Эта реакция не идет до конца, так как продукты разложения будут вновь взаимодействовать между собой с образованием йодоводорода.
Таким образом, реакция протекает одновременно в двух противоположных направлениях. Подобные реакции называются - обратимыми.
Н2 + I2 ↔ 2НI
Обратимые реакции, как правило, никогда не протекают до конца и ни одно из реагирующих веществ не расходуется полностью.
Принцип Ле-Шателье:
«Если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказать внешнее воздействие (изменить температуру, давление, концентрацию одного или нескольких веществ, участвующих в реакции), то это приведет к увеличению скорости той реакции, протекание которой будет компенсировать (уменьшать) оказанное воздействие».
20. Дисперсные системы и их характеристика.
Дисперсными системами называются гетерогенные системы, в которых одно вещество распределено в другом в виде частиц различных размеров.
Любая дисперсная система состоит по меньшей мере из двух частей — дисперсной фазы в виде совокупности мельчайших частиц вещества и дисперсионной среды, в которой распределена дисперсная фаза. Размеры частиц дисперсионной фазы (кристалликов, капелек, пузырьков) отличаются степенью дисперсности, величина которой прямо пропорциональна размеру частиц.
Классификация дисперсных систем
1. По степени дисперсности различают грубодисперсные системы (взвеси) с
размером частиц более 100 нм и тонкодисперсные (коллоидные) с размером частиц от 1 до 100 нм.
Взвесь — смесь веществ, где твёрдое вещество распределено в виде мельчайших частиц в жидком веществе во взвешенном (не осевшем) состоянии.
Коллоидный раствор – это гетерогенная система, в которой граница раздела фаз может быть обнаружена только оптическим микроскопом. Предельным случаем тонкодисперсных систем являются истинные растворы.
Истинный раствор – это гомогенная однофазная система, в которой нет поверхности раздела, с размером частиц менее 1 нм, т.е. она состоит из отдельных ионов и молекул.
Можно сравнить: дисперсионная среда похожа на растворитель, а дисперсная фаза – на растворенное вещество.
2. По интенсивности взаимодействия частиц дисперсной фазы и дисперсионной среды дисперсные системы делятся на две группы: лиофильные и лиофобные.
Лиофильные системы характеризуются тем, что молекулы дисперсионной среды в значительной степени взаимодействуют с частицами дисперсной фазы (сольватируются), образуя вокруг нее оболочку. Эти системы характеризуются низким значением поверхностного натяжения и имеют предельно высокую дисперсность. К таким системам относятся растворы ВМС (например, желатин, целлюлоза, крахмал и т.д.).
Лиофобные системы не образуют сольватной оболочки из дисперсионной среды вокруг частиц дисперсной фазы. В таких системах взаимодействие между частицами различных фаз значительно слабее. Значение межфазного поверхностного натяжения велико, вследствие чего система проявляет тенденции к самопроизвольному укрупнению частиц дисперсной фазы. Такие системы образуют неорганические и органические вещества плохо растворимые в данной среде.
3. По агрегатному состоянию дисперсионной среды и дисперсной фазы.
Пути образования дисперсной системы:
1)Конденсационный – связан с зарождением новой фазы в перенасыщенной исходной фазе. Эта перенасыщенная исходная фаза впоследствии становится дисперсной средой.
2)Диспергационный – осуществляется при значениях поверхностного натяжения ниже некоторого критического значения.
3)Возможно образование дисп. системы в результате химической реакции в гомогенной среде. При этом продукты реакции при данных условиях находятся в агрегатном состоянии, отличном от материнской фазы.
21. Способы выражения концентрации растворов.
Растворы – это гомогенные системы переменного состава, включающие два и более компонентов.
Концентрация раствора – это количество вещества, заключенного в определенном весовом или объемном количестве раствора или растворителя.
Способы выражения концентрации:
1) Массовая доля вещества (ω) – отношение массы растворенного вещества (mв- ва) к массе раствора(mр-ра). Массовая доля – величина безразмерная, ее
представляют либо в долях, либо в процентах.
= рв−−вара 100%
2) Молярная концентрация См– отношение количества вещества в молях (n) к
объему раствора в литрах (моль/л = М)
С = л
3) Нормальная концентрация или молярная концентрация эквивалента Сн –
отношение количества эквивалентов вещества к объему раствора (Н).
Сн = л
4) Титр (Т) – это масса вещества в граммах в 1 мл раствора (г/см3).
