8. Принцип Ле-Шателье- принцип подвижного равновесия обратимых химический реакций.
В 1884 был сформулирован общий закон смещения химического равновесия, согласно которому при внешнем воздействии на равновесную систему химическое равновесие смещается в сторону, противоположную этому воздействию (принцип подвижного динамического равновесия, принцип Ле Шателье Анри Луи, 1850 – 1936, французский физикохимик и металловед). Уравнение константы химического равновесия является математическим выражение закона действующих масс.
Именно Ле Шателье, независимо от Ф. Габера нашел (1901) условия синтеза аммиака. 3/2Н2 + 1/2N2 = NН3, реакция идет с выделением тепла -46,2 кДж/моль. При увеличении концентрации азота или водорода происходит сдвиг реакции в сторону уменьшения концентрации этих веществ, т. е. в сторону образования аммиака и, наоборот; повышение температуры сместит реакцию в сторону образования исходных веществ, т. к. реакция идет с выделением тепла, понижение температуры – в сторону продолжения реакции. Повышение давления способствует уменьшению числа молекул, т. е. увеличению продуктов реакции, т. к. слева 2-ве молекулы, справа одна; уменьшение давления смещает равновесие реакции в сторону увеличения исходных продуктов. Если в реакции участвует одинаковое число молекул, то увеличение давления не дает результатов: N2 + О2 = 2NО.
Принципы необратимости реакций:
1. образующиеся продукты уходят из сферы реакции в виде осадка или газа: ВаС12 + Н2SО4 = ВаSО4 + 2НС1.
2. образуется малодиссоциированное соединение, например, вода.
3. реакция идет с большим выделением тепла, например, горение магния: Мg + ½ О2 = МgО; - 602,5 кДж/моль. Обратимые реакции не идут до конца и заканчиваются установлением химического равновесия, которое можно определить как такое состояние системы реагирующих веществ, при котором скорости прямой и обратной реакций равны между собой, т. е. прямая и обратная реакции не прекращаются и находятся в состоянии динамического равновесия. Видимых изменений реакции не происходит, концентрации веществ остаются постоянными и равновесными. Однако закон действующих масс и понятие о химическом равновесии применимы только к неэлектролитам и слабым электролитам в разбавленных водных (или неводных) растворах. Слабые электролиты в концентрированных водных растворах и все сильные электролиты (кислоты, щелочи, соли) не вполне подчиняются закону действующих масс.
9. Идеальные и реальные растворы. Понятие активности.
Растворы, макроскопически однородные смеси двух или большего числа веществ (компонентов), образующие термодинамически равновесные системы. В растворах все компоненты находятся в молекулярно-дисперсном состоянии; они равномерно распределены в виде отдельных атомов, молекул, ионов или в виде групп из сравнительно небольшого числа этих частиц. С термодинамической точки зрения растворы — фазы переменного состава, в которых при данных внешних условиях соотношение компонентов может непрерывно меняться в некоторых пределах. Растворы могут быть газообразными, твёрдыми. Чаще же всего термин «растворы» относят к жидким растворам.
В соответствии с термодинамическими свойствами растворы подразделяют на те или иные классы, прежде всего — на идеальные и неидеальные (называемые также реальными). Идеальными растворами называют такие растворы, для которых химический потенциал mi каждого компонента i имеет простую логарифмическую зависимость от его концентрации (например, от мольной доли xi):
mi = (p, T) + RT lnxi, (1)
где через обозначен химический потенциал чистого компонента, зависящий только от давления р и температуры Т, и где R — газовая постоянная. Для идеальных растворов энтальпия смешения компонентов равна нулю, энтропия смешения выражается той же формулой, что и для идеальных газов, а изменение объёма при смешении компонентов равно нулю. Эти три свойства идеального раствора полностью характеризуют его и могут быть взяты в качестве определяющих для идеального раствора.
Растворы, не обладающие свойствами идеальных растворов, называются неидеальными. Для них выполняется соотношение, аналогичное (1) при замене концентрации на активность: ai = gixi, где ai — активность компонента i, gi — коэффициент активности, зависящий как от концентрации данного компонента, так и от концентраций остальных компонентов, а также от давления и температуры.
10. Способы выражения концентрации растворов.
Массовая доля — отношение массы растворённого вещества к массе раствора. Массовая доля измеряется в долях единицы или в процентах.
где:
m1 — масса растворённого вещества, г ;
m — общая масса раствора, г .
Массовое процентное содержание компонента, m%
Объёмная доля — отношение объёма растворённого вещества к объёму раствора. Объёмная доля измеряется в долях единицы или в процентах.
где:
V1 — объём растворённого вещества, л;
V — общий объём раствора, л.
Молярная концентрация — количество растворённого вещества (число молей) в единице объёма раствора. Молярная концентрация в системе СИ измеряется в моль/м³, однако на практике её гораздо чаще выражают в моль/л или ммоль/л.
где:
ν — количество растворённого вещества, моль;
V — общий объём раствора, л.
Нормальная концентрация — количество эквивалентов данного вещества в 1 литре раствора. Нормальную концентрацию выражают в моль-экв/л или г-экв/л (имеется в виду моль эквивалентов).
где:
ν — количество растворённого вещества, моль;
V — общий объём раствора, л;
z — число эквивалентности.
Титр раствора — масса растворённого вещества в 1 мл раствора.
где:
m1 — масса растворённого вещества, г;
V — общий объём раствора, мл;