2)Химическое равновесие
Существуют обратные реакции, в которых на ряду с процессом превращения реагентов в продукты происходит обратный процесс превращения продуктов в реагенты, когда скорости прямой и обратной реакции становятся равны между собой, наступает химическое равновесие.
Признаки химического равновесия
1.Концентрации исходных веществ и продуктов не меняются со временем (при неизменных внешних условиях).
2.Состав равновесной смеси не зависит от способа получения. Независимо от способа достижения равновесия Н2+I2 ⇄ 2HI образуется равновесная смесь трех веществ (H2, I2, HI) одного и того же состава.
3.Химическое равновесие носит динамический характер. Постоянно идут прямая и обратная реакции.
Связь между равновесными концентрациями всех реагентов и продуктов реакции выражает закон действующих масс:
В состоянии равновесия отношение произведения концентраций продуктов реакции, взятых в степенях их стехиометрических коэффициентов, к произведению концентраций реагентов, также взятых в степенях их стехиометрических коэффициентов, является величиной постоянной, которая называется константой равновесия.
aA+Bb=cC+dD
Vпр=Vоб
Vпр=k*[A]a*[B]b
Vоб=K* [C]c*[D]d
Kпр= [A]a [B]b= Kоб [C]c*[D]d
K/K= Kр= [C]c* [D]d / [A]a*[B]b
Отношение K скорости прямой реакции К обратной реакции есть величина постоянная, которая называется константой равновесия. Кр= отношение произведения равновесных продуктов реакции, взятых в степенях стехиометрического коэффициента реагентов, так же взятых в степенях стехиометрических коэффициентов.
Кр зависит от природы веществ и от температуры.
Не зависит от концентрации. Величина константы равновесия является мерой полноты протяжения реакции к моменту равновесия. Если Кр<1 Kпр<Kоб т. е. к моменту наступления реакции меньшая часть реагентов превращения в продукты.Если Кр>1, то Кпр.> Кобр., значит, к моменту наступления равновесия большая часть реагентов превратилась в продукты
Принцип ЛеШателье описывает направление смещения равновесия в результате изменения внешних условий.
Если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, производится внешнее воздействие, то равновесие смещается в сторону так из двух противоположных реакций, которая ослабляет это воздействие.
Влияние концентрации.
N2+3H2⇄ 2NH3
При ↑[N2] или [H2] равновесие смещается →, а при ↑ [NH3] равновесие смещается ←.
Влияние температуры.
N2(г) + 3H2(г)⇄ 2NH3(г); DH° = -92,4 кДж
Согласно принципу ЛеШателье
↑t приведет к смещению равновесия ←, в сторону эндотермической реакции; H>0
↓t приведет к смещению равновесия →, в сторону эндотермической реакции. H<0
Влияние давления.
N2+3H2⇄ 2NH3
при ↑Р равновесие смещается →, а
при ↓Р равновесие смещается ←,
так как слева 4 моль газов (1+3), а слева 2 моль.
3)Растворы электролитов
Электролиты - это вещества, расплавы или растворы которых проводят электрический ток вследствие диссоциации на ионы. Электролиты также называют проводниками второго рода.
Положительно заряженные ионы – катионы (+). Отрицательно заряженные ионы – анионы (-).
Распад электролита на ионы называются электролитной диссоциацией.
К электролитам относятся соли, кислоты, основания. В этих веществах имеются ионные или ковалентные сильно полярныехимические связи.
Неэлектролиты – это вещества, растворы или расплавы которых не проводят электрический ток. К неэлектролитам относятся, например, кислород, водород, многие органические вещества (сахар, эфир, бензол и др.).в молекулах этих веществ существуют ковалентные неполярные или малополярные связи.
Гидратация – причина электролитической диссоциации электролитов в водных растворах. Гидратация – взаимодействие веществ с молекулами воды, сообразованием в результате образуются гидратированные ионы.
Различают слабую и сильную гидратацию. Слабая свойственна малозарядным ионам (катионам и анионам) с большим радиусом. Сильная характерна для многозарядных катионов с малым радиусом и проявляется в образовании двух гидратных оболочек.
В целом сильная гидратация сопровождается большими изменениями энергии Гиббса.
Сильные электролиты – это такие электролиты, которые в водных растворах полностью диссоциируют на ионы, т.е. их степень диссоциации равна 1 (100%).
К сильным электролитам относятся: соли, сильные кислоты, щелочи. Сильные электролиты в водных растворах находятся только в виде ионов.
Слабые электролиты – это такие электролиты, которые в водных растворах не полностью диссоциируют на ионы, т.е. их степень диссоциации меньше 1 (100%).
К слабым электролитам относятся слабые кислоты, слабые нерастворимые в воде основания, гидроксид аммония, вода, амфотерные электролиты (амфолиты), некоторые средние соли.
Отличия: процесс диссоциации сильных электролитов является необратимым. А диссоциация слабых электролитов – процесс обратимый ( это значит, что одновременно идут два противоположных процесса: распад молекул на ионы(ионизация, диссоциация) и соединение ионов в молекулы (ассоциация)).
