Mis on tasakaalukonstant. keemiline tasakaal. Aktiivsete masside seadus. Keemilise tasakaalu konstant ja selle väljendamise meetodid. Tasakaalukostandi väljendamise viisid

Kui arvestada pöörduvat gaasireaktsiooni ja pidada gaase ideaalseteks, kehtivad järgmised seosed:

1) Mendelejevi–Clapeyroni seadus pV = nRT (või p i V = n i RT).

Kus
, (19)

Siit on võimalik saada järgmised seosed, mis näitavad seost k p ja k c vahel

, aga sest p i = c i RT, siis saame:

.

Siin on  gaasiliste ainete moolide arvu muutus selle reaktsiooni ühe läbimise tulemusena.
(20)

k p \u003d k c (RT)  . (21)

Kui komponentide osarõhku väljendatakse atmosfäärides ja kontsentratsioone , siis k р ja k с ühendavasse seosesse (21) tuleks R asemel panna väärtus R = 0,082
.

k p ei sõltu rõhust ja kontsentratsioonist, k c ei sõltu kontsentratsioonist ja rõhust.

3.5 Tasakaal heterogeensetes reaktsioonides.

Siiani on räägitud homogeensetest reaktsioonidest (toimuvad ühes faasis). Mõelge heterogeensetele reaktsioonidele, milles kõik ained ei ole gaasilises olekus. Heterogeensete süsteemide puhul, milles vedelad või tahked ained ei moodusta omavahel ega gaasiliste ainetega lahuseid, on nende kondenseerunud ainete keemilised potentsiaalid konstantsel temperatuuril konstantsed, nagu ka küllastusauru rõhk igas süsteemis. need ained segus. Seetõttu hõlmavad tasakaalukonstantide avaldised ainult gaasiliste ainete rõhku.

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

Kui lahused osalevad heterogeenses reaktsioonis, hõlmavad tasakaalukonstantide avaldised nende ainete aktiivsust (kontsentratsiooni).

3.6 Le Chatelier' põhimõte.

Nagu varem märgitud, on keemilised tasakaalud dünaamilised ja liikuvad. Muutused välistingimustes võivad viia tasakaalu nihkeni reaktsioonisaaduste või lähteainete moodustumise suunas. Esmakordselt sõnastas tasakaalunihke põhimõtte A. Le Chatelier.

Le Chatelier’ põhimõte: kui tasakaalus olevale süsteemile avaldatakse väline mõju, siis tasakaal nihkub seda mõju vähendava protsessi poole.

Teoreetiliselt esitas selle põhimõtte F. Brown ja seda tuntakse nüüd kui Le Chatelier-Browni printsiipi.

Tavaliselt peetakse tasakaaluseisundit mõjutavateks välisteguriteks temperatuuri, rõhu ja reaktiivide kontsentratsiooni muutusi. Näiteks temperatuuri tõusuga nihkub tasakaal endotermilise reaktsiooni suunas, mis toimub soojuse neeldumisega. Rõhu langus viib tasakaalu nihkumiseni reaktsiooni suunas, mis kulgeb gaasiliste ainete moolide arvu suurenemisega.

Näide 3 .2 Mõelge reaktsioonile

(
)

Tõstame temperatuuri: kuna reaktsioon on eksotermiline, st kulgeb soojuse eraldumisega, nihkub tasakaal lähteainete poole (pöördreaktsioon toimub soojuse neeldumisega).

Suurendame rõhku: kuna otsereaktsioon kulgeb gaasiliste ainete moolide arvu vähenemisega (st ruumala väheneb), nihkub tasakaal reaktsioonisaaduste suunas.

Keemilise tasakaalu konstant- keemilise reaktsiooni tunnus, mille väärtuse järgi saab hinnata protsessi suunda reagentide kontsentratsioonide algsuhte juures, reaktsioonisaaduse maksimaalset võimalikku saagist teatud tingimustel.

Keemilise tasakaalu konstant määratakse massi toime seadusega. Selle väärtused on arvutatud või põhinevad katseandmetel. Keemilise tasakaalu konstant sõltub reagentide olemusest ja temperatuurist.

Tasakaalukonstant ja Gibbsi energia

Tasakaalukonstant ~K on seotud Gibbsi vaba energiaga ~\Delta G järgmiselt:

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

Ülaltoodud võrrand võimaldab ΔG° väärtusest arvutada K ja seejärel reaktiivide tasakaalukontsentratsioonid (osarõhkud).

