Билет 14)Химическое равновесие. Константа равновесия. Сдвиг равновесия. Принцип Лe-Шателье.

Все химические реакции делятся на обратимые и необратимые.

Пример обратимой:

В результате этой реакции можно обнаружить что в системе присутствует не только продукт

реакции но и исходные вещества.

По мере протекания реакции расходуются исходные вещесьва и их концентрации падают, одновременно накапливаются продукты реакции и их концентрация возрастает, вследствие этого начинает идти обратная реакция. Когда скорости прямой и обратной реакции становятся одинаковыми наступает химическое (динамическое) равновесие. Так в примере устанавливается равновесие междуазотом водородом и аммиаком.

Количественной характеристикой хим рановесия служит константа химического равновесия. Если рассмотерть её на примере образования йодоводорода то получим:

из закона действия масс - скорость прямой реакции

- скорость обратной реакции Скорости реакций равны. Устанавливаются постоянные концентрации веществ которые называют авновесными концентрациями и обозначают Так как скорости равны то запишем Отсюда Значит:

Величина константы равновесия зависит от природы реагирующих веществ и от температуры. От катализаторов она не зависит.

Константа равновесия связана с энергией Гиббса след образом:

Смещение химического равновесия вследствие изменения концентраций веществ.

Процесс изменения концентраций вызванный нарушением равновесия называется смещением или сдвигом рановесия.

При уменьшении концентрации какого-либо из веществ учавствующих в равновесии, оно смещается в сторону расхода эого вещества, при уменьшении оно смещается в сторону образования этоговещества.

Смещение равновесия вследствие изменения давления

При увеличении давления путём сжатия системы равновесие сдвигается в сторону уменьшения числа молекул газов т е в сторону понижения давления, при увеличении давления смещается в сторону увеличения молекул газов.

Смещение вследствие изменения температуры

При повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции а при понижении в сторону экзотермической.

ПРИНЦИП ЛЕ ШАТЕЛЬЕ:

Если на систему находящуюсяв равновесии оказать какое либо воздействие то в результате протекающих в ней процессов равновесие сместится в том направлении, которое будет уменьшать данное воздействие.

Билет 15)Растворы. Растворимость веществ. Способы выражения концентрации растворов. Термодинамика растворения.

Раствором называется твёрдая или жидкая гомогенная масса состоящая из 2 или более компонентов, относительные количества которых могут изменяться в широких пределах.

Раствор состоит из растворённых веществ и растворителя. Обычно растворителем считается тот компонент который существует в том же агрегативном состоянии что и сам раствор или же тот компонент, которогов данном растворе больше. Например в растворе поваренной соли в воде растворителем является вода. Отличие растворов от хим соединений состоитв том что в них могут проявляться отдельные свойства хим элементов. От механических смесей их отличает однородность. Поэтому растворы занимают нишу между хим соединениями и механическими смесями. Растворы с низким содержанием растворённого вещества — разбавленные, а с высоким — концентрированные.

Растворимостью называется способность вещества растворяться в том или ином растворителе. Мерой растворимости вещества в данных условиях служит содержание его в насыщенном растворе Растворение большинства твёрдых тел сопровождается выделением тепла, что объясняется затратой значительного количества энергии на разрушение кристаллической решётки твёрдого телаm что не полностью компенсируется энергией выделения гидратов. Изменение энтальпии при растворении одного моля вещества азывается энтальпией растворения этого вещества. При растворении молекулы растворимого вещества связываются с молекулами растворителя образуя сольваты, а процесс называется сольватацией. Когда растворителем является вода соответственно гидратами и гидратацией. Учитывая образование сольватов растворы следует рассматривать как хим соединения. Состав раствора может выражаться разными способами:

1. Массовая доля растворённого вещества. B - процентное отношение массы растворённого вещества к массе раствора

2. Молярная доля растворённого вещества. B – процентное отношение количества растворённого вещества к суммарному количеству всех веществ, составляющих раствор включая растворитель. Молярная доля растворённого вещества - Молярная долярастворителя —

3. Молярная концентрация вещества B или концентрация количества вещества — отношение количества вещества растворённого вещества к объёму раствора.

Возможны сокращения это значит что в каждом литре раствора содержится 2 моля серной кислоты

4. Моляльность вещества в растворе — отношение количества растворённого вещества к массе растворителя.

моль/кг Для раствора серной кислоты запись c_m(B)=2 моль/кг () означает что на каждый кг растворителя приходится 2 моля кислоты.

5. Молярная концентрация эквивалентов вещества B - отношение количества эквивалентов растворённого вещества к объёму раствора.

моль/л означает что в каждом литре содержаться 2 молярных массы эквивалентов серной кислоты.

Объёмы растворов реагирующих веществ обратно пропорциональны их молярным концентрациям эквивалентов.

Билет 16)Растворы неэлектролитов. Давление пара над раствором.

Тонометрический закон Рауля. Явление криоскопии и эбуллиоскопии. Осмос. Осмотическое давление. Закон Ванг-Гоффа.

Осмос — переход растворителя из менее концентрированного раствора в более концентрированный раствор иными словами это односторонняя диффузия молекул растворителя в растворе через мембрану, непроницаемую для растворенного вещества. Диффузия – самопроизвольный процесс перехода растворенного вещества в растворе из области с большей его концентрацией в область с меньшей концентрацией.

