Cмещение равновесия. Принцип Ле Шателье.

Cмещение равновесия. Принцип Ле Шателье.

Хим равнов хоть какой системы устанав при опред значениях характеристик, которые его охарактеризовывают: концентрации реагирующих веществ, температуры, давления (для газов). При изменении хоть какого из этих характеристик скорости прямой и оборотной реакций меняются неодинаково, и хим равновесие нарушается, вследствии чего изменяются концентрации компонент системы. В итоге преимущественного протекания реакции Cмещение равновесия. Принцип Ле Шателье. в одном из вероятных направлений с течением времени в системе устанавливается другое состояние равновесия, которое характеризуется новыми сбалансированными концентрациями. Переход системы из 1-го сбалансированного состояния в другое именуется смещением хим равновесия. Направление смещения хим равновесия определяется принципом Ле Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, оказать наружное воздействие, то равновесие сместится в том Cмещение равновесия. Принцип Ле Шателье. направлении, которое ослабляет эффект наружного воздействия. Разглядим воздействие каждого из 3-х характеристик на смещение хим равновесия.1)Если наружное воздействие на систему проявляется в уменьшении концентрации 1-го из веществ, участвующих в реакции, равновесие сдвигается в сторону его образования (роста концентрации). Увеличение концентрации 1-го из веществ сдвигается равновесие в Cмещение равновесия. Принцип Ле Шателье. сторону его расхода (уменьшения концентрации). Так, повышение концентрации начальных веществ сдвигает равновесие в сторону образования товаров реакции, повышение концентрации товаров реакции сдвигает равновесие в сторону образования начальных веществ. 2) Воздействие температуры на смещение равновесия определяется знаком и величиной энтальпии реакции DН: чем больше отличается DН от нуля, тем значительнее смещение равновесия Cмещение равновесия. Принцип Ле Шателье. при одном и том же изменении температуры. При повышении температуры равновесие сдвигается в направлении протекания эндотермической реакции. При снижении температуры равновесие сдвигается в направлении протекания экзотермической реакции. 3) Изменение давления влияет на равновесие в этом случае, если в реакции участвует хотя бы одно газообразное вещество и число молей начальных газообразных Cмещение равновесия. Принцип Ле Шателье. веществ и газообразных товаров реакции не идиентично.При увеличении давления равновесие сдвигается в сторону образования веществ с наименьшим объемом (наименьшим числом молей газов). При снижении давления равновесие сдвигается в сторону образования веществ с огромным объемом (огромным числом молей газов). Если протекание реакции не сопровождается конфигурацией объема, то изменение Cмещение равновесия. Принцип Ле Шателье. давления не оказывает влияние на состояние равновесия. 4)катализатор не оказывает влияние на смещение равновесия. Идиентично ускоряет прямую и оборотную реакции и позволяет достигать в более маленький срок.

26. Дисперсные системы, их систематизация. Суспензии, эмульсии.Дисперсные системы – системы, в кот частички 1-го мелко раздробленного вещ-ва (дисперсной фазы) умеренно распределены меж частями другого вещ Cмещение равновесия. Принцип Ле Шателье.-ва (дисперсной среды). По агрегатному состоянию фазы и среды различают последующие 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,скопление) Жж-эмельсия(молоко,нефть Cмещение равновесия. Принцип Ле Шателье.),Жт-тв.эмельсия(вода в сливочном масле, мокроватый грунт). В зав-ти от размеров частиц дисперсные фазы различают грубодисперсные системы – взвеси (более 100нм – земли, эмульсии, порошки, пены); мелкозернистые системы – коллоидные (1-100 нм – золь, гель кремн кислоты, р-р желатина, р-р серы); молекулярно и ионно дисперсные – настоящие смеси (наименее 1 нм – р Cмещение равновесия. Принцип Ле Шателье.-ры H2SO4,NaOH,CuSO4)

