Шпаргалка по "Физике"

 

AgCl(T) → Ag+(p) + Cl-(р).

Концентрация твердой фазы AgCl как величина по–стоянная из выражения для константы равновесия ис–ключается. Вследствие этого константа равновесия определяется только произведением концентраций ио–нов в растворе и называется константой или произведе–нием растворимости. В общем случае для электролита Ktn Anm константа растворимости определяется стехио-метрическим произведением концентраций ионов:

 

Кпр= [Ktm+ ]n[Ann–]m

 

Реакции осаждения сопровождаются выпадени–ем осадков.

 

Реакции, сопровождающиеся растворением осадков, называются реакциями растворения.

Таким образом, на основе Кпр можно прогнозиро–вать образование и растворение осадков электроли–тов на основе двух правил.

 

1. Электролит  выпадает в осадок, когда стехиомет-рическое  произведение концентраций его  ионов в раст–воре больше константы  растворимости.

 

2. Осадок  электролита растворяется, когда  стехио-метрическое произведение  концентраций составляю–щих его  ионов в растворе становится  меньше констан–ты растворимости.

 

 

14.  Ионизация воды. Ионное произведение воды. водородный показатель (рН).

Соотношение между количеством ионов [H+] и [OH-] определяет характер среды:

[H+] =10-7= [OH-] - нейтральная среда

[H+] >10-7> [OH-] - кислая среда

[H+] <10-7< [OH-] - щелочная среда. 

 

Водородный показатель рН - это отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода рН = - lg[H+].

Аналогично рOН = - lg[OH-].

Логарифмируя ионное произведение воды, получаем

pH + pOH = 14

вода - очень слабый амфотерный электролит, при ее диссоциации образуется одинаковое число ионов Н+ и ОН- , согласно уравнению:

Н2О ⇄ Н+ + ОН - 

 

15.  Гидролиз солей. Степень и константа гидролиза.

Гидролизом называют реакции взаимодействия веществ с водой, приводящие к образованию слабодиссоциирующих веществ: слабых кислот или оснований, кислых или основных солей.Результат гидролиза можно расценивать как нарушение равновесия диссоциации H2O. Рассмотрим процессы при растворении солей в воде. Соли, как правило, – сильные электролиты, поэтому происходит их полная диссоциация на ионы, которые, в свою очередь, могут взаимодействовать с ионами Н+ или ОН- воды.

Следовательно, гидролиз солей протекает засчет взаимодействия ионов соли с водой. Этот процесс–частный случай реакций ионного обмена, когда в качестве реагента выступает вода.

В зависимости от катионов и анионов соли можно разбить на ряд групп, различающихся между собой по характеру образующих эти соли кислот и оснований:

I. Соли слабой  одноосновной кислоты и сильного  однокислотного основания. Например, растворяется ацетат калия. Являясь сильным электролитом, он полностью диссоциирует на ионы, но вода также частично диссоциирует. Возможно возникновение следующего процесса:

CH3COOK K+ + CH3COO-

+

 H2O OH- + H+

CH3COOH

Так как уксусная кислота – слабый электролит, то при столкновении ее кислотных остатков с ионами Н+ воды, образуются недиссоциированные молекулы уксусной кислоты. Удаление из раствора части ионов Н+ вызывает сдвиг равновесия процесса диссоциации воды слева направо. Содержание ионов ОН- в растворе нарастает. Раствор приобретает щелочную реакцию. В ионном виде процесс изображается уравнением:

СН3СОО- + Н2О СН3СООН + ОН-

В момент достижения равновесия применение закона действия масс приводит к выражению:

,

[H2O] в разбавленных растворах – величина постоянная, поэтому произведение К [H2O] – тоже константа. Ее называют константой гидролиза Кгидр:

Константу гидролиза можно выразить через ионное произведение воды и константу диссоциации кислоты. Для этого умножим числитель и знаменатель на [H+] и запишем:

В результате гидролиза число образующихся молекул слабой кислоты равно числу оставшихся от молекул воды несвязанных ионов [ОН-]:

[СН3СООН] = [ОН-]

Концентрация ионов соли практически равна концентрации этой соли, так как сильные электролиты диссоциируют полностью:

[CH3COO-] = 

где  – концентрация соли в растворе.

Подставляем для Кгидр:

откуда

[OH-] = (Kгидр– )1/2

Концентрация ионов гидроксила в растворе соли слабой одноосновной кислоты и сильного однокислотного основания равна квадратному корню из произведения константы гидролиза соли на ее концентрацию. Так как

, то [OH-] = ( )1/2

В тех случаях, когда константа диссоциации кислоты очень мала, нельзя пренебрегать в расчете частью ее анионов, связавшейся в недиссоциированные молекулы. В этом случае расчет ведут по более точному выражению

,

откуда

[OH-] =  .

