Курс Лекций по Неорганической Химии

Факторы, влияющие на величину константы равновесия.

1. Основным фактором, влияющим на константу равновесия, является природа реагирующих веществ. Под природой реагирующих веществ прежде всего понимают прочность химических связей в соединениях, так как в результате реакции происходит разрыв одних и образование других связей, что и определяет

Рассчитаем константу равновесия при стандартной температуре реакции образования аммиака из простых веществ:

3H2 + N2 =2NH3

Очевидно, что для данной реакции r G0T = 2 f G0T(NH3) = 2.16,7 = 33,4 кДж

Смещение равновесия. Изменение условий (температуры, давления, концентраций), при которых система находится в состоянии химического равновесия, вызывает его нарушение. Это приводит к изменению скорости прямой и обратной реакции. При этом в системе начинает устанавливаться новое химическое равновесие.

Перевод равновесной химической системы из одного состояния равновесия в другое называется смещением (сдвигом) химического равновесия. Постепенный переход системы из неравновесного состояния, вызванного внешним воздействием, в состояние термодинамического равновесие называется релаксацией. При смещении равновесия в прямом направлении достигается увеличение выхода продуктов, а при смещении в обратном направлении - уменьшение степени превращения реагента. И то, и другое может оказаться полезным в химической технологии.

Если константа равновесия много больше единицы, то равновесие смещено в сторону прямой реакции, т.е. в сторону образования продуктов реакции. В этом случае говорят, что равновесие смещено вправо. Если константа равновесия много меньше единицы, то равновесие смещено в сторону исходных веществ, т.е. влево. Так как для любой реакции имеется определенное значение константы равновесия при данной температуры, то говорить о необратимых реакциях не имеет смысла. Речь может идти лишь о практической необратимости. Признаками практической необратимости реакций являются:

1) выделение газообразного вещества

Na2СО3 + 2НС1 = 2NaС1 + Н2О + СО2 ↑; 2) выпадение осадка

ВаС12 + Na2SО4 = ВаSО4↓+ 2NaС1;

3) образование плохо диссоциирующего вещества

NaОН + НС1= NaС1 + Н2О;

4) выделение большого количества энергии Н2 + С12 = 2НС1 + Q

131

(последняя реакция протекает со взрывом).

Общим принципом смещения положения равновесия в системе является принцип

Ле Шателье:

если на систему в состоянии истинного равновесия воздействовать извне, изменяя термодинамические параметры, то равновесие сместится в том направлении, которое ослабит эффект внешнего воздействия.

а) При повышении концентрации одного из веществ равновесие смещается в сторону той реакции, которая уменьшает концентрацию этого вещества; б) При увеличении давления равновесие в системе сместится в сторону той реакции,

в результате которой уменьшается объем системы (для реакций, протекающих с участием газообразных веществ - в сторону той реакции, которая ведет к образованию меньших количеств газообразных веществ); в) Повышение температуры вызывает смещение равновесия в сторону эндотермической реакции.

Катализатор не влияет на смещение положения равновесия, так как увеличивает скорости как прямой, так и обратной реакций. Он сокращает время достижения равновесия.

Содержание

1.ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ ХИМИИ

2.СТЕХИОМЕТРИЧЕСКИЕ ЗАКОНЫ

2.1Закон сохранения массы

2.2Закон постоянства состава

2.3Закон кратных отношений

2.4Закон объемных отношений

132

2.5Закон Авогадро ди Кваренья (1811 г.)

2.6Закон эквивалентов

2.7Соединения нестехиометрического состава

3.ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

3.1Типы и номенклатура неорганических веществ

3.2Структура и свойства основных классов неорганических соединений

3.3Кислотные и основные гидроксиды

3.4Кислотные и оснόвные оксиды

3.5Амфотерные оксиды и гидроксиды

3.6Соли

3.7Бинарные соединения

3.8Гидриды металлов

4. СТРОЕНИЕ АТОМА

4.1 Исторические этапы развития представлений о строении атома

4.2 Волновое уравнение. Квантовомеханическое объяснение строения атома

4.3 Характеристика состояния электронов в атоме квантовыми числами

4.4 Заполнение электронных орбиталей многоэлектронных атомов

4.5 Электронная структура атомов и периодическая система элементов 4.6 Структура периодической системы элементов Д.И. Менделеева 4.7 Периодичность свойств химических элементов и их соединений 5. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ

