- •Химическое равновесие введение
- •1. Теоретические основы химического равновесия
- •1.1. Типы равновесий в химических системах
- •Типы обратимых химических и физико-химических процессов
- •1.2. Условия химического равновесия
- •Термодинамическое условие химического равновесия
- •1.3. Закон действующих масс
- •1.4. Уравнение изотермы химической реакции. Влияние состава системы на направление химической реакции
- •1.5. Уравнения изобары и изохоры химической реакции. Влияние температуры на константу химического равновесия и направление химической реакции
- •Влияние температуры на величину константы равновесия и направление смещения равновесия на основе уравнения изобары химической реакции
- •1.6. Влияние давления на константу химического равновесия и направление химической реакции
- •Влияние давления на величину константы равновесия
- •1.7. Смещение химического равновесия
- •1.7.1. Определение направления смещения равновесия по принципу Ле Шателье
- •Смещение равновесия по принципу Ле Шателье
- •1.7.2. Определение направления смещения равновесия на основе термодинамических уравнений
- •1.8. Методы определения константы химического равновесия
- •Соотношение между величиной константы равновесия и выходом продукта реакции
- •Теоретические методы расчета константы равновесия
- •Экспериментальные методы определения константы равновесия
- •1.8.1. Термодинамический расчет константы химического равновесия
- •Термодинамические уравнения, необходимые для расчета
- •Уравнения расчета δg (т) при разных приближениях расчета δСр
- •1.8.2. Расчет константы химического равновесия в статистической термодинамике
- •1.8.3. Экспериментальное определение константы химического равновесия
- •Выбор анализируемого вещества на примере предлагаемых обратимых процессов
- •Выбор метода определения концентрации анализируемого вещества на примере предлагаемых в табл. 1.12 процессов
- •Алгоритм расчета равновесного состава системы объемом V м3
- •1.9. Задания для обучения и самоконтроля
- •Тест 1.9.1. Признаки химического равновесия
- •Тест 1.9.2. Типы равновесий в обратимых процессах
- •Тест 1.9.3. Термодинамические уравнения, отражающие влияние давления, температуры, состава системы на состояние химического равновесия
- •Тест 1.9.4. Выражение константы равновесия для реакции типа
- •Тест 1.9.5. Соотношение между константами равновесия Кр и Кс для реакции
- •Тест 1.9.6. Термодинамические уравнения, характеризующие состояние равновесия
- •2. Экспериментальные работы
- •Общие правила работы и техники безопасности в лаборатории
- •Основные правила проведения эксперимента
- •Правила оформления отчета
- •2.1. Тесты открытой формы для допуска студентов к работе
- •2.2. Лабораторные работы
- •Работа 1. Изучение химического равновесия гомогенной реакции в растворе
- •1. Теоретические основы работы
- •2. Методика выполнения работы
- •Варианты заданий к работе 1
- •Задание к работе 1
- •Экспериментальные данные к работе 1
- •3. Обработка экспериментальных данных
- •Алгоритм расчета равновесных концентраций
- •Объединенные экспериментальные и расчетные данные
- •4. Выводы по работе
- •В растворе гидролизующейся соли
- •1. Теоретические основы работы
- •2. Методика выполнения работы
- •5 Мл раствора во 2-ю колбу,
- •2,5 Мл раствора в 3-ю колбу,
- •0,5 Мл раствора в 4-ю колбу;
- •3. Обработка экспериментальных данных
- •Экспериментальные и расчетные данные
- •Характеристика процесса гидролиза соли
- •4. Выводы по работе
- •Работа 3. Изучение химического равновесия в растворе
- •1. Теоретические основы работы
- •2. Методика выполнения работы
- •Экспериментальные и расчетные данные к работе
- •3. Обработка экспериментальных данных
- •4. Выводы по работе
- •Контрольные вопросы
- •3. Задания для самостоятельной работы
- •3.1. Примеры решения задач
- •0,83 Моль.
