Hvad er ligevægtskonstanten. kemisk balance. Loven om aktive masser. Kemisk ligevægtskonstant og metoder til dens udtryk. Måder at udtrykke ligevægtskonstanten på

Hvis vi betragter en reversibel gasreaktion og betragter gasser som ideelle, så gælder følgende forhold:

1) Mendeleev-Clapeyron-loven pV = nRT (eller p i V = n i RT).

Hvor
, (19)

Herfra kan følgende relationer fås, der viser sammenhængen mellem k p og k c

, men fordi p i = c i RT, så får vi:

.

Her er  ændringen i antallet af mol gasformige stoffer som følge af en kørsel af denne reaktion.
(20)

k p \u003d k c (RT)  . (21)

Hvis komponenternes partialtryk er udtrykt i atmosfærer, og koncentrationerne i , så i relationen (21) der forbinder k р og k с, i stedet for R, skal man sætte værdien R = 0,082
.

k p afhænger ikke af tryk og koncentration, k c afhænger ikke af koncentration og tryk.

3.5 Ligevægt i heterogene reaktioner.

Hidtil har vi talt om homogene reaktioner (opstår i én fase). Overvej heterogene reaktioner, hvor ikke alle stoffer er i gasform. Ved heterogene systemer, hvor flydende eller faste stoffer ikke danner opløsninger med hinanden og med gasformige stoffer, vil disse kondenserede stoffers kemiske potentialer ved konstant temperatur være konstante, samt mætningsdamptrykket over hver af de disse stoffer i blandingen. Derfor omfatter udtrykkene for ligevægtskonstanterne kun trykket af gasformige stoffer.

Sao tv. + CO 2 gas CaCO 3 tv. (22)

Hvis opløsninger deltager i en heterogen reaktion, vil udtrykkene for ligevægtskonstanterne omfatte disse stoffers aktiviteter (koncentrationer).

3.6 Le Chateliers princip.

Som tidligere nævnt er kemiske ligevægte dynamiske og mobile. Ændringer i ydre forhold kan føre til et skift i ligevægt mod dannelse af enten reaktionsprodukter eller udgangsmaterialer. For første gang blev princippet om ligevægtsskift formuleret af A. Le Chatelier.

Le Chateliers princip: hvis en ekstern påvirkning udøves på et system, der er i ligevægt, så forskydes ligevægten mod den proces, der reducerer denne påvirkning.

Teoretisk set blev dette princip fremsat af F. Brown og er nu kendt som Le Chatelier-Brown princippet.

Normalt betragtes indflydelsen af ​​temperatur, tryk og ændringer i koncentrationen af ​​reaktanter som eksterne faktorer, der påvirker ligevægtstilstanden. For eksempel, med en stigning i temperaturen, skifter ligevægten mod en endoterm reaktion, der fortsætter med absorption af varme. Et fald i tryk fører til et skift i ligevægt i retning af, at reaktionen fortsætter med en stigning i antallet af mol gasformige stoffer.

Eksempel 3 .2 Overvej reaktionen

(
)

Lad os øge temperaturen: Da reaktionen er eksoterm, det vil sige, den fortsætter med frigivelse af varme, skifter ligevægten mod udgangsmaterialerne (den omvendte reaktion fortsætter med absorption af varme).

Lad os øge trykket: da den direkte reaktion forløber med et fald i antallet af mol af gasformige stoffer (dvs. volumenet falder), skifter ligevægten mod reaktionsprodukterne.

Kemisk ligevægtskonstant- et kendetegn ved en kemisk reaktion, ved hvis værdi man kan bedømme processens retning ved startforholdet mellem koncentrationerne af reaktanterne, det maksimalt mulige udbytte af reaktionsproduktet under visse betingelser.

Den kemiske ligevægtskonstant bestemmes af loven om massevirkning. Dens værdier er beregnet eller baseret på eksperimentelle data. Den kemiske ligevægtskonstant afhænger af reaktanternes beskaffenhed og af temperaturen.

Ligevægtskonstant og Gibbs energi

Ligevægtskonstanten ~K er relateret til Gibbs frie energi ~\Delta G som følger:

~\Delta G=-RT\cdot\ln K.

