ТЕМА 5. ОСНОВНЫЕ ХАРАКТЕРИСТИКИ РАСТВОРОВ И ДРУГИХ ДИСПЕРСНЫХ СИСТЕМ

Литература. [1], гл. VIII, § 8.1.-8.3; задачи для самоконтроля: с.208, № 8.1 – 8.3;

[2], гл. 7, § 7.1-7.3.

[3], с. 66-78; вопросы и задачи: с. 151-154, № 7-1 – 7-60;

[5], гл. VI, контрольные вопросы и задачи: с. 182-184, № 7-30.

 

 

Вопросы для самопроверки

1. Какие дисперсные системы называются растворами?

2. Какие растворы называются газовыми, жидкими, твердыми? Приведите примеры.

3. Что называется концентрацией раствора?

4. Каковы способы выражения концентрации раствора?

5. Назовите основные положения физико-химической теории рас-творов Д.И.Менделеева.

6. От каких факторов зависит растворимость различных веществ?

7. Сформулируйте закон Рауля.

8. Почему растворы кипят при более высокой и замерзают при более низкой температуре, чем чистые растворители?

9. Какие величины называются эбуллиоскопической и криоско-пической константами?

10. Что называется осмотическим давлением, от каких факторов оно зависит?

11. Какова формулировка закона Вант-Гоффа?

12. Как изменяются энтальпия и энтропия системы при раcтворении?

 

Должен знать: классификацию дисперсных систем; основные положения физико-химической теории растворов Д.И.Менделеева; способы выражения концентрации растворов; закон Рауля; закон Вант-Гоффа; изменение энтальпии и энтропии при растворении; отличие свойств реальных растворов от свойств идеальных растворов.

Должен уметь: вычислять концентрацию растворов: массовую долю, молярность, моляльность, нормальность, мольную долю; переводить концентрацию раствора, заданную в одной из единиц измерения концентрации в любую другую; описывать процесс растворения и характер изменения энтальпии и энтропии в этом процессе; объяснять причины влияния давления и температуры на растворимость газов; описывать влияние растворенного вещества на давление паров растворителя; определять молекулярную массу растворенного вещества по данным о влиянии известной концентрации растворенного вещества на повышение температуры кипения, понижение температуры замерзания, осмотическое давление.

 

ТЕМА 6. ВОДНЫЕ РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Литература. [1], гл. VIII, § 8.4-8.7; задачи для самоконтроля: с. 224, №8.10 – 8.12; с. 231, № 8.13, 8.14;

[2], гл. 7, § 7.4-7.7;

[3], с. 79-88; вопросы и задачи: с. 160-167, № 9-1 – 9-117;

[5], гл. VI, примеры решения задач: с. 181-182, примеры № 5, 6; контрольные вопросы и задачи: с. 184,№ 31-60.

 

 

Вопросы для самопроверки

 

1. Какие вещества называются электролитами?

2. Что такое электролитическая диссоциация?

3. Что называется степенью электролитической диссоциации?

4. Чем отличаются сильные электролиты от слабых?

5. Как зависит степень электролитической диссоциации от концен-трации раствора?

6. Что такое константа диссоциации?

7. Какова взаимосвязь между степенью диссоциации и константой диссоциации слабого электролита?

8. Что называется ионным произведением воды?

9. Что называется водородным показателем?

10. Каково значение рН в нейтральной, кислой, щелочной средах?

11. Что называется произведением растворимости труднорастворимого электролита?

12. Что называется гидролизом?

13. В какую сторону смещается равновесие реакции гидролиза соли при разбавлении раствора? при нагревании раствора? Ответ объясните.

14. Дайте определение понятиям “активность”, “коэффициент ак-тивности”.

15. Какие растворы называют коллоидными?

16. Чем определяется устойчивость коллоидных растворов?

 

Должен знать: основные положения теории электролитической диссоциации; понятия степени диссоциации, константы диссоциации, сильного и слабого электролита, ионного произведения воды, водородного показателя рН, активности и коэффициента активности; понятие произведения растворимости малорастворимых электролитов; сущность процесса гидролиза солей; основы теории кислот и оснований.

Должен уметь: записывать уравнения электролитической диссоци-ации и выражение для константы диссоциации электролита; рассчитывать водородный показатель рН по заданным концентрациям Н+и ОН-и наоборот; рассчитывать степень диссоциации слабого электролита по данным о концентрации и значению константы диссоциации этого элек-тролита; рассчитывать активность ионов в растворе; вычислять произ-ведение растворимости для малорастворимого электролита и делать вывод об условиях выпадения осадка этого электролита; записывать ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей и объяснять, какими свойствами, кислыми, основными или нейтральными, должен обладать водный раствор конкретной соли.

 

ТЕМА 7. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ ПРОЦЕССЫ

Литература. [1], гл. IX, § 9.1;задачи для самоконтроля: с. 259, № 9.1;

[2], гл. VIII;

[3], с. 89-97; вопросы и задачи: с. 168-173, № 10-1 – 10-120;

[5], гл. VII, контрольные вопросы и задачи: с. 216-218, № 1-20.

 

 

Вопросы для самопроверки

 

1. Какие реакции называются окислительно-восстановительными и чем они отличаются от обменных реакций?

2. Что называется степенью окисления или окислительным числом атома?

3. Какие вещества называются окислителями и какие восстанови-телями?

4. Какие элементы периодической системы Д.И. Менделеева обладают наиболее сильными окислительными и восстановительными свойствами?

5. Назовите наиболее часто применяемые окислители и восста-новители.

6. Приведите классификацию окислительно-восстановительных реакций.

7. Каковы основные этапы метода электронного баланса при составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций?

8. Каким образом можно предсказать вероятность протекания окислительно-восстановительной реакции?

 

Должен знать: правила определения степени окисления элементов; сущность процессов окисления и восстановления; основные виды окислительно-восстановительных реакций; важнейшие окислители и восстановители.

Должен уметь: определять степени окисления элементов в соединениях и отличать окислительно-восстановительные реакции от обменных; описывать окислительно-восстановительную способность элементов и их соединений по их положению в периодической системе элементов; составлять и уравнивать окислительно-восстановительные реакции методом электронного баланса; определять направление протекания окислительно-восстановительных реакций по величине изменения энергии Гиббса G.