28.Смеси. Гидратная теория смесей Д.И.Менделеева. сольваты и гидраты. Термические явления при растворении.Раствор – гомогенная однофазовая система переменного состава, состоящая из 2-ух либо более компонент. Раствор состоит из растворителя и растворенного вещества. Раствор-ое вещ-во распределяется меж молекулами растворителя в виде молекул Cмещение равновесия. Принцип Ле Шателье. либо ионов. Смеси могут быть водянистыми – морская вода, жесткими – сплавы, газообразными – воздух. Процесс растворения – физико-химический процесс, сопров выделением либо поглощением тепла, а время от времени и конфигурацией объема. Хим теорию смесей сделал Менделеев. Менделеев считал, что эти явления указывают на хим взаимод меж растворяющимся веществом и растворителем, этот процесс Cмещение равновесия. Принцип Ле Шателье. именуется сольватацией, а приобретенные вещества-сольваты. С водой процесс именуется – гидротацией, а получившиеся вещества- гидраты. проиллюстрируем это на примере растворения NaCl в воде. Меж ионами натрия и хлора в кристалле существует ионная связь. При погружении кристалла NaCl в воду ионы поверзн слоя взаимод с полярными молекулами воды – диполями. Появляется Cмещение равновесия. Принцип Ле Шателье. иондипольное взаимодействие, которое посильнее чем ионная связь и разрывает связи в кристалле. Гидратированные ионы отрываются от кристалла, вполне окруж-ся диполями воды. Равномерно весь кристалл распадается на отдельные гидратные ионы, образую с водой гомогенную систему – настоящий раствор. Число молекул воды, связанных с ионами раствор вещ-ва, находится в зависимости от его Cмещение равновесия. Принцип Ле Шателье. природы и размеров. Гидротир ионы и молекулы время от времени так высокопрочны, что при выделение раствор вещества из растворителя (выпариванием) выпадают кристаллы содержащие молекулы воды, эти вещества именуют кристаллогидраты. при растворении происходит 1)разрушение хим и межмолек связей в растворителях – эндотермич процесс 2)образование сольватов сопровожд выделением энергии – экзотерм процесс Cмещение равновесия. Принцип Ле Шателье. 3)рассредотачивание сольватов в растворителе, связанное с диффузией – эндотермич процесс. Суммарный термический эффект процесс ÑH 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. меж молекулами сущ-ет водородная связь. При раствор тв вещ Cмещение равновесия. Принцип Ле Шателье.-в с крепкой кристал структурой разрушение решетки просит значимой энергозатраты и процесс эндотермический (NaNO3, NH4NO3), но теплота выделяется при растворении (NaOH, KOH).

29. Растворимость газов, жидкостей, кристаллов в жидкостях. Воздействие температуры, давления, природы компонент на растворимость.Растворимость – способность вещ-ва растворяться в том либо ином растворителе Cмещение равновесия. Принцип Ле Шателье.. Растворимость – процесс обратимый. Зависимо от критерий происходит процесс растворения либо веделения из раствора раствор вещ-ва (кристаллизация). Растворение кристалла в воды. Когда заносят 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 Cмещение равновесия. Принцип Ле Шателье.-ся их собствен колебат движением и притяжением со стороны молекул раств-ля. Но сразу происходит и оборотный процесс – кристаллизация. Наступает таковой момент, когда скорость растворения равна скорости кристаллизации. Тогда устанав-ся динамич равновесие. Мера растворимости тв вещ-ва в воды – это концентрация насыщ раствора при данной темп-ре. Насыщ р Cмещение равновесия. Принцип Ле Шателье.-р находится в равновесии с жесткой фазой раствор вещ-ва и содержит максим вероятное при данных критериях 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 неспешным остыванием насыщ раствора при более высочайшей температуре. Перен Cмещение равновесия. Принцип Ле Шателье.. Р-ры неустойчивы и при встряхивании идет кристаллизация и выведение из раствора излишка раств вещ-ва. Раствор большинства жестких тел сопров поглощением теплоты. При раствор тв тел в жидкостях объем системы обычно меняется некординально. Воды также могут растворяться в жидкостях. Некие из их неограниченно растворимы одна в другой Cмещение равновесия. Принцип Ле Шателье., т.е. смешиваются вместе в всех пропорциях. Растворение газов в воде представляет собой экзотермический процесс. Но растворение газов в органических жидкостях часто сопровождается поглощением теплоты. Растворимость находится в зависимости от природы компонент, температуры и давления. 1)природа – наиб раст-ть достигается, когда раств вещ-во имеет с раствор-ем схожее строение молекул. отлично растворимы Cмещение равновесия. Принцип Ле Шателье. в воде спирт, NaOH, KOH, NH3, плохорастворимы - гипс, N2, O2. 2)температура – с увеличением температуры в большинстве случаев раств-ть тв и водянистых вещ-в возрастает (если процесс эндотермический), газообразных миниатюризируется, т. к. экзотермич. Раств-ть тв вещ-в с увеличением тем-ры мен-ся различно. 3) давление – с ростом Cмещение равновесия. Принцип Ле Шателье. давления раст-ть газов в жидкостях увелич-ся, т.к. уменш объем. Закон Генри – при пост давлении раст-ть газа пропорц давлению над веществом. S=kp. Изменение давления не оказывает влияние на раств-ть жидкостей, тв вещ-в, т.к. при раств-ти не происходит приметного конфигурации объема.