Ovenstående ligning gør det muligt at beregne K ud fra værdien af ​​ΔG° og derefter ligevægtskoncentrationerne (partialtryk) af reagenserne.

Det kan ses af denne ligning, at ligevægtskonstanten er meget følsom over for ændringer i temperatur (hvis vi udtrykker konstanten herfra, så vil temperaturen ligge i eksponenten). For endoterme processer svarer en temperaturstigning til en stigning i ligevægtskonstanten, for eksoterme processer til dens fald. Ligevægtskonstanten afhænger ikke af tryk, bortset fra tilfælde af meget højt tryk (fra 100 Pa).

Ligevægtskonstantens afhængighed af entalpi- og entropifaktorerne indikerer indflydelsen af ​​reagensernes natur på den.

Ligevægtskonstant og reaktionshastighed

Du kan udtrykke ligevægtskonstanten i form af reaktionshastigheden. I dette tilfælde er ligevægtskonstanten defineret som

~K=\frac(k_1)(k_(-1)),

hvor ~k_1 er hastighedskonstanten for den fremadrettede reaktion, ~k_(-1) er hastighedskonstanten for den omvendte reaktion.

En vilkårlig reversibel kemisk reaktion kan beskrives ved en ligning af formen:

aA + bB Û dD + eE

I overensstemmelse med loven om massevirkning er hastigheden af ​​en direkte reaktion i det enkleste tilfælde relateret til koncentrationerne af udgangsstofferne ved ligningen

v pr = k pr C A a FRA i b,

og hastigheden af ​​den omvendte reaktion - med koncentrationerne af produkterne ved ligningen

v arr = k arr C D d FRA E e.

Når ligevægt er nået, er disse hastigheder lig med hinanden:

v pr = v arr

Forholdet mellem hastighedskonstanterne for de fremadrettede og omvendte reaktioner til hinanden vil være lig med ligevægtskonstant:

Da dette udtryk er baseret på at tage højde for mængden af ​​reaktanter og reaktionsprodukter, er det en matematisk notation af loven virkende masser for reversible reaktioner.

Ligevægtskonstanten, udtrykt i koncentrationerne af reaktanterne, kaldes koncentrationskonstanten og betegnes K s . For en mere rigorøs overvejelse bør man i stedet for koncentrationer bruge stoffernes termodynamiske aktiviteter men = fC (hvor f - aktivitetskoefficient). I dette tilfælde taler vi om den såkaldte termodynamiske ligevægtskonstant

Ved lave koncentrationer, når aktivitetskoefficienterne for udgangsstofferne og produkterne er tæt på enhed, K s Og K a praktisk talt lige med hinanden.

Ligevægtskonstanten for en reaktion, der forekommer i gasfasen, kan udtrykkes som partialtryk R stoffer involveret i reaktionen:

Mellem K r Og K s der er en relation, der kan udledes på denne måde. Vi udtrykker stoffernes partialtryk i form af deres koncentrationer ved hjælp af Mendeleev-Clapeyron-ligningen:

pV = nRT ,

hvor s = (n /V )RT = CRT .

Så for reaktionen i generel form, efter at have erstattet partialtryk med koncentrationer, opnår vi

Udskiftning af udtrykket (d + c) - (a + b) med dets lig Dn , får vi det endelige udtryk

K r = K s (RT )D n eller K s = K r (RT ) - D n ,

hvor Dn - ændring i antallet af mol gasformige stoffer under reaktionen:

Dn = ån i prod (g) - ån i ref (r) ).

Hvis Dn = 0, dvs. processen fortsætter uden at ændre antallet af mol gasformige stoffer, og K r = K s .

For eksempel for ethylenhydratiseringsreaktionen, der forekommer i gasfasen:

C 2 H 4 (g) + H 2 O (g) Û C 2 H 5 OH (g),

I dette tilfælde Dn = 1 - (1 + 1) = -1. Derfor kan forholdet mellem konstanterne udtrykkes ved følgende ligning:

K r = K s (RT ) - 1 eller K s = K r RT .

Altså at vide K r denne reaktion ved enhver given temperatur, kan du beregne værdien K s og omvendt.

