1.10 Химическое равновесие. Принцип Ле-Шателье-Брауна. Характер смещения равновесия в зависимости от типа реакции (экзо- , эндотермические); реакции идущие с изменением объема.

Химическое равновесие – состояние системы при котором скорости прямой и обратной реакции равны. Выводится из равенства скоростей прямой и обратной реакций и выражается константой равновесия К. Для обратимой реакции в общем виде

Принцип Ле-Шателье-Брауна. Если на систему, находящуюся в равновесии, оказывать внешнее воздействие, то равновесие сдвигается в направлении, ослабляющем это воздействие. Реакции с участием газообразных веществ. При увеличении давления равновесие смещается в направлении реакции, идущей с уменьшением объема газообразных веществ, при понижении давления в сторону реакции идущей с увеличением объема.

уменьшение объема

увеличение объема

При повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, при понижении в сторону экзотермической. Повышение Т

понижение Т. При увеличении концентрации исходных веществ или уменьшении концентрации продуктов реакции равновесие смещается в сторону прямой реакции, при увеличении концентрации продуктов реакции или уменьшении концентрации исходных веществ - в сторону обратной реакции.

1.13 Идеальный раствор. Законы Рауля. Понижение давления насыщенного пара, понижение температуры замерзания, повышение температуры кипения растворов неэлектролитов.

Растворы - это однородные системы, состоящие из двух и более компонентов и продуктов их взаимодействии. Давлением насыщенного пара жидкости наз. давление, которое установилось над жидкостью, когда скорость испарения жидкости = скорости конденсации пара в жидкость. 1 закон Рауля. Относительное понижение давления пара растворителя над раствором = мольной доле растворенного вещества Растворы подчиняющиеся этому закону называются идеальными. Растворы всегда кипят при более высокой температуре, чем чистый растворитель, при увеличении концентрации растворенного вещества повышается температура кипения. 2 закон Рауля. Эбулиоскопический. Повышение температуры кипения раствора неэлектролита пропорционально моляльной концентрации растворенного вещества. , Е эбуллиоскопическая константа. Постоянна для каждого растворителя и не зависит от того, какой неэлектролит растворен. Е= повышению температуры кипения , вызываемому 1 молем вещества, растворенным в 1000 г. растворителя. Криоскопический. Понижение температуры замерзания раствора неэлектролита пропорционально мольльной концентрации растворенного вещества. , К криоскопическая константа постоянна для каждого растворителя и = понижению температуры замерзания растворов в которых на 1000 г. растворителя приходится 1 моль растворенного неэлектролита.

1.14 Явление осмоса. Осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа применительно к растворам неэлектролитов. Роль осмотического давления в биологических системах.

Осмос – 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 – сила осуществляющая осмос. Имеет огромное значение в природе. Благодаря осмотическому давлению в растительных клетках растения через корневую систему всасывается большое количество воды. Закон Вант-Гоффа. Осмотическое давление раствора численно = тому давлению, которое производило бы растворенное вещество, если бы оно при той же температуре находилось в газообразном состоянии и занимало объем, = объему раствора. Для идеальных растворов С( х) – молярная концентрация, R –универсальная газовая = 101,325 кПа, Т – температура К. уравнение Вант-Гоффа позволяет изменением значений осмотического давления и температуры определять молекулярную массу вещества, если известны его масса и объем