Влияние температуры на константу равновесия.

Для эндотермических реакций ∆H>0; для экзотермических реакций ∆H<0.

При возрастании температуры равновесие эндотермических реакций смещается вправо, а

экзотермических реакций – влево. Оказывается также, что катализатор не влияет на константу равновесия, так как он снижает энергию активации прямой и обратной реакций на одну и ту же величину.

 

При увеличении давления равновесие сдвигается в сторону образования меньшего количества газообразных веществ. В том случае, когда реакция происходит без изменения количества газообразных веществ, равновесие не нарушается при сжатии или расширении системы.

 

Принцип Ле-Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, оказать какое-либо воздействие, то в результате протекающих в ней процессов равновесие смещается в таком направлении, что оказанное воздействие уменьшится.

 

Способы выражения концентраций растворов.

 

Концентрация – величина, выражающая относительное содержание данного компонента в растворе. Может быть выражена его долей или процентным содержанием.

 

Массовая доля – какую долю от массы р-ра составляет масса растворенного в-ва.

ω= m(X)/m(р-ра)

 

Объемная доля – какую долю от объема р-ра составляет объем растворенного в-ва

φ= V(X)/V(р-ра)

 

Мольная доля – какую долю от общего кол-ва в-ва составляет кол-во растворенного в-ва.

χ= ν(X)/ ν(р-ра)

 

Молярная концентрация(молярность) – сколько молей растворенного в-ва содержится в 1 литре р-ра.

C_M= ν(X)/V(р-ра) (моль/л.)

ν(X) – кол-во растворенного в-ва в растворе.

 

Молярная концентрация эквивалента или нормальная концентрация – сколько эквиваленков растворенного вещ-ва содержится в 1 литре р-ра.

C_H=ν((1/z)*x)/V(р-ра)(моль/л)

ν((1/z)*x) – количество эквивалентов растворенного в-ва в растворе.

 

Молярная концентрация (молярность) – сколько молей растворенного в-ва в растворе приходится на 1 кг растворителя.

C_m=ν(x)/m(р-ля)

ν(x) – кол-во растворенного в-ва в растворе

 

Титр – какая масса растворенного в-ва содержится в 1 мл раствора

T=m(x)/V(р-ра)

 

Растворимость – способность в-ва растворяться в том или ином растворителе.

 

Кислоты, основания, соли с точки зрения теории электролитической диссоциации.

 

Кислоты – в-ва, при электролитической диссоциации которых в раствор переходят анионы кислотного остатка и катионы водорода.

 

Основания – в-ва, при диссоциации которых в раствор переходят катионы металла и гидроксид-ионы.

 

Слабые многоосновные кислоты и основания многовалентных металлов диссоциируют ступенчато.

В-ва, способные диссоциировать и по типу кислоты, и по типу основания, называются амфотерными.

 

Твердые соли имеют ионную кристаллическую решетку, в узлах которой чередующиеся катионы и анионы. Именно в виде этих частиц средние соли переходят в водный раствор и этот процесс не может быть ступенчатым.

NaCl→Na⁺+Cl^-

Переход в раствор гидро- и годроксо-солей происходит иначе: анион кислой соли и катион основной соли диссоциируют так же, как соответствующие ионы кислоты и основания.

 

NaHCO₃→Na⁺+HCO₃^-

HCO₃^-→H⁺+CO₃^-2

 

Сильные и слабые электролиты. Степень диссоциации и константа диссоциации.

 

Степень диссоциации – отношение концентрации диссоциированной части электролита к его общей концентрации:

α= С_Д/С

 

Сильные электролиты диссоциируют полностью.

Сильные:

кислоты: HCl, HBr, HJ, HNO₃, HClO₄, HMnO₄, H₂SO₄

основания: гидроксиды металлов первой группы главной подгруппы(щелочи): LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, а так же гидроксиды щелочно-земельных: Ba(OH)₂, Ca(OH)₂, Sr(OH)₂

соли, растворимые в воде, за исключением Fe(CNS)₃

 

Слабые электролиты диссоциируют на ионы в очень малой степени, в растворах находятся с основном в недиссоциированном состоянии.

 

Константой равновесия для диссоциации называется константа диссоциации.

HNO₂→H⁺+NO₂^-

K= [H⁺][NO₂^-]/HNO₂]

 

Чем слабее электролит, тем меньше его константа диссоциации.

 

Реакции в растворах электролитов. Запись уравнений химических реакций в ионно-молекулярном виде.

 

Реакции в растворах электролитов идут между иоами. До конца чаще всего идут экзотермические процессы, в которых образуются более прочные вещества.

Условием смещения равновесия в направлении образования продуктов является образование менее растворимого (осадка или газа) или менее диссоциирующего электролита.

 

FeSO₄+NaOH→?

Fe⁺²+SO₄^-2+2Na⁺+2OH^-→Fe(OH)₂↓+SO₄^-2+2Na⁺

FeSO₄+2NaOH→ Fe(OH)₂↓+ Na₂SO₄

Fe⁺²+2OH^-→ Fe(OH)₂↓

 

Co(OH)₂+HCl→?

Co(OH)₂↓+ 2H⁺+2Cl^-→2H₂O+Co⁺²+2Cl^-

Co(OH)₂↓+2HCl→2H₂O+CoCl₂

Co(OH)₂↓+ 2H⁺→2H₂O+Co⁺²

 

NaHCO₃+HCl→?

Na⁺+HCO₃^-+H⁺+Cl^-→H₂CO₃+Na⁺+Cl^-

NaHCO₃+HCl→H₂O+CO₂↑+NaCl

HCO₃^-+H⁺→ H₂O+CO₂↑