Ligevægtskonstanternes dimension afhænger af metoden til at udtrykke koncentrationen (trykket) og reaktionens støkiometri. Ofte kan det være forvirrende, for eksempel i det betragtede eksempel [mol - 1 m 3] for K s og [Pa - 1] for K r , men det er der ikke noget galt med. Hvis summen af ​​de støkiometriske koefficienter for produkter og udgangsmaterialer er lige store, vil ligevægtskonstanten være dimensionsløs.

I 1885 blev den franske fysiker og kemiker Le Chatelier udledt, og i 1887 af den tyske fysiker Braun blev loven om kemisk ligevægt og den kemiske ligevægtskonstant underbygget, og deres afhængighed af indflydelsen fra forskellige eksterne faktorer blev undersøgt.

Essensen af ​​kemisk ligevægt

Ligevægt er en tilstand, der betyder, at tingene altid bevæger sig. Produkter nedbrydes til reagenser, og reagenser kombineres til produkter. Tingene bevæger sig, men koncentrationerne forbliver de samme. Reaktionen er skrevet med en dobbeltpil i stedet for et lighedstegn for at vise, at den er reversibel.

Klassiske mønstre

Tilbage i forrige århundrede opdagede kemikere visse mønstre, der giver mulighed for at ændre retningen af ​​reaktionen i den samme beholder. At vide, hvordan kemiske reaktioner fungerer, er utroligt vigtigt for både laboratorieforskning og industriel produktion. Samtidig er evnen til at kontrollere alle disse fænomener af stor betydning. Det er menneskets natur at gribe ind i mange naturlige processer, især reversible, for senere at bruge dem til egen fordel. Fra viden om kemiske reaktioner vil være mere nyttigt, hvis du er flydende i håndtagene til at kontrollere dem.

Loven om massevirkning i kemi bruges af kemikere til korrekt at beregne reaktionshastighederne. Det giver en klar idé om, at ingen vil blive gennemført, hvis det foregår i et lukket system. Molekylerne af de resulterende stoffer er i konstant og tilfældig bevægelse, og der kan snart opstå en omvendt reaktion, hvor molekylerne i udgangsmaterialet vil blive genoprettet.

I industrien bruges åbne systemer oftest. Fartøjer, apparater og andre beholdere, hvor kemiske reaktioner finder sted, forbliver ulåste. Dette er nødvendigt, så det under disse processer er muligt at udtrække det ønskede produkt og slippe af med ubrugelige reaktionsprodukter. For eksempel afbrændes kul i åbne ovne, cement produceres i åbne ovne, højovne opererer med en konstant tilførsel af luft, og ammoniak syntetiseres ved løbende at fjerne ammoniak selv.

Reversible og irreversible kemiske reaktioner

Baseret på navnet kan man give de passende definitioner: irreversible reaktioner er dem, der bringes til ophør, ikke ændrer deres retning og fortsætter langs en given bane, uanset trykfald og temperaturudsving. Deres kendetegn er, at nogle produkter kan forlade reaktionssfæren. Således er det for eksempel muligt at opnå gas (CaCO 3 \u003d CaO + CO 2), et bundfald (Cu (NO 3) 2 + H 2 S \u003d CuS + 2HNO 3) eller andre vil også blive betragtet som irreversible, hvis en stor mængde frigives under processens termisk energi, for eksempel: 4P + 5O 2 \u003d 2P 2 O 5 + Q.

Næsten alle reaktioner, der opstår i naturen, er reversible. Uanset sådanne ydre forhold som tryk og temperatur, kan næsten alle processer forløbe samtidigt i forskellige retninger. Som loven om massevirkning i kemi siger, vil mængden af ​​absorberet varme være lig med den frigivne mængde, hvilket betyder, at hvis en reaktion var eksoterm, så vil den anden (omvendt) være endoterm.

Kemisk ligevægt: kemisk ligevægtskonstant

Reaktioner er kemiens "verber" - de aktiviteter, som kemikere studerer. Mange reaktioner går til deres færdiggørelse og stopper derefter, hvilket betyder, at reaktanterne fuldstændigt omdannes til produkter, uden at de kan vende tilbage til deres oprindelige tilstand. I nogle tilfælde er reaktionen faktisk irreversibel, for eksempel når forbrændingen ændrer sig både fysisk og kemisk. Men der er mange andre omstændigheder, hvor det ikke kun er muligt, men også kontinuerligt, da produkterne fra den første reaktion bliver reaktanter i Sekundet.

