Эквивалентов закон — один из законов химии, устанавливающий, что отношения масс веществ, вступающих в химическое взаимодействие, равны или кратны их химическим эквивалентам

Атом-частица вещества микроскопических размеров и очень малой массы, наименьшая часть химического элемента, являющаяся носителем его свойств.

В состав ядра атома входят протоны и нейтроны, они имеют почти одну массу, но отличаются зарядами протон электроположителен, а нейтрон не имеет заряда, т.е. нейтрален. Потому что число протонов соответствует числу электронов в атоме. Атомный номер показывает количество протонов и электронов в атоме.

Хими́ческий элеме́нт — совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра. Каждый химический элемент представляет собой совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра.

Изотопы - разновидности одного и того же элемента, с одинаковым зарядом ядра и числом электронов. Отличаются только по массе, а это означает - по числу нейтронов в ядрах атомов

Простые вещества — вещества, состоящие исключительно из атомов одного химического элемента. Простые вещества делят на металлы и неметаллы. Химические элементы, от которых происходят металлы, называют металлическими, а те, которые образуют неметаллы, —неметаллическими.

Соединение атомов разных химических элементов порождает множество сложных веществ (их в десятки тысяч раз больше, чем простых). Существуют сложные вещества с молекулярным, атомным и ионным строением. Поэтому их свойства очень разные. Молекулярные соединения в основном летучи, нередко имеют запах. Температуры их плавления и кипения значительно ниже, чем соединений с атомным или ионным строением.

Аллотропия -существование одного и того же химического элемента в виде двух или нескольких простых веществ, различных по строению и свойствам, т. н. аллотропических модификаций. А. может быть результатом образования молекул с различным числом атомов (например, кислород O2 и озон O3) или образования различных кристаллических форм

Количество вещества — физическая величина, характеризующая количество однотипных структурных единиц, содержащихся в веществе. Под структурными единицами понимаются любые частицы, из которых состоит вещество (атомы, молекулы, ионы, электроны или любые другие частицы). Единица измерения количества вещества в Международной системе единиц (СИ) — моль

Моль - количество вещества, в котором содержится 6,02 *1023 молекул, атомов или ионов, т.е. структурных единиц. Бывает моль молекул, моль атомов, моль ионов., где n – число молей,(число молей часто обозначают - ню), N - число атомов или молекул, Nа = постоянная Авогадро. n=N/Na

Масса одного моля вещества равна его молекулярной массе, но выражена в граммах. Масса одного моля вещества называется молярной массой и обозначается – M, где М - молярная масса, n - число молей, m - масса вещества М=m/n

Итальянский ученый Авогадро определил, что в равных объемах различных газов при одинаковых условиях (давлении, температуре) содержится одинаковое число молекул - это утверждение называется законом Авогадро. Делаем вывод – при одинаковых условиях моли газов должны занимать один и тот же объем. При нормальных условиях (t=0, P=101,3 кПа. или 760 мм рт. ст.) моли любых газов занимают одинаковый объем. Этот объем называется молярным.Vm=22,4 л/моль

Уравнение состояния идеального газа (иногда уравнение Клапейрона или уравнение Менделеева — Клапейрона) — формула, устанавливающая зависимость между давлением, молярным объёмом и абсолютной температурой идеального газа. Уравнение имеет вид: p*VM=RT,где — p давление, V молярный объём, R универсальная газовая постоянная, T абсолютная температура, К.

3.-Эквивалент вещества или Эквивалент — это реальная или условная частица, которая может присоединять, высвобождать или другим способом быть эквивалентна катионуводорода в ионообменных реакциях или электрону в окислительно-восстановительных реакциях[1][2].Под эквивалентом вещества также часто подразумевается количество эквивалентов вещества или эквивалентное количество вещества — число моль вещества, эквивалентное одному моль катионов водорода в рассматриваемой реакции. Эквивалентная молярная масса вещества-Молярная масса эквивалентов обычно обозначается как Отношение эквивалентной молярной массы вещества к его собственно молярной массе называетсяфактором эквивалентности (обозначается обычно как). Молярная масса эквивалентов вещества — масса одного моля эквивалентов, равная произведению фактора эквивалентности на молярную массу этого вещества. молярный объем эквивалента (или VЭ) – объем, занимаемый молярной массой эквивалента или объем одного моль эквивалента ЭКВИВАЛЕНТНОЕ КОЛИЧЕСТВО ВЕЩЕСТВА физ. величина, равная для элемента кол-ву в-ва, соединяющемуся с атомарным водородом или замещающему его в хим. соединениях. Единица Э, к. в. (в СИ) - моль. Э. к. в. для к-ты равно кол-ву в-ва, делённому на основность к-ты (число ионов водорода), для основания - делённому на кислотность основания (число гидроксильных групп), для соли - на сумму зарядов образующих её катионов или анионов

ЭКВИВАЛЕНТОВ ЗАКОН — один из законов химии, устанавливающий, что отношения масс веществ, вступающих в химическое взаимодействие, равны или кратны их химическим эквивалентам.

