытого норвежскими учены­ми К.Гульдбергом и П.Вааге (1867). Закон действующих масс может быть сформулирован в следующем виде: отношение произведения равновесных концентраций продуктов реакции в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, к произведению равновесных концентраций исходных веществ в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, при Т = const является величиной постоянной. Например, для реакции синтеза аммиака: закон действующих масс имеет вид: K_c= [NH₃]²/[N₂][H₂]³

Принцип Ле Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, оказывается внешнее воздействие, то равновесие смещается в таком направлении, которое ослабляет внешнее воздействие.

Гетерогенное химическое равновесие(ГетерХимР) подчиняется принципу Ле Шателье. При повышении температуры ГетерХимР смещается в сторону эндотермической реакции. При повышении давления или концентрации исходных веществ – смещается в сторону образования продуктов реакции, при повышении концентрации или давления продуктов реакции – в сторону обратной реакции. При повышении общего давления равновесие сдвигается в направления уменьшения числа молекул газообразных веществ. Твердые исходные вещества и продукты реакции не влияют на смещение ГетерХимР.

Вопрос 20. Растворы Свойства растворов.

Растворы – однородная многокомпонентная система, состоящая из растворителя, растворенных веществ и продуктов их взаимодействия. Растворы могут быть жидкими (морская вода), газообразными (воздух) и твердыми (сплавы металлов)

Условно компоненты подразделяются на растворенное вещество и растворитель. Химическое взаимодействие растворителя с растворенным веществом называется сольватацией. В случае водных растворов – гидратацией. Растворение в жидкостях газов и жидкостей сопровождается обычно выделением теплоты ∆Н>0. Растворение твердых веществ в большинстве случаев эндотермический ∆Н<0. Растворы бывают: реальные(истинные) и коллоидные. Реальные – когда вещество А растворяясь в жидкости В распадается при этом на отдельные молекулы или более того отдельные ионы. Коллоидные – когда вещество А равномерно распределено в жидкости В в виде субмикрокристаллических малых кусочков из которых каждый сам по себе состоит из сотен молекул атомов. Важными количественными характеристиками растворов являются концентрация и растворимость. Концентрация это количество вещества в определенном объеме раствора или растворителя.

Растворимость – способность вещества растворяться в том или ином растворителе. Меры растворимости служат содержание его в насыщенном растворе.

мольная доля – это отношение кол-ва растворенного вещества к суммарному кол-ву всех веществ, сост-х раствор, включая растворитель.

массовая доля – это содержание растворенного вещества в 100 г раствора.

Способы выражения концентрации растворов:

насыщенным наз. раствор, который находится в динамическом равновесии с избытком растворенного вещества.

ненасыщенный раствор, раствор, содержащий меньше веществ, чем в насыщенном.

перенасыщенный раствор, это раствор содержащий больше вещества, чем насыщенный.

Растворимость зависит от природы растворенного вещества, растворителя, их агрегатного состояния, наличия в растворе посторонних веществ, температуры, в случае газа и от температуры.
Вопрос 21. способы выражения концентрации растворов(процентная, молярность, нормальность, моляльность, титр).

Важными количественными характеристиками растворов являются концентрация и растворимость. Концентрация это количество вещества в определенном объеме раствора или растворителя. 1) процентная концентрация – отношение массы данного вещества в растворе к массе всего раствора. Выражается в % и показывает сколько граммов вещества содержится в 100 гр раствора. 2)Молярная концентрация выражается числом моль растворенного вещества в одном литре раствора.

С(х)=n(x) / V, n=m / M, C(x)=m(x)/ (M(x)*V). обозначается ч/з М. 1М – 1 моль в литре раствора. 3) нормальная концентрация (молярная концентрация эквивалента) число грамм эквивалента содержащийся в одном литре раствора[Н]. N(x)=n_Э(х)/V=m(x)/(M_Э(х)*V). Эквивалент – реальное или условное частица вещества который может замещать, присоединять, высвобождать или быть каким-то способом эквивалентно одному атому водорода обменных или ОВР или кислотно-основных реакциях. Для вычисления эквивалента надо разделить молярную массу: а) для кислоты – на количество замещаемых атомов водорода. б) для основания – на количество замещаемых гидроксильных групп. в) для солей – на число ионов металла умноженное на его валентность.

4) моляльная – число молей вещества растворенного в 1 кг растворителя (моль/кг). С(х)=n(x)/m₂ =m₁/(m₂*M(x))/

5) титр – это отношение массы вещества к объему раствора.
Вопрос 22. Закон Рауля. Осмос. Физический смысл эбуллиоскопической и криоскопической постоянной.

Закон Рауля: Величина относительного понижения давления пара над раствором по сравнению с чистым растворителем пропорционально концентрации растворенного вещества ∆Р=(Р₀-Р)/Р₀=

Р₀ – давление пара над чистым растворителем, Р – давление пара над раствором, N_г – молярная доля растворенного вещества. Существует два следствия связанные с кипением и замерзанием раствора по сравнению с растворителем.