Den dynamiske tilstand, hvor koncentrationerne af reaktanter og produkter forbliver konstante, kaldes ligevægt. Det er muligt at forudsige stoffers adfærd ved hjælp af visse love, der anvendes i industrier, der søger at reducere omkostningerne ved at producere specifikke kemikalier. Begrebet kemisk ligevægt er også nyttigt til at forstå processer, der opretholder eller potentielt truer menneskers sundhed. Den kemiske ligevægtskonstant er værdien af ​​en reaktionsfaktor, der afhænger af ionstyrke og temperatur og er uafhængig af koncentrationerne af reaktanter og produkter i opløsning.

Beregning af ligevægtskonstanten

Denne værdi er dimensionsløs, det vil sige, den har ikke et bestemt antal enheder. Selvom beregningen normalt er skrevet for to reaktanter og to produkter, fungerer den for et hvilket som helst antal reaktionsdeltagere. Beregningen og fortolkningen af ​​ligevægtskonstanten afhænger af, om den kemiske reaktion er forbundet med en homogen eller heterogen ligevægt. Det betyder, at alle reagerende komponenter kan være rene væsker eller gasser. For reaktioner, der når heterogen ligevægt, er der som regel ikke én fase til stede, men mindst to. For eksempel væsker og gasser eller og væsker.

Værdien af ​​ligevægtskonstanten

For en given temperatur er der kun én værdi for ligevægtskonstanten, som kun ændres, hvis temperaturen, hvorved reaktionen sker, ændres i den ene eller anden retning. Nogle forudsigelser om en kemisk reaktion kan laves baseret på, om ligevægtskonstanten er stor eller lille. Hvis værdien er meget stor, så begunstiger ligevægten reaktionen til højre, og der opnås flere produkter, end der var reaktanter. Reaktionen i dette tilfælde kan kaldes "total" eller "kvantitativ".

Hvis værdien af ​​ligevægtskonstanten er lille, så favoriserer den reaktionen til venstre, hvor mængden af ​​reaktanter var større end antallet af dannede produkter. Hvis denne værdi har en tendens til nul, kan vi antage, at reaktionen ikke forekommer. Hvis værdierne af ligevægtskonstanten for de direkte og omvendte reaktioner er næsten de samme, så vil mængden af ​​reaktanter og produkter også være næsten den samme. Denne type reaktion anses for at være reversibel.

Overvej en specifik reversibel reaktion

Tag to sådanne kemiske elementer som jod og brint, som, når de blandes, giver et nyt stof - hydrogeniodid.

For v 1 tager vi hastigheden af ​​den direkte reaktion, for v 2 - hastigheden af ​​den omvendte reaktion, k - ligevægtskonstanten. Ved at bruge loven om masseaktion får vi følgende udtryk:

v 1 \u003d k 1 * c (H 2) * c (I 2),

v2 = k2*c2 (HI).

Når man blander jod (I 2) og hydrogen (H 2) molekyler, begynder deres interaktion. I det indledende stadium er koncentrationen af ​​disse grundstoffer maksimal, men ved slutningen af ​​reaktionen vil koncentrationen af ​​en ny forbindelse, hydrogeniodid (HI), være maksimal. Følgelig vil reaktionshastighederne også være forskellige. I begyndelsen vil de være maksimale. Over tid kommer der et øjeblik, hvor disse værdier er ens, og det er den tilstand, der kaldes kemisk ligevægt.

Udtrykket af den kemiske ligevægtskonstant er som regel angivet med firkantede parenteser: , , . Da hastighederne ved ligevægt er ens, så:

k 1 \u003d k 2 2,

så vi får ligningen for den kemiske ligevægtskonstant:

k 1 /k 2 = 2 / = K.