Расчет молярной массы эквивалента вещества осуществляется по следующим правилам:

1.Химические элементы. Мэ = М / n, Где Мэ – молярная масса эквивалента элемента, М – молярная масса элемента, n - валентность.

2.Кислоты и основания. Мэ = М / n, Где Мэ – молярная масса эквивалента вещества, М – молярная масса вещества, n – основность кислоты или кислотность (количество групп ОН) основания.

3.Соли и оксиды. Мэ = М / (N * n), Где Мэ – молярная масса эквивалента вещества, М – молярная масса вещества, N – количество катионов в формуле, n – формальный заряд катиона.

4.Окислители и восстановители. Мэ = М / n,Где Мэ – молярная масса эквивалента вещества, М – молярная масса вещества, n – количество электронов, присоединяемое одной молекулой окислителя или отдаваемое одной молекулой восстановителя. Молярная масса одного итого же вещества может рассчитываться по – разному, в зависимости от его химических свойств. Для экспериментального определения молярной массы эквивалента вещества необходимо найти массу данного вещества, равноценную в химической реакции молярной массе эквивалента другого известного вещества.

5.- Раство́р — гомогенная (однородная) смесь, состоящая из частиц растворённого вещества, растворителя и продуктов их взаимодействия. "Гомогенный" - значит, каждый из компонентов распределён в массе другого в виде своих частиц, то есть атомов, молекул или ионов.

Виды растворов: Твердые, жидкие, газообразные. Чаще под раствором подразумевается жидкое вещество, например раствор соли или спирта в воде. Также существует растворы газов в жидкостях, газов в газах, жидкостей в жидкостях в этом случае растворителем считается вода, или же компонент которого больше.

Растворимость твердых веществ. По растворимости в воде твердые вещества делятся на хорошо растворимые, малорастворимые и практически нерастворимые. Примером хорошо растворимых веществ могут быть хлорид магния MgCl, карбонат натрия Na 2 CO 3 и нитрат серебра AgNO 3, растворимость которых, при обычной температуре составляет соответственно 20 г, 54 г и 215 г. Вообще хорошо растворимыми называют такие вещества, растворимость которых при обычной температуре больше 10 г. малорастворимыми называют такие вещества, растворимость которых при обычной температуре менее 1 г, а практически нерастворимыми такие, растворимость которых меньше 0,01 г. Примером малорастворимых веществ могут служить сульфат кальция CaSO 4, растворимость которого составляет 0,21 г, и гидроксид кальция Ca (OH) 2, растворимость которого - 0,16 г. К практически нерастворимых веществ относятся сульфат бария BaSO 4, хлорид серебра AgCl, карбонат кальция CaCO 3, кварцевый песок SiO 2. Абсолютно нерастворимых веществ нет. Зависимость растворимости твердых веществ от температуры для наглядности часто изображают графически кривыми растворимости. На оси абсцисс откладывают в определенном масштабе температуру, а на оси ординат - растворимость. Кривые растворимости дают возможность быстро находить растворимость вещества при любой температуре.

Растворимость жидкостей. Жидкости с их растворимостью в воде тоже делят на хорошо растворимые, малорастворимые и практически нерастворимые Некоторые жидкости, как спирт и глицерин, смешиваются с водой в любых отношениях, не образуя насыщенных растворов. Хорошо растворимыми в воде также сульфатная H 2 SO 4 и нитратная HNO 3 кислоты.Примером малорастворимых жидкостей может служить эфир, уже при небольших количествах образует с водой насыщенный раствор. Вода в эфире растворяется тоже очень мало. Поэтому при смешивании эфира с водой образуются два слоя насыщенных растворов: нижний слой - эфира в воде и верхний - воды в эфире повышением температуры взаимная растворимость жидкостей обычно увеличивается. К нерастворимых в воде жидкостей относятся бензин, керосин, масло и др.. Вода в этих веществах тоже не растворяется.

Растворимость газов Различные газы в воде растворяются также по-разному, причем растворимость газообразных веществ выражают обычно не в граммах, а в кубических сантиметрах.Хорошо растворимыми в воде являются только некоторые газы, например аммиак NH 3 и хлороводород HCl. При нагревании растворимость газов в воде резко уменьшается, а при увеличении давления, наоборот, увеличивается.

Зако́н Ге́нри — закон, по которому при постоянной температуре растворимость газа в данной жидкости прямо пропорциональна давлению этого газа над раствором. Закон пригоден лишь для идеальных растворов и невысоких давлений. Закон Генри записывается обычно следующим образом: С=kh, где: C парциальное давление газа над раствором, k молярная концентрация газа в растворе, h коэффициент Генри.

