кабінет хімії: Підготовка до ЗНО

Програму підготовки до ЗНО з хімії, можна знайти за наступним посиланням
http://osvita.ua/test/program_zno/945/

Комплексна підготовка до зовнішнього незалежного оцінювання

РОЗДІЛ І. ЗАГАЛЬНА ХІМІЯ

РОЗДІЛ IІ. НЕОРГАНІЧНА ХІМІЯ

7. Основні класи неорганічних сполук
7.1. Оксиди
7.1.1. Основні оксиди
7.1.2. Кислотні оксиди
7.1.3. Амфотерні оксиди
7.2. Основи
7.3. Кислоти
7.4. Солі
7.5. Амфотерні сполуки
7.5.1. Амфотерні оксиди
7.5.2. Амфотерні гідроксиди
7.6. Генетичні зв’язки між класами неорганічних речовин
Приклади розв’язування типових задач
Тести
8. Металічні елементи та їхні сполуки. Метали
8.1. Загальні відомості про металічні елементи та метали
8.1.1. Електронна будова атомів металічних елементів
8.1.2. Фізичні властивості металів
8.1.3. Загальні хімічні властивості металів
8.1.4. Корозія металів
8.1.5. Загальні способи добування металів
8.1.6. Сплави на основі заліза (чавун, сталь)
8.2. Елементи головної підгрупи І групи
8.2.1. Загальна характеристика
8.2.2. Натрій і Калій
8.2.3. Оксиди і гідроксиди Натрію та Калію
8.2.4. Калійні добрива
8.3. Металічні елементи головної підгрупи II групи
8.3.1. Загальна характеристика
8.3.2. Магній
8.3.3. Магній оксид
8.3.4. Магній гідроксид
8.3.5. Кальцій
8.3.6. Кальцій оксид
8.3.7. Кальцій гідроксид
8.3.8. Солі кальцію
8.3.9. Твердість води
8.4. Алюміній
8.4.1. Алюміній оксид
8.4.2. Алюміній гідроксид
8.4.3. Солі Алюмінію
8.5. Ферум
8.5.1. Сполуки Феруму (II)
8.5.2. Сполуки Феруму (III)
Тести
9. Неметалічні елементи та їхні сполуки. Неметали
9.1. Гідроген
9.1.1. Водень
9.1.2. Вода
9.1.3. Очищення води
9.1.4. Гідроген пероксид
9.2. Галогени
9.2.1. Хлор
9.2.2. Гідроген хлорид. Хлоридна кислота
9.2.3. Хлориди
9.3. Елементи VIA групи
9.3.1. Загальна характеристика
9.3.2. Оксиген
9.3.3. Кисень
9.3.4. Озон
9.3.5. Сульфур
9.3.6. Сірка
9.3.7. Сірководень (гідроген сульфід). Сірководнева (сульфідна) кислота. Сульфіди
9.3.8. Оксиди Сульфуру
9.3.9. Сульфітна кислота та її солі
9.3.10. Сульфатна кислота
9.4. Елементи VA групи
9.4.1. Загальна характеристика
9.4.2. Нітроген
9.4.3. Аміак
9.4.4. Солі амонію
9.4.5. Нітроген(IV) оксид
9.4.6. Нітратна кислота
9.4.7. Нітрати
9.4.8. Нітратні добрива
9.4.9. Фосфор
9.4.10. Фосфор(V) оксид
9.4.11. Ортофосфатна кислота
9.4.12. Солі ортофосфатної кислоти
9.4.13. Фосфорні добрива та їхнє добування
9.5. Елементи IV групи
9.5.1. Загальна характеристика
9.5.2. Карбон
9.5.3. Оксиди Карбону
9.5.4. Карбонатна кислота
9.5.5. Добування кальцинованої соди аміачно-хлоридним способом
9.5.6. Силіцій
9.5.7. Силіцій(ІV) оксид
9.5.8. Силікатна кислота, силікати
9.5.9. Силікатні матеріали
Тести

РОЗДІЛ IIІ. ОРГАНІЧНА ХІМІЯ

Основні хімічні поняття

Атом – найменша хімічно неподільна електронейтральна частинка матерії, що складається з позитивно зарядженого ядра й негативно заряджених електронів і є носієм хімічних властивостей елемента.

