ПРИНЦИП ЛЕ-ШАТЕЛЬЕ.СМЕЩЕНИЕ ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ.
Положение химического равновесия зависит от следующих парамктров реакции: температуры, давления и концентрации. Влияние, которое оказывают эти факторы на химическую реакцию, подчиняются закономерности, которая была высказана в общем виде в 1884 году французским ученым Ле-Шателье. Современная формулировка принципа Ле-Шателье такова:
| Если на систему,находящуюся в состоянии равновесия, оказать внешнее воздействие, то система перейдет в другое состояние так, чтобы уменьшить эффект внешнего воздействия. |
1. Влияние температуры. В каждой обратимой реакции одно из направлений отвечает экзотермическому процессу, а другое - эндотермическому.
N2 + 3H2  2NH3 + Q
|
Прямая реакция - экзотермическая, а обратная реакция - эндотермическая. Влияние изменения температуры на положение химического равновесия подчиняется следующим правилам:
| При повышении температуры химическое равновесие смещается в направлении эндотермической реакции, при понижении температуры - в направлении экзотермической реакции. |
2. Влияние давления. Во всех реакциях с участием газообразных веществ, сопровождающихся изменением объема за счет изменения количества вещества при переоходе от исходных веществ к продуктам, на положение равновесия влияет давление в системе.
Влияние давления на положение равновесия подчиняется следующим правилам:
| При повышении давления равновесие сдвигается в направлении образования веществ (исходных или продуктов) с меньшим объемом; при понижении давления равновесие сдвигается в направлении образования веществ с большим объемом |
Таким образом, при переходе от исходных веществ к продуктам объем газов уменьшился вдвое. Значит, при повышении давления равновесие смещается в сторону образования NH3, о чем свидетельствуют следующие данные для реакции синтеза аммиака при 400 0С:
| давление, МПа | 0,1 | |||||
| объемная доля NH3, % | 0,4 |
3. Влияние концентрации. Влияние концентрации на состояние равновесия подчиняется следующим правилам:
| При повышении концентрации одного из исходных веществ равновесие сдвигается в направлении образования продуктов реакции; при повышении концентрации одного из продуктов реакции равновесие сдвигается в направлении образования исходных веществ. |
Гидролиз солей[править | править вики-текст]
Гидролиз солей — разновидность реакций гидролиза, обусловленного протеканием реакций ионного обмена в растворах (преимущественно, водных) растворимых солей-электролитов. Движущей силой процесса является взаимодействие ионов с водой, приводящее к образованию слабого электролита в ионном или (реже) молекулярном виде («связывание ионов»).
Различают обратимый и необратимый гидролиз солей[1]:
· 1. Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания (гидролиз по аниону):
(раствор имеет слабощелочную среду, реакция протекает обратимо, гидролиз по второй ступени протекает в ничтожной степени)
· 2. Гидролиз соли сильной кислоты и слабого основания (гидролиз по катиону):
(раствор имеет слабокислую среду, реакция протекает обратимо, гидролиз по второй ступени протекает в ничтожной степени)
· 3. Гидролиз соли слабой кислоты и слабого основания:
(равновесие смещено в сторону продуктов, гидролиз протекает практически полностью, так как оба продукта реакции уходят из зоны реакции в виде осадка или газа).
· 4. Соль сильной кислоты и сильного основания не подвергается гидролизу, и раствор нейтрален. См. также Электролитическая диссоциация.
Степень гидролиза[править | править вики-текст]
Под степенью гидролиза понимается отношение количества (концентрации) соли, подвергающейся гидролизу, к общему количеству (концентрации) растворенной соли. Обозначается α (или hгидр);
α = (cгидр/cобщ)·100 %
где cгидр — число молей гидролизованной соли, cобщ — общее число молей растворённой соли.
Степень гидролиза соли тем выше, чем слабее кислота или основание, её образующие.
Является количественной характеристикой гидролиза.