6.- Концентрация является важной характеристикой раствора. Концентрация определяет относительное содержание компонентов в растворе. Массовая доля равна отношению массы растворённого вещества к массе раствора. Молярная концентрация эквивалента (нормальная концентрация) – это число молей эквивалентов вещества, содержащихся в одном литре раствора (моль/л). 6). В химии для количественного выражения состава растворов чаще всего используют массовую долю, молярную концентрацию (молярность) и эквивалентную концентрацию (нормальность). Существуют также моляльная концентрация (моляльность), мольная доля, а также массовая концентрация и объемная концентрация Массовая доля wВ растворенного вещества В - это отношение его массы mB к массе раствора m(р):wВ = mB / m(р), где m(р) = mB + m(Н2О).Единица массовой доли вещества в растворе - доля от единицы или от 100%.Например, если в 100 г раствора находится 1 г KBr, то w(KBr) = 0,01 (1%). Такой раствор называют однопроцентным (1%-ный раствор KBr).Для приготовления 100 г 1%-ного раствора некоторой соли надо взять 1 г этой соли и 99 г воды. Плотность воды при комнатной температуре принимают равной 1 г/мл, поэтому удобнее отмерять 99 мл воды и добавить 1 г соли.Молярная концентрация сВ растворённого вещества В - это отношение количества этого вещества nВ к объему раствора V(р): сВ = nВ / V(р). Единица молярной концентрации вещества в растворе: моль/л.Например, если в 1 л раствора содержится 1 моль KBr, то с(KBr) = 1 моль/л. Такой раствор называют одномолярным и обозначают 1М. Аналогичным образом записи 0,1М; 0,01М и 0,001М означают деци-, санти- и миллимолярный раствор.Для приготовления 1 л 1М раствора KBr необходимо взять навеску соли с количеством вещества 1 моль (то есть 119 г), растворить ее в воде объемом, например, 0,8 л (то есть обязательно меньше 1 л) и затем довести объем раствора до 1 л добавлением воды.Объем раствора V(р) при данной температуре связан с массой раствора m(р) и его плотностью (ρ) следующим образом: m(р) = ρ • V(р).Например, 100 г некоторого раствора с плотностью 1,074 г/мл (1074 г/мл) имеет объем 93,1 мл (0,0931 л).Концентрация — величина, характеризующая количественный состав раствора.Согласно правилам ИЮПАК, концентрацией растворённого вещества (не раствора) называют отношение количества растворённого вещества или его массы к объёму раствора (моль/л, г/л), то есть это отношение неоднородных величин.

Коллигативные свойства – это свойства растворов, зависящие от числа частиц растворенного вещества. К коллигативным свойствам растворов относят:1) понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором,2) понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения растворов по сравнению с температурами замерзания и кипения чистых растворителей.3) осмотическое давление.1 закон Рауля. Давление насыщенного пара растворителя над раствором пропорционально мольной доле растворителя.

Прямым следствием понижения давления пара над раствором является изменение температуры замерза–ния Тз и температуры кипения растворов Тк по срав–нению со значениями этих величин для чистого рас–творителя. Соотношения между этими величинами также вытекают из второго начала термодинамики.

Температурой кипения жидкости является температу–ра, при которой давление ее паров становится равным внешнему давлению (так, при 101,3 кПа температура кипения воды равна 100 °С). Температурой замерзания (кристаллизации) жидкости является температура, при которой давление пара над жидкостью равно давлению пара над твердой фазой. Если обозначить температуры замерзания и кипения раствора Т3 и Тк, а эти же вели–чины для растворителя Т°3 и Т°к, то получим: Тк = Тк – Т°к > 0, Т3 = Т°3 – Т3 > 0. Эффекты повышения температуры кипения и пониже–ния температуры замерзания растворов качественно могут быть объяснены с помощью принципа Ле Шателье. Действительно, если в равновесную систему «жид–кость – пар» (например, Н2О(ж) – Н2О(г)), ввести раство–римое нелетучее вещество, то давление пара раствори–теля над раствором уменьшится. Чтобы компенсировать понижение давления пара и достигнуть прежнего равно–весного состояния, раствор нужно нагреть до более вы–сокой температуры (больше 373°К), так как процесс эн–дотермический. Пусть имеется равновесная система «твердая фаза – жидкость», например Н2О(т) > Н2О(ж), при 273°К. Ес–ли растворить в жидкой фазе некоторое количество не– летучего вещества (нерастворимого в твердой фа–зе), то концентрация молекул воды в жидкой фазе уменьшится. В соответствии с принципом Ле Шателье начнет идти процесс, увеличивающий количество воды в жидкой фазе, – плавление льда. Для установления но–вого равновесия раствор необходимо охладить, т. е. по–низить температуру, так как процесс экзотермический. По закону Рауля для разбавленных растворов пони–жение давления пара пропорционально концентрации раствора. Следовательно, повышение температуры ки–пения и понижение температуры замерзания таких ра–створов должно возрастать с увеличением их концент–рации. Изучая замерзание и кипение растворов, Рауль уста–новил: повышение температуры кипения Тк и пони–жение температуры замерзания Т3 разбавленных растворов неэлектролитов прямо пропорциональ–но молярной концентрации раствора: Тк =Кэb(x), Т3 = Кз b(x), где b(X) – молярная концентрация, моль/кг; Кз и Кэ – коэффициенты пропорциональности, кг моль-1, которые называются соответственно эбулиометрической и криометрической константами. Физический смысл констант Кэ и Кз становится ясен, если принять b(X) = 1. Тогда Кэ =Тк, а Кз = Тз. Иначе го–воря, эбулиометрическая константа численно равна по–вышению температуры кипения одномолярного раст–вора, а константа криометрическая – понижению температуры замерзания одномолярного раствора. Эбулиометрические и криометрические константы зависят только от природы растворителя и не зависят от природы растворенного вещества (идеальные раст–воры).

