Энтальпия Н — это определенное свойство вещества, оно является мерой энергии, накапливаемой веществом при его образовании.
Процессы, протекающие при постоянном давлении, встречаются гораздо чаще, чем те, которые протекают при постоянном объеме, так как большинство из них проводится в открытых сосудах. Доказано, что в химических процессах, протекающих при постоянном давлении, выделившееся (или поглощенное) тепло есть мера уменьшения (или соответственно увеличения) энтальпии реакции D H.
При экзотермических реакциях, когда тепло выделяется, D Н отрицательно. При эндотермическихреакциях (тепло поглощается) и D H положительно.
Термохимические уравнения.:Термохимические уравнения включают в себя кроме химических формул тепловой эффект реакции
Теплота образования химических соединений. Теплотой образования соединения называется количество теплоты, которое выделяется или поглощается при образовании одного моля химического соединения из простых веществ при стандартныхусловиях (р = 105 Па, T = 298 К). Она измеряется в кДж/моль. Согласно этому определению, теплота образования простого вещества при стандартных условиях равна О.
Изменение энтальпии D Н зависит от давления и температуры. Поэтому для того, чтобы облегчить сравнение термохимических данных для различных реакций, были приняты определенные стандартные состояния (условия).
При написании термохимических уравнений твердое вещество, жидкость и газ обязательно обозначаются символами (тв), (ж) и (г) соответственно, поскольку изменение энтальпии зависит от агрегатного состояния реагирующих веществ и продуктов реакции. Стандартное состояние: для газа — состояние чистого газа при 105 Па; для жидкости — состояние чистой жидкости при 105 Па; для твердого вещества — наиболее устойчивое при давлении 105 Па кристаллическое состояние, например графит у углерода, ромбическая сера у серы и т. п. Стандартное состояние всегда относится к 298 К.
|
|
Закон Гесса и его следствия. Важнейшим законом, на котором основано большинство термохимических расчетов, является закон Гесса (его называют также законом суммы тепловых эффектов).
Тепловой эффект химической реакции зависит от состояния исходных веществ и продуктов реакции, но не зависит от промежуточных стадий реакций.
Особенно удобно проводить такие расчеты, используя следствия, непосредственно вытекающие из закона Гесса:
Тепловой эффект химической реакции равен разности суммы теплот образования продуктов реакции и суммы теплот образования исходных веществ (суммирование проводится с учетом числа молей веществ, участвующих в реакции, т. е. стехиометрических коэффициентов в уравнении протекающей реакции):
4Энтропия ( от греч. entropía - поворот, превращение), понятие, впервые введенное в термодинамике для определения меры необратимого рассеяния энергии. Энтропия (S) – термодинамическая функция состояния, которая служит мерой беспорядка (неупорядоченности) системы. Возможность протекания эндотермических процессов обусловлена изменением энтропии, ибо в изолированных системах энтропия самопроизвольно протекающего процесса увеличивается ΔS > 0 (второй закон термодинамики).
Процессы, протекающие без подвода энергии от внешнего источника, называются самопроизвольными. Самопроизвольно протекает большинство экзотермических реакций: реакции горения, образования ржавчины на металле, взаимодействия активных металлов с растворами кислот и водой и пр. Но существуют самопроизвольные и эндотермические процессы, например, растворение некоторых солей в воде. Следовательно, кроме энтальпийного фактора имеется другая движущая сила самопроизвольных процессов.энтропия зависит от:
|
|
· агрегатного состояния вещества. Энтропия увеличивается при переходе от твердого к жидкому и особенно к газообразному состоянию (вода, лед, пар).
· изотопного состава (H2O и D2O).
· молекулярной массы однотипных соединений (CH4, C2H6, н-C4H10).
· строения молекулы (н-C4H10, изо-C4H10).
· кристаллической структуры (аллотропии) – алмаз, графит.
