Вант-гоффа правило.

 Почти все химические реакции при повышении температуры идут быстрее. Зависимость скорости реакции от температуры описывается уравнением Аррениуса:k = Ae^–Ea/RT, где k – константа скорости реакции, А – не зависящая от температуры константа (ее называют предэкспоненциальным множителем), Е_а – энергия активации, R – газовая постоянная, Т –абсолютная температура. озможны 3 варианта энергии активации:1. Е_а< 40 кДж/моль – такие реакции протекают мгновенно;2. Е_а > 120 - скорость таких химических реакций очень мала;3. 40< Е_а< 120 - скорость химической реакции поддается измерению. Реакции для которых Еа > 150 кДж/моль при нормальных условиях не протекают. Молекулы, обладающие энергией активации, называются активными молекулами. Долю активных молекул можно вычислить по формуле:N_aк= N_o е ^-Еа/RT,где N_o – общее количество молекул; е – основание натурального логарифма. Чем больше температура в системе, тем больше активных молекул. При этом реагирующие между собой вещества переходят в неустойчивое промежуточное состояние, характеризующееся большим запасом энергии. Это состояние называется активированным комплексом. Для его образования и нужна энергии активации. Активированный комплекс существует недолго и распадается с образованием продуктов реакции. При этом выделяется энергия.

Катализ-ускорение химических реакций под  действием малых количеств веществ (катализаторов), которые сами входе реакции не изменяются.

2.Химическое равновесие-системы*

Химическое равновесие может устанавливаться только в тех системах, где происходят обратимые реакции. Реакции является обратимой, если в системе одновременно с взаимодействием реагентов, приводящим к образованию продуктов(прямая реакция),происходит превращение продуктов обратно в реагенты(обратная реакция).Химическое равновесие имеет динамический характер: прямая и обратная реакции при равновесии не прекращаются. Состояние химического равновесия количественно характеризуется константой равновесия, представляющей собой отношение прямой(К1) и обратной(К2) реакций .

Закон действующих масс-отношение произведений концентраций продуктов реакции взятых в степенях,равных их стехиометрическим коэффициентам,к произведению концентраций реагентов,также взятых в степенях,равных их стехиометрическим коэффициентам,является постоянной величиной.

Не измененные при данных температуре и давлении концентрации компонентов системы,в которой установилось равновесие,называют расновесными. Числовое значение константы равновесия зависит от превращения исходных веществ в продукты реакции,чем полнее происходит превращение,тем больше числовое значение.Переход системы из одного равновесного состояния в другое называется смещением или сдвигом равновесия.Принцип Ле Шателье-если на систему,находящуюся в состоянии равновесия,производится внешнее воздействие,то равновесие смещается в сторону той из двух противоположных реакций,которая ослабляет это воздействие.

3.Сильные электролиты-это вещества,которые при растворении практически полностью диссоциируют на ионы.Слабые электролиты-это электролиты,которые в растворе неполностью диссоциируют. Главное их отличие в их электропроводности. Это и отражено в их названии. Сильные электролиты хорошо проводят электричество, а слабые – нет. К свойствам сильных электролитов можно отнести их способность при взаимодействии с водой растворяться в ней и практически полностью диссоциировать на ионы. Слабые электролиты при растворении в воде в то же время не распадаются (не диссоциируют) на ионы. В разбавленных растворах значение степени диссоциации у сильных электролитов стремится к единице, тогда как у слабых оно стремится к нулю. Электролитическая диссоциация у слабого электролита является обратимым (способным вернуться в обратную сторону) процессом, а для сильного – необратимым процессом. Сильными электролитами являются все соли и щелочи, а также некоторые сильные кислоты (например, серная кислота  H2SO4, азотная кислота HNO3). А к слабым электролитам относят все слабые кислоты (например, угольная кислота H₂CO₃), а также  водный раствор аммиака. КТ Типы сильных электролитов:кислоты,основания,почти все соли.Гидротация-взаимодействие веществ с молекулами воды.В результате гидратации образуются гидратированные ионы.Слабая гидратация свойственна малозарядными ионами (катионами и анионами) с большим радиусом.В этом случае ионы только ориентируют диполи воды,ориентация не превращается в хим. связь,число ориентированных молекул воды постоянно меняется,диполи воды быстро выходят из контакта с ионами,замещаются другими и имеют малое время жизни в гидратной оболочке.