Т = в−ва
р−ра
5) Моляльная концентрация Cm– отношение количества молей растворенного вещества к 1000 г растворителя, т.е. число молей растворенного в-ва в 1000 г растворителя (моль/кг).
С = р−ля
22. Энергетика химических связей. Характеристика систем. Функции состояния.
Системой называется вещество или совокупность веществ, которые подвергаются экспериментальному или теоритическому изучению.
Система:
открытая, если через границу, реальную или условную, разделяющую систему и внешнюю среду, может происходить обмен веществом и энергией (жидкость и ее пар)
закрытая, если она может обмениваться с внешней средой энергией, но не может обмениваться веществом
изолированная, не может обмениваться ни веществом, ни энергией.
Параметры состояния – это переменные величины, определяющие состояние системы: давление, температура, состав системы, объем системы.
Функции состояния – это состояние системы и происходящие в ней изменения, зависящие от параметров состояния и не зависящие от пути перехода системы из одного состояния в другое.
Кфункциям состояния относятся:
внутренняя энергия (U)
энтальпия (a)
энтропия (S)
изобарно-изотермический потенциал – энергия Гиббса (G)
Процессы, которые протекают при постоянном давлении, называются изобарными; при постоянной температуре – изотермическими; при постоянном объеме –
изохорными.
23. Внутренняя энергия. Энтальпия и энтропия.
Внутренняя энергия систем – это полная энергия системы, состоящая из кинетической и потенциальной энергии.
Кинетическая энергия – энергия движения; потенциальная энергия – энергия взаимодействия тел, т.е. притяжения и отталкивания частиц.
U – внутренняя энергия
Любая система обменивается с внешней средой тепловой (Q) и механической (А) энергией, при этом происходит ее переход из первого состояния во второе.
∆U = U2 - U1, где U2 – конечное состояние, U1 – начальное состояние.
∆U = Q + A - т.е. кол-во энергии, которое выделяется или поглощается системой (Q + A) равняется изменению полной энергии системы.
Энтальпия (Н) — это свойство вещества, указывающее количество энергии, которую можно преобразовать в теплоту.
Энтальпия — это термодинамическое свойство вещества, которое указывает уровень энергии, сохранённой в его молекулярной структуре.
Это значит, что, хотя вещество может обладать энергией на основании температуры и давления, не всю её можно преобразовать в теплоту. Часть внутренней энергии всегда остаётся в веществе и поддерживает его молекулярную структуру. Часть кинетической энергии вещества недоступна, когда его температура приближается к температуре окружающей среды. Следовательно, энтальпия — это количество энергии, которая доступна для преобразования в теплоту при определенной температуре и давлении. Единицы энтальпии — джоуль для энергии и Дж/кг для удельной энергии.
Энтальпия или энергия расширенной системы Е равна сумме внутренней энергии газа U и потенциальной энергии поршня с грузом Eпот = pSx = pV
H = E = U + pV
Таким образом, энтальпия в данном состоянии представляет собой сумму внутренней энергии тела и работы, которую необходимо затратить, чтобы тело объёмом V ввести в окружающую среду, имеющую давление р и находящуюся с телом в равновесном состоянии. Энтальпия системы H — аналогично внутренней энергии — имеет вполне определенное значение для каждого состояния: ΔH = H2 − H1
Если система каким-либо путём возвращается в исходное состояние (круговой процесс), то изменение любого её параметра равно нулю, а отсюда ΔU = 0 и ΔH = 0.
Энтропия - понятие, впервые возникшее в термодинамике как мера необратимого рассеяния энергии.
Энтропию относят к определенным условиям – t = 25о, p = 101,325 кПа, T = 298.
Энтропия (S (Дж/К)) связана с числом (W) равновероятных микроскопических состояний, которыми можно реализовать данное макроскопическое состояние системы, уравнением
S=k*lgW
Где K- коэффициент пропорциональности.
Наименьшую энтропию имеют идеально правильно построенные кристаллы при абсолютном нуле. Энтропия кристалла, который имеет какие-либо неправильности несколько больше.
С повышением температуры энтропия всегда возрастает, так же возрастает при превращение вещества из кристаллического состояния в жидкое, и в особенности при переходе из жидкого состояния в газообразное.
Энтропия зависит только от состояния системы. Но связь изменения энтропии с теплотой зависит от способа проведения процесса – от его скорости.