9.- Если разделить воду и водный раствор какого-либо вещества пленкой (мембраной) животного или растительного происхождения, через нее будет происходить односторонняя диффузия растворителя к растворенному веществу. Когда такая пленка разделяет два раствора различной концентрации, растворитель переходит от раствора с меньшей концентрацией к раствору с большей концентрацией. Проникновение растворителя к растворенному веществу через полупроницаемую перегородку получило название осмоса (греческое «толчок», «давление»). За счет ударов тех молекул, которые не пропускаются мембраной, возникает одностороннее давление на мембрану - осмотическое давление. Всасывающее действие мембраны может быть скомпенсировано избытком гидростатического давления со стороны более концентрированного раствора. Осмотическое давление (обозначается π) — избыточное гидростатическое давление, возникающее в результате осмоса и приводящее к выравниванию скоростей взаимного проникновения молекул растворителя сквозь мембрану с избирательной проницаемостью.. Это давление стремится уравнять концентрации обоих растворов вследствие встречной диффузии молекул растворённого вещества и растворителя. ЗАКОН ВАНТ-ГОФФА описывает зависимость ОСМОТИЧЕСКОГО ДАВЛЕНИЯ разбавленных растворов от температуры и молярной концентрации раствора: Вант-Гофф пришел к заключению, что закон Авогадро справедлив и для разбавленных растворов. Он экспериментально установил, что осмотическое давление, представляющее собой меру стремления двух различных растворов по обе стороны мембраны к выравниванию концентрации, в слабых растворах зависит не только от концентрации, но и от температуры и, следовательно, подчиняется законам термодинамики газов. Вант-Гофф выразил осмотическое давление формулой РV = iRT, где Р означает осмотическое давление вещества, растворенного в жидкости; V – объем; R – газовую постоянную; Т – температуру и i – коэффициент, который для газов часто равен 1, а для растворов, содержащих соли, – больше единицы. Вант-Гофф смог объяснить, почему изменяется значение i, связав этот коэффициент с числом ионов, находящихся в растворе. Проведенные Вант-Гоффом исследования разбавленных растворов явились обоснованием теории электролитической диссоциации С.Аррениуса. Впоследствии Аррениус приехал в Амстердам и работал вместе с Вант-Гоффом.

10.- Химическая кинетика, кинетика химических реакций, учение о химических процессах - о законах их протекания во времени, скоростях и механизмах. С исследованиями кинетики химических реакций связаны важнейшие направления современной химии и химической промышленности: разработка рациональных принципов управления химическими процессами; стимулирование полезных и торможение и подавление нежелательных химических реакций; создание новых и усовершенствование существующих процессов и аппаратов в химической технологии; изучение поведения химических продуктов, материалов и изделий из них в различных условиях применения и эксплуатации. Химической кинетикой называется учение о скорости химических реакций и ее зависимости от различных факторов (концентрации реагентов, t, Р, катализатора и т.д.).Химические реакции протекают с различной скоростью. Одни реакции заканчиваются в течение долей секунды (разложение взрывчатых веществ), другие – продолжаются минутами, часами, сутками, третьи – длятся десятки, сотни, тысячи лет (процессы, протекающие в земной коре). Скорость конкретной реакции тоже может изменяться в широких пределах в зависимости от условий ее протекания (смесь водорода и кислорода при обычной температуре может сохраняться без изменений неограниченное время; при введении в нее соответствующего катализатора она реагирует весьма бурно; при 630 °С она реагирует и без катализатора).