- •3.2. Многовариантные задачи
- •Варианты заданий
- •Варианты заданий
- •Варианты заданий
- •Варианты заданий
- •Значения коэффициентов уравнения
- •Варианты заданий
- •Варианты заданий
- •Варианты заданий
- •Варианты заданий
- •Варианты заданий
- •4. Тесты итогового контроля
- •Образец теста первого вида
- •Образец теста второго вида
- •Библиографический список
- •Приложения
- •1. Ответы на тесты для обучения и самоконтроля в разделе 1.9
- •Фундаментальные физические постоянные
- •Соотношения между единицами физических величин
- •Приставки для образования кратных и дольных единиц
- •Предельная молярная электрическая проводимость ионов в воде
- •Произведение растворимости малорастворимых солей при 25 оС
- •Константы диссоциации кислот и оснований в водных растворах при 25 оС
- •Оглавление
1.1. Типы равновесий в химических системах
Химические равновесия могут быть разными по механизму, но всегда являются результатом протекания обратимой химической реакции или обратимого физико-химического процесса и характеризуются величиной константы химического равновесия.
Обратимые химические реакции в зависимости от фазового (агрегатного) состояния реагирующих веществ могут быть:
- газообразными, если реакция протекает в газовой фазе:
H2(г) + I2(г) ⇄ 2HI(г);
- жидкофазными, если реакция протекает между жидкими веществами:
С2H5OH(ж) + СH3COOH(ж) ⇄ CH3COOC2H5(ж) + H2O(ж)
или между веществами, находящимися в растворе:
NН4ОН(р) + Н(р)+ ⇄ NH4+(p) + H2O(р);
- твердофазными, протекающими по типу топохимических реакций в твердой фазе на границе раздела «твердое исходное вещество – твердый продукт реакции»:
СuSO4 5H2O(т) ⇄ CuSO4 3H2O(т) + 2H2O(г);
- гомогенными, если все реагирующие вещества находятся в одной фазе: N2(г) + 3H2(г) ⇄ 2NH3(г);
- гетерогенными, если реагирующие вещества находятся в разных фазах: СO2(г) + C(графит) ⇄ 2СО(г).
Количественной характеристикой химического равновесия, достигаемого при протекании таких реакций, является константа равновесия (табл. 1.1).
Таблица 1.1
Типы обратимых химических и физико-химических процессов
№ п/п |
Название обратимого процесса |
Пример обратимого процесса |
Константа химического равновесия |
||
Обозна-чение |
Название |
||||
1 |
Химическая реакция |
Н2(г) + I2(г) ⇄ 2HI(г) |
К |
Константа равновесия |
|
2 |
Гидратация и дегидратация вещества |
CaCl2(т) + 6Н2О(ж) ⇄ ⇄ CaCl2 · 6Н2О(т) |
Кгидр
|
Константа гидратации вещества |
|
3 |
Электролитичес-кая диссоциация электролита |
NH4OH(р) ⇄ NH4+ (р) + ОН– (р) |
Кд |
Константа диссоциации электролита |
|
4 |
Диссоциация малораство- римого электролита |
AgCl(т) ⇄ Ag+(р) + Cl–(р) |
ПР (L) |
Произведение растворимости вещества |
|
5 |
Диссоциация комплексного соединения (иона) |
[Fe(CN)6]3–(р) ⇄ ⇄ [Fe(CN)5] 2–( р) + CN –(р) |
Кн |
Константа нестойкости вещества |
|
6 |
Гидролиз соли |
Cu2+(р) + H2O(ж) ⇄ ⇄ [CuOH]+(р) + Н+(р) |
Кг |
Константа гидролиза соли |
|
7 |
Диссоциация воды |
H2O(ж) ⇄ H+(p) + OH–(p) |
Кв |
Ионное произведение воды |
|
8 |
Ионно-обменная адсорбция |
Катионит H+(т) + Na+(р) ⇄ ⇄ Катионит Na+(т) + Н+(р) |
Кобм |
Константа ионного обмена |
|
9 |
Обмен ионов на поверхности стеклянного электрода |
Стекло Na+(т) + Н+(р) ⇄ ⇄ Стекло Н+(т) + Na+(р) |
Кобм |
Константа ионного обмена |
|
Особое место в ряду химических равновесий занимают равновесия в водных растворах электролитов. Под действием полярных молекул воды или с их участием в таких растворах устанавливаются различные ионные или ионно-молекулярные равновесия, количественной характеристикой которых являются константы равновесия, отличающиеся по названию и по обозначению от просто константы равновесия (см. табл. 1.1).
Подобно химическому равновесию рассматриваются равновесия в других обратимых процессах, например, таких как гидратация и дегидратация кристаллогидратов, ионно-обменная адсорбция, фазовые равновесия, термическое разложение карбонатов и т. д. (см. табл. 1.1).