Le Chatelier-Brown princippet

Der er følgende regelmæssighed: hvis der sker en vis effekt på et system, der er i ligevægt (ændre betingelserne for kemisk ligevægt ved for eksempel at ændre temperatur eller tryk), så vil balancen forskydes for delvist at modvirke effekten af lave om. Ud over kemi gælder dette princip også i lidt forskellige former inden for farmakologi og økonomi.

Kemisk ligevægtskonstant og måder at udtrykke den på

Ligevægtsudtrykket kan udtrykkes i form af koncentrationen af ​​produkter og reaktanter. Kun kemikalier i vand- og gasfasen indgår i ligevægtsformlen, fordi koncentrationerne af væsker og faste stoffer ikke ændres. Hvilke faktorer påvirker kemisk ligevægt? Hvis en ren væske eller et fast stof er involveret i det, anses det for at have K \u003d 1, og derfor ophører med at blive taget i betragtning, med undtagelse af stærkt koncentrerede opløsninger. For eksempel har rent vand en aktivitet på 1.

Et andet eksempel er fast kulstof, som kan dannes ved omsætning af to molekyler kulilte til dannelse af kuldioxid og kulstof. Faktorer, der kan påvirke balancen, omfatter tilsætning af en reaktant eller et produkt (ændringer i koncentrationen påvirker balancen). Tilsætning af en reaktant kan bringe ligevægt til højre i den kemiske ligning, hvor flere former af produktet optræder. Tilsætning af produkt kan bringe ligevægt til venstre, efterhånden som flere reaktantformer bliver tilgængelige.

Ligevægt opstår, når en reaktion, der forløber i begge retninger, har et konstant forhold mellem produkter og reaktanter. Generelt er den kemiske ligevægt statisk, da det kvantitative forhold mellem produkter og reaktanter er konstant. Et nærmere kig afslører dog, at ligevægt faktisk er en meget dynamisk proces, da reaktionen bevæger sig i begge retninger med samme hastighed.

Dynamisk ligevægt er et eksempel på en steady state-funktion. For et system i steady state fortsætter den aktuelt observerede adfærd ind i fremtiden. Derfor, når reaktionen når ligevægt, vil forholdet mellem produkt og reaktantkoncentrationer forblive det samme, selvom reaktionen fortsætter.

Hvor let er det at tale om komplekse ting?

Begreber som kemisk ligevægt og kemisk ligevægtskonstant er ret svære at forstå. Lad os tage et eksempel fra livet. Har du nogensinde siddet fast på en bro mellem to byer og bemærket, at trafikken i den anden retning er jævn og målt, mens du sidder håbløst fast i trafikken? Det er ikke godt.

Hvad hvis bilerne blev målt og med samme hastighed bevægede sig på begge sider? Ville antallet af biler i begge byer forblive konstant? Når hastigheden for ind- og udkørsel til begge byer er den samme, og antallet af biler i hver by er stabilt over tid, betyder det, at hele processen er i dynamisk ligevægt.

Kemisk ligevægt er en tilstand af et kemisk system, hvor en eller flere kemiske reaktioner forløber reversibelt, og hastighederne i hvert par frem-tilbage-reaktioner er lig med hinanden. For et system i kemisk ligevægt ændres koncentrationerne af reagenser, temperatur og andre parametre i systemet ikke med tiden

A2 + B2 ⇄ 2AB

En kvantitativ karakteristik af kemisk ligevægt er en størrelse kaldet konstanten for kemisk ligevægt.

Ved en konstant temperatur er ligevægtskonstanten for en reversibel reaktion en konstant værdi, der viser forholdet mellem koncentrationerne af reaktionsprodukterne og udgangsstofferne, som er etableret ved ligevægt.

Ligevægtskonstantligningen viser, at under ligevægtsbetingelser er koncentrationerne af alle stoffer involveret i reaktionen forbundet med hinanden. En ændring i koncentrationen af ​​et af disse stoffer medfører en ændring i koncentrationen af ​​alle andre stoffer. Som følge heraf etableres en ny koncentration, men forholdet mellem dem svarer til ligevægtskonstanten.

58. Faktorer, der bestemmer retningen af ​​kemiske reaktioner. Kemiske processer skal forløbe i retning af at mindske systemets indre energi, dvs. i den retning, der svarer til reaktionens positive termiske effekt.

