Смещение химического равновесия .Принцип ЛеШателье.Влияние температуры ,давления и концентрации на смещение химического равновесия.

Химическое равновесие любой системы устанавливается при определенных значениях концентрации вещ-а,температуры, и давления для газа.Изменение любого из этих параметров приводит к нарушению химического равновесия.Изменение состояния равновесия в результате изменения условий называется смещением химического равновесия. Направление смещения равновесия определяется принципом ЛеШателье: если на систему находящейся в равновесии оказать внешнее воздействие то равновесие сместиться в том направлении которое ослабляет это внешнее воздействие. Изменение концентрации: при повышении концентрации вещ-а равновесие смещается в сторону распада вещ-а,а при понижении в сторону образования этого вещ-а. Изменениедавления: при повышении смещается в сторону уменьшения объема системы,а при понижении в сторону повышения объема системы. Изменениетемпературы:при повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермии,а при понижении в строну экзотермии.

16..Дисперсные Системы.Дисперснаяфаза,дисперсионная среда. Классификация дисперсных систем по размерам частиц дисперсной фазы и агрегатному состоянию дисперсной фазы и дисперсионной среды. Дисперсные системы-такие системы в которых одно вещество равномерно распределено внутри другого вещества.В дисперсных системах различают:дисперсную фазу т.е мелко раздробленное вещество и дисперсную среду т.е однородное вещ-о в котором распределена дисперсная фаза.

.Классификация по размеру частиц:1)растворы-дисперсные системы в которых диспергированное вещ-о распределено в среде в виде молекул или ионов,размер частиц менее 1 нм.2)коллоидные растворы(золи) размер частиц от 1 до 100 нм.3)взвеси,размер частиц более 0,1 мкм.взвеси делят на суспензии-дисперсная фаза твердого вещ-а,и на эмульсию-в эмульсиях и фаза и среда явл.жидкостями взаимно несмешивающимися.

17. Колоидные растворы, получение, св-ва, строение. Коллоидные растворы — Золи, это ультрамикрогетерогенные дисперсные системы, размер частиц которых лежит в пределе от 1 до 100 нм (10 9 10 7см). Альбумин(белковые структуры) и гетастарк (геспан), два наиболее часто используемых коллоидных раствора, также считаются материалами, восполняющими объем. Они часто используются для восполнения дефицита жидкости в организме. Эти вещества имеют большой молекулярный вес и поэтому неспособны быстро проникать сквозь стенки капилляров. Теоретически, они остаются внутри сосудов, где создают высокое осмотическое давление Это давление удерживает жидкость внутри кровеносных сосудов. Продукты крови также могут использоваться в качестве эффективных коллоидных растворов. Принимая во внимание, что все коллоидные растворы очень дорогостоящие, они должны применяться только в таких ситуациях, когда восполнение кровеносных сосудов жизненно необходимо.

 

18. Растворы. Теория растворов Менделеева. Гидраты и Сольваты Д. И. Менделеев разработал химическую теорию растворов, в основе которой лежат представление об определяющей роли сольватации при растворении веществ.

Растворение многих веществ сопровождается не выделением, а поглощением теплоты. Это значит, что на разрушение кристаллической решетки затрачивается больше энергии, чем выделяется при сольватации. Тепловой эффект процесса растворения - это сумма теплоты, необходимой для разрушения кристаллической решетки вещества и теплоты, выделяющейся в процессе сольватации.При образовании растворов происходит взаимодействие растворенного вещ-а с раствором.Растворение часто сопровождается изменением цвета вещ-а,объема,выделением или поглощением теплоты в зависимости от природы вещ-а.При растворении вещ-а его молекулы или ионы связываются с молекулами растворяясь образуют соединение сольваты.Процесс образования этих соединений называется сольвацией.Если растворителем явл.вода,то эти соединения называются гидратами,а процесс их образования гидратацией.Устойчивость гидратов и сольватов различна.Впревых случаях при выделении растворенного вещества из раствора сольвата разрушаются,в других случаях оказываются настолько устойчивыми что могут выделяться из раствора в кристаллическом состоянии и в таком виде они называются кристалгидраты.

 

19. Способы выражения концентрации растворов: Массовая доля, молярная концентрация, моляльная концентрация, титр рас-ра. 1)массовая доля(W) представляет собой отношение массы растворенного вещ-а к массе раствора умноженного на 100 процентов.2)молярная концентрация-отношение количества раствора к объему раствора(раствор в 1 л которого содержится 1 моль вещ-а назыв.молярным.) 3)молярная концентрация эквивалента-это отношение количества эквивалента раствора к объему раствора.4)титр раствора-это масса растворенного вещества в граммах содержащегося в 1 мл раствора.

