В помощь студентам БНТУ - курсовые, рефераты, лабораторные !


Теория к ППК№2 (10-14)

10.Кажущая степень диссоциации. Изотонический коэффициент. Законы Рауля и Вант-Гоффа для растворов элект-в. Ионное произведение воды. рН раст-ов.

Если в результате диссоциации общее число частиц в растворе электролита возросло в i раз по сравнению с числом его молекул, то это должно быть учтено при расчете осмотического давления и других коллигатив-ных свойств. Формула для вычисления понижения давления Ар пара раств-ля приобретает в этом случае следующий видΔр (з а к о н Р а у л я)

Δp=ip0n2/n1+n2 ро-давление насыщенного пара над чистым растворителем; n2-количество растворенного в-ва;n1-количество в-ва раств-ля; i - изотонический коэффициент или коэффициент Вант-Гоффа.

2. Понижение темп-ры кристаллизации раст-ра,

Δtкрист=iKm К-криоскопическая  постоянная  раств-ля;  m- мо-ляльная концентрация растворенного в-ва

3. Повышение темп-ры кипения раствора,

Δtкип=iЕm  Е - эбуллиоскопическая постоянная раств-ля.

 

4. Осмотическое давление,

Р=iCмRT кПа См - молярная  концентрация;   R-8,31 Дж/(моль-1К-1); Т - температура, К.

Здесь См-молярная концентрация электролита, моль/л; R-8,31 Дж-моль-1К-1; Т-абсолютная тем-ра, К.

Изотонический коэффициент i может быть вычислен как

i=Δp/Δpвыч=Δtкрист/Δtкрист выч=Δtкип/Δtкип выч = Р/Рвыч

выч-без учёта диссоц э-та.i связан со степенью диссоциации электролита а соотношением:  i=1+а(k-1) или

а=(i-1)/(k-1) k-число ионов, на которые pa-спадается при диссоциации молекула электролита КС1 k=2,|ВаС12 k=3

а выражает кажущуюся степень диссоциации, поскольку в растворах сильные электролиты диссоциированы пол-ностью. Наблюдаемое отличие кажущейся степени диссоциации от единицы связано с межионными взаимодействиями в растворе.

/Вода, будучи очень слабым электролитом, в незначительной степени диссоциирует, образуя ионы водорода и гидроксид-ионы:Н2ОуН++ОН- Этому процессу соответствует константа диссоциации K=[Н+][ОН-]/[Н2О]

Поскольку степень диссоциации воды очень мала, то равновесная концентрация недиссоциированных молекул воды [Н2О]=общей концентрации воды,1000/18 = 55,55 моль/л. В разбавленных водных растворах концентрацию можно считать постоянной величиной. Тогда

K[Н2О]=[Н+][ОН-]=KH2O Константа KH2O,= произведению конц-ций ионов Н+ и ОН-, представляет собой постоянную при данной температуре величину и называется ионным произведением воды. В чистой воде концентрации ионов водорода и гид-роксид-ионов одинаковы и при 25 °С составляют 10-7моль/л.=>KH2O=10-14(при 25°С)Поскольку диссоциация воды - эндотермиче-йшй процесс, то с ростом темп-ры она усиливается, и значение KH2O возрастает. Растворы, в которых концентрации ионов водорода в гидроксид-ионов одинаковы, называются нейтральными растворами.при25°С в нейтральном  растворе[Н+]+[ОН-]=10-7 моль/л.Вместо конц-ций ионов Н+ и ОН- удобнее пользоваться их десятичными логарифмами, взятыми с обратным знаком; водородный и гидроксильный показатель

pH=-lg[H+]; pOH=-lg[QH-]

Логарифмируя KH2O, получим:  рН+рОН=14

При 25°С рН+рОН=14. При этой температуре в нейтральных растворах рН=7, в кислых рН<7, в щелочных рН> 7.

