Читать онлайн «Общая и Неорганическая химия с примерами решения задач». Страница 21

получении поваренной соли из морской воды

Na2SO4 + MgCl2 <=> 2NaCl + MgSO4

Впервые знак обратимости химический реакций был введен

Вант-Гоффом.

Рассмотрим в общем виде обратимую реакцию:

А + В

V1

C + Д

V 2

V1

= V2

; V1

= k1

= K2 • CC • CД

• CA • CB ; V2

k 1

• CA

• CB = k2 • CС

• C Д

K = k1 /k2

= (CA • CB )/(CС • CД )

Изменение концентрации исходных реагентов А и В в зави-

симости от времени. Таким образом, химическое равновесие при взаимодействии достигается тогда, когда скорость прямой реакции будет равна скорости обратной.

Такие значения концентрации получили название равновесных концентраций. Константа химического равновесия (K) – равна отношению константы прямой реакции к константе обратной реакции или равна отношению произведения равновесных концентраций продуктов реакции к произведению равновесных концентраций исходных соединений.

Константа химического равновесия зависит от природы реа

гирующих веществ, природы растворителя, от температуры.

В том случае, когда константа прямой реакции будет изменяться в большей степени в зависимости от температуры, чем константа обратной реакции, то и константа химического равновесия будет увеличиваться с увеличением температуры. Кон-

станта химического равновесия не зависит от исходной концентрации реагирующих веществ.

Константа химического равновесия представляет собой постоянную величину, т.е. имеет фиксированную величину при определенном значении температуры. Катализатор не оказывает влияния на величину К. и не изменяет выход обратимой реакции.

Если К>>1, то равновесие химической реакции практически смещено в сторону образования продуктов, если К<<1, то хи-

мическое равновесие смещено в сторону исходных реагентов.

2С(тв) + O2(2)

K1

2CO(2)

K2

/ [O2]

K. = K1 /K 2 = [CO] 2

При написании уравнений для К. необходимо использовать

значение равновесных концентраций.

Если же концентрация молекул практически не изменяется (твердые вещества) значение концентрации принимается постоянным и не вводится в уравнение концентрации равновесия.

Смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье.

Смещение химического равновесия можно достигнуть несколькими путями:

1) изменением температуры. Известно, что константа химического равновесия имеет фиксированное значение при определенной температуре.

Q – 3H2 + N2 <=> 2NH3 + 92 кДж/моль ΔH0298 = -92 кДж/моль

Таким образом, для данного экзотермического процесса охлаждение системы приводит к смещению химического равновесия в сторону образования аммиака. При повышении температуры химическое равновесие системы смещается вправо, поскольку данная реакция является эндотермической.

2) Изменение концентрации.

3KCNS + FeCl3

K1

Fe(CNS)3

+ 3KCl

K2

K =

K

1

=

[Fe(CNS)

3

] • [KCl]3

K

[KCNS]3

]

2

• [FeCl3

При взаимодействии исходных реагентов образуется ру-биново-красное окрашивание раствора (цвет Fe(CNS)3). При

добавлении к равновесной системе избыточного количества KCNS или FeCl3 видим, что интенсивность окраски воз-растает, т.е. произошло смещение химического равновесия вправо.

При добавлении к равновесной системе избыточного коли-чества KCl интенсивность окраски уменьшается, т.е. равнове-сие сместилось в сторону исходных реагентов.

В 1 случае при постоянном значении константы равновесия происходит изменение (увеличение значения равновесной концентрации в знаменателе уравнения). Эти изменения приводят к увеличению значения равновесной концентрации конечных продуктов реакции.

Во 2 случае происходит увеличение равновесной концентрации в числителе уравнения, что в свою очередь вызывает увеличение равновесной концентрации конечных продуктов, т.е. равновесие смещается в сторону исходных реагентов.