 

20. Электролитическая диссоциация, теория Аррениуса. Механизм электролитической диссоциации. Хар-р диссоциации кислот, солей, оснований. предположение Аррениуса дало возможность охватить одной стройной теорией обширный ряд явлений, изучаемых в физике, химия, физиологии растений и животных, особенно же благотворное влияние новая идея имела на развитие теоретической электрохимии. Новая теория была названа Аррениусом теорией электролитической диссоциации и английскими авторами (Лодж и др.) теорией ионизации. Основной постулат новой теории противоречил многому, что считалось до её появления общепризнанным и само собой понятным. Сродства тех частей молекул, которые выше названы ионами, например, К˙ к Cl', одно из наибольших; отсюда казалось само собой понятным, что, благодаря огромным притяжениям между такими частями, молекула в этом месте чрезвычайно прочна. Нетрудно показать, что и новая теория признает существование огромных притяжений между частями молекул — ионами. Она даже дает возможность приблизительно их вычислить.Кислотой назыв.электролиткот.диссоциируют с образованием ионов водорода.

Чем больше константа диссоциации кислоты тем она сильнее. Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато

Константа полной диссоциации = проиведению константы соответствующих отдельным стадиям. Основанием назыв.электролит который диссоциирует с образованием гидроксил ионов ОН………………..

Многокислотные основания диссациируют ступенчато

Электролиты которые диссоциируют и как кислоты и как основания назыв.амфотерными.

 

21. Степень диссоциации, константы, сильные и слабые электролиты. По степени диссоциации все электролиты делят на слабые если a< 3%,средние если a от 3 до 30 процетов и сильные если a> 30%К сильным электролитам относят:растворенные в воде соли,основания щелочных и щелочноземельных металлов,кислоты.На степень диссоциации влияет природа растворителя,концентрацияраствора,наличие одноименных ионов.Добавление одноименных ионов уменьшает диссоциацию слабых ионов.При растворении электролитов в растворах электролит диссациирует на ионы,в следствии чего число частиц в растворе становится больше по сравнению с раствором электролитом.Сильные электролиты при растворении в воде практически полностью диссоциируют на ионы.Диссоциация слабых электролитов это обратный процесс.Константа диссоциации-константа равновесия процесса диссоциации.Кдис.зависит от природы электролита от природы растворителя,от температуры.Константа диссоциации указывает на прочность молекул в данном растворе.Чем она меньше тем слабее диссоциация,тем меньше ионов в растворе. К дис.=[K]*[A]/[KA]=Ca*Ca/C-Ca=Ca²/1-a-закон разбавления Оствальда,где

a-степень диссоциации,С-концентрация слабого электролита в растворе.Степень диссоциации уменьшается с увеличением концентрации слабого электролита или степень диссоциации увеличивается по мере разбавления раствора.

 

22. Реакции ионного обмена в рас-рах электролитов. Условия необратимости протекания реакции в рас-х электролитов. Реакции обмена в растворах электролитов. Условия преимущественного протекания реакции в одном направлении. Произведение растворимости. Комплексные соединения. Константа нестойкости комплексного иона. С точки зрения электролитич. диссоциации в р-рах электролитов протекают реакции не между исх. в-вами, а продуктами их диссоциации (т. е. ионами). Ур-ния, в кот.отражен факт диссоциации на ионы, наз. ионным ур-нием. При их составлении сильные электролиты записывают в диссоциированном виде, слабые электролиты и малорастворимые в-ва в молекул.форме. Поскольку реакции в р-рах эл-товявл. обратимыми, то в условиях закрытой системы можно говорить лишь о преобладающем направлении протекания реакции.Для того, чтобы реакция между электролитами протекла необратимо, необходимо, чтобы часть ионов оказалась связанной или в легко летучее соединение, или в трудно растворимый осадок, или в слабый электролит.

 

23..Ионное произведение воды.Водородныйпоказатель. Ионное произведение воды - произведение концентраций ионов водорода Н+ и ионов гидроксида OH- в воде или в водных растворах, константа автопротолиза воды.

Вода, хотя и является слабым электролитом, в небольшой степени диссоциирует:

H₂O + H₂O - H₃O⁺ + OH⁻

или

H₂O - H⁺ + OH⁻

Равновесие этой реакции сильно смещено влево. Константу диссоциации воды можно вычислить по формуле:

где:

[H⁺] — концентрация ионов гидроксония (протонов);

[OH⁻] — концентрация гидроксид-ионов;

[H₂O] — концентрация воды (в молекулярной форме) в воде;

Концентрация воды в воде, учитывая её малую степень диссоциации

Водоро́дныйпоказа́тель, pH - мера активности (в очень разбавленных растворах она эквивалентна концентрации) ионов водорода в растворе, и количественно выражающая его кислотность, вычисляется как отрицательный (взятый с обратным знаком) десятичный логарифм активности водородных ионов, выраженной в молях на литр.