12.Произведение растворимости.+

В насыщенном растворе малорастворимого сильного электролита устанавливается равновесие между осадком (твердой фазой) электролита и ионами электролита в растворе, BaS04=Ba+2+S04-2 в растворах электролитов состояние ионов определяется их активностями, то константа равновесия K= αBA+2+αso4-2/αBaSO4          

Знаменатель этой дроби величина постоянная, =>произведение KBaSO4 является при данной температуре константой. => произведение активностей ионов Ва+2 и SO2-2 также представляет собой постоянную величину, называемую произведением, растворимости и обозначаемую ПР:  αBA+2+αso4-2=Пр

Произведение активностей ионов малорастворимого электролита, содержащихся в его насыщенном растворе (произведение растворимости), есть величина постоянная при данной температуре.

Если электролит очень мало растворим, то ионная сила его насыщенного раствора близка к нулю, а коэффициенты активности ионов мало отличаются от единицы. В подобных случаях произведение активностей ионов в выражении для ПР можно заменить произведением их конц-ций. Так, ионная сила насыщенного раствора BaSO4 имеет порядок 10-5 и произведение растворимости BaSO4 может быть записано в следующей форме:

ПрBaSO4=[Ва+2][So4-2] ПРСа3PO4= [Са2+]3[PO4-3]2;        При увеличении концентрации одного из ионов электролита в его насыщенном растворе  произведение конц-ций ионов электролита становится больше ПР. При этом равновесие между тверд фазой и раствором смещается в сторону образования осадка. Таким образом, условием образования осадка является превышение произведения конц-ций ионов малорастворимого электролита над его произведением растворимости. В результате образованид .осадка, концентрация другого осадка конц-ция другого иона вход-го в состав электролита, тоже изменяется. Устанавливается новое равновесие. при котором ПР концентрации  ионов электролита вновь становится равным ПР. Напротив, если в насыщенном растворе электролита уменьшить концентрацию одного из ионов (например, связав, его каким-либо другим ионом), произведение конц-ций ионов будет меньше значения ПР, раствор станет ненасыщенным, а равновесие между жидкой фазой и осадком сместится в сторону растворения осадка.=> растворение осадка малорастворимого электролита происходит при условии, что произведение конц-ций его ионов меньше значения ПР.

13.Ионно-молекулярные уравнения. Основные случаи гидролиза одно- и многозарядных ионов.

В обменных реакциях, протекающих в растворах электролитов, наряду с недиссоциированными молекулами слабых электролитов, твердыми в-вами и газами участвуют также находящиеся в растворе ионы. Поэтому сущность протекающих процессов наиболее полно выражается при записи их в форме ионно-молекуляр-ных уравнений, В таких уравнениях слабые электролиты, малорастворимые соединения и газы записываются в молекулярной форме, а находящиеся в растворе сильные электролиты в виде составляющих их ионов/ сильных кислоты+ сильные основания  НСlO4+NaOHуNaC1O4+Н2О

2HNO3+Са(ОН)2 уCa(NO3)2 +2Н2О

выражаются одним и тем же ионно-молекулярным уравнением Н++ОН-уH2O из которого следует, что сущность этих процессов сводится к образованию из ионов водорода и гидроксид ионов малодиссоциированного электролита - воды. Аналогично уравнения реакций

ВаС12+H2S04-BaSO4+2HC1

Ba(NO3)2+Na2S04=BaSO4+ 2NaNO3

выражают одни и тот же процесс образования из ионов Ва2+ и SO4-2 осадка малорастворимого электролита сульфата бария Ва2++SO4-2уBaSO4

Обменные реакции в растворах электролитое протекают в направлении связывания ионов, приводящего к образованию малорастворимых в-в (осадка или газов) или молекул слабых электролитов.