Сильная гидратация характерна для многозарядных катионов с малым радиусом и проявляется в образовании двух гидратных оболочек.В первичной оболочке,ориентация диполей воды перерастает в хим. связь.Время жизни молекул воды в ней может достигать нескольких часов.Во вторичной гидротной оболочке молекулы воды так же,как при слабой гидротации,только ориентированы относительно первичной гидратной оболочки,которую можно рассматривать как крупный катион(аквакатион).Во время жизни молекул во вторичной гидратной оболочке составляет доли секунды.

Типы слабых электролитов.Слабые кислоты.

Большая часть неорганических и почти все органические кислоты-слабые электролиты,например азотистая,угольная,ортофосфорная,ортокремниевая,муравьиная,щавелевая.Многие слабые кислоты являются многоосновными,т.е. содержат два или более катионов водорода,способных отщепляться в водном растворе.

Слабые основания.К ним относятся некоторые органические и неорганические основания.Многокислотные слабые основания,т.е. основания,молекулы которых могут отщеплять два или более гидрооксид-ионов OH,диссоциируют ступенчато.

Амфотерные электролиты(амфолиты).Это слабые электролиты,способные проявлять свойства как слабых кислот,так и слабых оснований в зависимости от природы вещества,с которым они вступают в кислотно-основную реакцию.Один и тот же амфолит,взаимодействуя с сильной кислотой,реагирует как слабое основание,а в реакции с сильным основанием ведет себя как слабая кислота.

Некоторые средние соли. Подавляющее большенство солей-сильные электролиты.Лишь немногие соли,проявляя свойства слабых электролитов,диссоциируют обратимо и не в нескольких ступеней.К их числу относится хлорид цинка,хлорид кадмия,иодид кадмия,хлорид ртути(II),цианид ртути(II),и тиоцианат железа(III).

Константы диссоциации слабых электролитов.Типичным слабым электролитом является уксусная кислота,в водном растворе которой одновременно находятся непродиссоциировавшие молекулы,ацетат-ионы CH3COO и катионы H:

CH3COOH(р)=CH3OO (р)+H (р)

Учитывая,что в растворе уксусной кислоты преобладают недиссоциировавшие молекулы(т.е. равновесие реакции диссоциации смещено в лево),а концентрации ионов невелики,можно пренебречь небольшим отличием коэффициентов активности f+- от единицы и получить следующее вырожение закона действующих масс для уксусной кислоты:

Степень диссоциации-отношение концентрации продиссоциировавших на ионы молекул слабого электролита к их исходной концентрации в растворе:

где с дис-концентрация продиссоциировавших молекул,с-исходная концентрация слабого электролита.В отличие от константы диссоциации степень диссоциации зависит от концентрации слабого электролита.С ростом концентрации она стремиться к 0,а при уменьшении концентрации -к 1.

Закон разведения Освальда.

Из уравнения диссоциации уксусной кислоты видно,что концентрации атеонов водорода и ацетат-ионов равны концентрации продиссоциировавших молекул:

с дис=[H]=[CH3COO],

Следовательно,равновесные концентрации ионов в растворе уксусной кислоты тоже равны этому произведению: [H]=[CH3COO]=ac.

Равновесная концентрация непродиссоциировавших молекул уксусной кислоты меньше ее исходной концентрации на величину с дис: [CH3COOH]=c-c дис.