1) повышение температуры кипения растворов по сравнению с растворителем называется эбуллиоскопия и выражается математическим выражением ∆Т_кип= К_Е*С_m∆∆

К_Е – эбуллиоскопическая постоянная для данного раствора,

С_m – молярная концентрация

2) Криоскопия – показывает температуру замерзания раствора по сравнению с чистым растворителем. ∆Т_зам= К_к*С_m, К_к – криоскопическая постоянная.

Осмос (от греч. osmos – толчок, давление), односторонний перенос растворителя через полупроницаемую перегородку (мембрану), отделяющую раствор от чистого растворителя или раствора меньшей концентрации. Обусловлен стремлением системы к термодинамическому равновесию и выравниванию концентраций раствора по обе стороны мембраны.

Осмотическое давление – это сила приходящееся на единицу поверхности и заставляющая проникать молекулы растворителя через полупроницаемую перегородку. Не зависит от природы растворителя и растворенного вещества. Р_осм=cRT.

Вопрос 23. Растворы электролитов. Электролитическая диссоциация. Степень диссоциации. Константа диссоциации.

Электролиты – это вещества, которые проводят эл. ток если они находятся в растворенном или расплавленном состояниях. Носителями электричества в растворе являются анионы(-), катионы(+). При растворении солей, кислот, оснований в воде происходит диссоциация этих веществ с образованием эл. заряженных частиц катионов и анионов. Эл проводимость водных растворов пропорционально общей концентрации ионов в растворе.

i - изотонический коэффициент – показывает, во сколько раз осмотическое давление данного раствора больше нормального.

∆Т_кип=i * K_E*C_m

Аррениус ввел понятие степень электролитической диссоциации α – это отношение числа продиссоциирующих молекул на ионы к общему числу молекул.

α = (i-1)/(k-1) k – это число от2 до 4

электролитическая диссоциация вызывается взаимодействием полярных молекул растворителя с частицами растворимого вещества. Это взаимодействие приводит к поляризации связей и происходит образование ионов за счет ослабления и разрыва связей в молекулах растворяемого вещества.

электролиты:

а) сильные - = 1: сильные кислоты, сильные основания, все соли – вещества которые при растворении в воде практически полностью распадаются на ионы.

б) слабые - < 1: слабые кислоты, слабые основания, вода – вещества, частично диссоциирующие на ионы.

Константа диссоциации является важной характеристикой слабых электролитов так как указывает на прочность их молекул в данном растворе (для сильных электролитов константы диссоциации отсутствуют).

Закон разбавления Освальда: с уменьшением концентрации раствора степень диссоциации слабого электролита увеличивается



Вопрос 24 Ионное произведение воды. Водородный показатель (рН) растворов.

Тщательно очищенная от посторонних примесей вода обладает определённой, хотя и незначительной, электрической проводимостью, заметно возрастающей с повышением температуры. Наличие электрической проводимости может быть объяснено только тем, что молекулы воды, частично распадаются на ионы, т.е. H2O является слабым электролитом. Процесс диссоциации воды может быть записан

H2O + H2O ↔ H3O⁺ + OH¯. Этот процесс называется самоионизацией или автопротолизом. Реакцию воды часто записывают в более простом виде:H₂O ↔ H⁺ + OH¯. Константа диссоциации воды может быть вычислена по уравнению

К_д = (a_H a_OH)/a_H2O (1). Учитывая, что при комнатной температуре на ионы распадается лишь одна из примерно 10⁸ молекул воды, активности ионов в уравнении могут быть заменены их концентрациями , а концентрацию нераспавшихся молекул воды можно считать равной общей концентрации молекул воды. Концентрацию молекул можно рассчитать, разделив массу 1 л воды на массу её моля: 1000/18 = 55,5 моль/л. Считая эту величину постоянной, можно уравнение (1) записать в виде: [H⁺] [OH¯] = Кд 55,5 = Кв, где Кв – ионное произведение воды. При расчётах связанных с водными растворами электролитов, используют не концентрации, активности ионов: a_H·a_OH = Кв.

Для воды и разбавленных водных растворов при неизвестной температуре произведение концентраций ионов гидроксония и гидроксид ионов – есть величина постоянная. Эта величина наз. ионным произведением воды.

Вода является слабым электролитом и в незначительный степени диссоциирует на ионы по реакции: H₂O ↔ H+ + OHK = ([H⁺][OH^-])/[H₂0] = 1.8 · 10^-16 (при 22 ⁰С).

Водородным показателем, или pH, называется взятый с обратным знаком десятичный логарифм активности ионов водорода в растворе: pH = - lg a_H. Водородный показатель определяет характер реакции раствора. При pH<7 реакция раствора кислая, при pH>7 – щелочная, при pH=7 – реакция нейтральная. Водородный показатель имеет важное значение для понимания большинства процессов, протекающих в жидкой фазе, так как ионы H⁺ и OH¯ непосредственно участвуют во многих из этих процессов. Кроме того, эти ионы являются гомогенными катализаторами многих реакций. Величина pH может служить критерием силы кислоты или основания. Водородный показатель играет важную роль в жизнедеятельности организма, так в норме pH сыворотки крови равен 7,40 ± 0,05, слёз – 7,4 ± 0,1. отклонение pH от нормальных значений приводит к расстройству деятельности организма. Существенно влияние на урожайность оказывает pH почвы, на экологию водоёма – pH воды.