когда малорастворимые в-ва  имеются как среди исходных в-в, так и среди продуктов реакции, равновесие смещается в сторону образования наименее растворимых , при нейтрализации слабой кислоты сильным основанием

СНзСООН+КОН=СНзСООК+Н2О

при   нейтрализации   слабого  основания сильной кислото

Zn(OH)2 + 2HNO3 = Zn(NO3)2 + 2Н2О

равновесие будет сильно смещено вправо — в сторону образования более слабого электролита воды.

При растворении в воде соли, в состав которой входит анион слабой кислоты или катион слабого основания, протекает процесс гидролиза-обменного взаимодействия соли с водой, в результате которого образуется слабая кислота или слабое основание.

1> соль образована слабой кислотой и сильным основанием, то в результате гидролиза в растворе образуются гидроксид-ионы и он приобретает щелочную реакцию:

KCN+Н2О=HCN+КОН+HCN|CN-+HOHуHCN+OH-  pH>7

гидролизу подвергается анион соли.чем слабее к-та анион которой гид-ся тем сильнее гидролиз

2> сильной кислотой и слабым основанием, гидролизу подвергается катион соли; pH<7

NH4Cl+HOHуNH4OH+HCI|NH4++HOHуNH4++OH-+H+

чем слабее основной канион которой гид-ся и больше разбовление тем сильнее гидролиз

3> слабой кислотой и слабым основанием, гидролизу подвергаются как катион, так и анион соли;

NH4CN+HOHу NH4OH+HCN| NH4++CN-+HOHу NH4++OH-+H++CN-pH=7

чем слабее к-та и основной канион которой гид-ся и больше разбовление тем сильнее гидролиз.

4> сильной кислотой и сильным основанием, не гидролизуются, так как в этом случае обратная гидролизу реакция, нейтрализации практически необратима, те протекает до конца.

NaCl+H2OуNa++OH-+H++Cl-  HOHуH++OH-  pH=7

 

14.Константа, степень и рН гидролиза.

Гидролиз  соли, образованной слабой  кислотой HA  и сильным основанием, характеризуется константой гидролиза Кг=[OH-][HA]/[A-]  КH2O-ионное произведение воды.

Чем слабее кислота(чем меньше константа ее диссоциации),тем больше константа гидролиза образованной ею соли.Аналогично для соли слабого основания МОН и сильной кислоты:Кг=[H+][MOH]/[M+]  Кг тем  больше,  чем  меньше Косн(чем слабее основание МОН).

Степенью гидролиза h называется доля электролита, подвергшаяся гидролизу. Она связана с константой гидролиза Кг уравнением: Кг=h2Cm/(1-h) часто h<<1=>Кг=h2Cm

h=( Кг/Cm)1/2 => при разбавлении раствора гидролизующейся соли степень ее гидролиза возрастает,

Гидролиз солей, образованных слабыми многоосновными кислотами, протекает ступенчато, причем продуктами первых стадий гидролиза являются кислые соли

В зависимости от того анион или катион вступал в реак-ю

то на  первай ступени гидролиза обр OH- или H+.Если обр OH- то PH>7. Если обр Если обр H+ то PH<7.  Если не обр OH- и H+ PH=7.нейтр

NH4++HOHуNH4OH+H+ pH<7 кисл

CN-+HOHуHCN+OH- pH>7 щел

6.Эквивалент.

Эквивалентом вещества называется такое его количество, которое соединяется с 1 молем атомов водорода или замещает то же количество атомов водорода в химических реакциях.Эквивалентной массой называется масса 1  эквивалента вещества.{HCl 35/1=35г/моль}

Для определения эквивалента (эквивалентной массы) элемента необязательно исходить из его соединения с водородом.

{5,6 г        железа экв-ны,   3,2г  серы }   

{ЭFeг/моль                          16 г/моль}

Эквивалент (эквивалентную массу) можно вычислить по составу соединения данного элемента с любым другим, эквивалент которого известен.