27 Методы выражения концентрации Cмещение равновесия. Принцип Ле Шателье. смесей.Состав раствора может выражаться различными методами – как при помощи безразмерных единиц (толикой либо процентов), так и через размерные величины – концентрации. 1)массовая толика – отношение массы растворенного вещ-ва к массее раствора; процентная концентрация – указывает число гр раств вещ-ва в 100 гр раствора. 2)молярная толика – отношение кол-ва раствор Cмещение равновесия. Принцип Ле Шателье. вещ-ва (либо растворителя) к сумме количеств всех вещ-в, составляющих раствор. 3)молярная концентрация либо молярность – отношение кол-ва раствор вещ-ва к объему раствора (См либо М, моль/л), указывает число молей раствор вещ-ва в единице раствора. 4)моляльная концентрация либо моляльность – отношение кол-ва раствор вещ Cмещение равновесия. Принцип Ле Шателье.-ва к массе растворителя (m, моль/кг), не измен при изменении температуры. 5)эквивалентная либо обычная концентрация – отношение числа эквивалентов раствор вещ-ва к объему раствора (Сн либо н моль/л). объемы смесей реаг вещ-в назад пропорциональны их нормальностям.

32 35 Смеси элэктролитов. Теория электролитической диссоциации. Амфотерные электролитыВсе смеси делятся на Cмещение равновесия. Принцип Ле Шателье. электролиты и неэлектролиты. Электролиты – вещ-ва, водные смеси и расплавы кот проводят эл ток. К ним относятся практически все соли, кислоты, основания – вещ-ва с ионной либо сильной полярной ковалентной связью. Электролитич диссоциация – процесс распада молекул электролита на ионы под действием молекул растворителя. Сущ-ет теория э/д для аква раст Cмещение равновесия. Принцип Ле Шателье.-ов слабеньких электролитов, кот была сформулирована Арениусом в 1887г. Положения: 1)электролиты в растворе распадаются (диссоциируют) на полож (катионы) и отриц (анионы) заряженные ионы, 2)ионы владеют другим припасом 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 Cмещение равновесия. Принцип Ле Шателье. 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. появляется иондипольное взаимодействие, ионы отрываются от кристалла и в гидратированном виде перебегают в раствор, идет диссоциация. Процесс Cмещение равновесия. Принцип Ле Шателье. 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 Cмещение равновесия. Принцип Ле Шателье.-ии кот в кач-ве анионов образ-ся только гидроксид-ионы ОН-. Обуславл щелочную среду, изменение расцветки индикаторов и мыльность наощупь. Может проходить ступенчатая дис-ия. Соли - средние, кислые, главные, двойные. Диссоциация кислот, оснований и солей в воде.

Средние соли диссоциируют нацело: Na2SO4«2Na++ SO42-.

Многоосновные Cмещение равновесия. Принцип Ле Шателье. кислоты и многокислотные основания диссоциируют ступенчато:

H3PO4 « H+ + H2PO4- K1= 7.11×10-3

H2PO4- « H+ + HPO42- K2 = 6.34×10-8

HPO42- « H+ + PO43- K3 = 4.4×10-13

Разумеется, что константы диссоциации по разным степеням очень отличаются друг от друга K1>>K2>>K3. Отсюда существование кислых и главных солей.