Sellest võrrandist on näha, et tasakaalukonstant on väga tundlik temperatuurimuutuste suhtes (kui väljendada konstanti siit, siis on temperatuur eksponendis). Endotermiliste protsesside puhul vastab temperatuuri tõus tasakaalukonstandi suurenemisele, eksotermiliste protsesside puhul selle langusele. Tasakaalukonstant ei sõltu rõhust, välja arvatud väga kõrge rõhu korral (alates 100 Pa).

Tasakaalukonstandi sõltuvus entalpia- ja entroopiateguritest näitab reaktiivide olemuse mõju sellele.

Tasakaalukonstant ja reaktsioonikiirus

Tasakaalukostandit saab väljendada reaktsioonikiiruse kaudu. Sel juhul on tasakaalukonstant defineeritud kui

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

kus ~k_1 on pärireaktsiooni kiiruskonstant, ~k_(-1) on pöördreaktsiooni kiiruskonstant.

Suvalist pöörduvat keemilist reaktsiooni saab kirjeldada järgmise vormi võrrandiga:

aA + bB Û dD + eE

Vastavalt massimõju seadusele on otsese reaktsiooni kiirus kõige lihtsamal juhul seotud lähteainete kontsentratsioonidega võrrandi abil

v pr = k pr C A a FROM b-s

ja pöördreaktsiooni kiirus – saaduste kontsentratsioonidega võrrandi järgi

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

Kui tasakaal on saavutatud, on need kiirused üksteisega võrdsed:

v pr = v arr

Edasi- ja tagasireaktsiooni kiiruskonstantide suhe üksteisega on võrdne tasakaalukonstant:

Kuna see avaldis põhineb reagentide ja reaktsioonisaaduste hulga arvestamisel, on see seaduse matemaatiline märge mõjuvad massid pöörduvate reaktsioonide jaoks.

Reaktiivide kontsentratsioonides väljendatud tasakaalukonstanti nimetatakse kontsentratsioonikonstandiks ja seda tähistatakse K s . Rangemaks kaalumiseks tuleks kontsentratsioonide asemel kasutada ainete termodünaamilisi aktiivsusi aga = fC (kus f - aktiivsuskoefitsient). Sel juhul räägime nn termodünaamilise tasakaalukonstandist

Madalatel kontsentratsioonidel, kui lähteainete ja saaduste aktiivsuskoefitsiendid on ühtsuse lähedal, K s Ja K a üksteisega praktiliselt võrdsed.

Gaasifaasis toimuva reaktsiooni tasakaalukonstanti saab väljendada osarõhkudes R reaktsioonis osalevad ained:

vahel K r Ja K s on seos, mida saab sel viisil tuletada. Ainete osarõhku väljendame nende kontsentratsioonidena, kasutades Mendelejevi-Clapeyroni võrrandit:

pV = nRT ,

kus lk = (n /V )RT = CRT .

Seejärel saame reaktsiooni üldkujul pärast osarõhkude asendamist kontsentratsioonidega

Avaldise (d + c) - (a + b) asendamine sellega võrdsega Dn , saame lõpliku avaldise

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

kus Dn - gaasiliste ainete moolide arvu muutus reaktsiooni ajal:

Dn = ån i prod (g) - ån i ref (r) ).

Kui Dn = 0, st protsess kulgeb gaasiliste ainete moolide arvu muutmata ja K r = K s .

Näiteks gaasifaasis toimuva etüleeni hüdratatsioonireaktsiooni jaoks:

C2H4 (g) + H2O (g) Û C 2H5OH (g),

Sel juhul Dn = 1 - (1 + 1) = -1. Seega saab konstantide vahelist seost väljendada järgmise võrrandiga:

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

Seega, teades K r seda reaktsiooni mis tahes temperatuuril, saate väärtuse arvutada K s ja vastupidi.

Tasakaalukostandite mõõde sõltub kontsentratsiooni (rõhu) väljendamismeetodist ja reaktsiooni stöhhiomeetriast. Sageli võib see olla hämmingus, näiteks vaadeldavas näites [mol - 1 m 3] K s ja [Pa - 1] jaoks K r , aga selles pole midagi halba. Kui produktide ja lähteainete stöhhiomeetriliste koefitsientide summad on võrdsed, on tasakaalukonstant dimensioonitu.