Константа гидролиза[править | править вики-текст]
Константа гидролиза — константа равновесия гидролитической реакции. Так константа гидролиза соли равна отношению произведения равновесных концентраций продуктов реакции гидролиза к равновесной концентрации соли с учетом стехиометрических коэффициентов.
| Эта статья или раздел нуждается в переработке. Пожалуйста, улучшите статью в соответствии с правилами написания статей. |
В качестве примера ниже приводится вывод уравнения константы гидролиза соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием:
Уравнение константы равновесия для данной реакции имеет вид:
или 
Так как концентрация молекул воды в растворе постоянна, то произведение двух постоянных 
можно заменить одной новой — константой гидролиза:
Численное значение константы гидролиза получим, используя ионное произведение воды 
и константу диссоциации азотистой кислоты 
:
подставим в уравнение константы гидролиза:
В общем случае для соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием:
, где 
— константа диссоциации слабой кислоты, образующейся при гидролизе
Для соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием:
, где 
— константа диссоциации слабого основания, образующегося при гидролизе
Для соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием:
24.4.9 Ионное произведение воды. Водородный показатель (рН)
Вода является слабым электролитом и диссоциирует по уравнению: H2O ó H+ + OH-. Выражение для
константы диссоциации имеет вид: Кдис = [H+]рав [OH-]рав =1,8 10-16
[H2O ]рав.
Значение Кдис воды определили экспериментально по измерению удельной электропроводности при Т = 25 оС. Чистая вода практически не проводит электрический ток, т.е. άдис(H2O) << 1, поэтому можно принять, что
[H2O ]рав = [H2O]нач. Рассчитаем молярную концентрацию чистой воды, зная, что 1л воды весит 1 кг (ρ =1кг/л):
См(H2O) = m (H2O) = 1000 г = 55,6 моль/ л.
M (H2O) * V (H2O) 18 г/моль* 1 л
Подставим полученное значение См(H2O) в уравнение для Крав::
Крав * 55,6 = Кw = [H+] [OH-] = 10-14 , где Кw – ионное произведение воды.
В чистой воде [H+] [OH-] = 1 10-14 , тогда [H+] = [OH-] = 10-7 моль/л.
В водных растворах кислот [H+] > [OH-] или [H+] > 7 моль/л, среда кислая.
В водных растворах щелочей и оснований [H+] < [OH-], [H+] < 7 моль/л, среда основная или щелочная.
При растворении в воде любых по природе веществ остается неизменным - [H+] [OH-] = 1 10-14 .
Для удобства выражения реакции среды водных растворов был введен специальный термин, который назвали водородным показателем (рН). рН – отрицательный десятичный логарифм молярной концентрации ионов водорода:
рН = - lg [H+].
Иногда пользуются также показателем рОН – отрицательный десятичный логарифм молярной концентрации ионов гидроксила. рОН = - lg [ОH-]
В нейтральной среде рН = 7 ; рОН = 7, рН + рОН = 14
В кислой среде рН < 7 ; рОН < 7, рН + рОН = 14
В щелочной среде pH > 7 ; рОН < 7, рН + рОН = 14
ШКАЛА рН
0―――――――――――――――――――7―――――――――――――――――――14
←―― кислая среды нейтральная среда щелочная среда ――→
растворы кислот чистая вода растворы оснований, щелочей
Кислотность и щелочность (рН) является важнейшей характеристикой всех водных растворов и естественных водных объектов (реки, озера, моря, океаны ). рН контролирует скорость многих химических, биологических и биохимических процессов, играет важную роль в медицине, в технологии пищевой и перерабатывающей промышленности.
Пример 1Рассчитайте рН раствора,в 500 мл которого содержится 0,245 г серной кислоты. Степень диссоциации кислоты равна 1.
Решение: Уравнение диссоциации кислоты: H2SO4 <=> 2H+ + SO4-2
Выражение для расчета рН: рН = -lg CM (H+), где CM (H+) = n (H+) * άдис * CM (кислоты).