Произведение изменения энтропии системы на температуру T Δ S количественно оценивает эту тендецию и называется энтропийным фактором.
5Свободная энергия Гиббса (или просто энергия Гиббса, или потенциал Гиббса, или термодинамический потенциал в узком смысле) — это величина, показывающая изменение энергии в ходе химической реакции и дающая таким образом ответ на принципиальную возможность протекания химической реакции; это термодинамический потенциал следующего вида:
где U — внутренняя энергия, P — давление, V — объем, T — абсолютная температура, S — энтропия.
Энергию Гиббса можно понимать как полную химическую энергию системы (кристалла, жидкости и т. д.)
Понятие энергии Гиббса широко используется в термодинамике и химии.
|
|
Самопроизвольные реакции называются – экзергоническими, несамопроизвольные – эндергоническими.
В ходе самопроизвольности процесса энергия Гиббса уменьшается до определенной величины, принимая минимально возможное для данной системы значение. Дальнейшее изменение энергии Гиббса при неизменных условиях невозможно, и система переходит в состояние химического равновесия.
6 Скорость химической реакции - это изменение концентрации какого-либо из реагирующих веществ в единицу времени в определённом объёме или на определённой поверхности.
Если реакция протекает идеально, то для оценки скорости достаточно пользоваться понятием средняя скорость. В этом случае рассматривают изменение концентрации вещества за некоторый промежуток времени и относят это изменение к единице времени V = ±(c2-c1)/(τ2-τ1)=±Δc/Δτ.. Важно знать, по какому веществу оценивается скорость реакции. Если это исходное вещество, то концентрация его убывает V= - Δc/Δτ. Если контроль ведут по продукту реакции, то концентрация его возрастает V= + Δc/Δτ.
Если реакция протекает сложно, то для оценки протекания химического процесса пользуются понятием истинная скорость химической реакции. Её можно определить математически и графически. Истинная скорость – это скорость реакции в данный момент времени. Причём в разные моменты она разная. Чем меньше рассматриваемый промежуток времени, тем точнее определяется скорость химической реакции. Vист= ± Δc/Δτ
Графическая скорость определяют по тангенсу угла наклона прямой к оси времени, т.е. Δс/Δτ = tg α.
Математическое выражение скорости представляет собой производную концентрации во времени: Vист=± dc/dτ. В этом случае концентрация контролируемого вещества вполне определённа и её выражают в моль/л.
закондействующихмасс: при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна концентрации реагирующих веществ. nА + mB=gD, v=k CА n CВ m.
молекулярность реакции – это число молекул, участвующих в элементарном акте химического взаимодействия. По этому признаку различают мономолекулярные, бимолекулярные и т римолекулярные реакции.
Порядок реакции — это сумма показателей степеней концентрации веществ в уравнении закона действующих масс. СuО(к) + Н2(г) = Сu(к) + Н2О(г), v=kC(H2), H2 + I2 = 2HI, v =kC(H2)C(I2).
энергией активации - избыточная энергия, которой должны обладать молекулы для того, чтобы их столкновение могло привести к образованию нового вещества, называется энергией активации. Молекулы, обладающие такой энергией, называются активными молекулами. С ростом температуры число таких молекул возрастает, поэтому скорость реакции тоже должна увеличиваться.
Факторы, влияющие на скорость химической реакции.
1. Температура (Скорость химических реакций, как правило, при повышении температуры возрастает)
правилом Вант-Гоффа, согласно которому при повышении температуры на каждые 10°С скорость реакции увеличивается примерно в 2 — 4 раза.
