Смещение равновесия

Положение химического равновесия зависит от следующих параметров реакции: температуры, давления и концентрации. Влияние, которое оказывают эти факторы на химическую реакцию, подчиняются закономерности, которая была высказана в общем виде в 1885 году французским ученым Ле-Шателье.

Факторы влияющие на химическое равновесие:

1) Температура. При увеличении температуры химическое равновесие смещается в сторону эндотермической (поглощение) реакции, а при понижении в сторону экзотермической (выделение) реакции.

CaCO3=CaO+CO2 -Q t↑ →, t↓ ←

N2+3H2↔2NH3 +Q t↑ ←, t↓ →

2) Давление. При увеличении давления химическое равновесие смещается в сторону меньшего объёма веществ, а при понижении в сторону большего объёма. Этот принцип действует только на газы, т.е. если в реакции участвуют твердые вещества, то они в расчет не берутся.

CaCO3=CaO+CO2 P↑ ←, P↓ →

1моль=1моль+1моль

3) Концентрация исходных веществ и продуктов реакции. При увеличении концентрации одного из исходных веществ химическое равновесие смещается в сторону продуктов реакции, а при увеличении концентрации продуктов реакции-в сторону исходных веществ.

S2+2O2=2SO2 [S],[O]↑ →, [SO2]↑ ←

Катализаторы не влияют на смещение химического равновесия!

Закон действующих масс устанавливает соотношение между массами реагирующих веществ в химических реакциях при равновесии, а также зависимость скорости химической реакции от концентрации исходных веществ.

Принцип Ле Шателье — Брауна — если на систему, находящуюся в устойчивом равновесии, воздействовать извне, изменяя какое-либо из условий равновесия (температура, давление, концентрация), то в системе усиливаются процессы, направленные на компенсацию внешнего воздействия.

Произведение растворимости ( ПР). Абсолютно нерастворимых осадков не существует, любой осадок хотя бы незначительно, но растворяется, а растворенная часть будет полностью диссоциировать на ионы:

AgCl AgCl(раствор)  Ag⁺ + Cl^–; ПР = [Ag⁺]·[Cl^–]

Произведение растворимости – произведение концентраций ионов над осадком (величина постоянная и зависит только от температуры).

Например, Ag₂S↓ 2Ag⁺ + S^2–, ПР = [Ag⁺]²·[ S^2–];

Ag₃PO₄↓ 3Ag⁺ + PO₄^3–, ПР = [Ag⁺]³·[ PO₄^3–].

Если произведение концентраций ионов в растворе больше значения ПР - выпадает осадок, меньше - не выпадает.

4.

Способы выражения концентрации

Массовая доля — отношение массы растворённого вещества к массе раствора. Массовая доля измеряется в долях единицы или в процентах.

ω=m1/m где:

m1 — масса растворённого вещества, г ;

m — общая масса раствора, г .

Массовое процентное содержание компонента, m%=(mi/Σmi)*100

Объёмная доля — отношение объёма растворённого вещества к объёму раствора. Объёмная доля измеряется в долях единицы или в процентах.

v=V1/V где:

V1 — объём растворённого вещества, л;

V — общий объём раствора, л.

Молярная концентрация — количество растворённого вещества (число молей) в единице объёма раствора. Молярная концентрация в системе СИ измеряется в моль/м³, однако на практике её гораздо чаще выражают в моль/л или ммоль/л. Также распространено выражение в «молярности». Возможно другое обозначение молярной концентрации CM , которое принято обозначать М. Так, раствор с концентрацией 0,5 моль/л называют 0,5-молярным.Cm=v/V где:

ν — количество растворённого вещества, моль;

V — общий объём раствора, л.

Нормальная концентрация — количество эквивалентов данного вещества в 1 литре раствора. Нормальную концентрацию выражают в моль-экв/л или г-экв/л. Cн=vz/V где:

ν — количество растворённого вещества, моль;

V — общий объём раствора, л;

z — число эквивалентности.

Титр раствора — масса растворённого вещества в 1 мл раствора. T=m1/V где:

m1 — масса растворённого вещества, г;

V — общий объём раствора, мл;

Первый закон Рауля Пар, находящийся в равновесии с жидкостью, называют насыщенным. Давление такого пара над чистым растворителем (P0) называют давлением или упругостью насыщенного пара чистого растворителя.

Давление пара раствора, содержащего нелетучее растворенное вещество, прямо пропорционально мольной доле растворителя в данном растворе:

P= P0 · χр-ль, где

P — давление пара над раствором, ПА;

P0 — давление пара над чистым растворителем;

Χр-ль —— мольная доля растворителя.

Второй закон Рауля. Тот факт, что давление паров над раствором отличается от давления паров над чистым растворителем, существенно влияет на процессы кристаллизации и кипения. Из первого закона Рауля выводятся два следствия, касающиеся понижения температуры замерзания и повышения температуры кипения растворов, которые в объединённом виде известны как второй закон Рауля.