3.Химическое равновесие.

Большинство реакций обратимы. Равновесие – это состояние когда скорость прямой реакции равна скорости обратной. aA+bB↔сС+dD; υ₁=k₁[A]^a[B]^b; υ₂=k₂[C]^c[D]^d; υ₁=υ₂;

Закон действующих масс

k=k₁/k₂=[C]^c[D]^d/[A]^a[B]^b – закон действующих масс. k-константа равновесия, показывает во сколько раз скорость прямой реакции больше скорости обратной.

Зависит от: 1.от природы 2.от температуры. Концентрации которые устанавливаются к моменту равновесия – равновесные.

Смещение равновесия.

Смещение равновесия происходит из-за: 1.изменение концентрации какого-либо из веществ, при увеличении концентрации какого-либо из веществ, участвующих в равновесии, равновесие смещается в сторону расхода этого вещества при уменьшении концентрации какого-либо из веществ равновесие смещается в сторону образования этого вещества. 2.из-за изменения давления. При увеличении давления путем сжатия системы равновесие сдвигается в сторону уменьшения числа молекул газов, т.е. в сторону понижения давления; при уменьшении давления равновесие сдвигается в сторону возрастания числа молекул газов, т.е. в сторону увеличения давления. 3.изменения температуры. При повышении температуры равновесие смещается в направлении эндотермической, а при понижении – в направлении экзотермической реакции.

Принцип Ле-Шателье

Если на систему находящуюся в равновесии оказать внешнее воздействие (изменить c,t,p) то равновесие сместится в сторону препятствия этого равновесия. N₂+3H₂↔NH₃ 1.увеличивается концентрация [N₂] → 2.увеличивается t (эндо) ← 3.увеличивается p →

Равновесие в гетерогенных системах

CaCO_3(тв)→CaO_(тв)+CO_2(г); [CaCO₃]-const; [CaO]-const; k=[CO₂]

Произведение растворимости

В насыщенном растворе электролита произведение концентраций его ионов есть величина постоянная при данной температуре. Эта величина количественно характеризует способность электролита растворяться, ее называют произведением растворимости электролита и обозначают буквами ПР. CaSO₄↔Ca⁺²+CO₄^-2; k=([Ca²⁺][SO₄^2-])/[CaSO₄]; [Ca²⁺][SO₄^2-]=k'; заменим k’ на ПР_CaSO4=[Ca²⁺][SO₄^2-]

Знание произведения растворимости позволяет решать вопросы, связанные с образованием или растворением осадков при химических реакциях. Надо иметь ввиду, что произведение растворимости, вычисленное без учета коэффициента активности является постоянной величиной только для малорастворимых электролитов.

4.Растворы

Процесс растворения является не только физическим, но и химическим явлением. При растворении следует рассматривать две стадии: 1.разрушение кристаллической решетки на отдельные частицы (+∆Н₁) 2.взаимодействие частиц растворенного вещества с ионами воды (гидратация) (-∆Н₂)

∆Нº=∆Нº₁+(-∆Нº₂) ∆Нº₂>∆Нº₁ – экзотермический; ∆Нº₂<∆Нº₁ – эндотермический; если растворитель – вода – процесс гидратации, если не вода – сальвонация.

Характеризуются по следующим признакам. 1.Агрегатное состояние (жидкие, газообразные, твердые). 2.Природа растворителя (водные, не водные). 3.Размер растворенных частиц (истинные, суспензии, взвеси) 4.Содержание растворенного вещества в растворе (оч.разб, разб, конц, насыщ, ненасщ, перенас)

Способы выражения концентрации

1.массовая концентрация (процентная) – отношение массы данного вещества в системе, к массе всей системы. ω=m(k)/m T(титр) – грамм в одном мл. 2.молярная концентрация – отношение количества равновесного вещества к объему См=n(x)/V(x) 3.моляльная концентрация – содержание молей в 1000г растворителя (воды) Сm=a/b*1000/Ma; а – грамм вещества, b – грамм воды, Ма – молярная масса. 4.нормальная концентрация (эквивалентная) – количество эквивалентов в 1л раствора. Э_H2SO4=M/2; Э_Al(OH)3=M/3; Э_Al2(SO4)3=M/2*3; m=Cн*Э*V₁; m=V₁*Cм*μ

Свойства растворов неэлектролитов

Растворы не проводящее эл.ток – неэлектролиты. 1й з-н Рауля: давление насыщенного пара зависит от числа молекул, испарившихся с поверхности в единицу времени. В растворе часть поверхности занята молекулами растворенного вещества; число молекул испарившихся в единицу времени с поверхности раствора будет меньше чем с поверхности чистого. (P₀-P)/P₀=n/(N+n); P₀-P=∆P; P₀ – давление насыщенного пара над чистой водой, Р – давление насыщенного пара над раствором, ∆P/P₀ – относительное понижение давления насыщенного пара, n – моли растворенного вещества, N – моли воды, n/(N+n) – молярная доля растворенного вещества.

