Билет18

1. Рассмотреть связь Со(NО2)62- c позиции метода ВС и ТКП.
листочек-вкладыш

2. Электронная теория кислот и оснований, кислоты и основания Льюиса. Привести конкретные примеры.
В теории Льюиса было еще более расширено понятие кислоты и основания. Кислота— это молекула, способная принимать электронные пары, например BF3, AlCl3. Основание— это молекула, способная быть донором электронных пар, например все анионы — основания Льюиса, аммиак и амины, вода, спирты, галогены.

3. Принципы построения шкалы стандартных термодинамических функций образования ионов в водных растворах. Как определить стандартную энтальпию образования КС l в водном растворе?
Ни одна характеристика иона объективно не может быть определена. Единственный выход – отсчитывать величины от чего-то. При этом электролит должен быть полностью диссоциирова нным. А такое возможно только в бесконечно разбавленных р-рах.
Это такой р-р, в котором 1 моль р-ного в-ва приходится на бесконечно большое число молей р-ля. Его характеристики:
1)все электролиты полностью диссоциированы.
2) взаимодействие между ионами полностью отсутствуют.
Именно для таких р-ров построена шкала стандартных термодинамических функций образования ионов в водных р-рах. Она основана на постулатах:
Δ Нобр0Н+(р-р, ст.с)=0;
Δ < /SPAN> Gобр0Н+(р-р, ст.с)=0
S0Н+(р-р, ст.с)=0
На основе этого получаем:
Δ Нобр0НCl(р-р, ст.с)=Δ Нобр0Н+(р-р, ст.с)+Δ Нобр0Cl-(р-р, ст.с)= Δ Нобр0Cl- (р-р, ст.с)
Нашли Δ Нобр0Cl- (р-р, ст.с), затем находим Δ Нобр0КCl (р-р, ст.с), а по ней - Δ Нобр0К+ (р-р, ст.с) и т.д.
Получаем шкалу энтальпий образования ионов.
А как нашли Δ Нобр0НCl(р-р, ст.с)?
½ Н2(г) + ½ Cl2(г) + ∞ Н2О(ж)=НCl
(½ Н2(г) + ½ Cl2(г))= Δ Нобр0НCl(г) -----> HCl(г)----(+ ∞ Н2О(ж)= Δ Нраств0НCl(г))----> HCl
Получили:
Δ Нобр0НCl(р-р, ст.с)= Δ Нобр0НCl(г)+ Δ Нраств0НCl(г)
А как нашли последнюю величину?
Δ Нобр0НCl(р-р, HCl*nH2O)= Δ Нобр0НCl(г)+ Δ Нраств0НCl(г) с образованием р-ра состава HCl*nH2O.
Аналогичным путем были найдены стандартные энергии Гиббса образования ионов и стандартные энтропии ионов. В отличие от энтропий реального в-ва, значение которого всегда только положительно, энтропии ионов могут быть и отрицательными, поскольку они – относительные величины.

4. Ионное произведение воды. Шкалы величин рН и рОН. билет №3
Вода диссоциирует крайне незначительно 2Н2О↔ Н3О+ + ОН-
Для простоты вместо гидроксония используют негидратированный ион Н+, т.к. это не влияет на последующие выводы.

Кравн.= =[Н+][ОН-]=Kw
Замена активностей ионов на концентрации оправдана тем, что вода диссоциирует в очень нез начительной степени. Действительно, при 298, 15К концентрация ионов Н+ и ОН- в воде составляет 1*10-7моль/л (из 555 миллионов молекул воды диссоциирует лишь одна).
Δ G0процесса=Δ G0обрН++Δ G0обрОН--Δ G0обрН2О(ж)=0 – 157, 32 - (-237, 25) = 79, 93 кДж

Кw=eΔ Gпроцесса/RT=1, 0*10-14
[Н+][ОН-]=1, 0*10-14
lg[Н+] + lg[ОН-]=-14 -lg[Н+] - lg[ОН-]=14
рН=-lg[Н+]; рОН=- lg[ОН-]
Для любого водного р-ра при 298, 15К: рН+ рОН=14
В воде в соответствии с уравнением ее диссоциации соответственно рН=рОН=7, это нейтральная среда. В кислых растворах [Н+]> 10-7моль/л и рН< 7 (рОН> 7). В щелочных растворах [Н+]< 10-7моль/л и рН> 7 (рОН< 7).
Получить растворы с большой концентрацией кислоты не представляет труда, например, Н2SO4 и НNO3 неограниченно растворимы в воде и можно приготовить их водные растворы практически любой молярной концентрации. Однако с ростом концентрации кислоты уменьшается степень ее диссоциации и в реальных системах получить растворы с концентрацией ионов водорода, большей 10 моль/л, практически невозможно. Учитывая это, получаем интервал изменения величин рН:
-1< pH< 15