18. Обратимые и необратимые реакции. Химическое равновесие. Константа равновесия и ее связь с термодинамическими функциями.

Обратимые р-ции – это р-ции, протекающие одновременно в двух противоположных направлениях. Необратимые р-ции - протекают только в одном направлении и завершаются полным превращением исходных в-в в продукты реакции.

Химическое равновесие – это состояние химической системы, при котором возможны р-ции, идущие с равными скоростями в противоположных направлениях. При х/р концентрации реагентов, температура и другие параметры системы не изменяются со временем.

Для выражения состояния химич.равновесия при взаимодействии между газообразными в-вами используют парциальное давление.

Физический смысл константы равновесия: она показывает во сколько раз скорость прямой р-ции больше скорости обратной. К_с постоянна при заданной t и не зависит от концентрации реагирующих в-в, а зависит от их природы.

Принцип Ле-Шателье: система, на которую оказывается внешнее воздействие, стремится уменьшить данное воздействие. Константа равновесия связана с ∆G химич.р-ции следующим уравнением: ∆G=-RT*lnK_c (K_c>1 –процесс протекает в сторону прямой реакции; К_с<1 –в сторону обратной р-ции).

19. Растворы (определение, типы). Термодинамические характеристики процесса растворения.

Раствор – это термодинамически устойчивая гомогенная система, состоящая из двух и более компонентов.

По агрегатному состоянию р-ры могут быть: газообразными, жидкими и твердыми.

Условно один из компонентов наз. растворителем (присутствует в р-ре в преобладающем кол-ве или кристаллизуется первым при охлаждении р-ра). Второй компонент – растворенное в-во. Н₂О-всегда раств-ль.

Важная количественная хар-ка р-ров – концентрация (к-ция бывает массовая и объемная).

20. Способы выражения концентрации растворов.

Концентрация – это физич.величина, определяющая количественный состав р-ра, смеси или расплава. Бывает массовая - отношение массы растворенного в-ва к массе р-ра (массовая доля) или кол-во растворенного в-ва к массе р-ля (моляльность), объемная – отношение массы или кол-ва растворенного в-ва к объему р-ра (молярность, титр, молярная доля).

Массовая доля: ω_в-ва=m_в-ва/m_р-ра*100%

Маляльность: Cm_в-ва=ν_в-ва/m_р-ля=m_в-ва/(µ_в-ва*m_р-ля)

Молярность: С_в-ва=ν_в-ва/V_р-ра=m_в/(µ_в*V_р-ра)

Титр: Т_в=m_в/V_р-ра

Молярная доля: Х_в=ν_в/Σ_n(в-ва)+n_р-ля; (отношение кол-ва растворенного в-ва к суммарному кол-ву всех в-в, входящих в р-р, считая р-ль.

21. Понижение давления насыщенного пара над раствором. Закон Рауля. Температура кипения и кристаллизации разбавленных растворов не электролитов. Осмос и осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа.

Давление насыщенного пара – это давление, при котором при определенной t наступает динамическое равновесие характеризующееся равенством скорости испарения и конденсации. Растворы подчиняющиеся з-ну Рауля при всех t и концентрациях наз идеальными. Понижение p над р-ром вызвано понижением концентрации молекул р-ля в поверхностном слое р-ра и процессом гидратации (переход р-ля в пар из гидратов затруднен).

Согласно з-ну Рауля р-ры кипят при более высоких t и замерзают при более низких t, чем чистый р-ль. Повышение t и кипение р-ра пропорционально молярной концентрации р-ра и выражается уравнением: ∆T=Э_т*С_m , Э-эбулиоскопическая постоянная (хар-на только лоя данного р-ля и не зависит от природы растворенного в-ва). Понижение t – замерзание р-ра: ∆T=K_t*C_m , К_Т-криоскопическая постоянная.

Осмотическое давление – это р, которое нужно приложить к р-ру, отделенному от р-ля полупроницаемой перегородкой, чтобы наступило состояние равновесия. Процесс самопроизвольного перехода р-ля через полупроницаемую перегородку из той части состемы, где концентрация растворенного в-ва ниже, в другую, где она выше, наз осмосом.