Фазой называется часть системы, отличающаяся по своим физическим и химическим свойствам от других частей системы и отделенная от них поверхностью раздела, при переходе через которую свойства системы резко меняются. Кинетическое уравнение, выражает зависимость скорости хим. реакции от концентраций компонентов реакционной смеси. Для простой (одностадийной) гомогенной реакции скорость v пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ и кинетическое уравнение записывается в виде: где [Ai] (i=1,2,...,l) - концентрация i-го вещества, ni-порядок реакции по i-му веществу, k-константа скорости р-ции.Обычно экспериментально изучают реакции в замкнутой системе при постоянном объеме и представляют результаты графически в виде т. наз. кинетич. кривой, выражающей зависимость концентрации реагента или продукта от времени t. Аналит. вид этой зависимости наз. уравнением кинетич. кривой. В отличие от кинетического уравнения, уравнения кривых расходования реагирующих веществ или накопления продукта содержат в качестве параметров начальные концентрации компонентов в момент времени t=0. Так, для бимолекулярной реакции 2А:Z кривая накопления продукта Z выражается ур-нием:

11.- Правило Вант – Гоффа. Повышение температуры ускоряет большинство химических реакций. Согласно эмпирическому правилу Вант- Гоффа при повышении температуры на 10 К скорость многих реакций увеличивается в 2 – 4 раза, где v2 и v1 - скорости реакции при температурах Т2 и Т1, γ - коэффициент, значение которого для эндотермической реакции выше, чем для экзотермической. Для многих реакций γ лежит в пределах 2 – 4. При концентрациях реагирующих веществ 1 моль/л скорость реакции численно равна константе скорости k. Уравнение показывает, что константа скорости зависит от температуры так же, как и скорость процесса. Эти два уравнения можно использовать лишь для ориентировочных расчетов, так как точность их не очень высока.

В 1889 г. шведский ученый Сванте Аррениус на основании экспериментов вывел уравнение, которое названо его именем, где k – константа скорости реакции; А – предэкспоненциальный множитель; е – основание натурального логарифма; Еа – постоянная, называемая энергией активации, определяемая природой реакции. Значения Еа для химических реакций лежат в пределах 40 – 400 кДж/ моль. Если представить графическую зависимость lnk = f(1/T), то она имеет вид. Здесь tgα = -Еа/R и Еа = - Rtgα. Отрезок, отсекаемый на оси ординат равен lnА. Итак, константа скорости реакции (и скорость) возрастает с увеличением температуры по экспоненциальному закону. В соответствии с уравнением Аррениуса константа скорости реакции уменьшается с ростом энергии активации. Уравнение Аррениуса позволяет рассчитывать константы скорости (и скорости) при различных температурах.

12.-

Энергия активации - это своеобразный энергетический барьер, который нужно преодолеть частицам, вступающим в химический процесс для его инициирования. Измеряется в кДж/моль. Зависит она от того, насколько активны чатицы вещества, если значение активности достоточно большое, то увеличивается энтропия - мера беспорядка в системе... частицы начинают более хаотично двигаться и чаще сталкиваются между собой, следовательно данное взаимодействие и есть начало химической реакции. Значение энергии активации достаточно большое для молекул и очень маленькое для ионов в растворе, потому при сливании двух растворов, признаки реакции появляются мгновенно (выделяется газ, выпадает осадок и т. д.). А катализаторы увеличивают скорость хим реакции как раз из за того, что они снижают энергию активации.

13.- Существуют реакции, которые протекают только в одном направлении – в сторону образования конечных продуктов. Они называются необратимыми. Примером таких реакций могут быть: реакции горения (определение дают учащиеся). Демонстрация горения фосфора: 4P + 5O2 = 2P2O5, реакции, идущие между растворами веществ с образованием осадка, газа или малорастворимого вещества (по правилу Бертолле) (условия протекания называют учащиеся). Но существуют такие реакции, которые идут в двух взаимно противоположных направлениях: как в сторону образования продуктов, так и в сторону образования из этих продуктов исходных веществ. Они называются обратимыми (определение учащиеся читают в учебнике). Демонстрация обратимого процесса на примере получения угольной кислоты. В пробирку к соляной или азотной кислоте опустить кусочек мрамора, пробирку закрыть пробкой с газоотводной трубкой, конец которой опустить в другую пробирку с водой, подкрашенной фиолетовым лакмусом. Через некоторое время он краснеет из-за образовавшейся кислоты. Но через некоторое время (для скорости – подогреть) раствор снова станет фиолетовым – кислота распалась на исходные вещества: CO2 + H2O <-> H2CO3.