у равнение Аррениуса, lnk = - (Ea/RT) + C (или k = Aexp(-Ea/RT). В этом уравнении константа скорости k связана с экспоненциальным выражением exp(-Ea/RT). Символ еxp означает основание натуральных логарифмов; R- универсальная газовая постоянная; Т — температура по шкале Кельвина; Еа — энергия активации; А — коэффициент пропорциональности
2. Концентрация
3. Природа веществ
4. Присутствие католизатора (Вещества, которые увеличивают скорость химической реакции, оставаясь в конечном итоге неизменными по химическому составу и количеству, называют катализаторами)
Катализ - процесс увеличения скорости реакции с помощью катализатора
1. гомогенный (каталитическоеразложение пероксида водорода в водном растворе на воду и кислород в присутствии ионов Cr2O72-)
2. гетерогенный (окисление SO2, до SO3 в присутствии катализатора)
Автокат а лиз - ускорение химической реакции одним из её продуктов.
Пример гидролиз этил-ацетата в водном растворе:
CH3COOC2H5 + H2O =CH3COOH + C2H5OH.
7 Обратимые - Реакции, протекающие одновременно в двух противоположных направлениях.
H2 + I2↔2HI
Необратимые реакции — реакции, при которых взятые вещества нацело превращаются в продукты реакции, не реагирующие между собой при данных условиях
Пример необратимых реакций; Zn+2HCI→ZnCI2 + H2 ↑
Химическое равновесие — состояние химической системы, в котором обратимо протекает одна или несколько химических реакций, причём скорости в каждой паре прямая-обратная реакция равны между собой.
Частное от деления произведения равновесных концентраций исходных веществ и продуктов реакции является величиной постоянной и называется - константой равновесия Кр
СC * СD = Кравн
СA *СB
Для необратимых процессовКр →∞.
Если Кр=0 это указывает на полное отсутствие химического процесса.
Принцип ЛеШателье если на систему, находящуюся в равновесии, воздействовать извне, то в системе усилится то из направлений процесса, которое противодействует данному воздействию.
Факторы влияющие на химическое равновесие:
1) температура
При увеличении температуры химическое равновесие смещается в сторону эндотермической (поглощение) реакции, а при понижении в сторону экзотермической (выделение) реакции.
CaCO3=CaO+CO2 -Q t↑
N2+3H2↔2NH3 +Q t↑
2) давление
При увеличении 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 твердые вещества, то они в расчет не берутся.
CaCO3=CaO+CO2
1моль=1моль+1моль
3) концентрация исходных веществ и продуктов реакции
При увеличении концентрации одного из исходных веществ химическое равновесие смещается в сторону продуктов реакции, а при увеличении концентрации продуктов реакции-в сторону исходных веществ.
S2+2O2=2SO2
Катализаторы не влияют на смещение химического равновесия!
8 Общая характеристика растворов.
Растворами называются гомогенные системы переменного состава, в которых растворенное вещество находится в виде атомов, ионов или молекул, равномерно окруженных атомами, ионами или молекулами растворителя.
Любой раствор состоит по меньшей мере из двух веществ, одно из которых считается растворителем, а другое - растворенным веществом. Растворителем считается компонент, агрегатное состояние которого такое же, как и агрегатное состояние раствора. Деление это довольно условно, а для веществ, смешивающихся в любых соотношениях (вода и ацетон, золото и серебро), лишено смысла. В этом случае растворителем считается компонент, находящийся в растворе в большем количестве.
Состав растворов может меняться в довольно широких пределах, в этом растворы сходны с механическими смесями. По другим признакам, таким как однородность, наличие теплового эффекта и окраски растворы сходны с химическими соединениями.
Растворы могут существовать в газообразном, жидком или твердом агрегатном состоянии. Воздух, например, можно рассматривать как раствор кислорода и других газов в азоте; морская вода - это водный раствор различных солей в воде. Металлические сплавы относятся к твердым растворам одних металлов в других.
Раствор, в котором вещество при данной температуре уже больше не растворяется, или иначе, раствор, находящийся в равновесии с растворяемым веществом, называется насыщенным. Пересыщенным называется раствор, в котором при данной температуре содержится большее количество растворенного вещества, чем в насыщенном растворе. Пересыщенный раствор крайне нестабилен и при изменении условий (энергичное встряхивание или внесение активных центров кристаллизации - кристалликов соли, пылинок) образуется насыщенный раствор и кристаллы соли.