Для характеристики слабых электролитов применяют константу диссоциации (Кд). Вследствие того, что слабые электролиты диссоциируют на ионы не полностью, в их растворах устанавливается динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами. Для слабого электролита общей формулы АnBm уравнение диссоциации имеет вид:
AnBm↔nAm++mBn-
Применяя закон действующих масс, запишем выражение константы равновесия:
Кр=__[Аm+]n[Bn-]m/[AnBm]
Где [Am+], [Bn-] – равновесные концентрации ионов Am+ и Bn- , а [AnBm] – равновесная концентрация недиссоциированных молекул AnBm.
Константу равновесия в этом случае называют константой диссоциации (Кд), или константой ионизации.
Для слабого электролита константа диссоциации –постоянная величина при данной температуре, которая не зависит от концентрации раствора. Константа диссоциации зависит от природы электролита, природы растворителя и температуры.
Число, показывающее, какая часть молекул распалась на ионы, называется степенью электролитической диссоциации (степенью ионизации).
Степень диссоциации – отношение концентрации продиссоциировавших на ионы молекул слабого электролита к их исходной концентрации в растворе.
α=Сдис /Ср-ра
Где Сдис. – концентрация продиссоциировавших молекул; Ср-ра – исходная концентрация слабого электролита.
Закон Оствальда устанавливает взаимосвязь между константой и степенью диссоциации. Для вывода закона выразим все равновесные концентрации через степень диссоциации и исходную концентрацию. Концентрация продиссоциировавших молекул может быть выражена как произведение степени диссоциации и исходной концентрации.
МАDМ+ + А– если a<< 1 (a< 0,05)
KD = a2c0
[M+] [A–]
KD
= ––––––––– 
[MA]
[M+] = [A–] = ac0
[MA] = (1 – a) c0
KD = a2c0 / (1 – a)
Вода – слабый электролит. Молекулы вода могут как отдавать, так и и присоединять катионы Н+. в результате взаимодействия между молекулами в воде всегда присутствует гидроксид-ионы ОН-ии катионы водорода Н+.
Н2О+ Н2О↔Н3О++ОН-
Упрощенное: Н2О↔Н++ОН-
Количественно диссоциация воды описывается константой диссоциации
К=[Н+][ОН-] /[Н2О] = 10-14
Ионное произведение воды независимо от изменения концентраций ионов остается при неизменной температуре постоянным.
Диссоциация воды усиливается с повышением температуры.
Водный показатель Ph – это отрицательный десятичный логарифм активности катионов водорода в растворе.
pH=-lnαH+
pH – отрицательный десятичный логарифм концентрации катионов водорода в растворе.
pH=-ln[H+]
отрицательный десятичный логарифм активности гидроксид-ионов в растворе называют гидроксильным показателем:
pОH=-lgαOH-
В нейтральных растворах pHравен семи. В кислых растворах pH меньше семи. В щелочных растворах pH больше семи.
Нейтральная среда – среда, в которой концентрация ионов водорода равна концентрации гидроксид-ионов.
Кислая среда – это среда, в которой концентрация ионов водорода больше концентрации гидроксид-ионов.
Щелочная среда – среда, в которой концентрация ионов водорода меньше концентрации гидроксид-ионов.
Пределы изменения pH водных растворов опред. растворимостью кислот и щелочей в воде и коэффицентами активности в концентрированных растворах кислот и щелочей.
Если известны значения концентрации катионов водорода и коэффицента активности, то водородный показатель можно рассчитать, пользуясь след.уравнением:
pH=-lg{f[H+]}
Качественно характер среды водных растворов электролитов определяют с помощью индикаторов.
Индикатором называются вещества, которые обратимо изменяют свой цвет в зависимости от среды растворов, т.е. pH раствора.
Буферные растворы –растворы, поддерживающие определенную концентрацию катионов водорода (pH) при разбавлении и незначительно изменяющее ее при добавлении небольших количеств сильных кислот и оснований.
Буферные растворы содержат либо слабую кислоту и ее соль, образованную сильным основанием, либо слабое основание и его соль, образованную сильной кислотой. Буферными свойствами обладают так же растворы, содержащие смеси солей слабых многоосновных кислот.
Буферный раствор |
Слабый электролит |
Соль слабого электролита |
Ацетатный |
Уксусная кислота CH3COOH |
Ацетат натрия CH3COONa |
Формиатный |
Муравьиная кислотаHCOOH |
Формиат натрияHCOONa |
Аммиачный |
Гидроксид аммония NH4OH |
Хлорид аммония NH4CL |
Добавление больших количеств сильной кислоты или щелочи приводит к потере буферных свойств раствора. Количество вещества эквивалента сильной кислоты или щелочи (моль), необходимое для смещения pH1 л буферного раствора на одну единицу, называется буферной емкостью. Разбавление раствора до определенных пределов не влияет заметно на изменение pH, но сильно влияет на буферное емкость.
Тип буферного раствора |
[Н+] или [ОН-] |
pH или pOH |
Слабая кислота и ее соль |
[Н+]= Ккисл* Скисл/Ссоли |
pH=pKкисл-lg (Скисл/Ссоли) |
Слабое основание и его соль |
[ОН-]=Косн*Сосн/Ссоли |
pOH=pKсоли-lg (Cосн/Ссоли) |