I з-н Рауля

Относительное понижение давление насыщенного пара растворителя раствором равна молярной доле растворенного вещества. ∆P₀= P₀*n/(N+n);

II з-н Рауля

Растворы кипят при более высокой, а замерзают при более низкой температуре, чем чистый растворитель – вода. Раствор закипает, когда давление насыщенного пара равно атмосферному давлению. ∆t_кип=K_эб*m; m=a/b*1000/Ma;

Повышение температуры кипения прямо пропорционально моляльной концентрации раствора и не зависит от природы растворимых веществ. t_кип=100+∆t_кип ; К_эб - эбуллиоскопическая константа – повышение температуры кипения при m=1 не зависит от природы растворенного вещества, зависит от природы растворителя. ∆t_зам=K_кр*m; t_зам=0-∆t_зам ; К_кр – криоскопическая константа – понижение температуры замерзания при m=1.

Осмотическое давление

Если поместить в сосуд с полупроницаемой перегородкой раствор сахара и воды то будет происходить вследствие перемещений молекул воды. Последние в большем числе диффундируют в раствор, чем обратно, поэтому объём раствора будет постепенно увеличиваться, а концентрация сахара в нем уменьшаться. Такая односторонняя диффузия называется осмос. Диффузия – самопроизвольный процесс перемещения вещества приводящий к выравниванию его концентрации. 1.T-const P_осм≈С; 2.P-const P_осм≈Т

Закон Вант-Гоффа

В 1886 показал, что для растворов неэлектролитов невысоких концентраций зависимость осмотического давления от концентрации и температуры выражается уравнением: P_осм=С_мRT; C – молярность (моль/л); R - универсальная газовая постоянная; Т – абсолютная температура раствора.

Растворы обладающие одинаковым P_осм называются изотоническими.

Сильные и слабые электролиты, степень и константа диссоциации

Степень электролитической диссоциации (α) – отношение концентрации продиссациированных ионов к общей концентрации исходного вещества. С’_{конц.ионов}=С_общ*α*k_{число ионов}; H₂SO₄=2H⁺+SO^-₄; n=3;

По степени электролитической диссоциации электролиты делятся на: 1.слабые (α<=3%) 2.средние (3%<=α<=30%) 3.сильные (α=30%) α=(i-1)/(n-1); n- сумма ионов образующихся при диссоциации.

Константа диссоциации зависит от природы вещества и температуры, но не зависит от концентрации, поэтому она дает более общую характеристику электролита чем α

Законы разбавления Оствальда

HCN=H⁺+CN^-; [H⁺]=[CN^-]=C_общ*α; [HCN]=C_общ–С_общ*α=С_общ(1-α); k_дисс=([H⁺][CN^-])/[HCN]=C²α²/C(1-α)=Cα²/1-α; если α мало, то α≈0 => k_дисс= Cα² => α=√(k_дисс/С) – з-н разбавления Оствальда

Свойства растворов электролитов. Изотонический коэффициент

Экспериментально установлено, что водные растворы электролитов не подчиняются законам Рауля и Вант-Гоффа, выведенных для неэлектролитов, т.к. при электролитической диссоциации суммарное число частиц (молекул+ионов) больше числа растворенных молекул. i – избыточный коэффициент.

Законы для электролитов: ∆P/P₀=(i-n)/(in+N), n – число молей растворенного вещества. ∆t_к=i*k_эб*m, ∆t_з=i*k_кр*m, I – увеличивает меру увеличения числа частиц в растворе электролита за счет диссоциации.

I=∆P_э/∆P_н/э=∆t_к.э/∆t_к.н/э=∆t_з.э/∆t_з.н/э=P_осм.э/З_осм.н/э=…; i_н/э=1; i_э>1; i=∑ молекул и ионов; α=(i-1)/(n-1)

Диссоциация молекул воды. Ионное произведение воды. Водный показатель pH.

H₂O↔H⁺+OH^-; K_дисс=[ H⁺][OH^-]/[ H₂O]=1,8*10^-16

Ионное произведение – для воды и разбавленных водных растворов при неизменной температуре произведение концентраций ионов водорода и годроксид-ионов есть величина постоянная. Растворы в которых концентрация этих ионов одинакова, называются нейтральными растворами.

Концентрация недиссоциированных молекул [H₂O]=56моль/л; К_дисс=[H⁺][OH^-]=10^-14; в нейтральной среде [H⁺]=[OH^-]=10^-7; 10^-1 кислая 10^-7 щелочная10^-14; pH-водородный показатель; pH=-lg[H⁺]; pOH=-lg[OH^-]; pH+pOH=14

Сильные электролиты

В сильных электролитах степень диссоциации определенная экспериментально, всегда занижена и называется «кажущейся» 1.степень диссоциации (α) определяется по электропроводности, а электропроводность зависит о подвижности ионов. 2.для сильных электролитов существует понятие эффективной концентрации (а).