На основе закона эквивалентов можно ввести следующие Формулы для вычисления эквивалентных масс сложных веществ: Моксид-кисл-основ-соли/Число атомов элемента•валентность элемент |Основность кислоты|Кислотность основания|число атомов металла•валентность металла М=ММолМасСоед

Эквивалентным объемом называется объем, занимаемый при данных условиях 1 эквивалентом вещества. Значение эквивалентного объема вещества, находящегося в газообразном состоянии, можно найти, зная, что в мольном объеме любого газа, состоящего из одноатомных молекул, содержится 1 моль атомов, состоящего из двухатомных молекул-2 моля атомов итд{Так,в 22,4л Н2 содержится при нормальных условиях 2 моля атомов водорода. Поскольку эквивалент водорода равен 1 моль, то в 22,4 л Н2 содержатся 2 эквивалента водорода; значит, эквивалентный объем водорода равен 22,4/2= 11,2 л/моль.}

 

ОСНОВНЫЕ  ГАЗОВЫЕ ЗАКОНЫ

Состояние газа характеризуется его температурой, давлением и объемом. Если температура газа равна 0°С, а давление равно нормальному атмосферному (101,325 кПа нлн 760 мм рт. ст.), то условия, при которых находится газ, называют нормальными. Объем, занимаемый газом при этих условиях, принято обозначать через V0, а давление  через P0.Согласно закону Бойля-Мариотта, при постоянной температуре давление, производимое данной, массой газа, обратно пропорционально объему газа:  Р2/Р1=V1/V2  или  PV=const||При постоянном  объеме давление  газа изменяется прямо пропорционально абсолютной температуре  P1/T1= P2/T2

Зависимость между объемом газа, давлением и температурой можно выразить общим уравнением, объединяющим законы Бойля — Мариотта и Гей-Люссака:PV/T= P0V0/T0 Здесь Р и V — давление и объем газа при данной температуре T, Р0 и V0  давление и объем газа при нормальных условиях.

 

2. ПАРЦИАЛЬНОЕ ДАВЛЕНИЕ  ГАЗА

Парциальным давлением газа в смеси называетеся давление, которое производил бы этот газ, занимая при тех же физических условиях объем всей газовой смеси.Pпарц=PначVнач/Vсмеси

Согласно закону парциальных давлений,общее давление смеси,газов,не вступающих друг с другом химическое   взаимодействие,равно сумме парциал

давлений газов, составляющих смесь.

 

1.МОЛЬ.ЗАКОН АВОГАДРО.МОЛЬНЫЙ ОБЪЕМ ГАЗА

Наряду с массой и объемом в химических расчетах часто используется количество вещества, пропорциональное числу содержащихся в веществе структурных единиц. При этом в каждом случае должно быть указано, какие именно структурные единицы (молекулы,атомы,ионы итд) имеются в виду. Единицей количеств вещества является моль.

Моль — количество вещества, содержащее столько молекул, атомов, ионов, электронов или других структурных единиц, сколько содержится атомов в 12г изотопа углерода12 С. Число структурных единиц, содержащихся в 1 моле вещества (постоянная Авогадро) определено с большой точностью; в практических расчетах его принимают равным 6,02*1023 моль-1.Масса  1 моля в-ва (мольная масса), выраженная в граммах,численно =относ-й мол-ной массе этого в-ва.

Так, относительная молекулярная масса (или, сокращенно, молекулярная масса) свободного хлора СЬ равна 70,90. Следовательно, мольная масса молекулярного хлора составляет 70,90 г/моль. Однако мольная масоа атомов хлора вдвое меньше (35,45 г/моль), так как 1 моль молекул хлора С12 содержит 2 моля атомов хлора.

 

@reg

@support17

Сейчас 31 гостей онлайн

@(c)

Copyright © 2009-2011 Support17.com
Любое использование материалов, опубликованных на support17,
разрешается только в случае указания гиперссылки на Support17.com

@s

Родоначальницей всех приборостроительных специальностей явилась кафедра «Приборы точной механики», которая была открыта в 1961 г. на машиностроительном факультете.
В 1976 г. был организован оптико-механический факультет.