3) Внешнее воздействие состоит в изменении температуры.

Для определения влияния температуры на равновесие необходимо иметь информацию о тепловом эффекте процесса. В соответствие с принципом Ле Шателье, повышение температуры приводит к смещению равновесия в сторону процесса, идущего с поглощением тепла (воздействие при этом ослабляется). Если тепловой эффект очень мал, то изменение температуры не оказывает существенного влияния на равновесие.

В некоторых задачах ВКР-2 потребуется определить смещение равновесия не только для химических реакций, но и для физических процессов, таких как испарение жидкости, или растворение твердого вещества в воде. Последнему равновесию B_(т)  B_(р-р) соответствует образование насыщенного раствора, и смещения равновесия вправо в данном случае означает увеличение растворимости вещества.

Отметим, что повышение температуры приводит к увеличению скорости и прямой, и обратной реакции. Если повышение температуры не приводит к смещению равновесия, то возрастание этих скоростей практически одинаково.

Если повышение температуры приводит к смещению равновесия вправо, то скорость прямой реакции увеличивается в большей степени, чем обратной. Вспомним, что, в соответствии с правилом Вант-Гоффа, при увеличении температуры на каждые 10 градусов скорость увеличивается в  раз ( [2; 4]). Поэтому. если равновесие при повышении температуры сместилось вправо, то _пр > _обр.

Комментарии к решению задач №4 и №5 вкр-2

Необходимо знать:

− Количественные характеристики электролитической диссоциации: степень диссоциации, изотонический коэффициент Вант-Гоффа, константа диссоциации.

− Связь концентрации ионов и общей концентрации растворённого вещества.

− Водородный показатель (рН) растворов, ионное произведение воды, шкала рН.

− Влияние растворённого вещества на температуры кристаллизации и кипения растворителя.

1) Количественные характеристики электролитической диссоциации: степень диссоциации, изотонический коэффициент Вант-Гоффа, константа диссоциации.

Понятия степени диссоциации как доли молекул, распавшихся на ионы, от общего числа молекул растворённого вещества и изотонического коэффициента Вант-Гоффа, показывающего, во сколько раз увеличивается (в результате диссоциации) число частиц растворённого вещества по сравнению с исходным числом молекул, распространяются и на слабые, и на сильные электролиты. Понятие константы диссоциации как не зависящей от концентрации величины применимо только для слабых электролитов.

Степень диссоциации выражается и в долях от единицы, и в процентах, но в расчетные формулы  входит в виде долей от единицы.

Минимальное значение  равно нулю, этому соответствует минимальное значение i, равное 1. Минимальные значения осуществляются для неэлектролитов.

Максимальное значение  равно 1 (когда все молекулы распались на ионы), что реализуется в разбавленных растворах сильных электролитов; максимальному значению  соответствует максимальное для раствора данного электролита значение i равное числу ионов, на которое распадается одна молекула электролита (это число обозначим n).

0 ≤  ≤ 1

1 ≤ i ≤ n

В общем случае связь «» и «i» выражается формулой

Например, для раствора CuSO₄ значение i лежит в пределах

1 <  ≤ 2,

поскольку при диссоциации одной молекулы сульфата меди образуется два иона (CuSO₄  Cu²⁺ + SO₄²⁻).

Для раствора Al(NO₃)₃, одна молекула которого распадается на четыре иона (Al(NO₃)₃  Al³⁺ + 3NO₃⁻),

1 < i ≤ 4.

Зная i для данного раствора электролита, можно вычислить , и наоборот, зная , можно определить i.

Например, если i в растворе CuSO₄ равно 1,7, то

, или 70 %.

Если известно, что степень диссоциации в растворе (Al(NO₃)₃ равна 62 %, то

.

Степень и константа диссоциации слабого бинарного 1,1-валентного электролита (молекула диссоциирует на два однозарядных иона) связаны соотношением

.

Константа диссоциации слабого электролита − это константа равновесия, которая, как и любая константа равновесия, зависит только от температуры и не меняется с концентрацией. А вот степень диссоциации как раз и зависит от концентрации, возрастая с разбавлением раствора.

Рассмотрим пример.

Пусть в 0,8 М растворе слабой одноосновной кислоты степень диссоциации равна 0,5 %. Рассчитаем, какая степень диссоциации будет в 0,2 М растворе этой кислоты.

Найдем константу диссоциации. Сначала  выразим в долях от единицы, это в 100 раз меньше, чем в процентах, т.е.  = 5∙10⁻¹∙10⁻² =5∙10⁻³.

.

Далее, зная константу диссоциации, вычислим степень диссоциации в 0,2 М растворе

.

, или 1 %.

Степень диссоциации увеличилась в два раза при разбавлении раствора в четыре раза.

Мы могли бы получить этот результат, не вычисляя константу. Составим уравнение, учитывая, что произведение равно константе диссоциации и не зависит от концентрации:

.

После преобразования и подстановки значений получим:

.