1885. aastal tuletas prantsuse füüsik ja keemik Le Chatelier ning 1887. aastal saksa füüsik Braun põhjendas keemilise tasakaalu seadust ja keemilise tasakaalu konstanti ning uuriti nende sõltuvust erinevate välistegurite mõjust.

Keemilise tasakaalu olemus

Tasakaal on seisund, mis tähendab, et asjad liiguvad alati. Tooted lagundatakse reaktiivideks ja reaktiivid kombineeritakse toodeteks. Asjad liiguvad, kuid kontsentratsioon jääb samaks. Reaktsioon kirjutatakse võrdusmärgi asemel topeltnoolega, mis näitab, et see on pöörduv.

Klassikalised mustrid

Veel eelmisel sajandil avastasid keemikud teatud mustrid, mis võimaldavad reaktsiooni suunda muuta samas mahutis. Keemiliste reaktsioonide toimimise teadmine on nii laboriuuringute kui ka tööstusliku tootmise jaoks väga oluline. Samas on suure tähtsusega võime kõiki neid nähtusi kontrollida. Inimesele on omane sekkuda paljudesse looduslikesse protsessidesse, eriti aga pöörduvatesse, et neid hiljem enda huvides ära kasutada. Keemiliste reaktsioonide tundmine on kasulikum, kui valdate nende juhtimise hoobasid.

Keemia massimõju seadust kasutavad keemikud reaktsioonide kiiruste õigeks arvutamiseks. See annab selge ettekujutuse, et ükski ei valmi, kui see toimub suletud süsteemis. Saadud ainete molekulid on pidevas ja juhuslikus liikumises ning peagi võib tekkida pöördreaktsioon, mille käigus taastuvad lähteaine molekulid.

Tööstuses kasutatakse kõige sagedamini avatud süsteeme. Anumad, seadmed ja muud mahutid, kus toimuvad keemilised reaktsioonid, jäävad lukustamata. See on vajalik selleks, et nende protsesside käigus oleks võimalik saada soovitud saadus ja vabaneda kasututest reaktsiooniproduktidest. Näiteks sütt põletatakse lahtistes ahjudes, tsementi toodetakse lahtistes ahjudes, kõrgahjud töötavad pideva õhu juurdevooluga ja ammoniaaki sünteesitakse ammoniaagi enda pideva eemaldamise teel.

Pöörduvad ja pöördumatud keemilised reaktsioonid

Nimetuse põhjal saab anda vastavad definitsioonid: pöördumatud reaktsioonid on need, mis on lõppenud, ei muuda suunda ja kulgevad mööda etteantud trajektoori, sõltumata rõhulangustest ja temperatuurikõikumistest. Nende eripära on see, et mõned tooted võivad reaktsioonisfäärist lahkuda. Seega on näiteks võimalik saada gaasi (CaCO 3 \u003d CaO + CO 2), sade (Cu (NO 3) 2 + H 2 S \u003d CuS + 2HNO 3) või muud loetakse samuti pöördumatuks, kui protsessi käigus eraldub suur kogus soojusenergiat, näiteks: 4P + 5O 2 \u003d 2P 2 O 5 + Q.

Peaaegu kõik looduses esinevad reaktsioonid on pöörduvad. Olenemata sellistest välistingimustest nagu rõhk ja temperatuur, võivad peaaegu kõik protsessid kulgeda samaaegselt erinevates suundades. Nagu keemia massimõju seadus ütleb, on neeldunud soojuse hulk võrdne vabaneva kogusega, mis tähendab, et kui üks reaktsioon oli eksotermiline, siis teine ​​(vastupidine) on endotermiline.

Keemiline tasakaal: keemilise tasakaalu konstant

Reaktsioonid on keemia "verbid" - tegevus, mida keemikud uurivad. Paljud reaktsioonid kulgevad lõpule ja peatuvad, mis tähendab, et reagendid muudetakse täielikult toodeteks, ilma et oleks võimalik naasta algsesse olekusse. Mõnel juhul on reaktsioon tõepoolest pöördumatu, näiteks kui põlemisel muutuvad nii füüsikalised kui ka keemilised muutused, kuid on palju muid asjaolusid, mille korral see pole mitte ainult võimalik, vaid ka pidev, kuna esimese reaktsiooni produktid muutuvad reagentideks. teine.