Молекула – найменша частинка речовини, яка має сталий склад і зберігає її хімічні властивості.

Атомна (молекулярна) маса A_r (M_r) – значення маси атома (молекули), виражене в атомних одиницях маси. 1 атомна одиниця маси /а.о.м./ дорівнює ¹/₁₂ частини маси атома ізотопу Карбону ¹²С і становить 1,66 · 10^–24 г.

Молекулярна маса конкретної речовини дорівнює сумі мас атомів усіх елементів, що входять до складу молекули.

Елемент – тип атомів, що мають однакові хімічні властивості, однакове протонне число й певне середнє значення атомної маси.

Валентність – здатність атома утворювати хімічний зв'язок. За одиницю валентності приймають один хімічний зв'язок, що здатний утворити атом Гідрогену.

Ступінь окиснення – умовний заряд, що має елемент в йонній сполуці чи мав би в ковалентній сполуці, якби загальна електронна пара була б цілком зміщена до більш електронегативного елемента.

Моль – кількість речовини, що містить 6,02 · 10²³ структурних одиниць (атомів, молекул, йонів, електронів і т. ін.). Маса 1 моль даної речовини називається її молярною масою. Вона вимірюється в г/моль і позначається буквою «М». Молярну масу знаходять, як відношення маси речовини до її кількості:

M=m\n г/моль.

Наприклад, молярна маса сульфатної кислоти М(Н₂SO₄) = 98 г/моль.

Еквівалент (Е) – масова кількість речовини, що взаємодіє з одним атомом чи йоном Гідрогену чи заміщає таку його кількість у хімічних реакціях. Еквівалент може дорівнювати (або бути меншим) відповідній формульній одиниці речовини, що бере участь у конкретній реакції. Число, що вказує на частину формульної одиниці речовини, еквівалентну одному йону Гідрогену (або одному електрону) в певній реакції, називають фактором еквівалентності.
Еквівалент речовини залежить від того, в якій конкретно реакції бере участь ця речовина.

Масу 1 моль еквівалентів речовини називають молярною масою еквівалентів речовини (М_Е).

Молярні маси еквівалентів простих речовин розраховують за формулою:

М_Е = Ar\B, (г/моль).

Наприклад: М_Е(Н₂) = 1 г/моль, М_Е(О₂) = 8 г/моль.

Молярні маси еквівалентів складних речовин.

Молярна маса еквівалентів кислоти (М_ЕК) – відношення молекулярної маси кислоти до основності, яка визначається кількістю атомів Гідрогену, що беруть участь у реакції:

М_ЕК =

(г/моль).

Молярна маса еквівалентів основи (М_ЕО) – відношення молекулярної маси основи до кислотності, яка визначається кількістю гідроксогруп, що вступають у реакцію:

М_ЕО =

, (г/моль).

Молярна маса еквівалентів солі (М_ЕС) – відношення молекулярної маси солі до добутка кількості атомів металу, що вступають у реакцію, на їх валентність:

М_ЕС =

, (г/моль).

Молярна маса еквівалентів оксиду (М_ЕОк) - знаходиться аналогічно до молярної маси еквівалентів солі або як сума молярних мас еквівалентів елемента і Оксигену:

М_ЕОк =

(г/моль).

Для газоподібних речовин користуються молярними об'ємами еквівалентів (V_Е). V_Е(Н₂) = 11,2 л/моль, V_Е(О₂) = 5,6 л/моль, V_Е(Сl₂) = 11,2 л/моль.