Раствор, содержащий меньше растворенного вещества, чем насыщенный, называется ненасыщенным раствором.
Гетероге́ннаясисте́ма — неоднородная система, состоящая из однородных частей (фаз), разделенных поверхностью раздела. Однородные части (фазы) могут отличаться друг от друга по составу и свойствам. Число веществ (компонентов), термодинамических фаз и степеней свободы связаны правилом фаз. Примерами гетерогенных систем могут служить: жидкость — насыщенный пар; насыщенный раствор с осадком; многие сплавы.
Гомоге́ннаясисте́ма - однородная система, химический состав и физические свойства которой во всех частях одинаковы или меняются непрерывно, без скачков (между частями системы нет поверхностей раздела). В гомогенной системе из двух и более химических компонентов каждый компонент распределен в массе другого в виде молекул, атомов, ионов. Составные части гомогенной системы нельзя отделить друг от друга механическим путем.
В гомогенных смесях составные части нельзя обнаружить ни визуально, ни с помощью оптических приборов, поскольку вещества находятся в раздробленном состоянии на микроуровне. Гомогенными смесями являются смеси любых газов и истинные растворы, а также смеси некоторых жидкостей и твердых веществ, например сплавы.
9 Растворы – это однородные (гомогенные) дисперсные системы, состоящие из двух или большего числа компонентов (относительные количества которых могут меняться в широких пределах) и продуктов их взаимодействия.
Способы выражения концентрации растворов.
1) Массовая доля раствора ω (х). Выражается отношением массы растворенного вещества m(х) к массе раствора.
является величиной безразмерной или выражается в процентах:
Например, 15%-ный раствор: массовая доля ω (х) = 0,15
2) Молярная концентрация раствора С(х). Выражается отношением количества растворенного вещества n(x) к объему раствора, выраженному в литрах.
Т.к. количество вещества n(x) выражается отношением массы вещества m(x) к его молярной массе M(x), то молярную концентрацию раствора удобно выразить как
10 Растворимость – это способность вещества растворяться в том или ином растворителе.
Растворение представляет собой сложный физико-химический процесс.
Переход растворяемого вещества в раствор осуществляется самопроизвольно, и раствор остается ненасыщенным. Наряду с этим происходит и обратный процесс — его выделение. Со временем скорости этих процессов выравниваются и наступает динамическое равновесие, при котором состав системы не меняется. Энтальпийный и энтропийный факторы процесса становятся одинаковыми, т. е. раствор становится насыщенным.
Мерой растворимости вещества при данных условиях служит концентрация его насыщенного раствора. По растворимости твердые вещества условно делят на легкорастворимые, труднорастворимые (или малорастворимые) и практически нерастворимые.
Растворимость большинства твердых веществ с понижением температуры уменьшается и часть вещества выделяется в кристаллическом виде. Выделение вещества при охлаждении горячего насыщенного раствора называется кристаллизацией.
Химическое растворение основано на химическом превращении, в результате которого можно получить соответствующий раствор целевого продукта. Подобные процессы приводят к образованию растворов молекулярного или ионного типа. Если же растворение не сопровождается такой выраженной реакцией, как при химическом растворении, то процесс ограничивается взаимодействием молекул растворяемого вещества с молекулами растворителя, которое называется сольватацией. Продукты этого взаимодействия называются сольватами.
Растворение можно рассматривать в виде следующих последовательных процессов:
а) разрушение связей в исходном веществе с поглощением энергии (эндотермический процесс)
АВ=А + В
б) сольватация (гидратация) частиц А и В с образованием сольватов (гидратов) и выделением энергии (экзотермический процесс)
А + Н2О-=А-Н2О
В + Н2О-=В*Н2О
11Коллигативные свойства растворов — это те свойства, которые при данных условиях независимыми от химической природы растворённого вещества.