Амфотерные электролиты – соединения двойст-ого хар-ра. В кислой Cмещение равновесия. Принцип Ле Шателье. 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 слабенькие электролиты. Степень, константа диссоциации слабеньких электролитов. Закон разбавления Оствальда. Электролитич Cмещение равновесия. Принцип Ле Шателье. диссоциация – процесс распада молекул электролита на ионы под действием молекул растворителя. Но только часть электролита диссоциирует в растворе на ионы. Сущ-ет понятие степени диссоциации a. a - отношение числа молекул, распавшихся в данном растворе на ионы, к общему числу молекул в растворе. выражается в толиках единиц либо процентах Cмещение равновесия. Принцип Ле Шателье.. Если a=1 – полная диссоц-я, сильный электролит, если a=0 – нет дис-ии, неэлектролит. a повыш с ростом температуры и разбавлением раствора. По степени ди-ии смеси делятся на сильные и слабенькие электролиты. Сильные эл-ты – фактически стопроцентно дис-ют на ионы. К ним относятся неорганич кислоты HCl, HBr, H2SO4, HMnO4, основания щелочных Cмещение равновесия. Принцип Ле Шателье. и щелочнозем металлов, практически все соли. Вследствии полной дис-ии сильных эл-ов конц-я ионов в растворе высочайшая и появляется притяжение меж ионами. Каждый ион окр-ся слоем противоположнозаряж ионов в виде ионного облака – ионной атмосферы, что уменьшает подвижность ионов. Эл-ты прояв себя будто бы их Cмещение равновесия. Принцип Ле Шателье. конц-я меньше реальной. В рез-те при опред a меньше 100% и именуется кажущейся степенью диссоциации. aэкспер>30% - сильный эл-т (табличное значение). Для учета суммарных воздействий межионных и межмолекулярных взаимод-ий в растворе сильного эл-та употребляют понятие, называемое активностью a=Cf. A – настоящая конц-я ионов, C- настоящая конц Cмещение равновесия. Принцип Ле Шателье.-я, f- эффект активности, кот учитывает все виды взаимод-я частей в растворе. Опред-ся опытным методом, f<1. Слаб электролиты незначит дис-ют на ионы, a<3%. К слабеньким электролитам относится большая часть органических кислот, а из важных неорганических соединений к ним принадлежат Н2СО3, Н2S, НСN, Н2SiО3 и Cмещение равновесия. Принцип Ле Шателье. NН4ОН, основания нещелочных и нещелочноземельных металло Mg(OH)2, Cu(OH)2, Al(OH)3, соли HgCl2, CoCl2, вода.

34. Закон разбавления Оствальда.Слабенькие электролиты хар-ся константой диссоциации, кот равна константе равновесия, установившегося в рез-те дис-ии слабенького электролита. НСN=Н++СN- Кр=[Н+][СN-]/[НСN]=Кд. Кд находится в зависимости от температуры Cмещение равновесия. Принцип Ле Шателье. и природы эл-та и не находится в зависимости от конц-ии. С увеличением темп-ры Кд снижается. Многоосновные слабенькие кислоты и многокислотные основания дис-ют ступенчато. При этом Кд по каждой последней ступени на несколько порядков ниже, чем по предшествующей. Меж a и Кд сущ-ет Cмещение равновесия. Принцип Ле Шателье. зависимость, кот носит заглавие закона разбавления Оствальда. Примем финал молярную конц-ю за С, а степень диссоциации в данном растворе за a. Тогда концентрация каждого из ионов будет Сa, а концентрация недиссоциированных молекул С(1-a).Тогда уравнение константы диссоциации воспринимает вид: К=(Сa)2/С(1-a) либо К=Сa2 /(1-a). Оно даёт возможность Cмещение равновесия. Принцип Ле Шателье. вычислять степень диссоциации при разных концентрациях электролита, если известна его константа диссоциации. Пользуясь этим уравнением, можно также вычислить константу диссоциации электролита, зная его степень диссоциации при той либо другой концентрации. для очень слабеньких эл-ов a еще меньше 1. След-но ее значением можно пренебречь. Кд=(Ca)2 . Степень диссоциации Cмещение равновесия. Принцип Ле Шателье. увелич с разбавлением раствора, пониж конц-ии и увелич Кд.

37 Реакции обмена в смесях электролитов и условия их протекания.Электролиты – вещ-ва, водные смеси и расплавы кот проводят эл ток. К ним относятся практически все соли, кислоты, основания – вещ-ва с ионной либо очень полярной ковалентной связью. В смесях электролитов могут Cмещение равновесия. Принцип Ле Шателье. протекать реакции обмена. Это реакции, вызванные взаимодействием меж ионами растворенных вещ-в. протекают с высочайшими скоростями, т.к. реагенты находятся в антивирусном состоянии. Неотклонимым условием протекания реакции ионного обмена является смещение хим равновесия в сторону образования плохорастворимых веществ (осадков), газов, слабеньких электролитов. При составлении ионно-молекулярных уравнений сильные эл Cмещение равновесия. Принцип Ле Шателье.-ты зап-ся в виде ионов, слабенькие – осадки, газы – в виде молекул. Для составления этих уравнений нужно знать какие соли растворимы в воде и какие фактически нерастворимы.