Окисний еквівалент – відношення молекулярної маси окисника до кількості електронів, що він приймає в даній окисно-відновній реакції. Відновний еквівалент – відношення молекулярної маси відновника до кількості електронів, що віддані в даній реакції.

Електрохімічний еквівалент – відношення хімічного еквівалента речовини, що виділилася на електроді, до сталої Фарадея (F).

Основні закони хімії

Закон збереження маси: в результаті хімічних перетворень сума мас речовин до реакції і сума мас речовин після реакції однакова.

Закон збереження енергії: будь-яка енергія не зникає і не виникає, а тільки одні її види переходять в інші.

Закон сталості складу: кожна речовина має постійний якісний і кількісний склад незалежно від способів її одержання. Речовини, що отримані різними способами, але які мають той самий якісний і кількісний склад, мають однакові хімічні властивості.

Закон кратних відношень: якщо два елементи утворюють один з одним кілька хімічних сполук, то маси одного елемента, що приходяться на ту саму масу іншого елемента, відносяться між собою як невеликі цілі числа.

Закон об'ємних відношень: об'єми взаємо-діючих газоподібних речовин відносяться між собою і до об'ємів продуктів реакції, як невеликі цілі числа.

Закон Авогадро (1811 р.): у рівних об'ємах різних газів при однакових умовах міститься однакове число часток (молекул, атомів, йонів).

Наслідки:
1. Моль будь-якого газу при нормальних умовах займає об'єм 22,4 л.

2. Моль будь-якого газу за нормальних умов містить 6,02 · 10²³часток (стала Авогадро N_А).

Закон еквівалентів: 1. хімічні елементи сполучаються один з одним, а речовини реагують і утворюються в еквівалентних кількостях.

2. Маси (об'єми) речовин, що реагують, пропорційні молярним масам (об'ємам) їхніх еквівалентів:

Класи неорганічних сполук

Прості речовини. Молекули складаються з атомів одного виду (атомів одного елемента). У хімічних реакціях не можуть розкладатися з утворенням інших речовин.

Різкої границі між металами і неметалами нема, тому що є прості речовини (іноді їх виділяють в окремий клас металоїдів), що виявляють двоїсті властивості.

Складні речовини (хімічні сполуки). Молекули складаються з атомів різного виду (атомів різних хімічних елементів). У хімічних реакціях розкладаються з утворенням декількох інших речовин.

Оксиди – речовини, що складаються з двох елементів, один з яких Оксиген із ступенем окиснення –2. У цих сполуках усі атоми Оксигену безпосередньо зв'язані з атомами більш електропозитивних елементів, а співвідношення компонентів відповідає правилам валентності.

За хімічними властивостями оксиди поділяють на три групи: основні, кислотні, амфотерні.

Несолетворні (байдужі CO, N₂O, NO або індиферентні)
Солетворні

Основні – оксиди металів, у яких останні виявляють невеликий ступінь окиснення +1, +2 (їм відповідають основи): Na₂O; MgО; CuО
Амфотерні – оксиди, які залежно від умов виявляють і основні, і кислотні властивості: ZnО; Al₂O₃; Cr₂O₃

Кислотні – оксиди неметалів і металів зі ступенем окиснення від +5 до +7, (їм відповідають кислоти): SO₂; SO₃; P₂O₅; Mn₂O₇

Одержання

1. Взаємодія простих і складних речовин з киснем:

4P + 5O₂ →2P₂O₅;CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O.

2. Розкладання деяких оксигенвмісних речовин (основ, кислот, солей) при нагріванні: Cu(OH)₂ –^t^°→ CuO + H₂O; (CuOH)₂CO₃ –^t^°→ 2CuO + CO₂ + H₂O; 2Pb(NO₃)₂ –^t^°→ 2Pb + 4NO₂ + O₂
Хімічні властивості

