24.Cмещение равновесия Принцип Ле Шателье

Хим равнов любой системы устанав при опред значениях параметров, которые его характеризуют: концентрации реагирующих веществ, температуры, давления (для газов) При изменении любого из этих параметров скорости прямой и обратной реакций изменяются неодинаково, и химическое равновесие нарушается, вследствии чего меняются концентрации компонентов системы В результате преимущественного протекания реакции в одном из возможных направлений со временем в системе устанавливается другое состояние равновесия, которое характеризуется новыми равновесными концентрациями Переход системы из одного равновесного состояния в другое называется смещением химического равновесия Направление смещения химического равновесия определяется принципом Ле Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, оказать внешнее воздействие, то равновесие сместится в том направлении, которое ослабляет эффект внешнего воздействия Рассмотрим влияние каждого из трех параметров на смещение химического равновесия1)Если внешнее воздействие на систему проявляется в уменьшении концентрации одного из веществ, участвующих в реакции, равновесие смещается в сторону его образования (увеличения концентрации) Повышение концентрации одного из веществ смещается равновесие в сторону его расхода (уменьшения концентрации) Так, увеличение концентрации исходных веществ смещает равновесие в сторону образования продуктов реакции, увеличение концентрации продуктов реакции смещает равновесие в сторону образования исходных веществ 2) Влияние температуры на смещение равновесия определяется знаком и величиной энтальпии реакции Н: чем больше отличается Н от нуля, тем значительнее смещение равновесия при одном и том же изменении температуры При повышении температуры равновесие смещается в направлении протекания эндотермической реакции При понижении температуры равновесие смещается в направлении протекания экзотермической реакции 3) Изменение давления оказывает влияние на равновесие в том случае, если в реакции участвует хотя бы одно газообразное вещество и число молей исходных газообразных веществ и газообразных продуктов реакции не одинаковоПри увеличении давления равновесие смещается в сторону образования веществ с меньшим объемом (меньшим числом молей газов) При понижении давления равновесие смещается в сторону образования веществ с большим объемом (большим числом молей газов) Если протекание реакции не сопровождается изменением объема, то изменение давления не влияет на состояние равновесия 4)катализатор не влияет на смещение равновесия. Одинаково ускоряет прямую и обратную реакции и позволяет достигать в более короткий срок.

26. Дисперсные системы, их классификация. Суспензии, эмульсии. Дисперсные системы – системы, в кот частицы одного мелко раздробленного вещ-ва (дисперсной фазы) равномерно распределены между частями другого вещ-ва (дисперсной среды). По агрегатному состоянию фазы и среды различают следующие системы: ГГ-(воздух), ГЖ-пена(пеногазиров вода), ГТтв.пена(пенопласт,пемза,шлак), ТТ-тв золь(сплавы, горные породы), ТГ-(пыль, дым), ТЖ-суспензии,золь,гель(мел в воде ,краски,пасты), Жг-аэрозоль(туман,облако) Жж-эмельсия(молоко,нефть),Жт-тв.эмельсия(вода в сливочном масле, влажный грунт). В зав-ти от размеров частиц дисперсные фазы различают грубодисперсные системы – взвеси (более 100нм – почвы, эмульсии, порошки, пены); тонкодисперсные системы – коллоидные (1-100 нм – золь, гель кремн кислоты, р-р желатина, р-р серы); молекулярно и ионно дисперсные – истинные растворы (менее 1 нм – р-ры H2SO4,NaOH,CuSO4)

