Химическое равновесие. Константа химического равновесия, способы ее выражения. Смещение химического равновесия. Закон действующих масс. Расчет равновесных концентраций

Лекция № 2 РАСТВОРЫ. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ. РАВНОВЕСИЕ В ГЕТЕРОГЕННОЙ СИСТЕМЕ РАСТВОР – ОСАДОК.

Содержание лекции

Общие понятия о растворах. Способы выражения состава раствора. Химическое равновесие. Константа химического равновесия, способы ее выражения. Смещение химического равновесия. Слабые, сильные электролиты. Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный и гидроксильный показатели. Растворимость. Равновесие в гетерогенной системе раствор-осадок. Произведение растворимости (ПР). Условия образования и растворения осадков. Дробное осаждение и разделение. Гидролиз солей.

 

1. Общие понятия о растворах. Способы выражения состава раствора.

Растворами называют гомогенные системы, состоящие из двух и более компонентов. Компонентами раствора являются растворитель и растворенные вещества.

Растворы бывают жидкие (растворы солей, сахара, спирта, кровь, моча), твердые (сплавы металлов) и газообразные (воздух).

Растворение – это физико-химический процесс. При физическом процессе происходит разрушение структуры растворяемого вещества и распределение его частиц между молекулами растворителя.

Химический процесс – это взаимодействие молекул растворителя с частицами растворенного вещества с образованием сольватов (в случае воды гидратов). Процесс образования сольватов называется – сольватация (гидратация).

Физический процесс идет с поглощением энергии, химический – с выделением.

Растворимость – свойство вещества растворяться в воде или другом растворе.

Коэффициент растворимости (S) – максимальное число г вещества, которое может раствориться в 100г растворителя при данной температуре.

На растворимость веществ влияют следующие факторы: природа вещества и растворителя, температура.

При растворении веществ могут образовываться насыщенные, насыщенные и перенасыщенные растворы.

Насыщенный раствор – это раствор, который содержит максимальное количество растворяемого вещества при данных условиях. При добавлении вещества в такой раствор вещество больше не растворяется. Насыщенный раствор можно получить, если осторожно слить раствор над осадком в другую пробирку.

Ненасыщенный раствор – это раствор, который содержит меньше растворяемого вещества. При добавлении вещества в такой раствор вещество еще растворяется.

Иногда удается получить раствор, в котором растворенного вещества содержится больше, чем в насыщенном растворе при данной температуре. Такой раствор называется перенасыщенным.

Не переписывать

Получают следующим образом, в кипящую воды помещают вещество и полученный раствор в горячем виде фильтруют. Далее ставят охлаждаться при комнатной температуре. При этом растворимость вещества падает и согласно закону лишнее вещество (превышающее предел растворимости) должно выпасть в осадок. Но раствор остается прозрачным. Но данные растворы крайне неустойчивы. Достаточно перемешать раствор стеклянной палочкой и тут же начинается выпадение вещества в осадок. Это способ применяется при выполнении некоторых качественных реакций, а также при выращивании кристаллов.

 

 

Концентрация вещества в растворе может быть выражена несколькими способами:

Например, растворили 5 г натрия хлорида в 0,2 л воды

Рассчитаем молярную концентрацию вещества:

моль/л.

 

Рассчитаем процентное содержание натрия хлорида в растворе

 

Химическое равновесие. Константа химического равновесия, способы ее выражения. Смещение химического равновесия. Закон действующих масс. Расчет равновесных концентраций.

Все реакции можно разделить на обратимые и необратимые.

К необратимым реакциям относятся: реакции с образованием газа, осадка, малодиссоциирующего вещества, с образованием комплексов и окислительно-восстановительные реакции.

В необратимым реакциях одно вещество расходуется полностью.

Обратимые реакции как правило не протекают до конца и реагирующие вещества не расходуются полностью. В обратимых реакциях одновременно реакция идет в двух противоположных направлениях. Состояние когда скорости прямой и обратной реакции равны называется химическим равновесием.

Химическое равновесие характеризуется константой равновесия.

Перечертить

 

Если Кр=1 реакция не протекает,

Все константы возводятся в степень соответствующую стехиометрическому коэффициенту в реакции.

Если исходное вещество без изменения входит в продукт, то слева в реакции для этого вещества проставляется 1.

 

Задача №1

Рассчитайте значения константы равновесия:

AgCl(т) + 2NH₃ = [Ag(NH₃)₂]Cl

Ход решения

1. Определим агрегатное состояние исходных веществ и продуктов и запишем в скобках

AgCl(т) + 2NH₃(г) = [Ag(NH₃)₂]Cl (ж)

2. AgCl – нерастворим в воде характеризуется как все осадки ПР

NH₃ – входит без изменения в продукт поэтому К=1

[Ag(NH₃)₂] ^— комплексная частица, слабый электролит характеризуется Кнест.

3. Запишем формулу расчета Кр

Кр = произведение констант исходных веществ / произведение констант продуктов реакции

Подставим значения

Кр=

Кр<1, поэтому преобладает обратная реакция, для сдвига равновесия в сторону образования продуктов необходимо добавить избыток аммиака.

 

Умение рассчитать константу химического равновесия необходимо для предсказания будет протекать данная химическая реакция или нет, какие условия необходимо создать для протекания химической реакции.