1. Взаємодія з водою
Утвориться основа: Na₂O + H₂O → 2NaOH; CaО + H₂O → Ca(OH)₂	Утвориться кислота: SO₃ + H₂O → H₂SO₄; P₂O₅ + 3H₂O → 2H₃PO₄
2. Взаємодія з кислотою	Взаємодія з основою
утвориться сіль і вода
MgО+H₂SO₄^°→MgSO₄+H₂O CuО+2HCl^°→CuCl₂+H₂O	CO₂+Ba(OH)₂→BaCO₃+H₂O SO₂+2NaOH→Na₂SO₃+H₂O
Амфотерні оксиди взаємодіють
з кислотами як основні: ZnО + H₂SO₄→ZnSO₄+ H₂O	з основами як кислотні: ZnO+2NaOH→Na₂ZnO₂+H₂O ZnO+2NaOH+H₂O→Na₂[Zn(OH)₄]
3. Взаємодія основних і кислотних оксидів між собою: Na₂O + CO₂ ® Na₂CO₃
4. Відновлення до простих речовин: 3CuO + 2NH₃ → 3Cu + N₂ + 3H₂O; P₂O₅+ 5C → 2P + 5CO

Кислоти – складні речовини, що складаються з атомів Гідрогену та кислотного залишку.

Класифікація

1. За складом: безоксигенові і оксигенвмісні.

2. За кількістю атомів Гідрогену, здатних заміщатися на метал: одно-, дво-, триосновні.

Безоксигенові:		Назва солі	Оксигенвмісні:		Назва солі
HCl – хлоридна (соляна)	одноосновна	хлорид	H₂CO₃ – карбонатна	двоосновна	карбонат
HBr – бромідна	одноосновна	бромід	H₂SO₃ – сульфітна	двоосновна	сульфіт
HI – йодидна	одноосновна	йодид	H₂SO₄ – сульфатна	двоосновна	сульфат
HF – флуоридна (плавикова)	одноосновна	флуорид	H₃PO₄ – ортофосфатна	триосновна	ортофосфат
H₂S – сульфідна	двоосновна	сульфід	H₂SiО₃ – силікатна	двоосновна	силікат
H₂Sе – селенідна	двоосновна	селенід	HNO₃ – нітратна	одноосновна	нітрат

Одержання

1. Взаємодія кислотного оксиду з водою (для оксигенвмісних кислот):

SO₃ + H₂O → H₂SO₄;
P₂O₅ + 3H₂O → 2H₃PO₄.

2. Взаємодія водню з неметалом і наступним розчиненням отриманого продукту у воді (для безоксигенових кислот):
H₂+ Cl₂→ 2HCl;
H₂ + S → H₂S.

3. Реакціями обміну солі з кислотою:
Ba(NO₃)₂ + H₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2HNO₃
Na₂SiО₃+ 2HCl → H₂SiО₃↓ + 2NaCl
2NaCl(тв.) + H₂SO₄(конц.) –^t^°® Na₂SO₄ + 2HCl↑

Хімічні властивості

1. Взаємодія з основами (реакція нейтралізації):
H₂SO₄+ 2KOH → K₂SO₄ + 2H₂O

2. Взаємодія з основними оксидами:
CuO + 2HNO₃ –^t^°→ Cu(NO₃)₂ + H₂O

3. Взаємодія з металами, що стоять у ряді напруг до Гідрогену:

Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂↑; 2Al + 6HCl → 2AlCl₃ + 3H₂↑

4. Взаємодія з солями з утворенням газу чи осаду:

H₂SO₄+ BaCl₂ → BaSO₄↓ +2HCl
2HCl + K₂CO₃ → 2KCl + H₂O + CO₂↑

Основи – складні речовини, в яких атоми металів з'єднані з однією чи декількома гідроксидними групами.

Класифікація

Розчинні у воді (луги): LiOH, CsOH, NaOH, KOH, RbOH, Ca(OH)₂, Ba(OH)₂

Нерозчинні:

Fe(OH)₃, Cu(OH)₂, Аl(OH)₃

Кількість гідроксидних груп у молекулі основи означає її кислотність.