Понятие активность, коэффициент активности

Под активностью иона понимают ту, эффективную условную концентрацию его, собственно которой он действует при хим.реакции. а=c*f, f-коэффициент активности, изменяется при изменении условий (концентраций). В концентрированных растворах f<1, в разбавленных приближается к 1, если f<1 – слабое межионное взаимодействие.

Ионные силы раствора

Ионная сила раствора (μ) полусумма произведений концентраций всех ионов в растворе на квадрат их заряда. Μ=1/2∑C_iz_i²; lgf=(-0,5z²√μ)/(1+√μ)

Ступенчатый гидролиз

Гидролиз – это взаимодействие солей с водой, в результате которого изменяется pH. Гидролизу подвергаются соли образованные одним слабым компонентом, другим – сильным, или двумя слабыми компонентами. Главный продукт гидролиза определяется слабым компонентом; сильным компонент среды влияет на pH среды.

1.Соль образованная сильным основанием и слабой кислотой.

KCN + H₂O ↔ HCN + KOH

K⁺+CN^-+H₂O↔HCN+K⁺+OH^-

CN^-+H₂O↔HCN+OH^-

pH>7 – щелочная

k_гидр=K_в/K_к-ты; К_в≈10^-14;

Степень гидролиза, константа гидролиза, подавление гидролиза

h=√ K_в/(K_сл.к-ты*С) – степень гидролиза

Степень гидролиза (h) – отклонение гидролизованных молекул к общему числу молекул. H зависит от: 1.от природы слабой кислоты. 2.от температуры. 3.от концентрации соли. pH=7+1/2*pK_к-ты+1/2lgС_соли, рК_к-ты=-lgK_{дисс.к-ты};

2.Слабое основание и сильная кислота.

NH₄Cl (NHOH и HCl) ↔NH⁺+Cl^-

H₂O↔OH^-+H⁺

NH₄⁺+Cl^-+HOH↔NH₄OH+H⁺+Cl^-

NH₄⁺+H₂O↔NH₄OH+H⁺

pH<7 – кислая

k_гидр=K_в/_{Kдисс.сл.основ}; h=√ K_в/(K_основ*С); pH=7+1/2*pK_основ-1/2lgС_соли, рК_основ=-lgK_{дисс.основ};

Степень гидролиза зависит от: 1.от природы основания. 2.от температуры. 3.от концентрации соли.

3.Слабое основание и кислота.1

CH₃COONH₄+H₂O↔CH₃COOH+NH₄OH

CH₃COO^-+NH₄⁺+H₂O↔CH₃COOH+NH₄OH

_{kгидр=Kв/(Kк-ты*Коснов); h/(1-h)= √ Kв/(Kк-ты*Коснов); pH=7+1/2*pKк-ты-1/2*pK}основ

	сильные	слабые
кислоты	HCl, H2SO4, HNO3, HClO4, и др.	HCN, CH3COOH, HNO2, H2S, H2CO3 и др.
основан	KOH, NaOH, Ca(OH)2, BaOH	NH4OH, Zn(OH)2, Al(OH)3 и др.

5.ОВР

Реакции в результате которых изменяются степени окисленности элементов – ОВР. Окисление – процесс отдачи электронов, сопровождающийся повышением степени окисления. Восстановление – процесс отдачи электронов, сопровождающийся понижением степени окисления. Вещество в состав которого входит окисляющийся элемент называется восстановителем, а вещество содержащее восстанавливающийся элемент – окислителем. Окисленность – неравномерность распределения электронов между атомами в соединениях.

Направление ОВР

В любой ОВР получается новый окислитель и восстановитель. ОВР идет от потенциала большего к меньшему.

2NaCl+Fe₂(SO₄)₃=2FeSO₄+Cl₂+Na₂SO₄; 2Cl^-+2Fe³⁺=2Fe²⁺+Cl₂; Cl₂+2e=2Cl^-; Fe³⁺+e=Fe²⁺

φº₁=1,36B; φº₂=0,77B; т.к. φº₁> φº_2, то окислителем будет Cl а восстановителем Fe²⁺, реакция будет протекать справа налево. Концентрация влияет на направление ОВР, когда разница между потенциалами мала.

Понятие валентности. Степени окисления

Степень окисленности элемента в соединении определяется как число электронов, смещенных от атома данного элемента к другим атомам (при положительно окисленности) Валентность элемента – это способность его атомов соединяться с другими атомами в определенных состояниях.

Важнейшие окислители и восстановители

Металлы. Проявляют в своих соединениях только положительную окисленность, и низшая степень окисления их равна 0.