Den anden faktor, der påvirker retningen af ​​kemiske reaktioner, er princippet om retningen af ​​processer til den mest sandsynlige tilstand, dvs. i kemiske reaktioner, på grund af princippet om at lede processer til et minimum af intern energi, kombineres atomer til molekyler, under dannelsen af ​​hvilke den største mængde energi frigives.

Tendensen til at gå over til tilstanden med den laveste indre energi manifesteres i samme grad ved temperaturen. Tendensen til at opnå den mest sandsynlige tilstand bliver stærkere, jo højere temperaturen er. Ved lave temperaturer har i de fleste tilfælde kun indflydelsen af ​​den første af disse tendenser en praktisk virkning, som et resultat af hvilke eksoterme processer forløber spontant. Efterhånden som temperaturen stiger, skifter ligevægten i kemiske systemer mere og mere mod nedbrydningsreaktionen eller en stigning i antallet af atomers tilstande. I dette tilfælde svarer hver temperatur til en ligevægtstilstand, kendetegnet ved et vist forhold mellem koncentrationen af ​​reaktanter og reaktionsprodukter

59. Forskydning af kemisk ligevægt. La Chateliers princip. Hvis systemet er i en tilstand af ligevægt, så vil det forblive i det, så længe de ydre betingelser forbliver konstante. Af størst betydning er tilfælde af krænkelse af kemisk ligevægt på grund af et fald i koncentrationen af ​​et hvilket som helst af de stoffer, der deltager i ligevægten; ændring i tryk og temperatur. Disse ubalancer er styret af Le Chatelier-princippet: hvis et system i ligevægt er påvirket, vil ligevægten som følge af de processer, der forekommer i det, skifte i en sådan retning, at påvirkningen vil falde.

60. Gibbs faseregel. For ethvert system i ligevægt er summen af ​​antallet af faser (P) og antallet af mulige tilstande i systemet (V) større end antallet af komponenter (C) med 2: P + V = C + 2

61. Løsninger. opløsningsproces. En opløsning er et fast, gasformigt eller flydende homogent system bestående af to eller flere komponenter, hvis mængde kan variere meget. Den vigtigste type opløsninger er flydende. Enhver opløsning består af opløste stoffer og et opløsningsmiddel, dvs. miljø, hvor disse stoffer er jævnt fordelt i form af molekyler eller ioner. Normalt anses et opløsningsmiddel for at være den komponent, der eksisterer i sin rene form i samme aggregeringstilstand som den resulterende opløsning.

Opløsningernes homogenitet gør dem meget lig kemiske forbindelser.

Forskellen mellem en opløsning og kemiske forbindelser er, at sammensætningen af ​​en opløsning kan variere over et meget bredt område. Derudover kan mange egenskaber ved dens individuelle komponenter findes i opløsningens egenskaber, hvilket ikke observeres i tilfælde af kemiske forbindelser.

Variabiliteten af ​​sammensætningen af ​​opløsninger bringer dem tættere på mekaniske blandinger, men de adskiller sig skarpt fra dem i deres ensartethed. Opløsninger indtager en mellemposition mellem mekaniske blandinger og kemiske forbindelser.

Adskillelsen af ​​molekyler fra overfladen af ​​krystallen under opløsning skyldes på den ene side deres egne termiske vibrationer af molekylerne, og på den anden side af opløsningsmidlets tiltrækning af molekyler.

En opløsning i ligevægt med et opløst stof kaldes en mættet opløsning.

62. Måder at udtrykke opløsningens sammensætning. a) Massefraktion: ω \u003d m 1 / (m 1 + m 2) * 100% hvor m 1 er det opløste stof; m 1 + m 2 - massen af ​​opløsningen; m 2 er massen af ​​opløsningsmidlet;

b) Molfraktion N= ν 1 / ν 1 + ν 2 - dette er forholdet mellem antallet af mol af et opløst stof og summen af ​​mængden af ​​alle stoffer, der udgør opløsningen;

c) Molær koncentration C \u003d V 1 / m 2 - forholdet mellem mængden af ​​stof indeholdt i opløsningen og opløsningens volumen (mol / l);

d) Molkoncentration C \u003d V e1 / V - forholdet mellem mængden af ​​stof indeholdt i opløsningen og opløsningsmidlets masse (mol \ kg);

e) Den molære koncentration af ækvivalenten er forholdet mellem mængden af ​​det ækvivalente stof indeholdt i opløsningen og volumenet af denne opløsning (mol / l).