Однокислотні:

LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH,

Двокислотні: Ca(OH)₂, Ba(OH)₂, Cu(OH)₂

Трикислотні: Аl(OH)₃, Fe(OH)₃,

Одержання

1. Реакції активних металів (лужних і лужноземельних металів) з водою:

2Na + 2H₂O → 2NaOH + H₂↑
Ca + 2H₂O → Ca(OH)₂ + H₂↑

2. Взаємодія оксидів активних металів з водою: BaO + H₂O → Ba(OH)₂

3. Електроліз водних розчинів солей 2NaCl + 2H₂O → 2NaOH + H₂↑ + Cl₂↑
Хімічні властивості

Луги	Нерозчинні основи
1. Взаємодія з кислотними оксидами
2KOH + CO₂® K₂CO₃+ H₂O; KOH + CO₂ ® KHCO₃	––
2. Взаємодія з кислотами (реакція нейтралізації)
NaOH+HNO₃®NaNO₃+H₂O	Cu(OH)₂+2HCl®CuCl₂+2H₂O
3. Обмінна реакція з солями
Ba(OH)₂+K₂SO₄®2KOH+BaSO₄↓; 3KOH+Fe(NO₃)₃®Fe(OH)₃↓+3KNO₃		––
4. Термічний розпад
––	Cu(OH)₂ –^t^°® CuO + H₂O

Амфотерні – гідроксиди, які при дисоціації утворюють одночасно і катіони Гідрогену Н⁺, і гідроксид–йони ОН^–. Прикладом можуть бути Al(OH)₃, Zn(OH)₂, Cr(OH)₃, Be(OH)₂, Ge(OH)₂, Sn(OH)₄, Pb(OH)₂, тощо. Al³⁺ + 3OH^– = Al(OH)₃ H₂O + Al(OH)₃ = [Al(OH)₄]^– + H⁺,

де [Al(OH)₄]^–– гідроксокомплекс алюмінію, який може також існувати у вигляді [Al(OH)₄(H₂O)₂]^–.

Солі – складні речовини, що складаються з атомів металу та кислотних залишків. З точки зору теорії електролітичної дисоціації солі – електроліти, які при дисоціації утворюють катіони металів (або групу NH₄⁺) і аніони кислотних залишків. Наприклад: NaCl = Na⁺+ Cl^–.

Класифікація

Солі	Приклад	Назва
Середні	Na₂SO₄	натрій сульфат
Кислі	NaHCO₃	натрій гідрогенкарбонат
Основні	Fe(OH)₂Cl	ферум(ІІІ) дигідроксид хлорид
Подвійні	KAl(SO₄)₂	алюміній калій дисульфат
Змішані	CaOCl₂	кальцій оксид хлорид
Комплексні	[Ag(NH₃)₂]Br	диамінаргентум бромід

Середні солі (нормальні) – продукти повного заміщення атомів Гідрогену у кислотах на атоми металу, або гідроксидних груп в основах на кислотні залишки. При дисоціації дають тільки катіони металу (чи NH₄⁺): Na₂SO₄ ⇄ 2Na⁺ +SO₄^2–

Більшість способів одержання солей засновано на взаємодії речовин із протилежними властивостями:

1. металу з неметалом:
2Na + Cl₂ → 2NaCl;

2. металу з кислотою:
Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂↑;

3. металу з розчином солі менш активного металу:
Fe + CuSO₄ → FeSO₄ + Cu;

4. основного оксиду з кислотним оксидом:
MgO + CO₂ → MgCO₃;

5. основного оксиду з кислотою:
CuO + H₂SO₄ –^t^°→ CuSO₄ + H₂O;

6. основи з кислотним оксидом:
Ba(OH)₂+ CO₂ → BaCO₃↓ + H₂O;

7. основи з кислотою:
Ca(OH)₂ + 2HCl → CaCl₂ + 2H₂O;

8. солі з кислотою:
MgCO₃ + 2HCl → MgCl₂ + H₂O + CO₂↑;