II. Соли сильной  одноосновной кислоты и слабого  однокислотного основания. Примером такой соли является хлорид аммония. Он сильный электролит и диссоциирует полностью

NH4Cl → NH4+ + Cl-

Вода также частично диссоциирует:

H2O H+ + OH-

Столкновение ионов NH4+ с ионами ОН- приводит к образованию соединения NH4ОH, легко превращающееся в аммиак и воду.Общую схему процесса можно представить уравнением:

NH4Cl → NH4+ + Cl-

+

 H2O OH- + H+ 

 

 NH4OH NH3 + H2O

или в ионной форме

NH4+ + H2O [NH4OH] + H+

Связывание ионов ОН- из раствора вызывает сдвиг диссоциации воды слева направо. Концентрация ионов Н+ в растворе растет. Таким образом, гидролиз солей слабых однокислотных оснований и сильных одноосновных кислот создает кислую среду.

Рассуждая аналогично I случаю, получим:

.

Подставим вместо [NH4ОH] равную ей концентрацию ионов [Н+], а вместо [NH4+] приближенно равную ей концентрацию соли Ссоль.

Получим:

Если образующееся при гидролизе основание очень слабое, то расчет ведут по более точной формуле

.

III. Соли слабой  одноосновной кислоты и слабого  однокислотного основания. При растворении ацетата аммония в воде наступает его практически полная диссоциация:

CH3COONH4 → NH4+ + CH3COO-

Столкновение ионов NH4+ и СН3СОО- с молекулами воды приводит к образованию слабо диссоциирующих молекул соответственно слабого основания NH4ОH и слабой кислоты СН3СООН по схеме:

CH3COOH → NH4+ + CH3COO-

+ +

 H2O OH- + H+ 

 

NH4OH + CH3COOH

Так как образующиеся вещества – слабые электролиты, то в результате соли слабых кислот и слабых оснований подвергаются почти полному гидролизу, а реакция среды в растворах определяется соотношением силы кислоты и основания. В ионной форме уравнение гидролиза соли может быть представлено уравнением:

CH3COO- + NH4+ + H2O NH4OH + CH3COOH

Применим к нему закон действия масс для момента равновесия

Это выражение можно упростить. Умножим числитель и знаменатель на ионное произведение воды

.

Константы диссоциации основания и кислоты выражаются соответственно:

; 

откуда следуют выражения для [NH4+] и [СНзСОО-]

,  .

Чтобы получить формулу для расчета [Н+], проведем ряд последовательных преобразований. Из уравнения:

[NH4+] = [CH3COO-]; [CH3COOH] = [NH4OH]

Вместо [NH4ОH] подставим равную ей [СН3СООН], получим

Затем в константу диссоциации кислоты

введем вместо [СН3СОО-] равную ей [NН4+], получим:

Умножаем числитель и знаменатель соотношения на [Н+] и после сокращения [СН3СООН] и преобразований получим:

[H+] = 

Из формулы видно, что концентрация ионов водорода в растворе соли слабой кислоты и слабого основания не зависит от концентрации раствора соли, а только от соотношения констант диссоциации кислоты и основания.

IV. Соль сильного  основания и сильной кислоты.Такая сольв растворе диссоциирует полностью, например хлорид калия KCl → K+ + Cl-

В отличие от рассмотренных выше случаев ионы соли – сильного электролита – не могут образовать с водой слабых электролитов, а раз нет взаимодействия с водой, то, следовательно, соли сильных кислот и сильных оснований гидролизу не подвергаются. Среда в растворе остается нейтральной.

2. Факторы, влияющие  на процесс гидролиза

Соль слабого многокислотного основания и сильной одноосновной кислоты.Например раствор FeCI3 содержит только ионы, так как эта соль в растворе диссоциирует полностью:

FeCl3 → Fe3+ + 3Cl-

Катион соли представляет собой катион слабого основания, поэтому его столкновение с гидроксильными ионами воды приводит к образованию слабого электролита. Так как вода диссоциирует крайне незначительно, то столкновение ионов Fe3+ с тремя ионами ОН-невероятно, образование Fе(ОН)3 в результате гидролиза при обычных условиях невозможно. Очевидно, процесс взаимодействия ионов соли с молекулами воды должен протекать по стадиям

FeCl3 → Fe3+ + 3Cl-

+

 H2O OH- + H+

 

16.  Окислительно-восстановительные реакции. Роль окислительно-восстановительных процессов в метаболизме.

Все химические реакции можно разделить на две большие группы: протекающие без изменения степени окисления и с изменением степени окисления — окислительно-восстановительные.

К окислительно восстановительным относятся все реакции замещения и те реакции со-( единения и разложения в которых участвует хотя бы одно простое вещество. Все реакции обмена протекают без изменения степени окисления.