63. Opløselighed, Henrys lov. Opløselighed er et stofs evne til at opløses i et bestemt opløsningsmiddel. Et mål for et stofs opløselighed under givne forhold er dets indhold i en mættet opløsning. Men som regel opløses stoffer bestående af polære molekyler og stoffer med en ionisk bindingstype bedre i polære opløsningsmidler (vand, alkohol, ammoniak) og upolære stoffer i ikke-polære opløsningsmidler (benzen osv.). Hvis opløsningen af ​​et fast stof i en væske ledsages af absorption af varme, fører en temperaturstigning til en stigning i stoffets opløselighed.

Når faste stoffer opløses, ændres systemets volumen normalt ubetydeligt. Derfor afhænger opløseligheden af ​​faste stoffer i væsker ikke af tryk.

Henrys lov: massen af ​​en gas, der opløses ved en konstant temperatur i et givet volumen væske, er direkte proportional med gassens partialtryk C \u003d cr, hvor C er masse-volumen koncentrationen, p er partial gassen. tryk, k er Henry-koefficienten.

Konsekvens af Henrys lov:

a) Volumenet af en gas, der er opløst ved en konstant temperatur i et givet volumen væske, afhænger ikke af dens partialtryk.

b) Hvis der er en blanding af gasser over væsken, så bestemmes opløsningen af ​​hver af dem af partialtrykket.

64. Lov om distribution. Udvinding. Fordelingslov: et stof, der kan opløses i 2 ublandbare opløsningsmidler, er fordelt mellem dem, således at forholdet mellem dets koncentrationer i disse opløsningsmidler ved en konstant temperatur forbliver konstant, uanset den samlede mængde af det opløste stof.

Ekstraktion er en metode til at ekstrahere et stof fra en opløsning ved hjælp af et passende opløsningsmiddel (ekstraktionsmiddel). Til ekstraktion fra en opløsning anvendes opløsningsmidler, der er ublandbare med denne opløsning, men hvori stoffet opløses bedre end i det første opløsningsmiddel.

65. Osmose. Van't Hoffs lov. Osmose er envejsdiffusion af molekyler gennem en semipermeabel membran.

Ved måling af det osmotiske tryk af forskellige opløsninger viste det sig, at størrelsen af ​​det osmotiske tryk afhænger af opløsningens koncentration og af dens temperatur, men ikke afhænger af arten af ​​de opløste stoffer og opløsningsmidlet.

P=CRT - van't Hoffs lov

hvor P er det osmotiske tryk af opløsningen (Pa), C er molariteten, R er den universelle gaskonstant, T er den absolutte temperatur

66. Opløsningens damptryk. Rauls lov. Ved en given temperatur er damptrykket over væsken en konstant værdi. Når et stof er opløst i en væske, falder væskens damptryk.

En damp, der er i ligevægt med sin væske, siges at være mættet.

Mættet damptryk afhænger af væskens art og temperatur, men afhænger ikke af volumenet af beholderen, hvori dampen er placeret.

Mætningsdamptrykket af et opløsningsmiddel over en opløsning er således altid lavere end over et rent opløsningsmiddel ved samme temperatur.

Forskellen mellem mætningsdamptrykket over det rene opløsningsmiddel og over opløsningen kaldes opløsningens damptryksfald, og forholdet mellem opløsningens damptryksfald og mætningsdamptrykket over det rene opløsningsmiddel kaldes den relative damp trykfald over opløsningen.

Raoults lov: det relative fald i trykket af den mættede damp af opløsningsmidlet over opløsningen er lig med molfraktionen af ​​det opløste stof.

Fænomenet med et fald i trykket af mættet damp over en opløsning følger af Le Chatelier-princippet.