Идеальные растворы - это растворы в которых внутренняя энергия каждого компонента не зависит от концентрации
закон Рауля показывает, что относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором равно мольной доле растворенного вещества.
Закон Рауля справедлив для растворов неэлектролитов с очень низкой или высокой концентрацией одного из компонентов
Исследуя замерзание и кипение растворов, Рауль установил следующие закономерности:
1) повышение температуры кипения раствора пропорционально количеству молей растворенного вещества при условии, что количество молей растворителя постоянно:
Δtкип = Еm
2) понижение температуры замерзания раствора пропорционально числу молей растворенного вещества при постоянном количестве растворителя:
Δtзам = Кm
Явление массопереноса растворителя через полупроницаемую мембрану, сквозь которую могут просачиваться малые молекулы, но не способны проходить большие молекулы из разбавленного раствора в раствор более высокой концентрации, называется осмосом.
Давление, которое необходимо создать с той стороны мембраны, где находится раствор, чтобы приостановить осмос, называется осмотическим давлением. Изучение явления осмоса позволило Вант-Гоффу вывести уравнение, в котором показана зависимость осмотического давления от концентрации: осмотическое давление равно тому давлению, которое производило бы растворенное вещество, если бы оно в виде идеального газа занимало тот же объем при той же температуре: P=1000CRT где Р — осмотическое давление раствора, Па; С — концентрация в моль/л; R —универсальная газовая постоянная; Т — абсолютная температура.
12Электролитической диссоциацией - называют распад на катионы и анионыионных кристаллов при растворении или расплавлении.
Электролитическая диссоциация лежит в основе деления растворов на два класса - растворы неэлектролитов и растворы электролитов. Наблюдаемое различие в коллигативных свойствах разбавленных растворов электролитов и неэлектролитов объясняется тем, что из-за электролитической диссоциации увеличивается общее число частиц в растворе. Это, в частности, приводит к увеличению осмотического давления раствора сравнительнос растворами неэлектролитов, понижению давленияпара растворителя над раствором, увеличениюизменения температуры кипения и замерзания раствора относительно чистого растворителя. Электролитической диссоциацией объясняется также ионная электропроводность электролитов.
Самоионизация наблюдается в метиловом спирте, уксусной кислоте, жидком аммиаке и многих других растворителях. Эти растворители называются протонными, или кислыми, поскольку самоионизацияобусловлена переносом протона от одной молекулы растворителя к другой. В апротонных растворителях либо совсем не содержится водорода, как, например, в жидком диоксиде серы, либо они так прочно связаны, что перенос просто невозможен.
13 Степенью диссоциации электролита называется отношение числа его молекул, распавшихся в данном растворе на ионы(n), к общему числу его молекул в растворе(N).
ά =n/N ά%=n/N· 100%
Степень диссоциации принято обозначать греческой буквой ά и выражать либо в долях единицы, либо в процентах. Так, для 0,1 н. раствора СН3СООН ά = 0,013 (или 1,3%).
Электролиты можно разделить на две группы - сильные и слабые электролиты.
Сильные электролиты в водных растворах диссоциированы практически полностью. Понятие степени диссоциации к ним не применимо. К сильным электролитам принадлежат почти все соли; из кислот и оснований к ним относятся HNO3, HCIO4, НСI, HBr, HI, КОН, NaOH, Ba(OH)2 и Са(ОН)2.
Слабые электролиты в водных растворах диссоциируют только частично, и в растворе устанавливается динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами.
К слабым электролитам относится большинство органических кислот, а из важнейших неорганических соединений к ним принадлежат Н2СО3, H2S, HCN, H2SiО3и NH4OH.
