Соль образована катионом сильного основания и анионом сильной кислоты

№29 Разбавленные растворы не электролитов обладают рядом свойств, количественное выражение которых зависит от числа находящихся в растворе частиц растворенного вещества и от количества растворителя.

Зависимость этих свойств от концентрации выражается уравнениями, являющимися математическими выражениями законов Рауля и Вант-Гоффа:

1. Относительное понижение давления паров растворителя над раствором равно мольной доле растворенного не электролита (I закон Рауля)

2. При растворении не электролита расширяется температурный интервал существования жидкой фазы растворителя вследствие смещения его температуры кристаллизации (замерзания) в низкотемпературную область, а температуры кипения – в высокотемпературную (II закон Рауля)

3. При постоянной температуре осмотическое давление раствора не электролита пропорционально его молярной концентрации (закон Вант-Гоффа)

 

№30 Наличие в молекулах кислот ионов водорода определяет важнейшие общие свойства этого класса соединений:

1. Способность взаимодействовать с основаниями с образованием солей.

2. Способность выделять водород при взаимодействии с активными металлами

3. Изменение окраски индикаторов.

4. Кислый вкус.

Сильные кислоты полностью диссоциированы на ионы:

Слабые кислоты диссоциируют частично:

Слабые многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато

Наличие в молекулах оснований гидроксид-ионов обусловливают следующие общие свойства этих соединений:

1. способность взаимодействовать с кислотами с образованием солей;

2. водные растворы оснований изменяют окраску индикаторов;

3. растворы оснований имеют горький вкус и скользкие на ощупь.

Щелочи диссоциируют в водных растворах полностью:

Слабые основания диссоциируют частично:

Слабые многокислотные основания диссоциируют ступенчато

Соли диссоциируют с образованием катионов металла и анионов кислотного остатка:

При диссоциации кислых солей образуются катионы металла и гидроанионы, которые частично диссоциируют с образованием ионов водорода:

Молекулы основных солей диссоциируют в растворе на гидроксокатионы и анионы кислотного остатка

Амфотерные гидроксиды диссоциируют в водном растворе как по типу кислоты, так и по типу основания. При их диссоциации; одновременно образуются катионы Н+ и гидроксид-анионы ОН-. Амфотерные гидроксиды способны реагировать и с кислотами, и с основаниями. Диссоциация амфотерных гидроксидов по типу кислот и ос­нований происходит потому, что прочность химических связей между атомами металла и кислорода (Ме-О-) и между атома­ми кислорода и водорода (-О-Н) почти одинакова. В ре­зультате эти связи в водных растворах разрываются одно­временно и появляются катионы Н+ и анионы ОН-

 

№31 Ионные реакции — реакции между ионами в растворе.

Реакции, которые протекают практически до конца, называются необратимыми. Конец реакции наступает тогда, когда одно из реагирую­щих веществ будет полностью израсходовано.

Реакция протекает одновременно в двух противоположных направлениях, подобные реакции называются - обратимыми. Обратимые реакции, как правило, никогда не протекают до конца и ни одно из реагирующих веществ не расхо­дуется полностью.

 

№32 Окислительно-восстановительные реакции — это встречно-параллельные химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления и не более 2-х атомов, входящих в состав реагирующих веществ, реализующимся путём перераспределения электронов между атомом-окислителем и атомом-восстановителем.

Окисление — процесс отдачи электронов с увеличением степени окисления.

Восстановление — процесс присоединения электронов атомом вещества, при этом его степень окисления понижается.

Восстановитель, отдавая электроны, приобретает окислительные свойства, превращаясь в сопряжённый окислитель.

Окислитель, принимая электроны, приобретает восстановительные свойства, превращаясь в сопряжённый восстановитель.

Окислительно-восстановительная реакция между водородом и фтором

H2 + F2 – 2HF{\displaystyle {\mathsf {{\stackrel {0}{\mbox{H}}}_{2}+{\stackrel {0}{\mbox{F}}}_{2}\rightarrow 2{\stackrel {+1}{\mbox{H}}}{\stackrel {-1}{\mbox{F}}}}}}

Разделяется на две полу-реакции:

1)Окисление:

H2 – 2E – 2H+{\displaystyle {\mathsf {{\mbox{H}}_{2}^{0}-2{\mbox{e}}^{-}\rightarrow 2{\mbox{H}}^{+}}}}HHhh

2) Восстановление:

{\displaystyle {\mathsf {{\mbox{F}}_{2}^{0}+2{\mbox{e}}^{-}\rightarrow 2{\mbox{F}}^{-}}}}F2 + 2E – 2F-

 

№33 Межмолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах разных веществ

Внутримолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах одного и того же вещества

Диспропорционирование (самоокисление-самовосстановление) — реакции, в которых один и тот же элемент выступает и как окислитель, и как восстановитель

Репропорционирование (конпропорционирование) — реакции, в которых из двух различных степеней окисления одного и того же элемента получается одна степень окисления

№34 Окислительно-восстановительные свойства элементов связаны со строением их атомов и определяются положением в периодической системе Д.И. Менделеева. Восстановительная способность элемента обусловлена слабой связью валентных электронов с ядром. Самые сильные восстановители – наиболее активные металлы. Критерием окислительно-восстановительной активности элементов может служить величина их относительной электроотрицательности. Окислительно-восстановительные свойства элемента зависят от степени его окисления. У одного и того же элемента различают низшую, высшую и промежуточные степени окисления. Низшей степени окисления атом теряет окислительную способность и может быть только восстановителем. Состояние атома, в котором он отдал все валентные электроны, называется высшей степенью окисления.