Обратимые реакции не доходят до конца (учащиеся читают текст объяснения и определение химического равновесия в учебнике).Но не для всех обратимых реакций возможно установление равновесия. Для самопроизвольного протекания оеакций энтальпия (количество внутренней энергии системы, которое можно превратить в теплоту) должно понижаться и при этом энтропия (мера неоднородности, беспорядка системы) тоже должно уменьшаться. Рассмотрим реакцию: CO2 + H2O = H2CO3 + Q,Здесь энтальпия понижается, т.к. реакция экзотермическая, т.е. идущая с выделением тепловой энергии и энтропия тоже понижается, т.к. упорядоченность атомов в кристаллической решетке карбоната кальция выше, чем в газообразном оксиде углерода (IV). Возможно протекание и обратной реакции: H2CO3 = CO2 + H2O – Q, Здесь внутренняя энергия системы возрастает и одновременно увеличивается энтропия. Следовательно рассмотренные процессы обратимы. Второй пример: (NH4)2Cr2O7 = Cr2O3 + N2 + 4H2O + Q, Реакция экзотермическая, значит энтальпия понижается, но энтропия возрастает! (азот – газ, вода – жидкость). Следовательно, установление равновесия невозможно.

Рассчитав величину ΔG0 химической реакции, можно определить константу химического равновесия. Используя закон действующих масс, можно рассчитать равновесные концентрации реагирующих веществ.

Химическим равновесием называется такое состояние химической системы, при котором количества исходных веществ и продуктов не меняются со временем. Если на равновесную систему воздействовать извне, изменяя какой-нибудь из факторов, определяющих положение равновесия, то в системе усилится то направление процесса, которое ослабляет это воздействие. Принципа Ле Шателье упрощают: равновесная система, на которую оказывают воздействие, смещает равновесие так, чтобы уменьшить влияние этого воздействия. На самом деле не всякое воздействие может приводить к смещению равновесия, а только определяющее. Например, рассмотрим ту же реакцию между H2 и I2. Давление в данной конкретной системе не является определяющим фактором, поскольку в прямой и обратной реакциях образуется одинаковое количество молекул газа. В итоге ни одна из реакций не получает преимущества при изменении концентраций газов и положение равновесия не меняется. Таким образом, для смещения равновесия надо изменять только те параметры, которые являются для данной реакции определяющими. В рассмотренном случае давление не является таким фактором.

ЭЛЕКТРОЛИТЫ вещества, обладающие ионной проводимостью; их называют проводниками второго рода - прохождение тока через них сопровождается переносом вещества. К электролитам относятся расплавы солей, оксидов или гидроксидов, а также (что встречается значительно чаще) растворы солей, кислот или оснований в полярных растворителях, например в воде. Известны и твердые электролиты. Чтобы пропустить электрический ток через раствор электролита, в него опускают две металлические или угольные пластины - электроды - и соединяют их с полюсами источника постоянного тока. Положительный электрод называют анодом, отрицательный – катодом.

Электролитическая диссоциация, распад вещества на ионы при растворении. Э. д. происходит вследствие взаимодействия растворённого вещества с растворителем; по данным спектроскопических методов, это взаимодействие носит в значительной мере химический характер.Наряду с сольватирующей способностью молекул растворителя определённую роль в Э. д. играет также макроскопическое свойство растворителя — его диэлектрическая проницаемость.

Процесс диссоциации слабых электролитов является обратимым и в системе существует динамическое равновесие, которое может быть описано константой равновесия, выраженной через концентрации образующихся ионов и непродиссоциировавших молекул, называемой константой диссоциации. Предположение Аррениуса о том, что в растворе сильного электролита также существует динамическое равновесие между молекулами и ионами, как и у слабых электролитов, оказалось ошибочным. Экспериментальные исследования показали, что, во-первых, величина константы диссоциации сильного электролита зависит от концентрации (т.е. к растворам сильных электролитов неприменим закон действующих масс) и, во-вторых, никакими методами не удалось обнаружить в растворах сильных электролитов непродиссоциировавшие молекулы. Это позволило сделать вывод, что сильные электролиты в растворах любых концентраций полностью диссоциируют на ионы и, следовательно, закономерности, полученные для слабых электролитов, не могут применяться к сильным электролитам без соответствующих поправок.

К равновесию, которое устанавливается в растворе слабого электролита между молекулами и ионами, можно применить законы химического равновесия и записать выражение константы равновесия. Константа равновесия, отвечающая диссоциации слабого электролита, называется константой диссоциации. Величина К зависит от природы электролита и растворителя, а также от температуры, но не зависит от концентрации раствора. Она характеризует способность данной кислоты или данного основания распадаться на ионы: чем выше К, тем легче электролит диссоциирует. Многоосновные кислоты, а также основания двух- и более валентных металлов диссоциируют ступенчато. В растворах этих веществ устанавливаются сложные равновесия, в которых участвуют ионы различного заряда.

Оствальда закон разбавления-соотношение, выражающее зависимость эквивалентной электропроводности разбавленного раствора бинарного слабого электролита от концентрации раствора: Здесь К — константа диссоциации электролита, с — концентрация, λ и λ∞ — значения эквивалентной электропроводности соответственно при концентрации с и при бесконечном разбавлении. Соотношение является следствием Действующих масс закона и равенства λ/λ∞ = α, где α — степень диссоциации.

