11. Химическое равновесие. Константа равновесия гомогенных и гетерогенных реакций.

Константа равновесия гомогенных и гетерогенных реакций. Обратимые реакции текут до состояния химического равновесия. Признаки, характеризующие состояние химического равновесия: 1) Скорость прямого процесса равна скорости обратного; 2) Неизменность равновесного состояния при сохранении внешних условий; 3) Динамичность (способность равновесия восстанавливаться при небольших смещениях внешних условий) 4) ( ).

После наступления химического равновесия концентрации исходных веществ и продуктов реакции становятся неизменными.

Закон действия масс: отношение произведения равновесной концентрации продуктов реакции к произведению равновесной концентрации исходных веществ в степенях, равным стехиометрическим коэффициентам, постоянна. , где К_с – константа равновесия.

Константа равновесия гетерогенной реакции:

.

11. Химическое равновесие. Принцип ЛеШателье. Смещение равновесия при изменении температуры.

Если на равновесную систему оказываются внешние воздействия, то в ней пойдут процессы, понижающие это воздействие.

Влияние температуры: повышение температуры смещает равновесие в сторону процесса идущего с поглощением тепла (эндотермический процесс); понижение температуры; понижение температуры приводит к противоположному результату.

Зависимость константы равновесия от температуры в конденсированных системах описывается уравнением изобары Вант-Гоффа:

в системах с газовой фазой — уравнением изохоры Вант-Гоффа

В небольшом диапазоне температур в конденсированных системах связь константы равновесия с температурой выражается следующим уравнением:

11. Химическое равновесие. Принцип ЛеШателье. Смешение равновесия при изменении общего давления.

Если на равновесную систему оказываются внешние воздействия, то в ней пойдут процессы, понижающие это воздействие.

Влияние давления: рост давления смещает равновесие в сторону меньшего числа молей, т.е. в сторону падения давления. Уменьшение давления смещает равновесие в сторону увеличения числа молей (учитываются только моли газов).

11. Химическое равновесие. Принцип ЛеШателье. Смещение равновесия

при изменении концентрации (парциального давления) одного из реагирующих веществ.

Если на равновесную систему оказываются внешние воздействия, то в ней пойдут процессы, понижающие это воздействие.

Влияние концентрации: . При увеличении концентрации или равновесие смещается в сторону реакции, потребляющей эти вещества, т.е. вправо. При увеличении концентрации равновесие смещается влево.

11. Равновесия в растворах электролитов. Сильные и слабые электролиты.

Сильные электролиты при растворении в воде практически полностью диссоциируют на ионы независимо от их концентрации в растворе.

Поэтому в уравнениях диссоциации сильных электролитов ставят знак равенства (=).

К сильным электролитам относятся:

- растворимые соли;

- многие неорганические кислоты: HNO₃, H₂SO₄, HCl, HBr, HI;

- основания, образованные щелочными металлами (LiOH, NaOH, KOH и т.д.) и щелочно-земельными металлами (Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂).

Слабые электролиты в водных растворах лишь частично (обратимо) диссоциируют на ионы.

Поэтому в уравнениях диссоциации слабых электролитов ставят знак обратимости (⇄).

К слабым электролитам относятся:

- почти все органические кислоты и вода;

- некоторые неорганические кислоты: H₂S, H₃PO₄, H₂CO₃, HNO₂, H₂SiO₃ и др.;

- нерастворимые гидроксиды металлов: Mg(OH)₂, Fe(OH)₂, Zn(OH)₂ и др.

Для сильных электролитов в водном растворе по определению α = 1: диссоциация таких электролитов протекает необратимо (до конца), и степень превращения растворенного вещества в ионы полная. Для слабых электролитов степень диссоциации (отношение молярной концентрации продиссоциировавшего вещества c_д к общей концентрации вещества c_B в растворе):

α = c_д / c_B

всегдаменьше единицы, но больше нуля (0 < α < 1).