Смещение равновесий.

Всякое равновесное состояние определяется постоянством условий (T, p, V, концентрации). Если изменить одно из этих условий, равновесие будет нарушено. Скорость прямой не равно скорости обратной реакции. Но с течением времени будет достигнуто новое состояние равновесия, т. е. скорость прямой равно скорости обратной реакции, но это будут другие скорости, К_р1= К_р2, изменятся равновесные концентрации (С₁(A)≠C₂(A)). Система из одного состояние равновесия перейдет в другое состояние равновесия (смещение равновесий). Поиск условий проведения реакции, при которых константы равновесия больше единицы, сводится к смещению равновесий. Для этого используется принцип Ле-Шателье. Если на систему, находящуюся в равновесии, оказывают воздействие (изменение концентрации, температуры, давления или объёма), то система увеличивает скорость тех процессов, которые направлены на снижение уровня произведенного на систему воздействия.

В настоящее время реакции проводятся с помощью катализатора. Катализатор – это вещество, которое увеличивает скорость реакции за счет образования промежуточных продуктов реакции (реакция проходит в несколько стадий, причем каждая стадия имеет меньшую энергетическую активацию). В продуктах реакции катализатор отсутствует. В результате реакция не изменяется, однако, его поверхность дезактивируется, и периодически проводят его регенерацию (восстанавливают активность катализатора).

Принцип Ле-Шателье - внешнее воздействие на систему, находящуюся в состоянии равновесия, приводит к смещению этого равновесия в направлении, при котором эффект произведенного воздействия ослабляется.

Увеличение давления смещает равновесие в сторону реакции, ведущей к уменьшению объема.

Повышение температуры смещает равновесие в сторону эндотермической реакции.

Увеличение концентрации исходных веществ и удаление продуктов из сферы реакции смещают равновесие в строну прямой реакции.

Катализаторы не влияют на положение равновесия.

19) Раствор - однородная смесь двух или более компонентов относительное содержание которых изменяется во всех объемных пределах и может изменятся в широких пределах.

1) Массовая доля растворённого вещества (ω(В), где В – формула растворённого вещества)

На практике можно измерить плотность любого раствора (ρ) используя ареометр.

2) Молярная концентрация.

3) Ковалентная концентрация

- моляльность.

Применение закона эквивалента для реакции идущих в растворах.

Пример: реакция нейтрализации: ее используют для определения содержания кислот или щелочей в различных жидких системах, путем определения их концентрации.

20)

Законы Рауля.

1.Тонаскапический закон: понижение давления (∆p) насыщенного пара над раствором по сравнению с чистым растворителем прямопропорционален числу моль растворенного вещества и обратно пропорционален количеству растворителя.

p₀ – давление насыщенного пара над растворителем (например вода), p - давление насыщенного пара над раствором, n – количество растворенного вещества, N – количество растворителя.

2. Эбулиоскапический – повышение температуры кипения раствора по сравнению с чистым растворителем (∆T) прямопропорционально молярной концентрации раствора.

; T₀ – температура кипения чистого растворителя; T – температура кипения раствора.

∆T_кип=K_эб С_m ; K_эб=const – эбулеотостатическая константа (справочная величина характерная для растворителя).

3. Криоскопический (крио-холод) – изменение температуры замерзания раствора по сравнению с чистым растворителем пропорционален молярной концентрации.

∆T_зам=K_кр С_m T₀ – температура замерзания растворителя, T – температура замерзания раствора.

K_кр=const – криоскопическая константа (справочная величина).

Изменение температуры замерзания в смеси веществ тепловые эффекты при смешивании веществ используются в технике для приготовления систем охлаждающих жидкости.

Эти законы соблюдаются для растворов, где между молекулами растворителя распределены молекулы растворенного вещества (молекулярный раствор) и они не соблюдаются для растворов кислот, щелочей и солей.