16.- Ионные уравнения Большинство химических реакций протекает в растворах. Растворы электролитов содержат ионы, поэтому реакции и растворах электролитов фактически сводятся к реакциям между ионами.Реакции между ионами называют ионными реакциями, а уравнения таких реакций - ионными уравнениями.При составлении ионных уравнении следует руководствоваться тем. что формулы веществ малодиссоцвшрующих. нерастворимых и газообразных записываются в молекулярном виде. Бели вещество выпадает в осадок, то рядом с его формулой ставят стрелку, направленную вниз, а если в ходе реакции выделяется газообразное вещество, то рядом с его формулой ставят стрелку, направленную вверх. Перепишем это уравнение, изобразив сильные электролиты в виде ионов, а уходящие из сферы реакции - в виде молекул: Мы записали, таким обратом, полное ионное уравнение реакции. Если исключить из обеих частей равенства одинаковые ионы, то есть не участвующие в реакции в левой и правой часто уравнения), то получим сокращенное ионное уравнение реакции: . Реакции, протекающие в растворах электролитов, эапис каются с помощью ионных уравнений. Эти реакции называл реакциями ионного обмена, так как в растворах электролиты обмениваются своими ионами. Таким образом, можно сделать два вывода.1. Реакции в водных растворах электролитов являются реакциями между ионами, а потому изображаются в виде ионных уравнений.Они проще молекулярных и носят более общий характер.2. Реакции ионного обмена в растворах электролитов практически необратимо протекают только в том случае, если в результате образуется осадок, газ или малодиссоциирующее вещество.

17.- Ио́нное произведе́ние воды́ — произведение концентраций ионов водорода Н+ и ионов гидроксила OH− в воде или в водных растворах, константа автопротолиза воды. Вода, хотя и является слабым электролитом, в небольшой степени диссоциирует:

Равновесие этой реакции сильно смещено влево. Константу диссоциации воды можно вычислить по формуле: 2H2O=H3O+OH/ где: [H+] — концентрация ионов гидроксония (протонов); [OH−] — концентрация гидроксид-ионов; [H2O] — концентрация воды (в молекулярной форме) в воде;

Водоро́дный показа́тель, pH (лат. pondus Hydrogenii - сила водорода, произносится «пэ аш», английское произношение — piː'eɪtʃ) — 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 один литр. Вывод значения pH. В чистой воде при 25 °C концентрации ионов водорода ([H+]) и гидроксид-ионов ([OH−]) одинаковы и составляют 10−7 моль/л, это напрямую следует из определения ионного произведения воды, которое равно [H+] · [OH−] и составляет 10−14 моль²/л² (при 25 °C). pOH. Несколько меньшее распространение получила обратная pH величина — показатель основности раствора, pOH, равная отрицательному десятичному логарифму концентрации в растворе ионов OH−.

Индикаторы химические, вещества, введение которых в анализируемый раствор позволяет установить конец химической реакции или концентрацию водородных ионов по легко заметному признаку. И. х. используют главным образом в титриметрическом анализе для установления точки эквивалентности (конечной точки титрования). В присутствии И. х. в этой точке (или вблизи от неё) могут наблюдаться изменение цвета, появление или исчезновение мутности, свечение и т. д., обусловленные изменением определённого свойства исследуемого раствора. И. х. делят обычно на 5 групп: кислотно-основные; окислительно-восстановительные; комплексонометрические; адсорбционные; хемилюминесцентные.

Гидролиз солей – это взаимодействие ионов соли с водой с образованием малодиссоциирующих частиц, один из видов химических реакций сольволиза, где при взаимодействии веществ с водой происходит разложение исходного вещества с образованием новых соединений.

Соли, образованные сильным основанием и слабой (ассоциированной) кислотой гидролизуются по аниону. CH3COOK + H2O  CH3COOH + KOH, В ионной форме: CH3COO- + H2O  CH3COOH +OH-,Соли многоосновных кислот гидролизуются ступенчато (с образованием кислых солей): 1 ступень: K2CO3 + H2O  KHCO3 + KOH, CO2-3 + H2O  HCO3- + OH-, 2 ступень: KHCO3 + H2O  H2CO3+ KOH, HCO3- + H2O  H2CO3 + OH-, Первая ступень гидролиза протекает достаточно сильно, а вторая - слабо, о чём свидетельствует pH раствора карбоната и гидрокарбоната калия. (Лишь при сильном разбавлении и нагревании следует учитывать гидролиз образующейся кислой соли). Поскольку при взаимодействии с водой анионов слабых кислот образуются ионы OH-, водные растворы таких солей имеют щелочную реакцию (pH > 7).

