Вопрос № 34. Химическое равновесие. Смещение химического равновесия

Химическое равновесие – состояние системы реагирующих веществ, при котором скорости прямой и обратной реакции равны между собой. Концентрации реагирующих веществ, которые установились при химическом равновесии, называются равновесными.

Количественной характеристикой химического равновесия служит величина, называемая константой химического равновесия (К).

H2 + Cl2 ↔ 2HCl

K = k1 / k2 = [HCl]2 / [H2] ∙ [Cl2]

Конcтанта равновесия химической реакции равна произведению концентраций продуктов реакции, возведенных в степени их стехиометрических коэффициентов, деленному на произведение концентраций исходных веществ, взятых в степени их стехиометрических коэффициентов. Отношение констант скоростей прямой и обратной реакций также называется

константой равновесия химической реакции.

Константа равновесия показывает, во сколько раз прямая реакция идёт быстрее обратной при данной температуре и концентрациях, равных 1. Если К > 1, то концентрации продуктов реакции выше концентраций исходных веществ, равновесие сдвинуто в сторону продуктов. Если К < 1 – в сторону исходных веществ. Константа равновесия зависит от температуры, а для газовой смеси и от давления.

Равновесие в гетерогенных реакциях

Для обратимых гетерогенных реакций в выражение константы равновесия не входят концентрации твёрдых веществ:

3Fe(тв) + 4Н2О(г) = Fe3O4(тв) + 4Н2(г)

К = [Н2]4 / [Н2О]4

Смещение химического равновесия (принцип Ле Шателье – Брауна)

Направление смещения химического равновесия при изменении концентраций реагирующих веществ, температуры, давления определяется общим положением – принципом Ле Шателье:

61

«Если на систему, находящуюся в равновесии, производится какое-либо внешнее воздействие (изменение концентрации, температуры, давления), то равновесие сдвигается в сторону уменьшения этого воздействия»

Из принципа Ле Шателье следует:

1)увеличение концентрации исходных веществ или одного из них смещает равновесие в сторону прямой реакции, а увеличение концентрации продуктов – в направлении обратного процесса.

2)повышение температуры смещает равновесие в сторону эндотермической реакции, а уменьшение – в сторону экзотермического процесса.

3)повышение давления смещает равновесие в сторону реакции, протекающей с образованием меньшего числа молекул газообразных веществ, а уменьшение – в направлении процесса, протекающего с образованием большего числа молекул газообразных веществ.

Катализаторы одинаково ускоряют и прямую и обратную реакции, т.е. на смещение химического равновесия влияния не оказывают, они нужны для более быстрого достижения состояния равновесия.

Вопрос № 35. Дисперсные системы. Классификация дисперсных систем

Коллоидное состояние вещества – это состояние, в котором вещество находится в высокодисперсном (сильно раздробленном) виде, отдельные его частицы являются не молекулами, а агрегатами, состоящими из множества молекул.

Дисперсные системы гетерогенны, они состоят из 2-х фаз, одна из которых обязательно раздроблена, прерывна (дисперсная фаза), а другая – непрерывна, нераздроблена (дисперсионная среда).

Дисперсность (D) является основной характеристикой дисперсной системы и мерой раздробленности вещества. Математически дисперсность определяют, как величину, обратную размеру частиц: D = 1/a, где a – размер частиц.

62

Необходимым условием образования дисперсных систем является нерастворимость или ограниченная взаимная растворимость дисперсной фазы и дисперсионной среды.

Классификация дисперсных систем

1. По агрегатному состоянию дисперсной фазы и дисперсионной среды:

Система «газ в газе» не существует, т.к. является гомогенной молекулярной, в ней отсутствуют границы раздела.

2. В зависимости от размера частиц дисперсной фазы:

-грубодисперсные (с радиусом частиц = 10–4–10–7 м);

-коллоидно-дисперсные (золи) (с размером частиц 10–7–10–9 м);

-молекулярные и ионные растворы (менее 10–9 м).

63

3. По степени взаимодействия дисперсной фазы с дисперсионной средой:

-лиофильные (системы, в которых сильно выражено взаимодействие частиц дисперсной фазы с растворителем). Примеры: дисперсии некоторых глин и ПАВ, растворы ВМС;

-лиофобные (когда частицы дисперсной фазы состоят из вещества, слабо взаимодействующего со средой). Примеры: коллоидные растворы – золи металлов (Аu, Ag), галогенидов Ag.

4. По отсутствию или наличию взаимодействия между частицами дисперсной фазы:

-свободно-дисперсные (частицы дисперсной фазы не связаны между собой

имогут свободно перемещаться: лиозоли, аэрозоли, суспензии, эмульсии);

-связно-дисперсные (одна из фаз структурно закреплена и не может перемещаться свободно: гели, студни, пены, капиллярно-пористые тела (диафрагмы), твёрдые растворы).

Вопрос № 36. Устойчивость и коагуляция дисперсных систем

Под устойчивостью дисперсной системы понимают постоянство во времени ее состояния и основных свойств: дисперсности, равномерного распределения частиц дисперсной фазы в объеме дисперсионной среды и характера взаимодействия между частицами.

Существует два вида устойчивости дисперсных систем:

1)седиментационная (кинетическая);

2)агрегативная.

Седиментационная устойчивость позволяет системе сохранять равномерное распределение частиц в объеме, т.е. противостоять действию силы тяжести и процессам оседания или всплывания частиц. Основным условием этой устойчивости является высокая дисперсность и участие частиц дисперсной фазы в броуновском движении.

Агрегативная устойчивость дисперсных систем – способность противостоять агрегации (склеиванию) частиц.

64

Коагуляция представляет собой укрупнение частиц в результате слипания или слияния частиц дисперсной фазы при потере системой агрегативной устойчивости. При коагуляции изменяются физико-химические свойства системы: появляются мутность, снижается осмотическое давление, изменяется электропроводимость и характер вязкости.

Фактором, вызывающим коагуляцию, может быть любой агент, нарушающий агрегативную устойчивость системы: изменение температуры (сильное нагревание или охлаждение, вплоть до замораживания), механическое воздействие (интенсивное встряхивание, перемешивание), действие света и различного рода излучений, действие электрических разрядов. Однако, наиболее важным фактором является действие электролитов.

Коагуляция под действием сильных электролитов.Правило Шульце-Гарди

Наблюдения Г. Шульце (1882) показали, что коагулирующей способностью обладает один из ионов добавляемого электролита (ионкоагулятор). Коагулирующая способность иона-коагулятора возрастает с увеличением его заряда (правило Шульце ). Несколько позже М. Гарди (1900) нашел, что заряд коагулирующего иона всегда противоположен заряду коллоидной частицы (правило Гарди). Следовательно, коагуляцию отрицательного золя вызывают катионы добавленного электролита. Для золя с положительно заряженными частицами ионами-коагуляторами являются анионы. Закономерности, найденные Шульце и Гарди и подтвержденные многочисленными исследователями, известны как правило Шульце-Гарди:

«Коагулирующим действием обладает тот ион электролита, который имеет заряд, противоположный заряду гранулы; коагулирующее действие тем сильнее, чем выше заряд иона-коагулятора».

65