3) В частности, в случае изменения концентрации для процессов, протекающих в газах, значимым является изменение давления

3H2 + N2 < === > 2NH3

Для этих процессов при увеличении давления равновесие смещается в сторону меньшего числа молекул (когда объем ре-агируюших веществ превышает объем образующихся продуктов реакции). В том случае, когда в процессе реакции не происходит изменения объемов, изменение давления не приводит к смещению химического равновесия.

Общий ответ о возможном смещении химического равновесия заключен в эмпирическом принципе Ле Шателье:

Если на систему, находящуюся в равновесии оказать какое-либо внешнее воздействие, то в результате процессов происходящих в ней, химическое равновесие будет смещаться в сторону того процесса, который это воздействие будет уменьшать.

Однако известно, что в тех случаях, когда в процессе реакция образуется легколетучее, малодиссоциируемое или труд-норастворимое вещество, реакции практически происходят до конца.

Впервые данное положение было сформулировано Бертол-

ле:

Если в обратимой реакции образуются легко летучие, мало растворимые или мало диссоциирующие химические соединения, то равновесие смещается в сторону их образования.

Для равновесных процессов ΔG = 0

Из термодинамики известно, что ΔG = – RT • lnK, где К – константа химического равновесия.

Данное уравнение устанавливает связь между изменением свободной энергии Гибса и константой химического равнове-сия. При расчетах используется следующее уравнение:

ΔG = ΔH – TΔS = 0

ΔH = TΔS

TРАВН = ΔH/ΔS

Девиз: РАСТВОР – ХИМИЧЕСКАЯ СИСТЕМА

ЛЕКЦИЯ 8

ОБЩИЕ ЗАКОНОМЕРНОСТИ И СВОЙСТВА

РАСТВОРОВ НЕЭЛЕКТРОЛИТОВ

План лекции:

Теории растворов.

Свойства растворов неэлектролитов.

Способы выражения концентрации растворов.

В зависимости от агрегатного состояния вещества различают так называемые 9 дисперсных систем. Если в каком-нибудь веществе (среде) распределяется другое вещество, то такая сис

тема называется дисперсной.

I.

1) Т-Т

2) Т-Ж

3) Т-Г

II.

4)

Ж-Г

5)

Ж-Т

6)

Ж-Ж

III. 7)

Г-Т

8)

Г-Г

9)

Г-Ж

Наиболее важное значение в химии приобретают системы I и II группы т.е. твердые и жидкие растворы. Условно жидкие растворы разделяют на:

1) взвеси (Ø частиц > ммк) : а) суспензия, 6) эмульсия; 2) одно-родные (Ø частиц < 1 мм) (истинные, молекулярные растворы); 3) промежуток между 1) и 2) занимают коллоидные растворы.

Таким образом, растворы представляют собой гомогенную систему переменного состава, находящегося в состоянии подвижного динамического равновесия.

1.Теории растворов

Растворы представляют собой сложную систему, образовавшуюся в результате распределения между молекулами растворителя молекул растворенного вещества.

К концу XIX века при объяснении строения растворов существовали 2 теории:

1) физическая (Аррениуса), 2) химическая (Менделеева).

В соответствии с физической теорией предположим, что молекулы растворяемого вещества и растворителя представляют собой однородную механическую смесь; предполагается что между молекулами растворителя и растворяемого вещества отсутствуют какие-либо взаимодействия.

Однако, многочисленные эксперименты противоречили основным положениям этой теории. Как известно, процесс растворения жидкости, твердого и газообразного вещества сопровождается тепловыми эффектами (H2SO4 + Н2О, KOH+H2O + Q

и др.), а также изменением их общего объема (C2H5OH + H2O). Кроме того, при растворении веществ изменяются физические и химические свойства молекул и ионов растворимого вещества (CuSO4 + H2O). Происходит изменение окраски и для многих соединений известны кристаллические вещества, содержащие в своем составе молекулы растворителя. Для воды – кристаллогидраты, причем многие кристаллогидраты являются устойчивыми соединениями. Поэтому важнейшим в химической теории является то положение, что молекулы растворимого вещества и растворителя взаимодействуют между собой с образованием ассоциатов, представляя собой соединения