5.1Основные типы и количественные характеристики химической связи

5.2Ионная связь

5.3История развития представлений об образовании химической связи

5.4Метод валентных связей

5.5Гибридизация орбиталей

5.6Резонанс

5.7Метод Гиллеспи (метод отталкивания электронных пар валентной оболочки)

5.8Метод молекулярных орбиталей (МО)

5.9Молекулярные орбитали двухатомных молекул элементов второго периода

5.10Водородная связь

5.11Межмолекулярное взаимодействие

6. ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА

6.1Основные понятия

6.2Первый закон (начало) термодинамики

6.3Теплота реакции и энтальпия

6.4Стандартная теплота (энтальпия) образования соединения

6.5Стандартная энтальпия сгорания, химической связи, энтальпия сублимации, испарения и плавления

6.6Закон Гесса

133

6.7Второй закон (начало) термодинамики

6.8Статистическая интерпретация понятия энтропии

6.9Свободная энергия Гиббса

6.10Направление протекания реакций

6.11. Фазовые переходы 7. ОСНОВЫ ХИМИЧЕСКОЙ КИНЕТИКИ

7.1Скорость химической реакции

7.2Факторы, влияющие на скорость химической реакции

7.3Экспериментальные методы определения констант скорости химической реакции

7.4Сложные реакции

7.5Химическое равновесие

134

Рекомендовано Советом Международного государственного экологического университета им. А.Д. Сахарова, протокол 11 от 16.04.2012 г.

Пырко А. Н.

Общая и неорганическая химия: курс лекций. Часть I I / А. Н. Пырко. Мн.

2010. 94 с.

Издание подготовлено в соответствии с учебными программами курсов «Химия» раздел «Общая и неорганическая химия» и включает курс лекций, список литературы по данному разделу. Предназначен для студентов специальностей: «Медикобиологическое дело», «Экологическая медицина», «Биоэкология» и «Энергоэффективные технологии и энергетический менеджмент».

Пырко А. Н., 2012 Учреждение образования Международный государственный экологический

университет им. А.Д. Сахарова, 2012

1.РАСТВОРЫ

1.1Дисперсные системы

Гетерогенные системы, состоящие из сплошной непрерывной фазы – дисперсионной среды и находящихся в этой среде раздробленных частиц того или иного размера и формы – дисперсной фазы называются дисперсной системой.

Обязательным условием получения дисперсных систем является взаимная нерастворимость диспергируемого вещества вещества и дисперсионной среды Различают:

Грубодисперсные системы (размер частиц дисперсной фазы > 10-6 м)

137

Предельно-высоко-дисперсные или коллоидные (размер частиц дисперсной фазы составляет 10-9 – 10-7 м). В таблице 1.1 приведены примеры различных дисперсных систем.

Таблица 1.1. Классификация дисперсных систем по агрегатному состоянию

Гомогенные системы, в которых диспергируемое вещество распадается до отдельных ионов и молекул (размер частиц диспергируемого вещества составляет 10-10 - 10-9м) называются растворами. ―Гомогенные‖ в определении раствора означает, что компоненты раздроблены до отдельных молекул, атомов или ионов и эти частицы равномерно перемешаны. Простейшие составные части раствора, которые могут быть выделены в чистом виде, называются компонентами раствора. Обычно компонент, находящийся в избытке, считают растворителем, а остальные – растворенными веществами. Если один из компонентов – вода, то ее обычно принимают за растворитель.

Причины образования растворов Растворы (истинные) - это гомогенные системы переменного состава, состоящие

минимум из двух компонентов и, в отличие от соединений переменного состава, содержание хотя бы одного компонента можно довести до 100%, не нарушая гомогенности. Этот компонент называется растворителем. Смесь спирта с водой можно разбавить любым количеством воды, все равно получится гомогенный раствор, и так – до практически чистой воды. Аналогично можно добавлять к раствору спирт, пока концентрация воды не дойдет практически до нуля. Здесь любое из двух веществ можно считать растворителем. Поваренной соли в воде нельзя растворить более 28%. Если добавлять больше соли, она не растворяется, получается гетерогенная система. Растворитель здесь не соль, а вода. Не потому, что ее больше, а потому что она составляет с раствором единую фазу. Растворителя может быть и меньше, чем растворенного вещества. Например, растворимость нитрата серебра в воде при 20°С – 70%, а при 100° - 90%. Воды в насыщенном растворе всего 30-10%, но растворитель – именно вода, а не нитрат серебра, потому что он твердый, а раствор жидкий. Это две разные фазы.

