Ответы на экзаменационные вопросы № 26-48 дисциплины "Неорганическая химия" (Общая характеристика растворов. Металлы. Нахождение в природе и получение в чистом виде)

26. Обратимые хр. Хим. Равновесие в гомогенных системах. Изотерма(константа хим. Равновесия. Равновесные концентрации. Многие хр протекают обратимо. Их особенность в том что они не протекают до конца, в системе всегда остается каждое из исход. вещ. СО+Н₂О=СО₂+Н_2. Реакции вправо наз-ся прямыми, а в лево обратными. Если  в системе скорость прямой реакции = скорости обратной, то такое состояние сис-мы называется хим.равновесием.хим. Равновес. Характеризуется постоянным соотношением равновесных концентраций всех веществ.   Величина равная отношению произвед. Равнов. концентраций продуктов р-и к произведению равновесных концентраций исходных вещ.в степенях их стехиометрических коэфф. наз-ся константой равновесия-К_с.

27. Смещение хим. Равновес. при изменении условий протекания р-и. Принцип Ле-Шателье. Если на систему, находящуюся в равновесии, оказывать внешнее воздействие, то равновесие смещается в том направлении, которое ослабляет эффект внешнего воздействия. При повышении температуры увелич.константа равновесия  эндотермического процесса. Это значит, что при повышении Т равновесие смещается вправо тогда когда прямая реакция идет с поглощение теплоты. Конст. Равновесия экзотермического процесса при повыш Т уменьшается. Значит равновесие экзотермической реакции смещается влево. Скорость экзотерм.и эндотерм.реакции при повышении Т увеличивает и наоборот. При увеличении конц. Равновесие смещается вправо. При уменьшении влево. Если в реакции участвует газообразное вещ-во то смещение равновесие может быть вызвано изменением давления. Повышение давления равносильно сжатию газа (увелич. Конц). При увеличении конц. скорость возрастает, что приводит смещения равновесия в направлении уменьшения концентрации. При уменьшении давления газ расширяется-конц. Падает- уменьшение скорости- равновесие смещается в направлении увеличения давления газа.

28. Общая характеристика растворов. Основные понятия: раствор, растворенное вещ-во, растворитель.Основ. свойства: растворимость, закон Рауля следств. из него, осмотическое давление. Газообразные раств. частицы слабо взаимодействуют друг с другом. Поэтому его можно считать смесью. Общее давление равно сумме парциальных давлений компонентов. Жидкие растворы. Различают водные и неводные растворы. Твердые растворы это фазы переменного состава, в котором атомы различных элементов расположены в общей кристаллической решетке. Различают растворы замещения и внедрения. Растворимость – способность одного вещества растворяться в другом при заданных условиях имеет количественное выражение, называемое растворимостью. Закон РАУЛЯ. Для колич-ого описания свойств растворов используется модель идеального раствора. Идеальным называется раствор, в котором силы межмолекулярного взаимодейст. Отдельных компонентов одинаковы и между компон-ми нет химического взаимодей-я. Образование такого растовра сопровождается нулевым тепловым эффектом. Каждый компонент независим от других.  

Из реальных растворов только разбавл. раствор неэлектролитов может приближаться по своим свойствам к идеальному. Ученый Рауль, исследуя свойства таких растворов установил, что относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором равно молярной доле растворенного вещества. (Р⁰_а-Р_а)/ Р⁰_а= n_b /(n_a+n_b). Р⁰_а и Р_а  - давление насыщенного пара растворителя А над чистым  растворителем и раствором соответственно. n_a- число молей растворителя А в растворе, n_b – число молей растворенного малолетучего электролита В в растворе. Из закона Рауля вытекает, что при некоторой температуре Т давление насыщ. Пара растворителя над чистым растворителем всегда больше, чем над раствором. При этом разность ∆ Р_а= Р⁰_а- Р_а  тем значительнее, чем выше концентрация растворенного вещ-ва. Осмотическое давление для кол-ной характеристики осмотических свойств растворов по отношению к чистому растворителю вводится понятие осмотическое давление, равное силе, приходящей на единицу площади поверхности и заставляющей проникать молекулы растворителя через полупроницаемую перегородку. Осмотическое дав-ние численно равное гидростатическому давлению столба жтдкости высотой Н, препятствующему односторонней диффузии растворителя. Осмотической давление зависит от температуры раствора и его концентрации и не зависит от природы растворителя и раств-ого вещества. 