Подавляющее большинство веществ обладает ограниченной растворимостью в воде и других растворителях. Поэтому на практике часто приходится встречаться с системами, в которых в состоянии равновесия находят осадок и насыщенный раствор электролита. Вследствие динамического характера равновесия скорость процесса растворения осадка будет совпадать со скоростью обратного процесса кристаллизации.

A_nB_m(т) ↔ nA^m+ + mB^n-.

Произведение активностей ионов электролита, содержащихся в его насыщенном растворе при данной температуре, есть величина постоянная. Эту величину называют произведением растворимости электролита и обозначают ПР. как константа равновесия, произведение растворимости зависит от природы растворённого вещества и растворителя, а также от температуры и не зависит от активностей ионов в растворе.

Связь между ПР и растворимостью c_p выразиться уравнением:

ПР=(nCр_Аm+)ⁿ(mCр_Bn-)^m
Вопрос 25. Гидролиз солей. Константа гидролиза.

Гидролиз солей – это химическое взаимодействие ионов солей с водой:

PCl₃ + 3H₂O = H₃PO₃ + 3HCl

во многих случаях сопровождающееся изменением реакционной среды:

а) сильное основание и слабая кислота – щелочная среда pH>7, свободные OH;

б) сильная кислота и слабое основание – осадок, среда кислая, pH<7;

в) слабое основание и слабая кислота – осадок, pH=7

г) сильное основание и сильная кислота – гидролиз не пойдет!

необратимый гидролиз – это когда соли образованные слабым нерастворимым или летучим основанием или нерастворимой кислотой.

Чем слабее кислота, тем в большей степени подвергается гидролизу ее соли. Чем слабее основание, тем в большей степени подвергаются гидролизу образованные им соли.

Степень гидролиза – отношение числа гидролизованных молекул к общему числу растворенных молекул (%). β=С_{продиссоц.ионов}/Соли

Значение константы гидролиза К характеризует способность соли подвергаться гидролизу, чем больше К, тем в большей степени протекает гидролиз

К_гидр=[полученные ионы][кот.справа]/[ион соли слева]

Вопрос 26. Произведение растворимости.

Произведение растворимости (ПР) – это произведение концентраций его ионов при данной температуре в насыщенном растворе электролита.

CaSO₄ ↔ Ca₂⁺ + SO₄^2-

твердая ионы в растворе

соль

Константа равновесия для этого процесса выразится уравнением:

К_с = [Ca₂⁺][ SO₄^2-]/[CaSO₄]

в насыщенном растворе электролита произведение концентрации его ионов есть величина постоянная при данной температуре

Произведение растворимости вычисленное без учета коэффициентов активности является постоянной величиной только для малорастворимых электролитов


Вопрос 27. Дисперсные системы. Коллоидные растворы, свойства.

Дисперсные системы – гетерогенная система, состоящая из 2 или более фаз с сильноразвитой поверхностью раздела между ними.

Вещество, которое в дисперсионной системе образует сплошную фазу наз. дисперсной средой. То, что растворено в виде частиц, капель, пузырьков – дисперсной фазой.

Различают несколько видов систем:

- грубодисперсные (взвеси) – это величины более 100 нМ;

- коллоидные – от 1 до 100 нМ;

- аэрозоли или аэрогели – если дисперсная среда газообразная (туман, дым).

Коллоидные растворы.

Частицы дисп.фазы кол.растворов наз-т кол-ми частицами. Коллоидные частицы несут на себе заряд, что обуславливает притяжение к ним диполей воды. На поверхности частицы созд-ся гидратная оболочка. Св-ва:

1.характерно движение частиц дисп.фазы,вызываемое беспорядочными ударами со стороны молекул среды, находящихся в тепловом движении

2.концентрация кол.растворов одинакова по всему объему системы

3.сохранение кол.степени дисперсности во времени обусловлено наличием одноименного эл-го заряда частиц фазы, вызывающ. их отталкивание.
Вопрос 28.Строение мицеллы коллоидов. Оптические и электрические свойства.

Мицелла. Св-ва

Кол. частица состоит из ядра, адсорбирующего из окруж. среды иона другого вида, эти ионы наз-ся зарядообразующими. Ядро кол. частицы притягивает к себе из среды ионы противопол. знака. все сочетание, сост. из кол. частицы и эквивал-ой ей части дисперсной среды, наз-ся мицеллой.

Т.е, мицелла:

-ядро

-адсорбирующий слой

-слой противоионов

Кол. частица – это мицелла и диффузионный слой противоионов.