31. Химическое равновесие. Константа равновесия для гомогенных и гетерогенных систем, факторы, от которых она зависит.

Обратимые химические реакции – это реакции, протекающие одновременно в двух противоположных направлениях.

Химическое равновесие – это такое состояние системы при к-ом 2 противоположно направленных процесса протекают с одинаковой скоростью. Концентрация реагирующих в-в в момент хим равновесия назыв равновесной.

К_с- константа хим равновесия, она показывает во ск раз скорость прямой реакции больше скорости обратной(физический смысл)

Константа хим равновесия – это величина. Равная отношению произведения концентрации продуктов реакции к произведению равновесных конц исх в-в, возвед в степень их стехиометр коэф (конц ТВ в-в = const)

Константа хим равновесия не зависит от концентрации реагирующих в-в и от давления газообразных компонентов, а зависит от природы реагирующих в-в и температуры.

Если в-ва газообразные то к можно заменить на давление.

32. Смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье.

Принцип: Если на систему, находящуюся в состоянии хим равновесия оказать внешнее воздействие (изменить T, P, концентрацию), то в системе будет протекать тот процесс, к-ый будет уменьшать данное воздействие.

1 фактор: Влияние T

2SO₂ + O₂ = 2SO₃ + Q

Прямая реакция экзотермическая, а обратная эндо.

При повышении температуры хим равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, а при понижении T – в сторону экзо.

2 фактор: Влияние P

Повышение давления смещает хим равновесие в сторону реакции, сопровождающейся уменьшением числа моль газообразных в-в, а при понижении давления – сопровождается увелич.

Если число моль с обеих сторон одинаково, то изменение давления не повлияет на состояние химического равновесия.

3 фактор: Влияние концентрации

С увеличением (уменьшением) концентрации исходных в-в хим равновесие смещается в сторону прямой (обратной) реакции

С увелич (уменьш) концентрации продуктов реакции хим равновесие смещается в сторону обратной (прямой) реакции.

Связь константы химического равновесия с энергией Гиббса

1) =0, k_c = 1 ( Значение равновесных концентраций исходных в-в и продуктов реакции одинаковы и при стандартных условиях = 1 моль/л)

2) <0, k_c >1 ( Равновесие обратимого процесса смещено в сторону прямой реакции. Равновесная концентрация продуктов реакции больше р к исодных в-в)

3) >0, k_c <1 ( Химическое равновесие обратимого процесса смещено в сторону обратной реакции. Р к продуктов реакции больше р к исходных в-в)

33. Основные положения теории электролитической диссоциации. Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Константа диссоциации слабых электролитов. Закон разбавления Оствальда.

Основные положения теории электролитической диссоциации.

Электролит – это в-во, растворы или расплавы которого проводят эл ток ( в химии: в р-ре или расплаве диссоциируют на ионы)

Сванте Аррениус ( 1887): Теория электролитич диссоциации:

1. Все электролиты в растворах или расплавах диссоциируют на ионы

2. Ионы движутся не зависимо друг от друга

3. Раствор в целом электронейтрален

4. Диссоциация – процесс обратимый ( обратный процесс в химии назыв ассоциация)

Степень диссоциации. Аррениус считал, что причиной диссоциации явл ослабление связей между ионами в присутствии растворителя. В 1891 году Иван Алексеевич каблуков :

- причиной диссоциации явл взаимодействие молекул растворённого в-ва и растворителя

- в водных растворах присутствуют не свободные, а гидротированные молекулы

Прорцесс диссоциации происходит только в полярных растворителях. В молекулах электролитов должны присутствовать ковалентно полярные или ионные связи. В-ва с неполярными связями на ионы не диссоциируют. Различные в-ва диссоциируют по разному. Для х-ки процесса дис-ии введена величина - степень дис-ии. Она равна отношению молекул, к-ые продиссоциировали на ионы, к общему числу молекул. N_дисс/N_общ=C_дисс/С_общ

Альфа зависит от: - природы электролита; - от T ( при увеличении Т, альфа увелич); - от концентрации раствора.

Сильные и слабые электролиты. По величине альфа электролиты подразделяют на слабые, сильные, и э-ы средней силы.

Сильные эл-ы (>30%): все соли, растворимые в воде основания(кроме NH4OH), неорганические кислоты (HNO3, H2SO4, HCl, HBr, HI, HClO4 – хлорная)

Слабые эл-ы: (<3%): все нерастворимые в воде основания, NH4OH, неорганич к-ты (H2SiO3, H2S, HNO2, H2CO3, HCN, HClO и др), органические кислоты (кроме муравьиной и щавеливой), некоторые соли (HgCl2, PbCl2, Fe(CNS)3)

Электролиты средней силы (3%<<3%): неорганические к-ты (H₂SO₃, H₃PO₄, HF), муравьиная и щавелевая к-ты,

По свойствам эл-ы средней силы близки к слабым э-там.

Константа диссоциации слабых электролитов. Закон разбавления Оствальда.

Константа равновесия для процесса диссоциации назыв константой диссоциации. Она не зависит от концентрации раствора, а зависит от Т и от природы электролита.

K_д и взаимосвязаны друг с другом: - закон разбавления Оствальда ( степень диссоциации увелич при уменьш концентрации, т. е. разбавлении р-ра)

Одноимённый ион подавляет диссоциацию слабого эл-а.

Диссоциация многоосновных кислот и многокислотных оснований:

Диссоциация в большей степени протекает по первой ступени, потому что – отрыв 2ого и последующих ионов водорода протекает труднее, т к положит заряженный ион должен оторваться от отриц заряженной частицы; - хим равновесие смещ влево из-за избытка протонов водорода.