Если процесс проходит обратимо и при постоянной температуре:
Изменение S = Q(обр)/T, где Q(обр) - кол-во теплоты, T- абсолютная температура.
24. Энергия Гиббса.
Самопроизвольно система может переходить из менее устойчивого состояния в более устойчивое, и наблюдаются две тенденции:
Стремление частиц объединиться за счет связей в более сложные; это достигается за счет уменьшения энтальпии.
Стремление частиц к разъединению; это увеличение энтропии.
Суммарный эффект этих тенденций при постоянной t и p отражает изменение энергии Гиббса (G).
∆G < 0, есть возможность самопроизвольного протекания процесса
∆G > 0, самопроизвольный процесс невозможен
∆G = 0, система находится в состоянии химического равновесия
∆Н = ∆G + T∆S
T∆S (связанная энергия) – это та теплота которая рассеивается в окружающую среду. ∆G – свободная энергия, может использоваться для совершения работы.
25. Закон Генри. Законы Рауля.
Закон Генри (1803 г):
При постоянной температуре растворимость газа в данной жидкости прямо пропорциональна давлению этого газа над раствором.
X=kP, где Х – молярная доля растворенного вещества, k – коэффициент пропорциональности, Р – парциальное давление.
Закон пригоден лишь для сравнительно разбавленных растворов и невысоких давлений.
Законы Рауля:
I.Относительное понижение парциального давления пара растворителя над разбавленным раствором не электролита равняется молярной доле
растворенного вещества.
Х = р0р−0 р, где Х – молярная доля растворенного вещества, р0 – давление чистого пара при данной t, р – давление насыщенного пара растворителя над раствором.
II.Повышение t кипения или понижение t замерзания разбавленных растворов не электролитов пропорциональны числу частиц растворенного вещества и не зависят от его природы.
∆Ткип = KэСm, где Кэ – эбулиоскопическая константа
∆Тзам = Kк Сm, где Кк – криоскопическая константа
26. Осмотическое давление. Закон Ван-Гоффа.
Осмотическое давление – это давление, которое нужно приложить к раствору, чтобы привести его в равновесие с чистым растворителем, отделенным от нее полунепроницаемой перегородкой.
С точки зрения термодинамики движущей силой осмоса является стремление системы к выравниванию концентраций.
Закон Ван-Гоффа:
Осмотическое давление численно равно тому давлению, которое оказывало бы растворенное вещество, если бы оно при данной температуре находилось в состоянии идеального газа и занимало объем равный объему раствора.
Если трубку, заполненную раствором (например, сахара), отделить от воды полупроницаемой мембраной (которая пропускает только молекулы воды, но не сахара), то через мембрану происходит диффузия молекул воды в раствор и уровень жидкости в трубке поднимается. Это приводит к увеличению давления в нижней части
раствора, что затрудняет дальнейшую диффузию воды. При некоторой высоте (
) столба раствора в трубке скорости диффузии воды из наружного сосуда во внутренний и обратно сравняются и подъём жидкости в трубке прекратится, т. е. система придёт в равновесие. Процесс односторонней диффузии растворителя через полупроницаемую перегородку от раствора с меньшей концентрацией растворенного вещества к раствору с большей концентрацией называют осмосом. Давление, которое нужно приложить в процессе осмоса к раствору, чтобы привести его уровень к уровню чистого растворителя, называют осмотическим давлением.
Вант-Гофф, анализируя результаты изучения осмотического давления разных растворов, пришел к выводу: в разбавленных растворах (С ≤ 0,01моль/л)
растворитель и растворенное вещество ведут себя подобно газам. Поэтому к разбавленным растворам применимо уравнение состояния идеальных газов в следующей форме:
, где π – осмотическое давление, n – число молей растворенного вещества. Решив это уравнение относительно p и произведя замену n/V = C, получают выражение, называемое законом Ван-Гоффа:
, где С – концентрация растворенного вещества, моль/л.
27. Особенности растворов электролитов. Основные положения электролитической диссоциации.
Электролиты – вещества, проводящие электрический ток.
Законы Аррениуса:
1)Молекулы веществ, проводящих в растворе электрический ток, при растворении в воде диссоциируют на ионы.
2)Образовавшиеся при электрической диссоциации ионы имеют заряд и отличаются по свойствам от нейтральных атомов и молекул.