Представляя выражение с дис из уравнения с дис=ас,получаем

[CH3COOH]=c-ac=c(1-a).

В уравнении

[CH3COO][H]

K=-------------------,заменяем равновесные концентрации на их выражения через степень диссоциации и

[CH3COOH]

исходную концентрацию:

ac*ac

K=---------. После сокращения числителя и знаминателя на с получаем математическое выражение закона

с(1-a)

разведения Освальда:

a2c

K=-----.

1-a

Зависимость степени диссоциации от концентрации слабого электролита??????

Химически чистая вода (дистиллированная) не проводит электрический ток. Но в ее составе есть небольшое количество заряженных частиц. Это протоны Н+ и анионы ОН–. Диссоциации подвергается ничтожно малое число молекул воды. Существует величина — ионное произведение воды, которая является постоянной при температуре 25 °C. Она позволяет узнать концентрации Н+ и ОН–. Преобладают ионы водорода в растворах кислот, гидроксид-анионов больше в щелочах. В нейтральных — совпадает количество Н+ и ОН–. Среду растворов также характеризует водородный показатель (рН). Чем он выше, тем больше присутствует гидроксид-ионов. Среда является нейтральной при интервале рН близком к 6–7. В присутствии ионов Н+ и ОН– изменяют свой цвет вещества-индикаторы: лакмус, фенолфталеин, метилоранж и другие. Свойства растворов и расплавов электролитов находят широкое применение в промышленности, технике, сельском хозяйстве и медицине. Научное обоснование заложено в работах ряда выдающихся ученых, объяснивших поведение частиц, из которых состоят соли, кислоты и основания. В их растворах протекают многообразные реакции ионного обмена. Они используются во многих производственных процессах, в электрохимии, гальванике. Процессы в живых существах также происходят между ионами в растворах. Многие неметаллы и металлы, токсичные в виде атомов и молекул, незаменимы в виде заряженных частиц (натрий, калий, магний, хлор, фосфор и другие).

Электропроводность воды, даже в самых ее чистых образцах, никогда не уменьшается строго до нуля. Это обусловлено самоионизацией воды. Чтобы понять это явление, рассмотрим равновесие

2H2O (ж.) = H3O+(водн.) + ОН -(водн.)

Применяя к этому равновесию закон действующих масс, получим Kw = ([H3O+] [ОН-])равн

Константа равновесия Kw называется ионным произведением воды. Она имеет размерность (концентрация)2, т.е. моль2/дм6. Конкретные значения ионного произведения воды зависят от температуры (табл. 8.3). При 25 °С оно имеет значение 1,0* 10-14. Это соответствует значению pKw = 14, где

pKW= -lgKw

Между ионным произведением воды и константами диссоциации любой кислоты и сопряженного ей основания существует простое соотношение. Это соотношение можно вывести снова, рассматривая в качестве примера равновесие диссоциации уксусной кислоты в водном растворе:

 г

Перемножая полученные выражения для Ka и Кb и логарифмируя находим

Полученное соотношение позволяет легко определить по известному значению рКa какой-либо кислоты значение рКb для сопряженного ей основания.

Обратим внимание на то, что если кислота является сильной, т. е. характеризуется низким значением рКа, то сопряженное ей основание должно иметь большое значение рКb. Это означает, что сопряженное основание сильной кислоты должно быть слабым, как уже было указано ранее.

Таблица 8.3. Изменение ионного произведения воды в зависимости от температур. ( в учебнике)

Для удобства оценки характера водной среды используют безразмерную величину - водородный показатель рН.

Водородный показатель pH-это отрицательный десятичный логарифм активности катионов водородв в растворе: pH=-lga H+

pH-это отрицательный десятичный логарифм концентрации катионов водорода в растворе: pH=-lg[H+].