19.- Гидролиз солей – это взаимодействие ионов соли с водой с образованием малодиссоциирующих частиц.Гидролиз, дословно, - это разложение водой. Давая такое определение реакции гидролиза солей, мы подчеркиваем, что соли в растворе находятся в виде ионов, и что движущей силой реакции является образование малодиссоциирующих частиц (общее правило для многих реакций в растворах).Всегда ли ионы способны образовывать с водой малодиссоциирующие частицы? Разбирая этот вопрос с учениками, отмечаем, что катионы сильного основания и анионы сильной кислоты таких частиц образовать не могут, следовательно, в реакцию гидролиза не вступают.Какие типы гидролиза возможны? Поскольку соль состоит из катиона и аниона, то возможно три типа гидролиза:• гидролиз по катиону (в реакцию с водой вступает только катион);• гидролиз по аниону (в реакцию с водой вступает только анион);• совместный гидролиз (в реакцию с водой вступает и катион, и анион);Как катион может взаимодействовать с водой? Учитель сам должен решить, рассматривать ли ему этот вопрос в общем виде, или, в менее сильном классе, на конкретном примере. Отмечаем, что катион это положительная частица, а молекула воды полярна, условно можно представить ее состоящей из положительно поляризованного атома водорода и отрицательно поляризованной гидроксильной группы. Какую же часть молекулы воды оторвет и присоединит к себе катион? Ученики с удовольствием отвечают: “гидроксильную группу!” Ответ подтверждаем записью уравнения, отмечая обратимость реакции:Men+ + H-OH «MeOH(n-1)+ + H+,Написав формулу образовавшейся частицы, тут же обсуждаем, что это за частица, будет ли она иметь заряд и какой, приходим к выводу, что, как правило, это гидроксокатион. А что останется от молекулы воды? Какую реакцию водного раствора обуславливает избыток этих частиц? Какова будет реакция индикатора? А теперь проверим нашу гипотезу (следует демонстрация опыта).Теперь школьники могут самостоятельно сделать вывод: Гидролиз по катиону приводит к образованию гидроксокатионов и ионов водорода (среда раствора кислая).Отмечаем, что только иногда, при n=1, вместо гидроксокатионов получаем молекулы слабого основания. А может ли гидроксокатион вступить в реакцию со следующей молекулой воды? Сообщаем, что это будет вторая ступень гидролиза, и что каждая следующая ступень протекает в тысячи раз слабее, чем предыдущая, что даже первая ступень протекает обычно на доли процента. Поэтому, как правило, рассматривается только первая ступень гидролиза.

2. ^ Степень гидролиза. Константа гидролиза. Степень гидролиза тем выше, чем слабее кислота или основание, её образовавшие. Является количественной характеристикой гидролиза.Константа гидролиза – это константа равновесия гидролитической реакции- константа гидролиза, Кг.Для соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием:, а – константа диссоциации слабой кислоты, образующейся при гидролизе.Для соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием:, b – константа диссоциации слабого основания, образующегося при гидролизе.Для соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием:При степени диссоциации существенно меньше 1:, где С – концентрация соли, моль/л

3Степень гидролизаСоли, образованные катионом сильного основания и анионом слабой кислоты. Степень гидролиза. Примером соли, образованной катионом сильного основания и анионом слабой кислоты, может служить ацетат натрия CH3COONa.При растворении этой соли ионы Na+ и СН3СОО- встретятся с ионами Н+ и ОН- воды. В результате ионы Н+ будут соединяться с ионами СН3С0О- и образовывать молекулу слабой, т. е. мало-диссоциированной уксусной кислоты, СНзСООН: Н+ + СН3СОО~ СН3СООН…В то же время ионы ОН- воды не будут соединяться с катионами Na+, так как образующееся при этом основание гидроксид натрия NaOH является сильным и диссоциирует практически нацело.Образующаяся уксусная кислота, хотя и очень незначительно, но все же диссоциирует. Диссоциируя,

она возвращает в раствор часть ионов Н+ и СН3СОО-. Таким образом, возникает обратная реакция и в конце концов устанавливается равновесие.Na+ + СН3СОСГ + Н20 4=fc Na+ + ОН" + СН3СООН.Следовательно, реакция между ацетатом натрия и водой является обратимой и проходит неполностью. Такое явление называется неполным гидролизом.Соли, образованные катионом сильного основания и анионом слабой кислоты, подвергаются неполному гидролизу.По мере связывания ионов Н+ (образование молекул СНзСООН) равновесие диссоциации воды нарушается, вследствие чего все новые и новые ионы Н+ и ОН-будут появляться в растворе. Ионы Н+ связываются с ионами GH3COO", а ионы ОН" постепенно накапливаются в растворе. После установления равновесия концентрация ионов ОН" будет превышать концентрацию ионов Н+ и поэтому раствор соли ацетата натрия CH3COONa будет иметь щелочную реакцию.Действительно, рН 0,1 н. раствора этой соли равен 9,4. Если написать реакцию гидролиза этой соли, наглядно видно возникновение избытка ионов ОН-.