Осмотическое давление – количественная характеристика осмоса, сила осуществляющая осмос. Для растворов неэлектролитов невысоких концентраций выражается законом Вант-Гоффагде π-осмотическое давление; - молярная концентрация раствора;

Имеет огромное значение в природе. Благодаря осмотическому давлению в растительных клетках растения через корневую систему всасывается большое количество воды

При данной температуре давление насыщенного пара над жидкостью — величина постоянная.. При растворении в жидкости какого либо вещества давление пара понижается. Таким образом давление насыщенного пара растворителся над раствором всегда ниже чем давление этого же пара над чистым растворителем при той же температуре. Разность между этими величнами называют понижением давления. Отношение этого понижения к давлению насыщенного пара над чистым растворителем называют относительным понижением давления пара.

Относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором равно молярной доле растворённого вещества. – математическое выражение закона Рауля.

Присутствие растворённого вещества повышает температуру кипения и понижает температуру замерзания раствора.

Разность между температурами кипения раствора и чистого растворителя называют повышением температуры кипения раствора. Аналогично понижение температуры замерзания

Рауль установил что для разбавленных растворов электролитов t кипения и понижение t замерзания пропорциональны концентрации растворов: где - моляльность и - эбулиоскопическая и криоскопическая постоянные зависящие ТОЛЬКО от природы растворителя Для воды

Билет 17) Растворы электролитов. Изотонический коэффициент. Степень диссоциации. Связь степени диссоциации с изотоническим коэффициентом. Слабые и сильные электролиты. Равновесие в растворах слабых электролитов. Закон разведения Оствальда.

Осмос — односторонняя диффузия через полупроницаемую перегородку.

Осмотическое давление равно тому давлению, которое оказывало бы растворённое вещество в виде газа, если бы оно занимало весь объём раствора.

Вант-Гофф показал что для растворов неэлектролитов невысоких концентраций, осмотическое давление выражается формулой: P=CRT,

здесь Р- осмотическое давление, С-молярность, R-универсальная газовая постоянная, Т-абсолютная температура р-ра.

Есть вещества, растворы которых сильно отклоняются от законов Вант-Гоффа и Рауля. К подобным вещества относятся соли, кислоты и щелочи. Для них осмотическое давление, изменение температуры кипения и замерзания больше чем это отвечает концетрации раствора.

Например: понижение температуры замерзания раствора, содержащего 1 г NaCl в 100 г воды, почти вдвое превышает вычисленное по закону Рауля. Также отличаеться и его осмотическое давление.

Поэтому Вант-Гофф ввёл в него изотонический коэффициент (поправочный), показывающий во сколько раз осмотическое давление данного раствора больше нормального: P=iCRT.

Изотонический коэффициент определяется для каждого раствора экспериментально.

Его можно выразить так: , где то что со штрихом реальное, без штриха теоретическое.

Вещества проводящие электричский ток своими ионами называются электролитами.

Сильные электролиты - это вещества, которые при растворении в воде практически полностью распадаются на ионы (ионные или сильно полярные связи). К ним относятся: все хорошо растворимые соли, сильные кислоты (HCl, HBr, HI, HClO4, H2SO4,HNO3) и сильные основания (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)2,Sr(OH)2,Ca(OH)2).

Слабые электролиты – Вещества, частично диссоциирующие на ионы. отн-ся: 1) почти все органические кислоты (CH3COOH, C2H5COOH и др.); 2) некоторые неорганические кислоты (H2CO3, H2S и др.); 3) почти все малорастворимые в воде соли, основания и гидроксид аммония (Ca3(PO4)2; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH); 4) вода. Они плохо (или почти не проводят) электрический ток.

Изотонический коэффициент связан со степенью диссоциации электролита  - отношение числа распавшихся на ионы молекул к общему числу молекул:

=(i-1)/(n-1)

Степень диссоциации (α) - отношение числа распавшихся на ионы молекул (n) к общему числу растворенных молекул (N): α = n / N и выражается в долях единицы или в %.\

Возьмем к примеру диссоциацию уксусной кислоты:

Величина Кд не зависит от концентрации раствора.

Электролиты делятся на: сильные 1, средние 30%, слабые <0.1. Сильные электролиты : соли, некоторые кислоты - HClO₄, H₂SO₄, HNO₃, HI, HBr, HCl, гидроксиды щелочных металлов, кальция, стронция и бария. Остальные кислоты и основания - средние или слабые электролиты. Рассмотрим равновесие в растворе слабого электролита. KA  K⁺ + A^- (на самом деле KA + aq  K⁺_aq+ A^-_aq) Концентрация раствора С моль/л.

Для очень слабых электролитов 0, получаем Кд = ²С/(1-) - закон разведения Оствальда (соотношение, выражающее зависимость эквивалентной электропроводности разбавленного раствора бинарного слабого электролита от концентрации раствора).

Кд - константа диссоциации слабого электролита – вел-на пост-я при данной темп-ре, чем больше С, тем меньше . Степень диссоциации слабого электролита растет с разбавлением.