3. Вывод формулы констанТы химического равновесия.

Как мы уже знаем, процесс обращения исходных веществ в продукты реакции описывается u химической реакции, рассмотрим и мы обратимый процесс с этой позиции.

Представим химическую реакцию в общем виде: СЛ.4(0) mA + nB Þ pC + qD

Исходя из закона действующих масс, напишем выражения для u прямой и обратной р-ии:

СЛ.4(1) u_ПР=К₁[A]^m[B]ⁿ; u_обр=К₂[C]^p[D]^q

где: К₁ – константа скорости прямой, а К₂ – константа скорости обратной реакции.

СЛ.4(2) В начале реакции когда концентрации исходных веществ значительно больше концентраций продуктов реакции u_ПР >>> u_обр. С течением времени [A] и [B] уменьшаются, а [C] и [D] увеличиваются Þ u_ПР­, а u_обр¯. Наконец, наступает такое состояние, когда скорости прямой и обр-й р-ии уравниваются. u_ПР = u_обр. Т.е. количество веществ А и В израсходованное в ед. времени восполняется тем же количеством в результате протекания обратной реакции. СЛ.4(3) Концентрации веществ перестают изменяться – устанавливается химическое равновесие. Следует отметить, что химическое равновесие это не состояние покоя, реакции как прямая, так и обратная продолжают идти, поэтому химическое равновесие называется динамическим равновесием, оно описывает непрекращающееся течение двух противоположных процессов.

СЛ.4(4) Состояние химического равновесия целиком определяется условиями реакции: С, Р, t⁰. Малейшее изменение этих параметров дает преимущества одному из конкурирующих процессов.

СЛ.5(0) Так как с наступлением состояния химического равновесия u_ПР = u_обр. То мы можем записать: К₁[A]^m[B]ⁿ=К₂[C]^p[D]^q; равенство можно переписать в виде:

СЛ.5(1) [C]^p[D]^q/ [A]^m[B]ⁿ= К₁/ К₂; СЛ.5(2) обозначим через К отношение К₁/ К₂, тогда:

СЛ.5(3) [C]^p[D]^q/ [A]^m[B]ⁿ= К_р

СЛ.5(4) Последнее равенство представляет собой математическое выражение закона действующих масс применительно к обратимым процессам. Закон действия масс для данного случая формулируется так:

СЛ.5(5) В состоянии химического равновесия, произведение концентраций продуктов реакции, деленное на произведение концентраций исходных веществ (с учетом стехиометрических коэффициентов), есть при постоянной t⁰ постоянная величина, называемая константой равновесия.

4. Равновесия в растворах электролитов

При растворении электролитв в происходит распад их на катионы и анионы (электролитическая диссоциация). СЛ.6(0) Если растворяемое вещество — сильный электролит и полностью распадается на ионы, например MA → M⁺(р)+ A⁻(р), СЛ.6(1) равновесная концентрация исходного вещества в растворе [MA] = 0, а концентрации катионов и анионов равны концентрации исходного вещества: [M⁺] = [A⁻] = c₀. СЛ.6(2) В этом случае степень диссоциации (отношение количества вещества, распавшегося на ионы, к исходному количеству вещества) равна: СЛ.6(3):

СЛ.7(0) Если в растворе наряду с катионами и анионами присутствуют молекулы растворенного вещества MA → MA(р)+M⁺(р)+A⁻(р), СЛ.7(1) равновесные концентрации [MA] > 0, [M⁺] = [A⁻] < c₀, электролит называют слабым. В этом случае:

СЛ.7(2)

СЛ.7(3) В растворах слабых электролитов существует равновесие M_xA_y(р)Û xM^a+(р)+yA^b−(р), СЛ.7(4) которое, согласно закону действующих масс, может быть описано соответствующей константой равновесия, имеющей специальное название — константа диссоциации

СЛ.7(5)

Рассмотрим связь между константой диссоциации и степенью диссоцации слабого электролита. СЛ.8(0) Для простоты рассмотрим электролит, диссоциирующий на один катион и один анион: MA Û M⁺ + A⁻. В этом случае:

СЛ.8(1)

СЛ.8(2) Исходя из определения степени диссоциации: [M⁺]=[ A⁻]=αc₀, [MA]= ( 1 − α)c₀.

СЛ.8(3) Подставив полученные соотношения в выражение для константы диссоциации, получим установленный в 1888 г. закон разбавления Оствальда:

СЛ.8(4) .

СЛ.8(5) В случае α << 1 (на практике α<0,05) знаменатель можно приравнять единице, и закон разбавления Оствальда приобретает более простой вид:

СЛ.8(6)

Нетрудно заметить, что при уменьшении концентрации электролита степень диссоциации увеличивается и при «предельном» разбавлении достигает единицы (рис. 2 СЛ. 9(0)). Поэтому при больших разбавлениях пользоваться упрощенной формой закона разбавления Оствальда нельзя.

СЛ. 9(1) В частности, при c → 0 она приводит к α →∞, что лишено смысла. Максимальное значение α=1.

Рис. 2. Зависимость степени диссоциации слабого электролита от его концентрации в растворе