Взаим меж кислотами и осн в результ кот обр-ся соль и вода именуется реакц нетрализации.нейтр доходит до конца когда Cмещение равновесия. Принцип Ле Шателье. единств слабеньким электролитом в сист явл-ся вода.Обоюдная 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.незапятнанная вода очень плохо проводит эл ток, т.е. вода – слабенький Cмещение равновесия. Принцип Ле Шателье. электролит, некординально дис-ет на ионы. Кд=[Н+][ОН-]/[Н2О]=1,8*10-16). Константа диссоциации воды очень мала, т.к. толика молекул, участвую щих в дис-ии очень малая, потому конц-я недис-их молекул воды фактически равна молярной концентрации молекул в водянистой воде (1000/18=55,5 моль/л). Для воды и разбавленных аква Cмещение равновесия. Принцип Ле Шателье. смесей при постоянной температуре произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов есть величина неизменная. Эта неизменная величина именуется ионным произведением воды.Численное значение её несложно получить, подставив в последнее уравнение концентрации ионов водорода и гидроксид - ионов. В незапятанной воде при 220С [Н+]*[ОН-]=Кд*Cm=1.8*10-16*55.5=10-14 КW=10-14 – ионное произведение воды. Смеси Cмещение равновесия. Принцип Ле Шателье., в каких концентрации ионов водорода и гидроксид - ионов схожи, именуются нейтральными (10-7моль/л). В кислых смесях больше концентрация ионов водорода, в щелочных - концентрация гидроксид -ионов.Но какова бы ни была реакция раствора, произведение концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов остаётся неизменным. воспользоваться значениями концентрации с отриц степенями неловко, потому Cмещение равновесия. Принцип Ле Шателье. на практике для хар-ки среды используют водородный показатель рН. Заместо концентрации ионов водорода указывают её десятичный логарифм, взятый с оборотным знаком рН= -lg[Н+] В нейтральном растворе рН=7. В кислых смесях рН7, и тем больше, чем больше щёлочность раствора. Для измерения рН есть разные способы. Приближенно реакцию раствора Cмещение равновесия. Принцип Ле Шателье. можно найти при помощи особых реактивов, именуемых индикаторами, расцветка которых изменяется зависимо от концентрации ионов водорода. рН метр либо универсальный индикатор. Лакмус: фиолет, красноватый, голубий; метилорандж: оранж, красноватый, желтоватый; ф/ф: тусклый, тусклый, малыновый.

38. Гидролиз солей. Разные случаи гидролиза.Гидролиз (в переводе разложение водой) – процесс взаимод ионов соли Cмещение равновесия. Принцип Ле Шателье. с ионами воды, в рез-те кот появляется слабенький электролит, что сопровождается связыванием 1-го из ионов воды, смещением равновесия диссоциации воды и конфигурацией рН раствора. Различают гидролиз по катиону и аниону. 1)Если соль образована катионом слабенького основания и анионом сильной кислоты, то гидролиз идет по катиону c образованием Cмещение равновесия. Принцип Ле Шателье. ионов Н+. Если катион многозарядный, то гидролиз протекает по первой стадии с образованием соли. CuCl2+HOH«CuOHCl+HCl, CuOHCl+HOH«Cu(OH)2. Скопление ионов Н+ приводит к уменьшению ионов ОН-. Кислая реакция среды. 2) Если соль образована катионом сильного основания и анионом слабенькой кислоты, то гидролиз идет по аниону, приводит к связыванию Cмещение равновесия. Принцип Ле Шателье. 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 слабенького основания и анионом слабенькой кислоты, то гидролиз идет по катиону Cмещение равновесия. Принцип Ле Шателье. и аниону. Реакция среды находится в зависимости от относит силы образ-ся кислоты и основания. NH4CN+HOH«NH4OH+HCN. 4)Если соль образована слабеньким многокислотным основанием и слабенькой многоосновной кислотой, то гидролиз идет до конца и фактически необратим. В рез-те появляется осадок и выделяется газ. 5)Если соль образована Cмещение равновесия. Принцип Ле Шателье. сильным основанием и сильной кислотой, гидролиз не идет.KCl+HOH®гидролиз не идет. нейтрализация в данном случае сводится к процессу Н++ОН-= Н2О а оборотная реакция-диссоциация молекулы воды на ионы - протекает в ничтожно малой степени. реакция среды нейтральная.


cunami-ne-ugrozhaet-dalnevostochnomu-poberezhyu-posle-zemletryaseniya-v-ohotskom-more-uchenie-informacionnoe-agentstvo-ria-novosti-14082012.html
cuprodescloizite-kuprodekluazit-sm-mottramite-4-glava.html
cuprodescloizite-kuprodekluazit-sm-mottramite-9-glava.html