Закон действия масс
Закон действия масс открыт опытным путем К.М. Гульдбергом и П. Вааге в 1867 г. Он гласит: При постоянной температуре скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, причем каждая концентрации входит в произведение в степени, равной коэффициенту, стоящему перед формулой вещества в уравнении реакции.
Уравнение химической реакции в общем виде можно представить так:
аА + вВ ↔ сС + dD
Тогда скорость реакции можно выразить уравнением:
V = k*[A]a *[B]b
14 Теория сильных электролитов, была предложена Дебаем и Хюккелем. Согласно этой теории, в растворах сильных электролитов между ионами существует электростатическое взаимодействие. Каждый ион окружен ионной атмосферой из противоионов. Ионная атмосфера тормозит движение ионов в электрическом поле, в результате чего создается эффект неполной диссоциации сильного электролита.
Активность компонентов раствора — эффективная (кажущаяся) концентрация компонентов с учетом различных взаимодействий между ними в растворе, то есть с учетом отклонения поведения системы от модели идеального раствор
Активность была предложена в 1907 году Льюисом как новая переменная, применение которой вместо концентрации позволяет использовать для описания свойств реальных растворов относительно простые уравнения, полученные для идеальных систем. Альтернативой этому пути является использование более сложных уравнений, учитывающих взаимодействие между частицами отличается от общей концентрации на некоторую величину.
Отношение активности к общей концентрации вещества в растворе называется коэффициентом активности
Ионная сила раствора — мера интенсивности электрического поля, создаваемого ионами в растворе.
где c B — молярные концентрации отдельных ионов (моль/л), z B заряды ионов.
где γ — коэффициент активности, А — постоянная, не зависящая от заряда иона и ионной силы раствора, но зависящая от диэлектрической постоянной растворителя и температуры.
15Амфоли́ты — молекулы, в структуре которых присутствуют как кислотные, так и основные группы, существующие в виде цвиттерионов при определённых значениях pH.. Амфолиты образуют растворы с хорошими буферными свойствами. Благодаря способности к выборочной ионизации они противодействуют изменению pH при добавлении кислоты или основания. В присутствии кислот они принимают на себя протоны, удаляя последние из раствора, и противодействуют повышению его кислотности. При добавлении оснований амфолиты высвобождают ионы водорода в раствор, препятствуя возрастанию pH, и тем сохраняя его равновесие.
По Бренстеду-Лоури, кислоты представляют собой вещества, способные отдавать протон, а основания - вещества, присоединяющие протон.
Протолитические равновесия - это реакции, связанные с переносом протона (реакции нейтрализации, гидролиза и диссоциации).
16 Вследствие уникальной способности воды растворять различные вещества, в природе чистой воды, т.е. без примесей, не существует. В одном литре пресной воды, употребляемой нами, содержится до 1 г разных веществ. Эти вещества необходимы для обеспечения нашей жизнедеятельности, а так же жизнедеятельности растений и животных. Дистиллированная вода для них так же вредная, как и слишком минерализованная.
Из-за способности воды растворять многие химические вещества, при нынешней экологической обстановке, она стала объектом постоянного и интенсивного загрязнения.
Нивелирующий растворитель - растворитель, в котором кислоты и основания различной природы не изменяют соотношения в своей силе
Наиболее эффективные нивелирующие растворители для кислот характеризуются сильноосновными свойствами, например, протофильные растворители, имеющие относительно сильные протонно-акцепторные свойства.
Наиболее эффективными нивелирующими растворителями в отношении оснований являются протогенные растворители, которые обладают ярко выраженными протонодонорными свойствами.
Дифференцирующие растворители, вызывающие у смесей кислот или оснований заметное различие констант диссоциации.
Дифференцирующими растворителями для кислот являются ацетон СН3 - СО-СН3 и другие органические растворители, обладающие меньшим сродством к протону, чем вода.
