16. Обратимость большинства химических реакций, способы смещения химического равновесия, принцип Ле- Шателье. Закон действующих масс

Принцип Ле-Шателье - если на систему находящуюся в равновесии оказать какое либо воздействие, то в результате протекающих в ней процессах в равновесие сместится в таком направлении что оказанное воздействие уменьшится. При повышении температуры равновесие смещается в направлении эндотермической реакции, а при уменьшении экзотермической. При увеличении концентрации какого либо вещ-ва участвующих в равновесии, равновесие смещается в сторону расхода этого вещ-ва, при уменьшении концентрации какого либо из веществ равновесие смещается в сторону образования этого вещ-ва.При увеличении давления путе сжатия системы равновесие смещается в сторонй уменьшения числа молеул газа.Хим равновесие называют динамическим равновесием. Количественной мерой хим равновесия служит величина-константой химического равновесия. При равновесии скорости прямой и обратной реакции равны др другу. При этом в сис устанавливается постоянные концентр исходных вещ-в - равновесными концентрациями.

З.действующих масс - скорость с которой вещ-ва реагируют др с др зависит от их концентрации(Гульберг).Обратимые реакции протекают не до конца :при образовании вещ-ва ни одно из реагирующих вещ-в не расходуется полностью. Обратимые реакции протекают как в прямом, так и в обратном направлениях.

17. Общие свойства растворов и электролитическая диссоциация. Сильные и слабее электролиты

Раствор-гомогенная система, состоящая из растворителя и растворенного вещ-ва. Раствор находящийся в равновесии с растворяющимся веществом называется насыщенным раствором. Ненасыщенный - в котором при данной температуре находится меньше расвторяеого вещ-ва чем в его насыщенном растворе. Пересыщенный- раствор в котором при данной температуре в растворенном состоянии находится больше вещества чем в его насыщенном растворе при тех же условиях. Разбавленный раствор с не большим содержанием растворенного вещ-ва по сравнению с содержанием расворителя,концентрированный раствор с большим содержанием растворенного вещестава.В водных растворах растворителем в которых является вода могут быть растворены твердые(сахар),жидкие(спирт),и газы(аммиак).Водные растворы в зависимости от состава растворенного вещ-ва могут иметь кислую нейтральную или щелочную среду, а также способность проводить электрический ток.

Вещества проводящие электрический ток своими ионами- электролитом. При растворении в воде свойства электролитов проявляют соли, кислоты и основания. Электролитами являются также многие расплавленные соли, оксиды и гидроксиды. Сильные электролиты в водных растворах диссоциируют практически полностью. Истинная степень их диссоциации близка к 1.Электролиты средней силы диссоциируют частично, они имеют степень электролитической диссоциации от 30%.Слабые электролиты диссоциируют на ионы в очень малой степени.

18. Кислоты и основания. Самоионизация жидкостей. Теории кислот и оснований

Кислоты – сложные вещества, состав которых входит атомы водорода способные замещаться на металл и кислотные остатки. Кислотой можно считать электролит в водном растворе которого присутствует гидротированные ионы водорода Основания – сложные вещества, в состав которых входят атомы металла и гидроксогруппы ОН-. В основу современных теорий кислот и оснований положены представления Бренстеда и Льюиса. По протонной теории кислот и оснований Бренстеда, кислота является донором протона, а основание - акцептором протона. Сила кислоты определяется константой кислотности. Протонная теория позволила достаточно четко разграничить эти два класса веществ и сделать целый ряд количественных выводов. Однако существуют вещества, которые обладают сильно выраженными кислотными и основными свойствами, но не могут быть отнесены к кислотам и основаниям. Согласно электронной теории к и о Льюиса, кислота – акцептор электронной пары, а основание донор. Таким образом, общее свойство К и О, по Льюису и Бренстеду - способность к взаимной нейтрализации с образованием стабильных ковалентно-насыщенных соединений.

19. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Реакция нейтрализации. Буферные растворы.

Ионное произведение воды — произведение концентраций ионов водорода Н+ и ионов гидроксида OH? в воде или в водных растворах, константа автопротолиза воды.

Вода, хотя и является слабым электролитом, в небольшой степени диссоциирует:

H2O + H2O - H3O+ + OH?

или

H2O = H+ + OH?

Равновесие этой реакции сильно смещено влево. Константу диссоциации воды можно вычислить по формуле:K=[H+][OH-]/[H2O], (1)

где:

[H+] — концентрация ионов гидроксония (протонов);

[OH?] — концентрация гидроксид-ионов;

[H2O] — концентрация воды (в молекулярной форме) в воде;

Концентрация воды в воде, учитывая её малую степень диссоциации, величина практически постоянная и составляет (1000 г/л)/(18 г/моль) = 55,56 моль/л.

При 22 °C константа диссоциации воды равна 1,8·10?16моль/л. Уравнение (1) можно переписать как:K[H2O]=[H+][OH-], (2)

Обозначим произведение K·[H2O] = Kв = 1,8·10?16 моль/л·55,56 моль/л = 10?14моль?/л? = [H+]·[OH?] (при 22 °C).

Константа Kв, равная произведению концентраций протонов и гидроксид-ионов, называется ионным произведением воды. Она является постоянной не только для чистой воды, но также и для разбавленных водных растворов веществ. C повышением температуры диссоциация воды увеличивается, следовательно, растёт и Kв, при понижении температуры — наоборот.

Водоро?дный показа?тель, pH (произносится «пэ аш»), — это мера активности (в случае разбавленных растворов совпадает с концентрацией) ионов водорода в растворе, количественно выражающая его кислотность, вычисляется как отрицательный десятичный логарифм концентрации водородных ионов, выраженной в молях на литр:

pH=-lg[H+]

Для расширения рабочего интервала измерения pH используют так называемый универсальный индикатор, представляющий собой смесь из нескольких индикаторов. Универсальный индикатор последовательно меняет цвет с красного через жёлтый, зелёный, синий до фиолетового при переходе из кислой области в щелочную. Определения pH индикаторным методом затруднено для мутных или окрашенных растворов.

Нейтрализа?ция (от лат. neuter — ни тот, ни другой) — взаимодействие кислот с основаниями, в результате которого образуются соли и вода, например:

НСl + NaOH = NaCl + Н2О

В ионном виде уравнение записывают так:

Н+ + ОН? = Н2О.

Раствор становится нейтральным, если были взяты сильные кислоты и основания.Нейтрализация лежит в основе ряда важнейших методов титриметрического анализа.

Буферные растворы (англ. buffer, от buff — смягчать удар) — растворы с определённой устойчивой концентрацией водородных ионов; смесь слабой кислоты и её соли (напр., СН3СООН и CH3COONa) или слабого основания и его соли (напр., NН3 и NH4CI). Величина рН буферного раствора мало изменяется при добавлении небольших количеств свободной сильной кислоты или щелочи, при разбавлении или концентрировании. Буферные растворы широко используют в различных химических исследованиях. Буферные растворы имеют большое значение для протекания процессов в живых организмах. Например, в крови постоянство водородного показателя рН поддерживается буферными смесями, состоящими из карбонатов и фосфатов. Известно большое число буферных растворов (ацетатно-аммиачный буферный раствор, фосфатный буферный раствор, боратный буферный раствор, формиатный буферный раствор и др.).