- •Гесса закон
- •2.1 Объясните изменение энтропии в процессах
- •Скоростью гетерогенной реакции называется количество вещества, вступающего в реакцию или образующегося при реакции за единицу времени на единице площади поверхности фазы:
- •К важнейшим факторам, влияющим на скорость гомогенной реакции, являются следующие: природа реагирующих веществ, их концентрации, температура, присутствие катализаторов.
- •Влияние температуры
- •Факторы влияющие на смещение равновесия химических реакций. Принцип Ле –Шателье
- •Если на систему, находящуюся в равновесии, производится какое- либо воздействие, то в системе возникают процессы, идущие в направлении, препятствующем этому воздействию.
- •Распределение электронов по орбиталям в водородоподобных и многоэлектронных атомах
- •Периодическая система элементов д.И. Менделеева
- •Виды химической связи
- •Полярная ковалентная связь
- •Донорно-акцепторная связь
- •Водородные связи
- •Теория растворов электролитов. Сильные и слабые электролиты, основные положения теории сильных электролитов. Закон действия масс
- •Степень диссоциации. Сила электролитов.
- •Закон действия масс
- •Константы диссоциации некоторых слабых электролитов в водных растворах при 25°с
- •Коэффициенты активности ионов f при различных ионных силах раствора
- •Константы диссоциации некоторых сильных кислот в водных растворах при 25 °с
- •Ионно-молекулярные уравнения.
- •Растворимость важнейших солей в воде
- •1.1 Металлические покрытия
- •1.2 Гальванические покрытия.
- •1.3 Термодиффузионный метод покрытия
- •1.4 Горячий метод, или метод погружения в расплавленный металл
- •1.5 Металлизация напылением
- •1.2 Неметаллические покрытия
- •1.2.1 Неорганические покрытия
- •1.2.2 Фосфатирование
- •1.2.3 Пассивирование
- •1.2.1 Эмали
- •1.2.2 Органические покрытия
Закон действия масс
Закон действия масс открыт опытным путем К.М. Гульдбергом и П. Вааге в 1867 г. Он гласит: При постоянной температуре скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, причем каждая концентрации входит в произведение в степени, равной коэффициенту, стоящему перед формулой вещества в уравнении реакции.
Уравнение химической реакции в общем виде можно представить так:
аА + вВ ↔ сС + dD
Тогда скорость реакции можно выразить уравнением:
V = k*[A]a *[B]b
Все химические реакции можно разделить на обратимые и необратимые реакции. Необратимые реакции протекают до конца – до полного израсходования одного из реагирующих веществ. Обратимые реакции протекают не до конца: ни одно из реагирующих веществ не расходуется полностью. Когда скорости прямой и обратной реакции становятся одинаковыми, наступает химическое равновесие. Количественной характеристикой химического равновесия служит константа химического равновесия.
Согласно закону действия масс, скорости прямой V1 и обратнойV2 реакции выражаются уравнениями:
V1= k1*[A]a *[B]b
V2= k2*[C]c *[D]d
При равновесии V1 = V2 , значит, k1*[A]a *[B]b= k2*[C]c *[D]d
Отношение констант скорости прямой и обратной реакций есть величина постоянная. Она и называется константой химического равновесия
К = k1 / k2 K = (k2*[C]c *[D]d )/k1*[A]a *[B]b
Константа диссоциации. К равновесию, которое устанавливается в растворе слабого электролита между молекулами и ионами, можно применить законы химического равновесия и записать выражение константы равновесия. Например, для диссоциации уксусной кислоты
СН3СООН → Н+ + СН3СООˉ
константа равновесия имеет вид: К = ([Н+] [СНзСООˉ])/[СНзСООН]
Здесь в числителе дроби стоят концентрации ионов — продуктов диссоциации, а в знаменателе — концентрация недиссоциированных молекул.
Константа равновесия, отвечающая диссоциации слабого электролита, называется константой диссоциации. Величина К зависит от природы электролита и растворителя, а также от температуры, но не зависит от концентрации раствора. Она характеризует способность данного вещества распадаться на ионы: чем выше К, тем легче электролит диссоциирует.
Многоосновные кислоты, а также основания двух- и более валентных металлов диссоциируют ступенчато. В растворах этих веществ устанавливаются сложные равновесия, в которых участвуют ионы различного заряда. Например, диссоциация угольной кислоты происходит в две ступени:
Н2СО3 ↔ Н + + НСО3ˉ
НСО3ˉ ↔ Н+ + СО32ˉ
Первое равновесие — диссоциация по первой ступени — характеризуется константой диссоциации, обозначаемой K1:
К1 =([Н+] [НСОˉ3]/[Н2СО3]
а второе – диссоциации по второй ступени – константой диссоциации К2:
К2 = ([Н+] [НСО2 ˉ3ˉ])/[НСОˉ3]
Суммарному равновесию отвечает суммарная константа диссоциации К
Н2СО3 ↔ 2Н+ + СО2 ˉ3
К = ([Н+]2 [СО2 ˉ3ˉ] )/[Н2СО3]
Величины К, К1, К2 связаны друг с другом соотношением: К = К1 *К2
Аналогичные соотношения характеризуют и ступенчатую диссоциацию оснований многовалентных металлов. Например, двум ступеням диссоциации гидроксида железа (II) отвечают константы диссоциации
Fe(OH)2 → FeOH+ + OHˉ
FeOH+ → Fe2+ + OHˉ
К1= ([FeOH+] [OHˉ]) /[Fe(OH)2]
К2 = ([Fe2+] [OHˉ])/ [FeOH+]
Суммарной диссоциации отвечает константа:
Fe (OH)2 → Fe2+ + 2OHˉ
К = ([Fe2+] [OHˉ]2)/[Fe(OH)2]
К = К1 *К2
При ступенчатой диссоциации веществ распад по последующей ступени всегда происходит в меньшей степени, чем по предыдущей (по второй меньше, чем по первой и т. д.) Иначе говоря, соблюдается неравенство:
К1>К2>К3 …
Это объясняется тем, что энергия, которую нужно затратить для отрыва иона, минимальна при его отрыве от нейтральной молекулы и становится больше при диссоциации по каждой следующей ступени.
Если обозначить исходную концентрацию электролита, распадающегося иона через С, а степень его диссоциации в данном растворе через ά, то концентрация каждого из ионов будет С ά , а концентрация недиссоциированных молекул С(1 - ά ). Тогда уравнение константы диссоциации принимает вид:
К =((С ά )2 )/С (1 - ά ) или
К = _С *ά2 /1 - ά
Это уравнение выражает закон разбавления Оствальда. Оно дает возможность вычислять степень диссоциации при различных концентрациях электролита, если известна его константа диссоциации. Для растворов, в которых диссоциация электролита очень мала, уравнение закона Оствальда упрощается. Поскольку в таких случаях ά < 1, то величиной ά в знаменателе правой части уравнения можно пренебречь. При этом уравнение принимает вид:
К ≈ ά 2 С или ά ≈ √К/С
Это уравнение показывает связь между концентрацией слабого электролита и степенью его диссоциации, а именно степень диссоциации возрастает при разбавлении раствора.
Таблица 1