34 Понятие константы равновесия

Конста́нта равнове́сия — величина, определяющая для данной химической реакции соотношение между термодинамическими активностями (либо, в зависимости от условий протекания реакции, парциальными давлениями, концентрациями или фугитивностями) исходных веществ и продуктов в состоянии химического равновесия.

35. Смещение химического равновесия принцип ле шателье

Факторы, влияющие на смещение равновесия:

изменение концентраций реагентов или продуктов,

изменение давления,

изменение температуры.

2. Принцип Ле-Шателье

если изменить одно из условий, при котором система находится в состоянии равновесия – концентрацию, давление или температуру, — то равновесие сместится в направлении той реакции, которая противодействует этому изменению. Т.е. равновесие стремится к смещению в направлении, приводящему к уменьшению влияния воздействия, которое привело к нарушению состояния равновесия

36. Типы химических реакций.

Химические реакции по количеству исходных веществ и продуктов реакции можно разделить на группы:

Тип химической реакции	Определение	Пример
Соединения	Реакции между двумя простыми веществами, или между несколькими сложными, при этом образуется одно сложное или более сложное вещество.	CaO+H2O=Ca(OH)2 PbO+SiO2=PbSiO3 2Na+Cl2=2NaCl
Разложения	Реакции, при которых из одного вещества образуется несколько простых или сложных веществ.	Cu(OH)2=CuO+H2O CaCO3=CaO+CO2 NH4Cl=NH3+HCl
Замещения	Реакции между сложным и простым веществами, при которых атомы простого вещества замещают один из атомов сложного	CuSO4+Fe=FeSO4+Cu 2KBr+Cl2=2KCl+Br2
Обмена	Реакции между двумя сложными веществами, при которых они обмениваются своими составными частями	AgNO3+KBr=AgBr NaOH+HCl=NaCl+H2O

Немного скажу об окислительно-восстановительных реакциях, т.е. реакциях при которых происходит изменение степенй окисления:

Вэтой реакции изменились степени окисления у хлора и натрия, следовательно она является окислительно - восстановительной. Натрий отдаёт электроны хлору, он является восстановителем; хлор принимает электроны, является окислителем. Процесс отдачи электронов называется окислением, процесс присоединения - восстановлением.

37 Теория электролитической диссоциации . Процесс диссоциации. Сильные и слабые. Степень диссоциации. Сила электролитов.

Электролитическая диссоациация-это процесс распада веществ на ионы при растворении или расплавлении.  Следовательно, в результате диссоциации в растворе появляются ионы, которые являются предпосылкой для появления у раствора или расплава такого физического свойства как электропроводимость. Разрушение ионной кристаллической решётки происходит под воздействием растворителя, например воды. Полярные молекулы воды настолько снижают силы электростатического притяжения между ионами в кристаллической решётке, что ионы становятся свободными и переходят в раствор. При расплавлении , когда происходит нагревание кристалла, ионы начинают совершать интенсивные колебания в узлах кристаллической решётки, в результате чего она разрушается, образуется расплав, который состоит из ионов.

Электролитическая диссоциация — процесс распада электролита на ионы при его растворении или плавлении. 

Электролитическая диссоциация относится к обратимым процессам, поэтому в растворах электролитов наряду с распадом соединений на ионы имеет место и обратный процесс – их соединение.

Распад соединений на ионы обозначают стрелкой →

Обратный процесс (соединение) обозначают стрелкой ←

Например:

HNO₂ ⇄ H⁺ + NO₂^–

Степень диссоциации (α) – это отношение числа продиссоциировавших (распавшихся) на ионы молекул (n) к общему числу растворенных молекул (N):

n

α = —

N Сильные электролиты при растворении в воде практически полностью диссоциируют на ионы независимо от их концентрации в растворе.

Поэтому в уравнениях диссоциации сильных электролитов ставят знак равенства (=).

К сильным электролитам относятся:

- растворимые соли;

- многие неорганические кислоты: HNO₃, H₂SO₄, HCl, HBr, HI;

- основания, образованные щелочными металлами (LiOH, NaOH, KOH и т.д.) и щелочно-земельными металлами (Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂).

 

Слабые электролиты в водных растворах лишь частично (обратимо) диссоциируют на ионы.

Поэтому в уравнениях диссоциации слабых электролитов ставят знак обратимости (⇄).

К слабым электролитам относятся:

- почти все органические кислоты и вода; - некоторые неорганические кислоты: H₂S, H₃PO₄, H₂CO₃, HNO₂, H₂SiO₃и др.; - нерастворимые гидроксиды металлов: Mg(OH)₂, Fe(OH)₂, Zn(OH)₂и др.

Кислые соли (гидросоли) – электролиты, содержащие в анионе водород, способный отщепляться в виде иона водорода Н⁺. Кислые соли рассматривают как продукт, получающийся из многоосновных кислот, в которых не все атомы водорода замещены на металл. Диссоциация кислых солей происходит по ступеням, например: KHCO₃ → K⁺ + HCO₃^–   (первая ступень)

HCO₃^–H⁺ + CO₃^2–      (вторая ступень). Однако степень электролитической диссоциации по второй ступени очень мала, поэтому раствор кислой соли содержит лишь незначительное число ионов водорода.

Основные соли (гидроксосоли) – электролиты, содержащие в катионе одну или несколько гидроксо-групп OH^–. Основные соли характерны для многовалентных металлов. Основные соли диссоциируют с образованием основных и кислотных остатков. Например:

FeOHCl₂FeOH²⁺ + 2Cl^– (первая ступень);

FeOH²⁺ Fe³⁺ + OH^– (вторая ступень);