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.
CM= 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.
CH=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.
Cm=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= СД/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↑