67. Vandige opløsninger af elektrolytter. Teori om elektrolytisk dissociation. a) Dissociation af salte, dvs. krystaller med ionisk struktur.

b) Dissociation ved opløsning af syrer, dvs. polære molekyler.

Teori om elektrolytisk dissociation.

Elektrolytisk dissociation er processen med nedbrydning af en elektrolyt til ioner under dens opløsning eller smeltning.

Den klassiske teori om elektrolytisk dissociation blev skabt af S. Arrhenius og W. Ostwald i 1887. Arrhenius holdt sig til den fysiske teori om opløsninger, tog ikke højde for interaktionen af ​​en elektrolyt med vand og mente, at frie ioner var til stede i opløsninger. Russiske kemikere I. A. Kablukov og V. A. Kistyakovsky brugte den kemiske teori om opløsninger af D. I. Mendeleev til at forklare den elektrolytiske dissociation og beviste, at når elektrolytten er opløst, interagerer den kemisk med vand, som et resultat af, at elektrolytten dissocieres til ioner.

Den klassiske teori om elektrolytisk dissociation er baseret på antagelsen om ufuldstændig dissociation af et opløst stof, karakteriseret ved graden af ​​dissociation α, dvs. fraktion af nedbrudte elektrolytmolekyler. Den dynamiske ligevægt mellem ikke-dissocierede molekyler og ioner er beskrevet af loven om massevirkning.

68. Stærke og svage elektrolytter. Grad af dissociation. Graden af ​​dissociation af en elektrolyt er forholdet mellem antallet af molekyler, der nedbrydes til ioner i en given opløsning, og det samlede antal molekyler af et givet stof i en opløsning.

Elektrolytter, hvis dissociationsgrad har tendens til 1, kaldes stærke: NaCl, NaOH, HCl.

Elektrolytter, hvis dissociationsgrad har tendens til 0, kaldes svage: H 2 O, H 2 CO 2, NH 4 OH.

69. Dissociationskonstant. Ostwalds udvandingslov. Det er muligt at anvende de love, der er gyldige for kemisk ligevægt, på de ligevægte, der etableres under dissocieringen af ​​en svag elektrolyt.

Ligevægtskonstanten svarende til dissociationen af ​​en svag elektrolyt kaldes dissociationskonstanten.

Værdien af ​​ligevægtskonstanten afhænger af arten af ​​elektrolytten og opløsningsmidlet, af temperaturen, men afhænger ikke af opløsningens koncentration. Denne værdi karakteriserer en given syres, bases eller salts evne til at nedbrydes til ioner. Jo højere værdien af ​​ligevægtskonstanten er, jo lettere dissocierer elektrolytten til ioner.

Ostwalds lov - graden af ​​dissociation stiger i takt med at elektrolytten fortyndes.

70. Tilstanden af ​​stærke elektrolytter i opløsning. Aktivitet. Ionisk styrke. For at vurdere tilstanden af ​​ioner i opløsninger af stærke elektrolytter bruges en mængde kaldet aktivitet. En ions aktivitet forstås som den effektive betingede koncentration af den, i overensstemmelse med hvilken den virker i kemiske reaktioner:

hvor a er ionaktiviteten, c er ionkoncentrationen, f er aktivitetskoefficienten.

For fortynding af opløsninger er et udtryk gyldigt, der relaterer aktivitetskoefficienten og værdien af ​​opløsningens ionstyrke.

lgF= - 0,5Z 2 kvadratrod I

Hvis vi bruger aktivitetsværdier, så kan lovene om kemisk ligevægt også anvendes på opløsninger af stærke elektrolytter.

71. Egenskaber af syrer, baser og salte set ud fra teorien om elektrolytisk dissociation. Syrer er i stand til at interagere med baser. Dette producerer salt og vand.

Teorien om elektrolytisk dissociation definerer syrer som elektrolytter, der dissocierer for at danne positivt ladede hydrogenioner.

På samme måde er baser defineret som elektrolytter, der dissocierer for at danne en negativt ladet hydroxidion.

Salte: Der dannes ikke hydroxid og brintioner. De betragtes som elektrolytter, der dissocierer for at danne andre positivt ladede ioner end hydrogenioner og negativt ladede ioner andre end hydroxidioner.