Отрицательный десятичный логарифм активности(или концентрации,если она достаточно мала) гидроксид-ионов в растворе называют гидроксильным показателем: Poh=-lga OH или PoH=-lg[OH-]

В нейтральных растворах pH равен семи: pH7-нейтральная среда.(pH 7)В кислых растворах pH меньше 7: pH<7-кислая среда.( pH от 2,4 до 7)В щелочных растворах pH больше 7: pH>7-щелочная среда.( pH от 7 до 16,2).Для точного измерения pH используют специальные приборы- pH-метры,датчиками в которых служат стеклянные электроды.Для приблизительного определения pH служат кислотно-основные индикаторы.

Кислотно-основные индикаторы-это вещества,которые изменяют окраску в зависимости от pH раствора.

Широкое распрастронение получили индикаторы,представляющие собой слабые органические кислоты или основания,ионная и молекулярная формы которых сообщают раствору различную окраску.Например,молекулы индикатора метилового оранжевого окрашивают раствор в красный цвет,а его анион- в желтый.Диссоциация кислотно-основных индикаторов,которые являются слабыми электролитами,подчиняются закону действующих масс.Содержание индикатора в растворе ничтожно по сравнению с содержаним основных компонентов раствора,поэтому его диссоциация не сказывается на pH раствора.Наоборот,равновесие диссоциации индикатора смещается в зависимости от pH анализируемого раствора.

Буферные растворы-растворы,поддерживающие определенную концентрацию катионов водорода(pH) при разбавлении и незначительно изменяющие 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,образованной сильной кислотой.Буферными свойствами обладают также растворы,содержащие смеси солей слабых многоосновных кислот.

Буферный растворСлабый электролит

Соль слабого электролита

Ацетатный

Уксусная кислота(CH3COOH)

Ацетат натрия(CH3COONa)

Формиатный

Муравьиная кислота(HCOOH)

Формиат натрия(HCOONa)

Аммиачный

Гидроксид аммония(NH4OH)

Хлорид аммония(NH4Cl)

Уксусная кислота-слабый электролит.Диссоциация: CH3COOH=CH3COO- + H+ подчиняется закону действующих масс:

Ацетат натрия-сильный электролит-в растворе диссоциирует полностью:CH3COONa->CH3COO- + H+

Под влиянием избытка ацетат-ионов CH3COO равновесие диссоциации слабого электролита-уксусной кислоты-смещается в лево,ее диссоциация подавляется.В следствии незначительной диссоциации уксусной кислоты в буферном растворе ее равновесная концентрация мало отличается от общей концентрасии кислоты с кисл, а равновесная концентрация CH3COO мало отличается от концентрации соли с соли,получаем [H+]=Kкис-------------.Т.к. К кисл-постоянная величина,то концентрация катионов Н+ зависит только от соотношения концентраций слабой кислоты и ее соли.При разбавлении или концентрировании раствора меняются абсолютные значения концентраций,а их отношение остается неизменным,поэтому при разбавлении и концентрировании концентрация Р+ и pH в буферном растворе не изменяются.При добавлении к ацетатному раствору небольшого кол-ва сильной кислоты существенного изменения концентрации Н+ не происходит потому,что подавляющее большенство катионов Н+,поставляемых в раствор сильной кислотой,связывается ацетат-ионами СН3СОО в молекуле уксусной кислоты:Н+ +СН3СОО->СН3СООН.При добавлении к ацетатному буферному раствору небольшого кол-ва щелочи образующиеся при диссоциации гидроксид-ионы взаимодействуют с катионами Н+.Однако и в этом случае заметного изменения концентрации последних в буферном растворе не происходит,т.к. их убыль возмещается диссоциацией новых молекулуксусной кислоты.Аналогичное действие любого буферного раствора,содержащего слабую кислоту и ее соль,а также буферных растворов на основе солей слабых многоосновных кислот.

Буферная емкость-это кол-во вещ-ва эквивалента сильной кислоты или щелочи(моль),необходимое для смещения pH 1л буферного раствора на одну единицу.