18.Закон действующих масс Константа равновесия. Смещение химического равновесия. Основное карбонатное равновесие в природе.

Закон действующих масс: Отношение произведений равновесных концентраций веществ в правой и левой части уравнения, возведенных в степени их стехиометрических коэфицентов представляет постоянную величину независимо от тех условий, в которых осуществляется реакция, если температура константа.

Aa+Bb=Cc+Dd

K=[C]^c[D]^d/[A]^a[B]^b

Константа равновесия: отношение произведений равновесных концентрации веществ в правой и левой части уравнения, возведенных в степени их стехиометрических коэффициентов есть величина для данной реакции постоянная, независимо от тех условий в которых осуществляется реакция, если температура постоянная. Константа равновесия определяет соотношение между равновесными концентрациями всех веществ, находящихся в системе. Если k< 1 то преобладает обратная реакция, если k>1 скорость прямой реакции больше скорости обратной.

Aa+Bb=Cc+Dd

K=[C]^c[D]^d/[A]^a[B]^b

Смещение химического равновесия: свойства химического равновесия: химическое равновесие – динамическая состояние. Химическое равновесие истинно равновесное состояние, к нему можно подойти и справа и слева. Эти свойства дают возможность управлять химическим равновесием, смещая его в нужную сторону. Существует правило Ле-Шателье (принцип подвижного равновесия): если находящаяся в равновесии система подвергается внешнему воздействию то равновесие смещается в том направлении которое способствует ослаблению этого воздействия. Равновесие смещения: смещается до тех пор пока не наступит новое равновесие, пи новых равновесных концентрациях.

Основное карбонатное равновесие в природе: + _

CO₂ + H₂O = H₂CO₃ = H + HCO₃

При повышении давления растворимость газа в вводе увеличивается и равновесие смещается в правую сторону. При повышении температуры, равновесие смещается в лево.

19.Понятие полярности и поляризуемости химической связи. Электролитическая диссоциация. Сильные и слабые электролиты. Количественные характеристики силы электролитов.

Электролитическая диссоциации: процесс распада молекул веществ на ионы (положительно заряженные катионы и отрицательно заряженные анионы) под действием полярных молекул растворителя, а так же при их расплавлений.

Сильные и слабые электролиты: по своей природе электролиты можно разделить на 3 группы, сильные средние и слабые электролиты. К сильным электролитам относятся сложные соединения, которые в растворах диссоциируют практически полностью. Степень их диссоциации принимает значение от 30% и выше. К ним относятся NaOH, KOH, NaCl. К средним электролитам относятся сложные соединения, которые частично диссоциируют, степень их диссоциации примерно равна от 3% до 30%. К ним относятся HF, Ca(OH)2 Слабые электролиты диссоциируют на ионы в очень малой степени, в растворах они находятся, в основном, в недиссоциированном состоянии. Степень их диссоциации равна до 3%. К ним относятся H2CO3, HCN, H2S

Количественная характеристика силы электролитов: Количественной характеристикой силы электролитов является степень диссоциации. Это отношение количества продиссоциировавших молекул к общему количеству молекул вещества.

α=Св(прод)/Св

Степень диссоциации зависит от прочности связи в молекуле электролита, от химической природы электролита, от концентрации вещества.