8. Химическое равновесие. Константа химического равновесия. Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье.

Химическое равновесие – состояние хим с-мы, в к-ом обратимо протекает одна или несколько х р, причём скорости в каждой паре равны м/у собой. Для системы, находящейся в хим равновесии, концентрации реагентов, t-ра и др параметры с-мы не изменяются со временем. Во всех обратимых р-ях скорость прям р-ции уменьшается, скорость обратной р-ции возрастает до тех пор, пока обе скорости не станут равными и не установится состояние равновесия. K_р= – константа химического равновесия Смещение химического равновесия: при изменении условий (t, р, C) скорость прям и обратной р-ции изменяется не одинаково, с-ма выходит из состояния равновесия. Ч/з некоторое время скорости опять выравниваются и достигается новое состояние равновесия. Переход из одного равновесия в другое, называется смещением равновесия, а скорость, к-ая больше в переходный момент, определяет направление смещения равновесия. Принцип Ле Шателье (регулирует направление смещения равновесия): Если на систему находящуюся в равновесии подействовав извне (изменение р, t, С), то усиливается тот процесс, к-ый противодействует оказанному взаимодействию: 1.При увеличении С исх в-в равновесие смещается в сторону прямого процесса (процесса, расходующего исх в-во и уменьшающего его С и наоборот). 2.При повышении t-ры равновесие смещается в сторону процесса, уменьшающего t-ру, т.е. в сторону эндотермической р-ции и наоборот. 3.При повышении р равновесие смещается в сторону процесса, идущего с уменьшением числа молей газообразного вещества, т.е. процесса, уменьшающего р и наоборот.

9.Растворы. Процесс растворения. Концентрация раствора. Классификация растворов.

Растворами называются гомогенные с-мы, содержащие не менее 2х веществ. Могут существовать р-ры твердых, жидких и газообразных в-в в жидких растворителях, а также однородные смеси (р-ы) твердых, жидких и газообразных веществ. Как правило, в-во, взятое в избытке и в том же агрегатном состоянии, что и сам р-р, принято считать растворителем, а компонент, взятый в недостатке – растворенным веществом. Концентрация – это содержание растворимого в-ва в ед-це массы или объёма р-ра или р-ля. Растворимость – содержание растворенного в-ва в насыщенном р-ре. Обычно растворимость выражается массой растворенного в-ва, приходящегося на 100г воды. Растворенность зависит от природы в-в (р-ля, раст. в-ва) t-ры и давления (для газов). Концентрации: 1)безразмерная-процентная (массовая, молярность, объём) 2) размерная (нормальность) Классификация р-в: - Электролиты -Неэлектролиты (все органические в-ва кроме спиртов, кислот и их солей) -Твердые -Жидкие -Газовые -Ненасыщенные –Насыщенные.

10. Свойства растворов неэлектролитов. 1 и 2 закон Рауля. Осмотическое давление.

Свойства растворов неэлектролитов: -давление насыщенного пара растворителя над разбавленным раствором (1 з. Рауля) -t кипения и t замерзания р-ра (2 з. Рауля) -осмотическое давление 1 з-н Рауля: от-ое понижение давления насыщ пара р-ля над р-ом равно молярной доле р. в-ва: х_в=(р₀-р)/р₀ – мольная доля. 2 з-н Рауля: повышение t-ры кип и понижение -tры зам р-ра прямо пропорциональны концентрации р-ра: ∆Tк=ЭТCm; ∆Т_з.=КТС_м. ∆Т_к=∆Т_{к р-ра}-∆Т_{к р-ля}; ∆Т_з=∆Т_{з р-ра}-∆Т_{з р-ля}. К – криоскопическая const (зависит от природы р-ля); С_м –конц-ция; Е- эбуллиоскопическая const. Осмотическое давление (π) – это давление, необходимое для перехода из менее концентрир р-ра в более концентрир р-р в-ва. Для р-ров неэл-в невысоких конц-ций зав-ти осмотич давления от конц-ции и t-ры р-ра выражается ур-ем Вант-Гоффа: π=C_вRT

11. Теория электролитической диссоциации. Свойства растворов электролитов. Диссоциация солей, кислот и оснований

Теория электролитической диссоциации (ТЭД) 1. Все в-ва делятся на электролиты и неэлектролиты. Электролиты – в-ва, к-ые в р-х или расплавах распадаются на ионы (кислоты, основания, соли). Явление распада в-ва на ионы – электролитическая диссоциация. 2. Ионы бывают 2-х типов: полож заряженные (катионы) и отриц заряженные (анионы). Ионы – это заряженные частицы (несущие заряд). При подачи напряжения к р-ру электролита катион двигается в сторону катода (отриц заряж электрода), анионы – к аноду (полож заряж электроду). 3. Процесс диссоциации обратимый: обратный процесс – ассоциация. Поэтому в р-ре возможно одновременное существование, как молекул, так и ионов. Свойства электролитов определяются х-ром ион-ионных и ион-молекулярных взаимодействий, а также изменением св-в и структуры р-ля под влиянием растворенных частиц электролитов. В зависимости от концентрации электролитов выделяют область разбавленных растворов, к-ые по своей структуре близки к структуре чистого растворителя. Разбавленные р-ры слабых электролитов по своим свойствам близки к идеальным р-рам. Разбавленные р-ры сильных электролитов заметно отклоняются от св-в идеальных р-ов, что обусловлено электростатическим межионным взаимодействием. Диссоциация кислот: образуется иона водорода, обеспечивающий водному р-ру кислую среду. Пример: НClН⁺+Сl^-. Если в молекуле несколько атомов водорода, то процесс протекает постадийно. Диссоциация оснований: образуется гидроксид ион, обеспечивающий водному р-ру основную (щелочную) среду. Пример: NaOHNa⁺+OH^-. Диссоциация солей: образуется катион металла и анион кислотного остатка. Пример: KNO₃K⁺+NO₃^-.