9. розчину основи з розчином солі:
Ba(OH)₂ + Na₂SO₄ → 2NaOH + BaSO₄↓;

10. розчинів двох солей:
3CaCl₂ + 2Na₃PO₄ → Ca₃(PO₄)₂↓ + 6NaCl

Хімічні властивості

1. Термічне розкладання: CaCO₃ → CaO + CO₂↑
2Cu(NO₃)₂ → 2CuO + 4NO₂↑ + O₂↑

2. Обмінні реакції з кислотами, основами й іншими солями:

AgNO₃ + HCl → AgCl↓ + HNO₃
Fe(NO₃)₃ + 3NaOH → Fe(OH)₃↓ + 3NaNO₃

3. Окисно-відновні реакції, обумовлені властивостями катіона чи аніона.

2KMnO₄ + 16HCl → 2MnCl₂ + 2KCl + 5Cl₂↑ + 8H₂O

Кислі солі (гідрогенсолі) утворюються внаслідок неповного заміщення атомів Гідрогену багатоосновних кислот на атоми металу, наприклад, NaHCO₃, KH₂PO₄,KНSO₄. При дисоціації дають катіони металу (NH₄⁺), йони Гідрогену та аніони кислотного залишку:

NaHCO₃ ⇄ Na⁺ + HCO₃^– ⇄ Na⁺ + H⁺ + CO₃^2–;
KH₂PO₄= K⁺ + H₂PO₄^–.

Одержання

1. Взаємодія кислоти з недостачею основи:KOH + H₂SO₄ → KHSO₄ + H₂O

2. Взаємодія основи з надлишком кислотного оксиду:
Ca(OH)₂ + 2CO₂ → Ca(HCO₃)₂

3. Взаємодія середньої солі з кислотою:
Ca₃(PO₄)₂ + 4H₃PO₄ → 3Ca(H₂PO₄)₂

Хімічні властивості

1. Термічне розкладання з утворенням середньої солі
Ca(HCO₃)₂ → CaCO₃↓ + CO₂↑ + H₂O

2. Взаємодія з лугом. Одержання середньої солі.
Ba(HCO₃)₂ + Ba(OH)₂ → 2BaCO₃↓ + 2H₂O

Основні солі (гідроксосолі) утворюються внаслідок неповного заміщення гідроксогруп багатокислотних основ кислотними залишками, наприклад, Bi(OH)₂Cl. До них належать і оксосолі, наприклад, BiOCl, утворені дегідратацією гідроксосолей. При дисоціації дають катіони металу, гідроксид-йони та аніони кислотного залишку:

Приклади дисоціації основних солей:
MgOHCl = MgOH⁺+ Cl^–; AlOHSO₄= AlOH²⁺ + SO₄^2–.

Одержання

1. Гідроліз солей, утворених слабкою основою і сильною кислотою: ZnCl₂+H₂O→[Zn(OH)]Cl+HCl

2. Додавання (по краплях) невеликих кількостей лугів до розчинів середніх солей металів:

AlCl₃ + 2NaOH → [Al(OH)₂]Cl + 2NaCl

3. Взаємодія солей слабких кислот із середніми солями

2MgCl₂ + 2Na₂CO₃ + H₂O → [Mg(OH)]₂CO₃↓ + CO₂ + 4NaCl

Хімічні властивості

1. Термічне розкладання:
[Cu(OH)]₂CO₃(малахіт) ® 2Cu + CO₂↑ + H₂O

2. Взаємодія з кислотою з утворенням середньої солі:
Sn(OH)Cl + HCl ⇄ SnCl₂ + H₂O

Комплексні. Містять складні катіони чи аніони:
[Ag(NH₃)₂]Br ⇄ [Ag(NH₃)₂]⁺ + Br ^–

Маючи основні поняття про класи неорганічних сполук, студент повинен уміти зображати їх графічні формули, складати рівняння реакцій, що можуть проходити між сполуками, знати способи одержання тих чи інших сполук та методи перетворення одних речовин в інші.