Применение дифференцирующих растворителей позволяет определять константы диссоциации сильных кислот в этих растворителях. Для двух различных растворителей отношение констант диссоциации кислот одинакового типа (молекулярные, катионные или анионные кислоты) является приблизительно постоянной величиной.
17 Автопротолиз – гомофазный процесс самоионизации, обратимый процесс передачи протона от одной нейтральной молекулы жидкости к другой и образования в результате равного числа катионов и анионов.
Ионное произведение воды́ — произведение концентраций ионов водорода Н+ и ионов гидроксида OH− в воде или в водных растворах, константа автопротолиза воды.
Вывод значения ионного произведения воды:
Вода, является слабым электролитом, и в небольшой степени диссоциирует:
H2O + H2O ↔ H3O+ + OH−
или
H2O ↔ H+ + OH−
Водоро́дныйпоказа́тель, pH — мера активности ионов водорода в растворе, и количественно выражающая его кислотность, вычисляется как отрицательный десятичный логарифм активности водородных ионов, выраженной в молях на литр.
Для удобства представления, чтобы избавиться от отрицательного показателя степени, вместо концентраций ионов водорода пользуются их десятичным логарифмом, взятым с обратным знаком, который собственно и является водородным показателем — pH.
В зависимости от соотношения концентраций ионов H+ и OH¯ различают три вида реакции среды:
кислая среда: [H+] > [OH¯]; [H+] > 10-7 моль/л; pH<pOH; pH< 7;
нейтральная среда: [H+] = [OH¯] = 10-7 моль/л; pH = pOH = 7;
щелочная среда: [H+] < [OH¯]; [H+] < 10-7 моль/л; pH>pOH; pH>7;
Таким образом, значения pH всех водных растворов электролитов укладывается в шкалу pH от 0 до 14.
18 Гидролиз по аниону: если соль образована славой кислотой и сильным основанием.
NaCN + H2O = HCN + NaOH
Гидролиз по катиону: если соль образована сильной кислотой и слабым основанием.
NH4CI + H20 = NH3 * H20 + HCI
Гидролиз по катиону и по аниону если образована слабой кислотой и слабым основанием.
(необратимый гидролиз).
Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S
Очень важное значение в промышленности основного органического и нефтехимического синтеза имеет такой процесс, как гидролиз. Применяя его в отношении жиров, целлюлозы и углеводов давно получают мыло, глицерин, этиловый спирт и другие ценные продукты. В области органического синтеза рассматриваемые операции используются главным образом для производства спиртов С2-С5, фенолов, простых эфиров, окисей, многих ненасыщенных соединений, карбоновых кислот и их производных (сложных эфиров, ангидридов, нитрилов, амидов), а также ацетальдегида и других соединений. Перечисленные вещества имеют очень важное применение в качестве промежуточных продуктов органического синтеза, мономеров и фенолов, эфиров акриловой и метакриловой кислот, меламинов, хлоролефинов, акрилонитрилов, пластификаторов и смазочных материалов. Также используют для растворителей (спирты, простые и сложные эфиры, хлоролефины), пестицидов, поверхностно-активных веществ и т.д.
Расчет рН
pН = –lg[H+]
pH = 14 + lg[OH–]
степень гидролиза (β) – отношение концентрации молекул, подвергшихся гидролизу (сгидр)к исходной концентрации растворенной соли (сисх):
Гидролиз протекает в заметной степени только в разбавленных растворах, тогда 
следовательно, 
Это произведение называется константой гидролиза (Кг):
19 Буферные системы – в состав в которых поддерживает рH.
Буферные растворы — растворы с определённой устойчивой концентрацией водородных ионов; смесь слабой кислоты и её соли или слабого основания и его соли. Величина рН буферного раствора мало изменяется при добавлении небольших количеств свободной сильной кислоты или щёлочи, при разбавлении или концентрировании.