29. Способы численного выражения состава раствора. Молярная концентрация С(Х) отношение количества вещества в растворе к объему раствора. Молярная конц эквивалента С(Х) отношение количества вещества эквивалента в растворе к объему этого раствора. Эквивалентом наз-ся реальная или условная частица вещества, которая может замещать, присоединяться высвобождать или быть каким ьлибо другим способом эквивалентна одному иону водорода в кислотно-основных или ионообменных реакция или одному электрону в ОВР. Моляльность отношение количества вещ. содержащегося в растворе, к общему массе растворителя. Молярная доля отношение количества вещества одного из компонентов раствора к общему количеству вещества всех компонентов раствора. Выражается в процентах. Массовая доля отношение массы данного компонента в растворе к массе всего раствора. Показывает, сколько граммов данного компонента содержится в 100 г раствора.

30. дисперсные системы: условия образования, свойства и классификация. Роль ДС в природе и производственных процессах. ДС-это система в которой хотя бы одно вещество находится в раздробленном сост. Признаки: гетерогенность(сис-ма состоит как минимум из 2-х фаз) дисперсность(одна из фаз обязат-но должно быть раздробленной, её называют дис-ой фазой). Классификация: по дис-ти, по агрегатному сост. Фаз., по межфазному взаимодействию. В зависимости от размера частица ДС подраз-ся на  грубодисперсные сис-мы d>=10^-3  см; микрогетерогенные  cм; коллоидно-дисперсные системы ;истинные растворы см. Роль: природа (туман, дым, слоистые облака) в промышленности (нефть, пенопласт, пена)

31. электролиты и неэл-ты. Теория элек-ской диссоциации Аррениуса. Сильные и слабые эл-ты. Степень и константа дис-ии слабых электролитов. Зак.Оствальда.Взаимодействие между молекулами и ионами растворяемого вещества и молекулами растворителя (сольватация) может состоять из нескольких процессов, протекающих последовательно или одновременно: молек-ной диссоциацией, образование сольватов, иоанизации и электрической диссоциации. В случае ассоциации происходит из-за хим взаимодействия между молекулами растворяемого вещ-ва АВ и (n+m) молекулами растворителя S с образованием сольватированой молекулы AB(n+m)S: AB+(n+m)S⥂AB(n+m)(1). Образующийся сольват диссоциирует на сольва-ные ионы (стадия электрической диссоциации): AB(n+m)S⥂A^p+nS+B^q-mS (2). Растворы НЕэлектролитов. Если процесс останавливается на стадии(1),  то система представляет собой раствор неэлектролита.Она характ-тся отсутствие ионов в растворе- не обладает ионной электрической проводимостью. Пример: рас-р кислорода и сахара в воде. Растворы электролитов. Если процесс сольватации протекает до стадии (2), то система является раствором электролита- электрическая диссоциация с образованием ионов. Пример: раствор щелочей, солей и неорганических кислот в воде.             Теория элек-ой диссоциации.  

Сущность этой теории можно свести к 3-м положениям:1) электролиты при растворении в воде растворяются на полож-ые и отрицательные ионы. 2) под действием электрического тока положительно заряженные движутся к катоду, отрицательно к аноду. Поэтому первые называют катионами а вторые анионами. 3) диссоциация процесс обратимый, поскольку  идет распал молекул на ионы и процесс соединения ионов в молекулы. Потому в уравнениях электрической диссоциации вместо знака равенства ставят знак равенства ставят знак обратимости. Различают сильные и слабые электролиты. Сильные эл-ты при растворении в воде практически полностью диссоциации на ионы. К ним относятся почти все растворимые соли, сильные кислоты, основания щелочных и щелочно-земельных металлов. Слабые эле-ты при растворении в воде диссоциируют на ионы лишь частично. К ним относятся почти все органические кислоты, слабые минеральные кислоты, некоторые соли, многие основания металлов, фенолы амины, вода. Степень диссоциации эл-ов. В растворах некоторых эл-ов диссоциируют лишь часть молекул. Для количественной характеристики электр-ой диссоциации было введено понятие степени диссоциации. Существуют 2 группы. К первой относятся эл-ты, СД который в растворах равно единице и почти не зависит от концентрации растворов. Их называют сильными. Если СД меньше единицы и падает с ростом концентрации, наз-ся слабыми. Между этими группами нет четкой грани. Теория электр-ой дис-ции. Согласно теории электрической диссоциации, применимой к водным растворам ,кислотой является электролит, который диссоциирует с образованием ионов Н⁺. Сильные кислоты дис-ют практически полностью, у слабых кислот диссоциирована лишь часть молекул. О силе кислот можно судить по константе дис-ии. Чем больше, тем более диссоци-на кислота. Электролит, диссоц-щий с образованием ионов ОН^-, наз-ся основанием. Сильные дис-ют полностью, у слабых лишь часть молекул.

32. Ступенчатые характер диссоциации слабых кислот, оснований и солей в воде. Амфотерные гидроксиды. В растворах слабых электролитов процесс дис-ии протекает обратимо. Многие слабые кислоты и основания дис-ют ступенчато, причем