28.Растворы. Гидратная теория растворов ДИМенделеева сольваты и гидраты Тепловые явления при растворении Раствор – гомогенная однофазная система переменного состава, состоящая из двух или более компонентов. Раствор состоит из растворителя и растворенного вещества. Раствор-ое вещ-во распределяется между молекулами растворителя в виде молекул или ионов. Растворы могут быть жидкими – морская вода, твердыми – сплавы, газообразными – воздух. Процесс растворения – физико-химический процесс, сопров выделением или поглощением тепла, а иногда и изменением объема. Химическую теорию растворов создал Менделеев Менделеев считал, что эти явления указывают на хим взаимод между растворяющимся веществом и растворителем, этот процесс называется сольватацией, а полученные вещества-сольваты С водой процесс называется – гидротацией, а получившиеся вещества- гидраты проиллюстрируем это на примере растворения NaCl в воде. Между ионами натрия и хлора в кристалле существует ионная связь При погружении кристалла NaCl в воду ионы поверзн слоя взаимод с полярными молекулами воды – диполями. Возникает иондипольное взаимодействие, которое сильнее чем ионная связь и разрывает связи в кристалле. Гидратированные ионы отрываются от кристалла, полностью окруж-ся диполями воды. Постепенно весь кристалл распадается на отдельные гидратные ионы, образую с водой гомогенную систему – истинный раствор. Число молекул воды, связанных с ионами раствор вещ-ва, зависит от его природы и размеров. Гидротир ионы и молекулы иногда настолько прочны, что при выделение раствор вещества из растворителя (выпариванием) выпадают кристаллы содержащие молекулы воды, эти вещества называют кристаллогидраты при растворении происходит 1)разрушение хим и межмолек связей в растворителях – эндотермич процесс 2)образование сольватов сопровожд выделением энергии – экзотерм процесс 3)распределение сольватов в растворителе, связанное с диффузией – эндотермич процесс. Суммарный тепловой эффект процесс H может быть 0. При растворении газов и большенства жидкостей энергия, затраченная на разрыв межмолек связей невелика и процесс растворения экзотермический. При раствор уксусной кислоты теплота поглощается, т.к. между молекулами сущ-ет водородная связь. При раствор тв вещ-в с прочной кристал структурой разрушение решетки требует значительной затраты энергии и процесс эндотермический (NaNO3, NH4NO3), но теплота выделяется при растворении (NaOH, KOH).

29. Растворимость газов жидкостей, кристаллов в жидкостях Влияние температуры давления природы компонентов на растворимость Растворимость – способность вещ-ва растворяться в том или ином растворителе. Растворимость – процесс обратимый. В зависимости от условий происходит процесс растворения или веделения из раствора раствор вещ-ва (кристаллизация). Растворение кристалла в жидкости. Когда вносят кристалл в жидкость от его поверх-ти отрыв-ся отдел молекулы, кот благодаря диффузии распред по всему объему растворителя. Отделение молекул от поверхности тв тела выз-ся их собствен колебат движением и притяжением со стороны молекул раств-ля. Но одновременно происходит и обратный процесс – кристаллизация. Наступает такой момент, когда скорость растворения равна скорости кристаллизации. Тогда устанав-ся динамич равновесие. Мера растворимости тв вещ-ва в жидкости – это концентрация насыщ раствора при данной темп-ре. Насыщ р-р находится в равновесии с твердой фазой раствор вещ-ва и содержит максим возможное при данных условиях кол-во этого вещ-ва. Неначыщенный раствор содержит меньше раств вещ-ва чем насыщ. Перенасыщ раствор содержит больше раств вещ-ва, чем насыщ раствор. Получают медленным охлаждением насыщ раствора при более высокой температуре. Перен. Р-ры неустойчивы и при встряхивании идет кристаллизация и выведение из раствора избытка раств вещ-ва. Раствор большинства твердых тел сопров поглощением теплоты. При раствор тв тел в жидкостях объем системы обычно изменяется незначительно Жидкости также могут растворяться в жидкостях Некоторые из них неограниченно растворимы одна в другой, те смешиваются друг с другом в любых пропорциях Растворение газов в воде представляет собой экзотермический процесс Однако растворение газов в органических жидкостях нередко сопровождается поглощением теплоты. Растворимость зависит от природы компонентов, температуры и давления. 1)природа – наиб раст-ть достигается, когда раств вещ-во имеет с раствор-ем подобное строение молекул. хорошо растворимы в воде спирт, NaOH, KOH, NH3, малорастворимы - гипс, N2, O2. 2)температура – с повышением температуры чаще всего раств-ть тв и жидких вещ-в увеличивается (если процесс эндотермический), газообразных уменьшается, т. к. экзотермич. Раств-ть тв вещ-в с повышением тем-ры мен-ся различно. 3) давление – с ростом давления раст-ть газов в жидкостях увелич-ся, т.к. уменш объем. Закон Генри – при пост давлении раст-ть газа пропорц давлению над раствором. S=kp. Изменение давления не влияет на раств-ть жидкостей, тв вещ-в, т.к. при раств-ти не происходит заметного изменения объема.