ЗАГАЛЬНА ХАРАКТЕРИСТИКА РОЗЧИНІВ. ЕЛЕКТРИЧНА ПРОВІДНІСТЬ

Розчином називається гомогенна система, що складається з двох і більше компонентів, одним із яких є розчинник, а інші – розчинені речовини. Розчинником є та речовина, що кількісно переважає і знаходиться в такому ж агрегатному стані, що і розчин.

Розчинністю називається здатність речовини розчинятися в даному розчиннику при даній температурі. Мірою розчинності речовини є концентрація її у насиченому розчині. Розчини бувають: насичені, пересичені і ненасичені.

Насиченим вважається розчин, що знаходиться в рівновазі з речовиною, що розчиняється. У насиченому розчині міститься гранична за даних умов кількість розчиненої речовини. Розчин є пересиченим, якщо в ньому міститься розчиненої речовини більше, ніж визначено межею розчинності. Розчин, що містить речовини менше, чим визначено межею розчинності, називається ненасиченим.

На практиці розчинність речовини часто виражають коефіцієнтом розчинності, який показує масу речовини, що розчиняється при даній температурі в 100 г розчинника з утворенням насиченого розчину.

Способи вираження концентрації розчинів

Важливою характеристикою будь-якого розчину є відносний вміст у ньому розчиненої речовини і розчинника, що називається концентрацією. На практиці використовують такі способи вираження концентрації:

1. Молярна частка – відношення кількості даного компонента до загальної кількості речовин у розчині. Для двокомпонентних розчинів:

; х₁+х₂= 1.

2. Масова (об’ємна) частка – відношення маси (об’єму) розчиненої речовини до загальної маси (об’єму) розчину:

х100 %;

х 100 %.

Частки виражають у частинах від одиниці або у відсотках.

3. Молярна концентрація – відношення кількості розчиненої речовини до об’єму розчину:

[моль/л], (скорочено М).

4. Моляльна концентрація (моляльність) – відношення кількості розчиненої речовини до маси розчинника (кількість молів розчиненої речовини, що припадає на 1 кг (1000 г) розчинника):

(моль/кг).

5. Молярна концентрація еквівалентів (нормальна концентрація) – відношення кількості еквівалентів розчиненої речовини до об’єму розчину:

(моль/л, або н),

де M_E – молярна маса еквівалентів розчиненої речовини, m₁(m₂) – маса розчиненої речовини (розчинника), г; M₁ – молярна маса розчиненої речовини, г/моль; V – об'єм розчину, л; n₁(n₂) – кількість молів розчиненої речовини (розчинника).

Електроліти – речовини, що здатні до розпаду на йони в розчинах чи в розплавленому стані.

Електролітична дисоціація – процес розпаду молекул на позитивно і негативно заряджені йони під дією полярних молекул розчинника. Кількісною характеристикою сили електроліту є ступінь електролітичної дисоціації (a) – відношення числа молекул, що розпалися на йони (n), до загального числа молекул, введених у розчин (N): a = n/N; 0 < a < 1. a залежить від природи електроліту і розчинника, температури і концентрації.

Сильні електроліти практично цілком розпадаються на йони (a>0,3).

Слабкі електроліти частково дисоційовані на йони (0 < a < 0,03), їх розчини містять йони і недисоційовані молекули.

Неелектроліти –речовини, водні розчини і розплави яких не проводять електричний струм. Вони містять ковалентні неполярні чи малополярні зв'язки.

Константа дисоціації (K_D) – відношення добутку рівноважних концентрацій йонів у ступені відповідних стехіометричних коефіцієнтів до концентрації недисоційованих молекул. Вона є константою рівноваги процесу електролітичної дисоціації; характеризує здатність речовини розпадатися на йони: чим вище K_D, тим більше концентрація йонів у розчині.

кабінет хімії

Сторінки