3.11.1. Свойства констант равновесия

1. Величина и размерность константы зависит от написания химического уравнения, то-есть от стехиометрических коэффициентов.

2. Константа прямой реакции равна обратному значению константы обратной реакции.

3. Константы бывают очень большими и очень малыми (от 10^-30 до 10⁹⁰)

3.11.2.Расчеты равновесного состава по здм

Рассмотрим метод расчета состава равновесной смеси после протекания реакции. Составляем таблицу и вводим степень превращения a . Это доля первого вещества в уравнении реакции, прореагировавшая к наступлению равновесия.

	N2 +	3H2 =	2NH3
Исх. Состав (в молях)	1	1	0
Прореагировало или образовалось (в молях)	a	3a	2a
Равновесный состав (в молях)	1-a	1-3a	2a
Равновесные парциальные давления	(1- a) P /(2-2a)	(1-3 a )P/(2-2 a )	2 a P/(2-2 a )

Теперь необходимо записать формулу для константы равновесия данной реакции и подставить записанные в таблице равновесные парциальные давления компонентов. Затем надо решить полученное уравнение относительно a.

3.11.3. Другие константы равновесия.

Можно выразить К через концентрации, т.к. РV=nRT, P=nRT/V=cRT. Подставляем в выражение для К_р и получаем:

К_р=К_с(RT)^l+m-a-b

Т.о., К_с также не зависит от общего давления. Если же выразить константу равновесия через мольные доли х_i компонентов, получим:

К_р=К_хР^l+m-a-b

Так как Р переменная, К_х должна зависеть от давления. Если число газообразных молекул продуктов больше, чем число газообразных молекул исходных веществ, повышение общего давления должно сместить равновесие влево (К_х уменьшится).

3.12.Равновесия в растворах электролитов.

Электролиты - вещества, распадающиеся на ионы в растворах или в расплавах. Электролитическая диссоциация - распад вещества на ионы под действием растворителя. Причина - сольватация ионов полярными молекулами растворителя, что понижает энергию ионов. Количественная характеристика - степень диссоциации a. Это доля молекул, распавшихся на ионы. Электролиты делятся на сильные и слабые. У сильных практически полная диссоциация, т.е. a=1. У слабых a<1.Мера сольватирующей способности растворителя - электрический дипольный момент молекулы или диэлектрическая проницаемость ДП. Последняя показывает, во сколько раз ослабляется кулоновское взаимодействие между зарядами в среде диэлектрика. У воды 80, у спирта 30.

Слабые электролиты подчиняются ЗДМ:

CH₃COOH=CH₃COO^-+H⁺

Выведем закон разведения Оствальда.

	HCN =	H+ +	CN-
Исх. Состав (в молях)	CV	0	0
Прореагировало или образовалось (в молях)	CV	CV	CV
Равновесный состав (в молях)	(1- CV	CV	CV
Равновесные концентрации	(1-C	C	C

Пишем закон действующих масс:

K_d=С_HC_CN/C_HCN= a²C/(1- a).

Это закон разведения Оствальда. Следствие - при бесконечном разведении  стремится к единице.

Наиболее распространен кондуктометрический метод изучения диссоциации в растворах, так как ЭП зависит от количества носителей тока - ионов. Эл. ток в растворе - хаотическое движение ионов, на которое наложено поступательное перемещение в электрическом поле (электромиграция). Величина тока зависит от заряда и размера ионов, сольватации и других свойств растворителей и ионов и от концентрации электролита и степени диссоциации. Она пропорциональна напряжению между электродами, и зависит от размера и расстояния между электродами. Подвижностью ионов называется средняя скорость упорядоченного движения данного типа ионов, отнесенная к напряженности электрического поля. u=v/E. Если напряженность равна 1В/см, то u численно равна v.

Удельная электропроводность - 1 см³ раствора, помещенного между плоскопараллельными электродами с расстоянием 1 см, измеряется в Ом^-1см^-1 . Каппа сначала растет с ростом концентрации, затем проходит через максимум и начинает падать. Причины: сначала растет с увеличением числа ионов, затем рост замедляется за счет снижения степени диссоциации, а также увеличения тормозящего действия Среды.

Для химии удобна другая мера - эквивалентная ЭП. Она равна ЭП раствора, содержащего 1 г.-экв. и помещенного между плоскопараллельными электродами на расстоянии 1 см. Объем такого раствора равен эквивалентному объему и обратно пропорционален нормальности.

=1000kV_э

1000 добавлена для перевода концентрации в моль/см³.Зависимость  от концентрации имеет вид на рисунке. Для сильных электролитов слабо падает с ростом концентрации из-за тормозящего действия среды, для слабых сильно из-за уменьшения степени диссоциации. Закон Кольрауша: _^^

⁺=z⁺u⁺F, ^-=z^-u^-F, где F - число Фарадея. Для слабых электролитов предполагается, что подвижности не зависят от концентрации, и  различаются лишь за счет неполной диссоциации. Тогда приближенно

=/₀.