Dünaamilist olekut, milles reagentide ja saaduste kontsentratsioon jääb konstantseks, nimetatakse tasakaaluolekuks. Ainete käitumist on võimalik ennustada teatud seaduste abil, mida rakendatakse tööstusharudes, mille eesmärk on vähendada konkreetsete kemikaalide tootmiskulusid. Keemilise tasakaalu mõiste on kasulik ka inimeste tervist säilitavate või potentsiaalselt ohustavate protsesside mõistmisel. Keemilise tasakaalu konstant on reaktsiooniteguri väärtus, mis sõltub ioontugevusest ja temperatuurist ning ei sõltu reagentide ja saaduste kontsentratsioonist lahuses.

Tasakaalukostandi arvutamine

See väärtus on mõõtmeteta, see tähendab, et sellel ei ole teatud arvu ühikuid. Kuigi arvutus on tavaliselt kirjutatud kahe reagendi ja kahe toote kohta, töötab see suvalise arvu reaktsioonis osalejate jaoks. Tasakaalukonstandi arvutamine ja tõlgendamine sõltub sellest, kas keemiline reaktsioon on seotud homogeense või heterogeense tasakaaluga. See tähendab, et kõik reageerivad komponendid võivad olla puhtad vedelikud või gaasid. Reaktsioonide puhul, mis saavutavad heterogeense tasakaalu, ei esine reeglina ühte, vaid vähemalt kahte faasi. Näiteks vedelikud ja gaasid või ja vedelikud.

Tasakaalukonstandi väärtus

Iga temperatuuri korral on tasakaalukonstandil ainult üks väärtus, mis muutub ainult siis, kui reaktsiooni toimumise temperatuur ühes või teises suunas muutub. Mõningaid ennustusi keemilise reaktsiooni kohta saab teha selle põhjal, kas tasakaalukonstant on suur või väike. Kui väärtus on väga suur, siis tasakaal soosib reaktsiooni paremale ja saadakse rohkem tooteid, kui oli reagente. Reaktsiooni võib sel juhul nimetada "totaalseks" või "kvantitatiivseks".

Kui tasakaalukonstandi väärtus on väike, siis see soosib reaktsiooni vasakule, kus reagentide hulk oli suurem kui tekkivate saaduste arv. Kui see väärtus kipub olema null, võime eeldada, et reaktsiooni ei toimu. Kui otse- ja pöördreaktsiooni tasakaalukonstandi väärtused on peaaegu samad, on ka reagentide ja toodete kogus peaaegu sama. Seda tüüpi reaktsiooni peetakse pöörduvaks.

Mõelge konkreetsele pöörduvale reaktsioonile

Võtke kaks sellist keemilist elementi nagu jood ja vesinik, mis segamisel annavad uue aine - vesinikjodiidi.

V 1 jaoks võtame otsereaktsiooni kiiruse, v 2 jaoks - pöördreaktsiooni kiiruse, k - tasakaalukonstanti. Massitegevuse seadust kasutades saame järgmise avaldise:

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

v 2 = k 2 * c 2 (HI).

Joodi (I 2) ja vesiniku (H 2) molekulide segamisel algab nende vastastikmõju. Algstaadiumis on nende elementide kontsentratsioon maksimaalne, kuid reaktsiooni lõpuks on uue ühendi, vesinikjodiidi (HI) kontsentratsioon maksimaalne. Vastavalt sellele on ka reaktsioonikiirused erinevad. Kohe alguses on need maksimaalsed. Aja jooksul saabub hetk, mil need väärtused on võrdsed ja seda seisundit nimetatakse keemiliseks tasakaaluks.

Keemilise tasakaalukonstandi avaldis on reeglina tähistatud nurksulgudega: , , . Kuna tasakaalus on kiirused võrdsed, siis:

k 1 \u003d k 2 2,

seega saame keemilise tasakaalukonstandi võrrandi:

k 1 /k 2 = 2 / = K.