Расчет: pH=-lg[H⁺]

pH кислых растворов pH< 7, pH щелочных растворов pH> 7, pH нейтральных растворов равен 7.

 

24. Гидролиз водных растворов солей Гидролиз солей - это химическое взаимодействие ионов соли с ионами воды, приводящее к образованию слабого электролита.

Если рассматривать соль как продукт нейтрализации основания кислотой, то можно разделить соли на четыре группы, для каждой из которых гидролиз будет протекать по-своему.

-Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой (KBr, NaCl, NaNO3), гидролизу подвергаться не будет, так как в этом случае слабый электролит не образуется. Реакция среды остается нейтральной.

-В соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой (FeCl2, NH4Cl, Al2(SO4)3, MgSO4) гидролизу подвергается катион.

В результате гидролиза образуется слабый электролит, ион H и другие ионы.рН раствора < 7 (раствор приобретает кислую реакцию).

-Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой (КClO, K2SiO3, Na2CO3, CH3COONa) подвергается гидролизу по аниону, в результате чего образуется слабый электролит, гидроксид ион и другие ионы.

рН таких растворов > 7 (раствор приобретает щелочную реакцию).

-Соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой (СН3СООNН4, (NН4)2СО3, Al2S3), гидролизуется и по катиону, и по аниону. В результате образуется малодиссоциирующие основание и кислота.рН растворов таких солей зависит от относительной силы кислоты и основания. Мерой силы кислоты и основания является константа диссоциации соответствующего реактива.

Реакция среды этих растворов может быть нейтральной, слабокислой или слабощелочной.

 

25. Вода, строение молекулы воды. Химическая формула воды Н20 обманчиво проста. В молекуле воды ядра атомов водорода расположены несимметрично по отношению к ядру атома кислорода и электронам. Если атом кислорода находится в центре тетраэдра, центры масс двух атомов водорода будут в углах тетраэдра, а центры зарядов двух пар электронов займут два других угла Таким образом, четыре электрона располагаются на возможно наибольшем расстоянии как от ядра атома кислорода, так и от ядер атомов водорода, при котором они еще притягиваются ядром атома кислорода. Другие шесть электронов молекулы воды расположены так: четыре электрона находятся в положении, обеспечивающем химическую связь между ядрами атомов кислорода и водорода, а два других расположены вблизи ядра атома кислорода.

Ассиметричное расположение атомов молекулы воды обусловливает неравномерное распределение электрических зарядов в ней, что делает молекулу воды полярной. Такое строение молекулы воды обусловливает притяжение молекул воды друг к другу в результате образования между ними водородных связей. Расположение атомов водорода и кислорода внутри образовавшихся агрегатов молекул воды сходно с расстановкой атомов кремния и кислорода в кварце. Это относится ко льду и в меньшей мере к жидкой воде, агрегаты молекул которой всегда находятся в стадии перераспределения. При охлаждении воды ее молекулы группируются в агрегаты, которые постепенно увеличиваются и становятся все более устойчивыми по мере приближения к температуре 4° С, когда вода достигает максимальной плотности.

 

Жесткость воды, солесодержание, щелочность. Методы устранения солей и жесткости из воды.

Жесткость воды отражает в ней содержание солей кальция и магния.Она выражается в милли моль эквивалентовионов кальция и магния содержащихся в 1 л воды.Различают карбонатную и некарбонатную жесткость. Карбонатная обусловлена содержанием гидрокарбоната кальция и гидрокарбоната магния.Екарбонатная,хлоридом кальция,хлоридом магния и сульфидом кальция и магния.Жесткость можно расчитать по формуле Ж=m(вещ-а)*1000/Мэкв.(вещ-а)*V.Присутствие в воде значительного количества кальция и магния делает воду непригодной для использования. Методы устронения:1)термический метод.Этим методом можно устранить только карозийную жесткость Ca(HCO3)2-CaCo3+Co2+H2O,Mg(HCO3)2-Mg(OH)+2CO2 2)Химический метод.Он основан на переводе растворимых солей кальция и магния в осадок.а)содовый метод Ca(HCO3)2+Na2CO3=CaCO3+2NaHCO3,CaSO4+Na2CO3=CaCO3+Na2SO4.б)фосфатный метод 3Ca(HCO3)2+2Na3PO4=Ca3(Po4)2+6NaHCO3.в)метод ионного обмена.В этом методе используется способность некоторых высокомолекулярных соединений обмениваться входящими в состав их радикал ионами на ионы находящиеся в растворе. Щелочность воды, мг-экв/л, определяется суммой содержащихся в воде гидроксильных ионов и анионов слабых кислот — угольной, органических, а также бикарбонатных и карбонатных ионов.