3)При пропускании электрического тока через раствор электролита положительно заряженные ионы направляются к катоду(-), а отрицательно заряженные – к аноду(+).
28. Буферные растворы и их характеристика. Уравнение ГендерсонаХассельбаха.
Буферные растворы — растворы, сохраняющие неизменными значения рН при разбавлении или добавлении небольшого количества сильной кислоты или основания.
Буфер состоит из слабой кислоты и ее соли, или слабого основания и его соли.
Эффективным буфером является буфер, который отличается по значению рН в диапазоне рН от -1 до +1.
Каждая из буферных систем характеризуется определенной присущей ей концентрацией ионов Н+ (активной кислотностью), которую система и стремится сохранить на неизменном уровне при добавлении к ней сильной кислоты либо щелочи.
Уравнение Гендерсона-Хассельбаха:
Значение рК для слабого электролита является величиной постоянной, не зависит от концентрации этого электролита в растворе и приводится в соответствующих справочниках.
В водных растворах рН и рОН являются сопряженными величинами. Их сумма всегда равна 14, т.е.:
рН + рОН = 14
Зная концентрацию ионов Н+или рН можно вычислить концентрацию гидроксильных ионов или рОН.
Уравнения Гендерсона-Гассельбаха для расчета рОН и рН в оснóвных буферных системах выглядят следующим образом:
- где pKb = –lg Kb (основания), Соснования и Ссоли – исходные молярные концентрации компонентов данных буферных систем, т.е. слабого основания и его соли с сильной кислотой.
Уравнение Гендерсона-Гассельбаха является приближенным и его не рекомендуется использовать в следующих случаях:
1)если кислота либо основание буферной системы не является достаточно слабым электролитом (например, для кислоты pKa < 3). Тогда нельзя пренебрегать их диссоциацией в присутствии собственной соли;
2)если кислота либо основание буферной системы являются, наоборот, слишком слабыми электролитами (например, для кислоты pKa > 11). Тогда нельзя пренебрегать гидролизом их солей.
29. Ионное произведение воды. Водородный показатель.
Вода - слабый электролит - диссоциирует, образуя ионы H+ и OH-. Эти ионы гидратированы, то есть, соединены с несколькими молекулами воды, но для простоты мы записывали их в негидратированной форме
H2O = H+ + OH−
Запишем выражение для константы равновесия, опираясь на закон действия масс:
K = [H+]·[OH—]/[H2O]
Концентрацию воды, принято исключать из данного выражения, вследствие ее практически постоянного значения в разбавленных растворах. Получаем новую константу равновесия KН2О, которая называется ионным произведением воды:
KН2О = [H+]·[OH—]
При температуре 25ºС KН2О = 1·10-14 и остается постоянным в водных растворах кислот, щелочей, солей или других соединений.
KН2О = [H+]·[OH—] = 1·10-14
При повышении температуры ионное произведение воды сильно возрастает.
Полученное выражение применимо не только к чистой воде, но и к растворам.
Если осуществляется условие [H+] = [OH—], то раствор называется нейтральным, но обычно эти величины не совпадают, тогда при увеличении одного показателя, другой должен уменьшаться, так, чтобы их произведение оставалось постоянным (1·10-14).
Кислотно-основные свойства растворов определяются величиной концентрации ионов водорода или гидроксила. Мы уже знаем, что ионное произведение воды при определенной температуре постоянно, а [H+] и [OH—] — переменные, то по их величинам можно говорить о кислотности или щелочности раствора. При нейтральном характере раствора, т.е. [H+] = [OH—], получаем следующее:
[H+] = [OH—] = (KН2О)1/2 = (1·10-14)*1/2 = 10-7 М
Соотношение между количеством ионов [H+] и [OH-] определяет характер среды:
[H+] =10-7= [OH-] - нейтральная среда
[H+] >10-7> [OH-] - кислая среда
[H+] <10-7< [OH-] - щелочная среда.
Водородный показатель рН - это отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода рН = - lg[H+].
Аналогично рOН = - lg[OH-].
Логарифмируя ионное произведение воды, получаем pH + pOH = 14.
Примеры.
Если [H+] = 10-2M, то рН = 2, а [ОH-]= 10-12M.
Если [ОH-] = 10-4M, то [H+]= 10-10M, а рН = 10.
Если рН = 8, то [H+]= 10-8M, а [ОH-] = 10-6M
Если рОН = 5, то рН = 9, а [H+]= 10-9M.