Рассчитаем CM (кислоты) = 0,245 / 98 * 0,5 = 0,05 моль/л
Тогда рН = -lg ( 1 * 2 * 0,05) = -lg 0,1 = 1.
Пример 2Рассчитайте рН 5,6% раствора КОН,степеньдиссоциации щелочи в растворе составляет 0,9. Плотность раствора равна 1,02 мл/л.
Решение: Уравнение диссоциации щелочи: КОН <=> К+ + ОН-
Выражение для расчета рН в растворах щелочей : рН = 14 – рОН = 14 – (-lg (ОH-) * άдис *CM (КОН)).
Рассчитаем CM (КОН) = 12 * 1,02 / 56 * 0,1 = 1,02 моль/л
Тогда рН = 14 -lg ( 0,9 * 1 * 1,02) = 13.
23. 4.3 РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ
4.3.1 Электролитическая диссоциация
Электролиты – вещества, которые при растворении подвергаются диссоциации на ионы. В результате раствор приобретает способность проводить электрический ток, т.к. в нем появляются подвижные носители электрического заряда. Например, при растворении в воде уксусная кислота диссоциирует на ион водорода и ацетат-ион:
CH3COOH 
H+ + CH3COO–
Необходимым условием, определяющим возможность процесса электролитической диссоциации, является наличие в растворяемом веществеионных * или полярных связей *, а также достаточная полярность * самого растворителя *. Количественная оценка процесса электролитической диссоциации дается двумя величинами: степенью диссоциации α и константой диссоциации K.
Степенью диссоциации (α) электролита называется отношение числа его молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул электролита в растворе, т. е. 
. Так, если C=0,1 моль/л, а концентрация диссоциированной части вещества Сд=0,001 моль/л, то для растворенного вещества α=0,001/0,1=0,01, или α=1%. Степень электролитической диссоциации зависит как от природы растворенного вещества, так и от концентрации раствора, увеличиваясь с его разбавлением.
Электролиты можно разделить на две большие группы: сильные и слабые. Сильные электролиты диссоциируют практически полностью. К сильным электролитам относятся, например, H2SO4, HCl, HNO3, H3PO4, HClO3, HClO4, KOH, а также хорошо растворимые соли: NaCl, KBr, NH4NO3и др. Для слабых электролитов устанавливается равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами. К слабым электролитам относятся плохо растворимые соли (см. таблицу растворимости), вода и большинство органических кислот (например, уксусная CH3COOH, муравьинаяHCOOH), а также неорганические соединения: H2CO3, H2S, HCN, H2SiO3, H2SO3, HNO2, HClO, HCNO, NH4OH и др.
Константа равновесия для процесса диссоциации называется константой диссоциации (K). В общем случае для электролита,диссоциирующего на два иона:
АВ А+ + В–
Для приведенного выше процесса диссоциации уксусной кислоты:
Если обозначить концентрацию электролита, распадающегося на два иона, через C, то
[A+] = [B–] = αC; [AB] = C(1–α);
Это уравнение соответствует закону разбавления Оствальда. Если электролит слабый, и диссоциация очень мала (α<<1), то закон разбавленияОствальда упрощается:
K=α2C; 
.
Таким образом, степень диссоциации возрастает с разбавлением раствора.
Многоосновные кислоты, а также основания многовалентных металлов диссоциируют ступенчато. Например:
H2CO3 H+ + HCO3–
HCO3– H+ + CO32–
Первое равновесие – диссоциация по первой ступени – характеризуется константой
Для диссоциации по второй ступени:
В случае угольной кислоты константы диссоциации имеют следующие значения: KI = 4,3·10–7, KII = 5,6·10–11. Для ступенчатой диссоциации всегда KI>KII>KIII>..., т.к. энергия, которую необходимо затратить для отрыва иона, минимальна при отрыве его от нейтральной молекулы.
К с