:: :: ::
Билет №6. Химическое равновесие. Химический потенциал и его свойства. Активность. Коэффициент активности неэлектролита и электролита. Закон действия масс. Термодинамическая и концентрационная константы равновесия. Химическое равновесие в гетерогенных системах. Закон Бертло-Нернста. Произведение растворимости. Гидролиз. Смещение равновесия диссоциации воды в растворах электролитов. Гидролиз по катиону и аниону: изменение характера среды. Константа и степень гидролиза. Принцип Ле Шателье.
Химическое равновесие – такое состояние системы, что при некоторой температуре энтальпийный и энтропийный факторы совпадают, т.е D H=TD S. В этом случае D G=0 – условие термодинамического равновесия. При термодинамическом равновесии скорость в прямом направлении равна скарости в обратном.
Химический потенциал ”m ”. Для систем с переменным составом и для любого типа реакций е m in i=0 – условие химического равновесия, m -энергия Гиббса 1 моля вещества (для однокомпонентной системы). Значение химического потенциала нельзя измерить, но можно рассчитать исходя из уравнения связывающего химический потенциал с составом: m i=m io+RTlnK, где K={Pi-парциальное давление, Ci-концентрация, Cmi-массовая доля, Xi-мольная доля} – константа. Для реальных растворов m i=m io+RTlnAi
Активность “A” вещества – функция, определяющая свойства реальных растворов, имеющая размерность концентрации и связанная с ней следующими соотношениями: a=C*y=Cm*t=X*f, где{y,t,f}- коэффициенты активности, отражающие степень отклонения реальных систем от идеальных. Отклонения есть следствия взаимодействия компонентов друг с другом. Активность твердых, жидких тел и растворителей (в чистом виде) принимается равной 1. Подавляющее большинство веществ обладает ограниченной растворимостью в растворителях. Поэтому на практике часто приходится сталкиваться с системами, в которых осадок и растворенное вещество находится в равновесии. Данный процесс протекает только на поверхности вещества, поэту произведение активностей в растворе не зависит от активности твердого компонента. Таким образом произведение активностей ионов электролита, содержащихся в его насыщенном растворе при данной температуре есть величина постоянная. Эта величина называется произведением растворимости электролита (ПР). ПР зависит от природы растворенного вещества и растворителя, а так же от температуры.
Закон действия масс – выражение конкретных условий состояния химического равновесия, т.е математическое выражение константы равновесия.
Если в системе протекает реакция n aA+n bB<->n cC+n dD, то Ka=(acn cadn d)/(aan aabn b)-термодинамическая константа равновесия; Kp=(pcn cpdn d)/(pan apbn b) – концентрационная константа равновесия; Kc=(ccn ccdn d)/(can acbn b). Термодинамическая константа равновесия не зависит от состава системы, а определяется лишь природой вещества и температурой. В общем случае Ka№ Kp№ Kc, но в предельно разбавленных растворах данное соотношение может нарушаться. Энергия Гиббса связана с константой равновесия соотношением D G=-RTlnK.
Принцип Ле Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии оказывают воздействие извне, то равновесие смещается в сторону той реакции (прямой или обратной), которая ослабляет это воздействие.
Факторы, оказывающее влияние на реакцию:
Гидролиз – взаимодействие солей с водой. В результате протекания процесса гидролиза соли в растворе появляется избыток H+ и OH-, сообщающий раствору кислотные или основные свойства. Гидролизу не подвергаются соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой (например HCl). В результате гидролиза соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием появляется некоторое избыточное количество гидроксид-ионов, в результате чего среда становится основной. Гидролиз соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием приводит к появлению избытка протонов, в результате чего среда становится кислой.