Буферные растворы имеют большое значение для протекания процессов в живых организмах. Например, в крови постоянство водородного показателя рН поддерживается буферными смесями, состоящими из карбонатов и фосфатов. Известно большое число буферных растворов (ацетатно-аммиачный буферный раствор, фосфатный буферный раствор, боратный буферный раствор, формиатный буферный раствор и др.).
Расчет рН буферных систем
буферная ёмкость раствора — определяет способность раствора сохранять постоянной концентрацию определённых ионов (обычно применяется к ионам H+) при условии, что в растворе протекают химические реакции, или при добавлении к раствору электролитов.
20 В теории Льюиса (1923 г.) на основе электронных представлений было ещё более расширено понятие кислоты и основания.
Кислота Льюиса — молекула или ион, имеющие вакантные электронные орбитали, вследствие чего они способны принимать электронные пары. Это, например, ионы водорода – протоны, ионы металлов (Ag+, Fe3+), оксиды некоторых неметаллов (например, SO3, SiO2), ряд солей (AlCl3), а также такие вещества как BF3, Al2O3. Кислоты Льюиса, не содержащие ионов водорода, называются апротонными (апротонная кислота — это химическое соединение, в которое не входит атом водорода, но являющееся акцептором пары электронов. ZnCl2,).
Основание Льюиса — это молекула или ион, способные быть донором электронных пар: все анионы, аммиак и амины, вода, спирты, галогены.
Примеры химических реакций между кислотами и основаниями Льюиса:
AlCl3 + Cl− → AlCl4−
BF3 + F− → BF4−
PCl5 + Cl− → PCl6
21Произведение растворимости (ПР) — произведение концентрации ионов малорастворимого электролита в его насыщенном растворе при постоянной температуре и давлении. Произведение растворимости — величина постоянная.
Гетерогенные равновесия в водных растворах характеризуются тем, что перенос частиц происходит через поверхность раздела по крайней мере двух сосуществующих фаз.
По своему характеру двухфазные гетерогенные равновесия достаточно многообразны, но здесь будут затронуты лишь некоторые из них, представляющие наибольший практический интерес и имеющие важное значение в аналитической, физической химии и в различных химических технологиях. К ним, в первую очередь, относятся следующие системы:
1. Твердая фаза (осадок) – жидкая фаза (насыщенный раствор вещества, находящегося в осадке). Эта система имеет большое значение, т.к. в химической практике часто приходится одни вещества отделять от других. Осаждение отделяемого вещества с последующим фильтрованием– один из наиболее простых и часто применяемых приемов разделения. Не менее важен и обратный процесс – переведение малорастворимых веществ в раствор. Это наиболее часто встречающийся в химии случай реакций образования и растворения осадков.
2. Твердая фаза (ионит) – жидкая фаза (раствор). Ионный обмен широко применяется для очистки воды от примесей (умягчение, обессоливание), а также для разделения веществ, близких по своим химическим свойствам, когда обычные методы химического разделения оказываются неэффективными. Здесь речь идет о ионном обмене на поверхности ионитов (катионитов и анионитов).
3. Жидкая фаза (раствор вещества в растворителе I) – жидкая фаза (раствор вещества в растворителе II). Этот случай реализуется тогда, когда некоторое вещество растворено в двух несмешивающихся друг с другом растворителях, причем в одном из них растворимость вещества больше, чем в другом. Практическое применение этого явления носит название экстракции. Экстракция является одним из наиболее применяемых методов разделения веществ как в промышленности, так и в химическом анализе.
22 Химическая связь – электронный феномен, заключающийся в том, что по крайней мере один электрон, находившейся в силовом поле своего ядра, оказывается в силовом поле другого ядра или нескольких ядер одновременно.
Основными типами химической связи являются: ковалентная, ионная, металлическая и водородная.
1. Ковалентная - химическая связь, образованная перекрытием пары валентных электронных облаков.
Н *+* Н® Н2
Ковалентная связь характеризуется:
1. направленностьюв пространстве
2. полярностью