26. Факторы влияющие на смещения равновесия. Принцип Ле-Шателье.

При внешнем воздействии на ситему происходит смещение химического равновесия, т.е. изменяются равновесные концентрации исходных веществ и продуктов реакции. Если в рез-те внешенего воздействия увели-ся равновесные концентрации продуктов р-ии, то говорят о смещении равновесия вправо. Если же увелич конц исходных ы-ы, то говорят о смещении равновесия влево. Принцип Ле –Шателье: если насистему находящуюся в равновесии, оказывается внешнее воздействие, то система смещается в таком напрвлении, в кот ослабляет внешнее воздействие. При увеличении конц в-ва приводит к смещению равновесия в сторону меньшего кол-ва газообразных в-в. При увеличении общего давлнеия равновесие смещается в сторону уменьшения числа молей газообразных веществ, т.е. в сторону уменьшения давления. При увеличении темпер-ры равновесие смещается в сторону эндотермических реакций, т.е. р-ий, протекание кот обеспечивает поглощение теплоты.

27. Катализ гомогенный и гетерогенный.

Катализатор. В-ва, не расходующиеся в рез-те протекания реакции, но влияющие на ее скорость, наз-ся катализаторами. Явление изменения скорости р-ии под действием таких веществ наз-ся катализом. Различают гомогенный и гетерогенный катализ. В случае гомогенного катализа катализатор и реагирующие вещества образуют одну фазу. В случае гетерогенной катализа катализ-р находится в системе в виде самостоятельной фазы.Катализ-ры, уменьш-ие скорость р-ии наз-ся ингибиторами. В большинстве случаев действие катл-ра объясняется тем что, он снижает энергию активации р-ии. В присутствии катал-ра изменяется путь, по которому проходит суммарная р-ия, образуются другие переходные состояния с иными энергиями активации, а поэтому изменяется и скорость химической р-ии.

28. Классы неоргонических соединений: а)оксиды (кислотые, основные, амфотерные); б) гидроксиды ( щелочи, основания, амфотреные); в) кислоты; г) соли.Оксиды неметаллов и d- элементов высокой степени окисления имеют кислотный характер. Кислотными наз-ся оксиды, вз/д с основаниями с образованием солей. Оксиды металлов с низкой степенью окисления образуют при растворении основания. Амфотерными наз-ся оксиды образ-ие соли при взаимодействии, как с кислотами, так и с основаниями. Амфотерные оксиды образуют металлы с относительно невысокой электроотрицательностью, такие как Al, Pb, Sn, Cr и др. Нейтральные оксиды, например, CO, No не реагируют с водой, кислотами и основаниями. Кроме оксидов, кислород образует пероксиды, в кот имеются связи м/у атомами кислорода, например, Na₂O₂ (Na-O-O-Na). Гидроксиды- в-ва, содержащие гидроксогруппы ОН. Некот из проявляют свойства оснований- NaOH, KOH, другие свойства кислот- НNO₃ , существуют и амфотерные , способные проявлять как основные так и кислотные свойства- Zn(OH)₂. Кислотами наз-ся в-ва, диссоциирующие в растворах с образов ионов водорода. К кислотам относятся в-ва, способные отдавать ион водорода, т.е. быть донорами протонов. Характерное химическое свойство кислот- их способность реагировать с основаниями с образованием солей. Соли- в-ва, диссоциирующие в растворах с образованием положительно заряженных ионов, отличных от ионов водорода, и отрицательно заряженных ионов, отличных от гидроксид-ионов. При полном замещении водогрода получаются мреднте соли. При полном замещении водорода кислоты получаются кислые соли, при неполном замещении гидроксо-групп основания- основные соли.

29. Диссоциация. Слабые и сильные электролиты. Степень диссоциации. Константа диссоциации. В растворах некот электролитов диссоциирует лишь часть молекул. Для количественной характеристики электролитической диссоциации ыло введено понятие степень дис-ии. Отношение числа молекул, диссоциир-ых на ионы, к общему числу молекул растворенного электролита наз-ся степенью диссоциации.П остепени электролиты делятся на сильные и слабые. К сильным относятся те, у кот в растворах степень диссоциации равна 1 и почти не зависит от концентрации раствора. Электролиты у которых степень меньше 1 и уменьшается с ростом концентрации наз-ся слабыми. К ним относятся вода, ряд кислот, основания p-,d-,f- элементов. Константа диссоциации зависит от природы в-ва и растворителя, а также от температ-ры и не зависит от конц раствора.

30. Закон разбавления Оствальда.

В растворах слабых электролитов процесс диссоциации протекает обратимо, и следовате-но, к нему может быть применен закон действующих масс. Константа равновесия для процесса диссоциации наз-ся константой диссциации. Контсанта диссоциации зависит от природы в-ва и растворителя, а также от температ-ры и не зависит от конц раствора. Константа диссоциации указывает на прочность молекул в данном растворе. Чем меньше константа диссоциации в данном растворителе, тем слабее диссоциирует электролит и тем, следовательно, устойчивее его молекулы. К_д=α²/(1-α)*V – уравнение Оствальда. Уравнение наз-ся законом разбавления Оств-да. Из него следует, что степень диссоциации уменьшается с увеличением концентрации слабого электролита. Многоосновные слабые кислоты и основания диссоциируют ступенчато, причем константа диссоциации по каждой последующей ступеи всегда на енсколько порядков ниже, чем по предыдущей.