8. Химическое равновесие. Закон действия масс для химического равновесия. Термодинамическая и концентрационные константы равновесия на примере процессов:

Расчет констант равновесия для реакций:

9. Химическое равновесие. Влияние концентрации, давления и температуры на состояние химического равновесия и на величину константы равновесия. Принцип Ле Шателье.

CaO (тв) + CO2(г) = CaCO3 (тв)

2NaOH(p-p) + CuSO4(p-p) = Cu(OH)2(тв) + Na2SO4(p-p)

AlCl3(p-p) + H2O (ж) = AlOHCl2 (p-p) + HCl(p-p)

Химическое равновесие – динамическое состояние системы, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции, а соотношение количеств исходных веществ и продуктов во времени не меняется.

Увеличение концентрации продуктов реакции смещает равновесие влево, а увеличение концентрации исходных веществ - вправо.

Сжатие смещает равновесие в направлении процесса, который сопровождается уменьшением объема газообразных веществ, а понижение давления сдвигает равновесие в противоположную сторону.

При повышении температуры равновесие сдвигается в сторону эндотермической реакции, при понижении температуры – в сторону экзотермической реакции.

ЗДМ для химического равновесия: состояние химического равновесия не

зависит от концентрации и давления системы, т.е. является постоянной величиной, при постоянной температуре

Константа равновесия К не зависит от концентрации и давления системы, а определяется лишь химической природой вещества и температурой.

Принцип Ле-Шателье: Если на систему, находящуюся в химическом равновесии, оказать внешнее воздействие (изменить С, Р, V, Т), то равновесие смещается в направлении той реакции, которая ослабляет оказанное воздействие

CaO (тв) + CO2(г) = CaCO3 (тв) Kp=1/p(CO2(г))

Увеличение концентрации CO2 сместит равновесие вправо. Увеличение давления системы - тоже вправо. Увеличение температуры - влево (реакция экзотермическая).

2NaOH(p-p) + CuSO4(p-p) = Cu(OH)2(тв) + Na2SO4(p-p)

(не зависит от давления, так как нет газов, но зависит от температуры)

Cu² + 2OH = Cu (OH)

При увеличении концентраций ионов равновесие смещается

вправо. При увеличении температуры - влево (реакция экзотермическая).

Al+3 + H2O = AlOH2+ + H+ При увеличении концентрации ионов Al равновесие смещается вправо, ионов AlOH2+ и H+ - влево.

10. Гидролиз в водных растворах солей. Гидролиз по катиону и аниону на

примере NaNO2 и NH4Cl, NH4NO2. (изменение рН среды). Константа и степень гидролиза Принцип Ле-Шателье. Смещение равновесия гидролиза.

Гидролиз в водных растворах солей — это обменная реакция между ионами соли и молекулами воды, в результате которой образуются малодиссоциирующие вещества (слабые кислоты, слабые основания и их ионы)

NaNO2 + H2O HNO2 + NaOH.

Na+ + NO2- + H2O HNO2 + Na+ + OH-.

NO2- + H2O HNO2+OH-

В результате гидролиза образовались гидроксид-ионы (OH-), поэтому раствор имеет щелочную среду (pH > 7)

NH4Cl + H2O NH4OH + HCl

NH4+ + Cl- + H2O NH4OH + H+ + Cl-

NH4+ + H2O NH4OH + H+

В результате гидролиза образовались ионы водорода (H+), поэтому раствор

имеет кислую среду (pH < 7)

NH4NO2+H2O NH4OH + HNO2

(слабое основание и слабая кислота, гидролиз таких реакций осуществляется по катиону и аниону, практически полностью) (pH≈7)

Константа гидролиза — константа равновесия гидролитической реакции, равная отношению произведения равновесных концентраций продуктов к равновесной концентрации соли с учётом стехиометрических коэффициентов.

Степень гидролиза — это отношение гидролизованных молекул соли к общему количеству их в растворе

Смещение равновесия гидролиза

Изменяя температуру, давление, концентрации компонентов, можно ослабить или усилить гидролиз (сместить равновесие влево или вправо) в соответствии с принципом Ле-Шателье (формулировка принципа в 9 вопросе)

1.процесс гидролиза эндотермичен и повышение температуры приводит к

его усилению.

2.Введение в систему активного металла позволяет провести гидролиз практически полностью

3.Полному необратимому гидролизу подвергаются только соли, образованные слабой, неустойчивой кислотой и и малорастворимым основанием: либо сульфиды, либо карбонаты металлов, дающие

малорастворимые основания.

4.В соответствии с законом Оствальда уменьшение концентрации растворов (разбавление) приводит к усилению гидролиза.

Степень гидролиза

5. Гидролиз солей подавляется при введении в раствор гидролизованной соли продукта реакции: избытка кислоты, если гидролиз по катиону) или щелочи (если гидролиз по аниону), приводит к смещению равновесия в реакции (по принципу Ле Шателье) слева направо

11. Электролитическая диссоциация. Константа и степень диссоциации слабых электролитов. Закон разбавления Оствальда (на примере раствора

NH4OH). Расчет концентрации ионов Н+ в растворе слабой кислоты на примере СН3СООН (С(СН3СООН)=0,1моль/л).

Электролитическая диссоциация — это процесс распада молекул электролитов на ионы под воздействием воды или при расплавлении

Константа диссоциации — это вид константы равновесия, которая характеризует склонность объекта диссоциировать (разделяться) обратимым образом на частицы

Степенью диссоциации электролита называется отношение числа его

молекул, распавшихся в данном растворе на ионы, к общему числу его молекул

в растворе

Закон разбавления Оствальда (на примере раствора NH4OH)

NH4OH NH4++OH-

C0-αC0 αC0 αC0