138

Растворы – не обязательно жидкие. Они могут быть газообразными (воздух) и твердыми. Нержавеющая сталь – это твердый раствор хрома (иногда и никеля) в железе. Там нет кристаллов железа и кристаллов хрома, есть кристаллы твердого раствора, где атомы железа расположены вперемешку с атомами хрома. Газы при невысоких давлениях смешиваются неограниченно – в любых соотношениях, а в жидком и твердом состоянии растворимость может быть как неограниченной (водаспирт, Fe-Cr, KCl-KBr), так и ограниченной (вода-диэтиловый эфир, Sn-Pb, KClNaCl). Демонстрация: вода с эфиром расслаивается, сульфатом меди обнаруживаем воду в эфирном слое, пары водного слоя горят.

1.2 Насыщенные растворы. Растворимость

Если вещества растворимы ограниченно, значит, есть какая-то предельная концентрация, свыше которой в данных условиях вещество не растворяется. Раствор, находящийся в равновесии с избытком растворяемого вещества, называется насыщенным. Растворимость - это концентрация насыщенного раствора. Для данных условий это константа. Растворимость часто выражают количеством граммов растворяемого вещества в 100 г растворителя в данных условиях (температура, давление). Раствор, концентрация которого меньше растворимости - ненасыщенный. Он не находится в равновесии с растворяемым веществом: если добавлять это вещество, оно будет растворяться, пока раствор не станет насыщенным или пока оно не закончится. Раствор, концентрация которого больше растворимости - пересыщенный (не переНАсыщенный !). Он тоже не находится в равновесии с растворяемым веществом: если добавить хоть немного этого вещества, оно послужит затравкой, на которой начнется быстрое выделение избытка этого вещества из раствора, пока его концентрация не понизится до равновесной (до растворимости). Такой процесс могут вызвать и частицы других веществ (пыль) и встряхивание. Это необратимый процесс - переход системы из неравновесного состояния в равновесное.

1.3 Способы выражения концентрации растворов

Все расчеты в химии осуществляются с использованием различных выражений концентраций веществ. Определение количества вещества в растворе – это определение его концентрации в данном растворе. Различают следующие способы выражения концентрации растворов.

1. Молярная концентрация – это химическое количество вещества, содержащееся в

сколько моль вещества содержится в 1 л раствора. Например, CМ(KMnО4) = 0,02 моль/л или 0,02 М КМnО4.

2. Молярная концентрация эквивалента (нормальная концентрация) - это химическое количество вещества эквивалентов, содержащееся в одном литре

139

моль эквивалентов вещества содержится в 1л раствора. Например, Сэкв.( 1/2 Н2SO4) = 0,10 моль экв./л или

0,1 н, Сэкв. (1/5 КМnО4) = 0,05 моль экв./л или 0,05 н.

3. Массовая доля - это отношение массы вещества к массе раствора:

w(X) = m (X)/m(раствора). Величина безразмерная или в процентах иногда выражается. При выражении в процентах необходимо массовую долю умножить на

100%.

4. Моляльная концентрация – это химическое количество вещества, растворенное в

5. Титр раствора – это количество вещества в граммах, содержащееся в одном

миллилитре раствора: Т = mв еществ а ( г ) .

V раств ора мл

6. Молярная доля вещества – доля химического количества вещества в суммарном химическом количестве всех (m) веществ смеси (раствора). Численно равна отношению химического количества вещества в смеси (растворе) к суммарному

Очевидно, что сумма молярных долей всех компонентов смеси (раствора) равна единице:

1.4 Связь различных способов выражения концентрации растворов

Очевидно, что значение концентрации растворенного вещества в данном растворе зависит от способа ее выражения, причем, существует определенная зависимость величин концентраций. Например, если концентрация вещества выражена в моль/л (молярная концентрация), то ей соответствует вполне определенное значение концентрации, выраженное в массовой доле.

Вывод уравнений, связывающих различные выражения концентрации одного и того же раствора.

1) Молярность - массовая доля (СМ - ω).

Молярная концентрация – это химическое количество вещества, содержащееся в

вещества, выраженная через массовую долю равна: m = ω.mраствора = ω.ρ.1000, так как

140