Восстановителями могут быть:

1. Простые вещества, атомы которых обладают низкими значениями энергии ионизации и электроотрицательности (в частности, металлы).

2. Сложные вещества, содержащие атомы в низших степенях окисления:

3. Сложные вещества, содержащие атомы в промежуточных степенях окисления

Окислителями могут быть:

1. Простые вещества, атомы которых обладают высокими значениями сродства к электрону и электроотрицательности - неметаллы.

2. Сложные вещества, содержащие атомы в высших степенях окисления:

3. Сложные вещества, содержащие атомы в промежуточных степенях окисления:

 

№35 Химическая термодинамика — раздел физической химии, изучающий процессы взаимодействия веществ методами термодинамики.

Закон Гесса — Тепловой эффект химической реакции, проводимой в изобарно-изотермических или изохорно-изотермических условиях, зависит только от вида и состояния исходных веществ и продуктов реакции и не зависит от пути её протекания.

Термохимические уравнения реакций - это уравнения, в которых около символов химических соединений указываются агрегатные состояния этих соединений или кристаллографическая модификация и в правой части уравнения указываются численные значения тепловых эффектов

 

№36 Первый закон термодинамики - Приращение внутренней энергии системы в некотором процессе равно теплоте, полученной системой, плюс работа, совершённая над системой в этом процессе

Внутренняя энергия — это полная энергия частиц, составляющих данное вещество. Она слагается из кинетической и потенциальной энергий частиц Энтальпия — термодинамический потенциал, характеризующий состояние системы в термодинамическом равновесии при выборе в качестве независимых переменных давления, энтропии и числа частиц.

 

№37 Второй закон термодинамики - в изолированных системах самопроизвольно протекают только те процессы, которые сопровождаются ростом энтропии системы.

Энтропия – это мера неупорядоченности состояния системы; стремление частиц к хаотическому движению, а системы – к переходу от более упорядоченного состояния к менее упорядоченному.

Энтропия возрастает с увеличением движения частиц при нагревании, испарении, плавлении, расширении газа, при ослаблении или разрыве связей между атомами и т.п.

 

№38 Энергия Гиббса — это величина, показывающая изменение энергии в ходе химической реакции и дающая таким образом ответ на вопрос о принципиальной возможности протекания химической реакции.

Характер изменения энергии Гиббса позволяет судить о принципиальной возможности осуществления процесса. Процесс может протекать — самопроизвольный процесс, при {\displaystyle \Delta G>0} процесс протекать не может — не самопроизвольный процесс (иными словами, если энергия Гиббса в исходном состоянии системы больше, чем в конечном, то процесс принципиально может протекать, если наоборот — то не может).

 

№39 Скорость химической реакции — изменение количества одного из реагирующих веществ за единицу времени в единице реакционного пространства.

1.Природа реагирующих веществ – характер химических связей в соединениях, строение молекул.

2. Концентрация реагирующих веществ. Скорость реакции пропорциональна произведению молярных концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам.

3. Температура. при повышении температуры на каждые 10° скорость большинства химических реакций увеличивается в 2-4 раза:

4.Поверхность соприкосновения реагентов. Увеличение площади поверхности твердого вещества путем его измельчения приводит к существенному ускорению реакции.

5. Катализатор. Катализаторы – это вещества, увеличивающие скорость реакции.

 

№40 Химическое равновесие — состояние химической системы, в которой протекает одна или несколько химических реакций, причём скорости в каждой паре прямой-обратной реакции равны между собой.

Принципа Ле-Шателье: Если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказать внешнее воздействие (изменить температуру, давление, концентрацию одного или нескольких веществ, участвующих в реакции), то это приведет к увеличению скорости той реакции, протекание которой будет компенсировать (уменьшать) оказанное воздействие.

Факторы, влияющие на химическое равновесие:

Температура

При увеличении температуры химическое равновесие смещается в сторону эндотермической (поглощение) реакции, а при понижении — в сторону экзотермической (выделение) реакции.

Давление

При повышении давления химическое равновесие смещается в сторону меньшего объёма веществ, а при понижении — в сторону большего объёма. Этот принцип действует только на газы, т. е. если в реакции участвуют твёрдые вещества, то они в расчёт не берутся.