Под степенью окисления понимают фактический заряд атома в молекуле образующийся в результате перераспределения электронной плотности. СО может принимать как отрицательные, так и положительные значения. Степень окисления элемента указывают верху над символом элемента со знаком «+» или « - » перед цифрой. Например, Мп+7. Вопрос о знаке степени окисления атомов в молекуле решается на основании сопоставления электроотрицательностей связанных между собой атомов, которые образуют молекулу. При этом атом с меньшей электроотрицательностью имеет положительную степень окисления, а с большей электроотрицательностью - отрицательную (т.к. электронная плотность сдвинута в сторону более электроотрицательного атома).

Степень окисления у молекул простых веществ принято считать равной нулю. В сложных соединениях некоторые элементы имеют одну и туже степень окисления, но в большинстве случаев степень окисления элемента в различных соединениях различна.

Постоянную степень окисления имеют

A) щелочные и щелочно - земельные металлы (+1, +2).

Б) фтор (-1)

B) кислород -2 (исключение  пероксиды (-1) и фторид кислорода (+2).

Г) водород - (+1). Исключение гидриды металлов.

Сумма степеней окисления в электронейтральных молекулах равна нулю, а в ионных соединениях - заряду этих ионов.

Максимальная степень окисления элемента соответствует номеру группы (исключение - кислород и фтор - у них нет вакантных электронных орбиталей).

Минимальная степень окисления равна разности между номером группы и числом 8. Например азот находится в V А группе периодической системы, его минимальная степень окисления равна -3.

Любой окислительно- восстановительный процесс связан с переходом электронов от одних молекул или ионов к другим.

Zn( т) + CuSO4 (р-р ) = ZnSO4 (р-р ) + Сu ( т)

Электроны цинка переходят к ионам меди:

Zn° (т) + Сu+2 (р-р ) = Zn+2 (р-р) + Сu° (Т)

Т.о. в данном случае протекают два взаимосвязанных процесса: окисление и восстановление.

Окислением называют процесс потери электронов, приводящий к повышению степени окисления. Вещества, атомы или ионы которых отдают электроны называют восстановителями. Восстановитель, отдавая электроны, окисляется. Zn° -2е → Zn+2

Восстановление - процесс присоединения электронов, приводящий к понижению степени окисления. Вещества, атомы или ионы которых присоединяют электроны называются окислителями. Окислитель, присоединяя электроны, восстанавливается. Сu+2 + 2е → Сu0.

Общее число электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, принятых окислителем.

При составлении реакций окислительно- восстановительных процессов используют:

1) метод электронного  баланса

2) метод полуреакций или  ионно- электронный способ.

Метод электронного баланса является очень простым и наглядным, но имеет ряд недостатков:

1) не раскрывает сущности  процесса, так кА не выделяет  истинных участников окислительно-восстановительных реакций (например, в водном растворе не существует ионов Мn+7 а есть перманганат- анион МnO4.

2) Не отображает участие  среды в окислительно-востановительной  рекации. Эти недостатки устраняет  метод полуреакций.

Роль окислительно-восстановительных процессов в метаболизме.

Важными процессами в живых организмах является окисление углеводов, жиров, аминокислот. В результате этих процессов организм получает большое количество энергии.

Приблизительно 90% всей потребности энергии покрывается за счет энергии, вырабатываемой в тканях при окислении углеводов и жиров. Остальную часть энергии, приблизительно 10% дает окислительное расщепление аминокислот.

Окислительно-восстановительные реакции лежат в основе методов оксидиметрии, которые применяют в клиническом анализе для определения в крови ионов кальция, мочевой кислоты, ферментов каталазы и пероксидазы, сахара и т.д.

 

17.  Основные положения квантовой механики: квантовый характер поглощения и излучения энергии (Планк), корпускулярно-волновой дуализм микрочастиц (уравнение Де-Бройля), принцип неопределенности, волновая функция и представление о её расчёте на основании уравнения Шредингера.

Квантовая гипотеза. Формула Планка, следствие ф-лы Планка.Согласно квантовой теории Планка, атомные осцилляторы излучают энергию не непрерывно, а определенными порциями -- квантами, причем энергия ванта пропорциональна частоте колебания  , где -- постоянная Планка. Т.к. излучение испускается порциями, то энергия осциллятора (стоячей волны) может принимать лишь определенные дискретные значения, кратные целому числу эл-тарн порций энергии :  (n=0,1,2,…). Ф-ла Планка (нахождение универсальной функции Кирхгофа): 

, где ,  -- спектральные плотности энергетической светимости ЧТ,  -- длина волны,  -- круговая частота, с – скорость света в вакууме, к – постоянная Больцмана, Т – термодинамическая температура, h – постоянная Планка,   -- постоянная Планка, дел. на  = . Следствие: если  , то  и из ф-лы Планка следует ф-ла Релея-Джинса: . В области больших частот  и единицей в знаменателе ф-лы можно пренебречь по сравнению с , тогда получим ф-лу , эта ф-ла совпадает с ф-лой , причем а1=h/k