27 Способы выражения концентрации растворов. Состав раствора может выражаться разными способами – как с помощью безразмерных единиц (долей или процентов), так и через размерные величины – концентрации. 1)массовая доля – отношение массы растворенного вещ-ва к массее раствора; процентная концентрация – показывает число гр раств вещ-ва в 100 гр раствора. 2)молярная доля – отношение кол-ва раствор вещ-ва (или растворителя) к сумме количеств всех вещ-в, составляющих раствор. 3)молярная концентрация или молярность – отношение кол-ва раствор вещ-ва к объему раствора (См или М, моль/л), показывает число молей раствор вещ-ва в единице раствора. 4)моляльная концентрация или моляльность – отношение кол-ва раствор вещ-ва к массе растворителя (m, моль/кг), не измен при изменении температуры. 5)эквивалентная или нормальная концентрация – отношение числа эквивалентов раствор вещ-ва к объему раствора (Сн или н моль/л). объемы растворов реаг вещ-в обратно пропорциональны их нормальностям.

32 35 Растворы элэктролитов. Теория электролитической диссоциации Амфотерные электролиты Все растворы делятся на электролиты и неэлектролиты. Электролиты – вещ-ва, водные растворы и расплавы кот проводят эл ток. К ним относятся почти все соли, кислоты, основания – вещ-ва с ионной или сильной полярной ковалентной связью. Электролитич диссоциация – процесс распада молекул электролита на ионы под действием молекул растворителя. Сущ-ет теория э/д для водных раст-ов слабых электролитов, кот была сформулирована Арениусом в 1887г. Положения: 1)электролиты в растворе распадаются (диссоциируют) на полож (катионы) и отриц (анионы) заряженные ионы, 2)ионы обладают другим запасом энергии чем молекулы и имеют др сво-ва, 3)ионы в раст-ре наход-ся в хаотич движении, под действием эл поля полож ионы движ к катоду, а отриц к аноду, 4)диссоциация – обрат процесс, одноврем с ним идет соединение ионов в молекулы (молеризация). Механизм э/д При раствор вещ-ва диполи воды концентрируются около (+) и (-) ионов вещ-ва возникает иондипольное взаимодействие, ионы отрываются от кристалла и в гидратированном виде переходят в раствор, идет диссоциация. Процесс диссоциации полярных молекул осущ-ся с переходом полярной структуры в ионную и послед-им образованием гидратированных ионов. Кислоты – эл-ты, при дис-ии кот в качестве катионов образ-ся только ионы Н+. Бескислородные и кислородсодержашие. Многоосновные могут дис-ть ступенчато. Н+обуслав кислую среду. Основания – эл-ты, при дис-ии кот в кач-ве анионов образ-ся только гидроксид-ионы ОН-. Обуславл щелочную среду, изменение окраски индикаторов и мыльность наощупь. Может проходить ступенчатая дис-ия. Соли - средние, кислые, основные, двойные. Диссоциация кислот, оснований и солей в воде.

Средние соли диссоциируют нацело: Na₂SO₄«2Na⁺+ SO₄^2-.

Многоосновные кислоты и многокислотные основания диссоциируют ступенчато:

H₃PO₄ « H⁺ + H₂PO₄^- K₁= 7.11×10^-3

H₂PO₄^- « H⁺ + HPO₄^2- K₂ = 6.34×10^-8

HPO₄^2- « H⁺ + PO₄^3- K₃ = 4.4×10^-13

Очевидно, что константы диссоциации по различным степеням сильно отличаются друг от друга K₁>>K₂>>K₃. Отсюда существование кислых и основных солей.

Амфотерные электролиты – соединения двойст-ого хар-ра. В кислой среде проявл сво-ва основания и диссо-т с отщеплением ОН-. В щелочной среде проявл сво-ва кислот и дис-ют с отщепл катионов Н+. Амфотерность объясн малым различием прочности связей R-O и OН.

33. Сильные и слабые электролиты. Степень константа диссоциации слабых электролитов Закон разбавления Оствальда Электролитич диссоциация – процесс распада молекул электролита на ионы под действием молекул растворителя. Но лишь часть электролита диссоциирует в растворе на ионы. Сущ-ет понятие степени диссоциации .  - отношение числа молекул распавшихся в данном растворе на ионы к общему числу молекул в растворе выражается в долях единиц или процентах. Если =1 – полная диссоц-я, сильный электролит, если =0 – нет дис-ии, неэлектролит.  повыш с ростом температуры и разбавлением раствора. По степени ди-ии растворы делятся на сильные и слабые электролиты. Сильные эл-ты – практически полностью дис-ют на ионы. К ним относятся неорганич кислоты HCl, HBr, H2SO4, HMnO4, основания щелочных и щелочнозем металлов, почти все соли. Вследствии полной дис-ии сильных эл-ов конц-я ионов в растворе высокая и возникает притяжение между ионами. Каждый ион окр-ся слоем противоположнозаряж ионов в виде ионного облака – ионной атмосферы, что уменьшает подвижность ионов. Эл-ты прояв себя как будто их конц-я меньше действительной. В рез-те при опред  меньше 100% и называется кажущейся степенью диссоциации. экспер30% - сильный эл-т (табличное значение). Для учета суммарных влияний межионных и межмолекулярных взаимод-ий в растворе сильного эл-та используют понятие, называемое активностью a=Cf. A – реальная конц-я ионов, C- истинная конц-я, f- эффект активности, кот учитывает все виды взаимод-я частей в растворе. Опред-ся опытным путем, f1. Слаб электролиты незначит дис-ют на ионы, 3%. К слабым электролитам относится большинство органических кислот а из важнейших неорганических соединений к ним принадлежат Н₂СО₃ Н₂S НС Н₂SiО₃ и Н₄ОН, основания нещелочных и нещелочноземельных металло Mg(OH)2, Cu(OH)2, Al(OH)3, соли HgCl2, CoCl2, вода.

34. Закон разбавления Оствальда.Слабые электролиты хар-ся константой диссоциации, кот равна константе равновесия, установившегося в рез-те дис-ии слабого электролита. НС=Н⁺+С^- Кр=Н⁺С^-/НС=Кд. Кд зависит от температуры и природы эл-та и не зависит от конц-ии. С повышением темп-ры Кд понижается. Многоосновные слабые кислоты и многокислотные основания дис-ют ступенчато. Причем Кд по каждой последней ступени на несколько порядков ниже, чем по предыдущей. Между  и Кд сущ-ет зависимость, кот носит название закона разбавления Оствальда. Примем исход молярную конц-ю за С а степень диссоциации в данном растворе за . Тогда концентрация каждого из ионов будет С а концентрация недиссоциированных молекул С(1-)Тогда уравнение константы диссоциации принимает вид: К=(С)²/С(1-) или К=С² /(1-) Оно даёт возможность вычислять степень диссоциации при различных концентрациях электролита если известна его константа диссоциации Пользуясь этим уравнением можно также вычислить константу диссоциации электролита зная его степень диссоциации при той или иной концентрации для очень слабых эл-ов  гораздо меньше 1. След-но ее значением можно пренебречь. Кд=(C)² . Степень диссоциации увелич с разбавлением раствора, пониж конц-ии и увелич Кд.

37 Реакции обмена в растворах электролитов и условия их протекания. Электролиты – вещ-ва, водные растворы и расплавы кот проводят эл ток. К ним относятся почти все соли, кислоты, основания – вещ-ва с ионной или сильно полярной ковалентной связью. В растворах электролитов могут протекать реакции обмена. Это реакции, вызванные взаимодействием между ионами растворенных вещ-в. протекают с высокими скоростями, т.к. реагенты находятся в антивирусном состоянии. Обязательным условием протекания реакции ионного обмена является смещение химического равновесия в сторону образования малорастворимых веществ (осадков), газов, слабых электролитов. При составлении ионно-молекулярных уравнений сильные эл-ты зап-ся в виде ионов, слабые – осадки, газы – в виде молекул. Для составления этих уравнений надо знать какие соли растворимы в воде и какие практически нерастворимы.

Взаим между кислотами и осн в результ кот обр-ся соль и вода называется реакц нетрализации.нейтр доходит до конца когда единств слабым электролитом в сист явл-ся вода.Взаимная нейтр кислот и осн различ-ся по силе до конца не протекает в силу прот-я обр реакции – гидролиза обр-ся соли.

36. Ионное произведение воды Водородный показатель рН-среды. чистая вода очень плохо проводит эл ток, т.е. вода – слабый электролит, незначительно дис-ет на ионы. Кд=Н⁺ОН^-/Н₂О=1,8*10^-16). Константа диссоциации воды очень мала, т.к. доля молекул, участвую щих в дис-ии очень маленькая, поэтому конц-я недис-их молекул воды практически равна молярной концентрации молекул в жидкой воде (1000/18=55,5 моль/л). Для воды и разбавленных водных растворов при неизменной температуре произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов есть величина постоянная Эта постоянная величина называется ионным произведением водыЧисленное значение её нетрудно получить подставив в последнее уравнение концентрации ионов водорода и гидроксид - ионов В чистой воде при 22⁰С Н⁺*ОН^-=Кд*C=1.8*10^-16*55.5=10-¹⁴ КW=10^-14 – ионное произведение воды. Растворы в которых концентрации ионов водорода и гидроксид - ионов одинаковы называются нейтральными (10^-7моль/л). В кислых растворах больше концентрация ионов водорода в щелочных - концентрация гидроксид -ионовНо какова бы ни была реакция раствора произведение концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов остаётся постоянным пользоваться значениями концентрации с отриц степенями неудобно, поэтому на практике для хар-ки среды применяют водородный показатель рН. Вместо концентрации ионов водорода указывают её десятичный логарифм взятый с обратным знаком рН= -lgН⁺ В нейтральном растворе рН=7 В кислых растворах рН<7 и тем меньше, чем кислее раствор. Наоборот, в щелочных растворах рН>7, и тем больше, чем больше щёлочность раствора. Для измерения рН существуют различные методы. Приближенно реакцию раствора можно определить с помощью специальных реактивов, называемых индикаторами окраска которых меняется в зависимости от концентрации ионов водорода рН метр или универсальный индикатор. Лакмус: фиолет, красный, синий; метилорандж: оранж, красный, желтый; ф/ф: бесцветный, бесцветный, малыновый.

38. Гидролиз солей Различные случаи гидролиза Гидролиз (в переводе разложение водой) – процесс взаимод ионов соли с ионами воды, в рез-те кот образуется слабый электролит, что сопровождается связыванием одного из ионов воды, смещением равновесия диссоциации воды и изменением рН раствора. Различают гидролиз по катиону и аниону. 1)Если соль образована катионом слабого основания и анионом сильной кислоты, то гидролиз идет по катиону c образованием ионов Н+. Если катион многозарядный, то гидролиз протекает по первой стадии с образованием соли. CuCl₂+HOHCuOHCl+HCl, CuOHCl+HOHCu(OH)2. Накопление ионов Н+ приводит к уменьшению ионов ОН-. Кислая реакция среды. 2) Если соль образована катионом сильного основания и анионом слабой кислоты, то гидролиз идет по аниону, приводит к связыванию ионов Н+, накапление ОН-, среда реакции нщелочная. Если анион соли многозарядный, то гидролиз идет по первой стадии с образов кислой соли. Na₂CO₃+HOHNaHCO3+NaOH, NaHCO3+HOHH2CO3+NaOH. 3)Если соль образована катионом слабого основания и анионом слабой кислоты, то гидролиз идет по катиону и аниону. Реакция среды зависит от относит силы образ-ся кислоты и основания. NH4CN+HOHNH4OH+HCN. 4)Если соль образована слабым многокислотным основанием и слабой многоосновной кислотой, то гидролиз идет до конца и практически необратим. В рез-те образуется осадок и выделяется газ. 5)Если соль образована сильным основанием и сильной кислотой, гидролиз не идет.KCl+HOHгидролиз не идет. нейтрализация в этом случае сводится к процессу Н⁺+ОН^-= Н₂О а обратная реакция-диссоциация молекулы воды на ионы - протекает в ничтожно малой степени реакция среды нейтральная.