Le Chatelier-Browni põhimõte

Kehtib järgmine seaduspärasus: kui tasakaalus olevale süsteemile avaldatakse teatud mõju (muuta keemilise tasakaalu tingimusi näiteks temperatuuri või rõhu muutmisega), siis tasakaal nihkub, et osaliselt neutraliseerida süsteemi mõju. muuta. Lisaks keemiale kehtib see põhimõte veidi erineval kujul ka farmakoloogia ja majanduse valdkondades.

Keemilise tasakaalu konstant ja selle väljendamise viisid

Tasakaaluavaldist saab väljendada produktide ja reaktiivide kontsentratsioonina. Tasakaaluvalemis sisalduvad ainult vesi- ja gaasifaasis olevad kemikaalid, kuna vedelike ja tahkete ainete kontsentratsioonid ei muutu. Millised tegurid mõjutavad keemilist tasakaalu? Kui see sisaldab puhast vedelikku või tahket ainet, loetakse, et sellel on K \u003d 1, ja seetõttu ei võeta seda enam arvesse, välja arvatud väga kontsentreeritud lahused. Näiteks puhta vee aktiivsus on 1.

Teine näide on tahke süsinik, mis võib tekkida kahe süsinikmonooksiidi molekuli reaktsioonil süsinikdioksiidiks ja süsinikuks. Tegurid, mis võivad tasakaalu mõjutada, hõlmavad reagendi või toote lisamist (kontsentratsiooni muutused mõjutavad tasakaalu). Reagendi lisamine võib viia tasakaalu keemilises võrrandis paremale, kus tekib rohkem toote vorme. Toote lisamine võib viia tasakaalu vasakule, kui saadaval on rohkem reageerivaid vorme.

Tasakaal tekib siis, kui mõlemas suunas kulgeval reaktsioonil on produktide ja reagentide konstantne suhe. Üldiselt on keemiline tasakaal staatiline, kuna toodete ja reaktiivide kvantitatiivne suhe on konstantne. Lähemal vaatlusel selgub aga, et tasakaal on tegelikult väga dünaamiline protsess, kuna reaktsioon liigub mõlemas suunas sama kiirusega.

Dünaamiline tasakaal on püsiseisundi funktsiooni näide. Stabiilse olekuga süsteemi puhul jätkub praegu täheldatud käitumine ka tulevikus. Seega, kui reaktsioon saavutab tasakaalu, jääb produkti ja reagendi kontsentratsioonide suhe samaks, isegi kui reaktsioon jätkub.

Kui lihtne on rääkida keerulistest asjadest?

Selliseid mõisteid nagu keemiline tasakaal ja keemilise tasakaalu konstant on üsna raske mõista. Võtame näite elust. Kas olete kunagi kahe linna vahelisel sillal kinni jäänud ja märganud, et liiklus teises suunas on sujuv ja mõõdetud, samal ajal kui olete lootusetult liikluses kinni? See pole hea.

Mis siis, kui autod oleksid mõõdetud ja liiguksid mõlemalt poolt ühesuguse kiirusega? Kas autode arv jääks mõlemas linnas muutumatuks? Kui mõlemasse linna sisenemise ja väljumise kiirus on sama ning autode arv igas linnas on aja jooksul stabiilne, tähendab see, et kogu protsess on dünaamilises tasakaalus.

Keemiline tasakaal on keemilise süsteemi olek, milles üks või mitu keemilist reaktsiooni kulgevad pöörduvalt ja kiirused igas edasi-tagasi reaktsioonide paaris on üksteisega võrdsed. Keemilises tasakaalus oleva süsteemi korral ei muutu reaktiivide kontsentratsioonid, temperatuur ja muud süsteemi parameetrid aja jooksul

A2 + B2 ⇄ 2AB

Keemilise tasakaalu kvantitatiivne tunnus on suurus, mida nimetatakse keemilise tasakaalu konstandiks.

Pöörduva reaktsiooni tasakaalukonstant on konstantsel temperatuuril konstantne väärtus, mis näitab reaktsioonisaaduste ja lähteainete kontsentratsioonide vahelist suhet, mis saavutatakse tasakaalus.

Tasakaalukonstandi võrrand näitab, et tasakaalutingimustes on kõigi reaktsioonis osalevate ainete kontsentratsioonid omavahel seotud. Mis tahes nende ainete kontsentratsiooni muutus toob kaasa muutuse kõigi teiste ainete kontsentratsioonis. Selle tulemusena kehtestatakse uus kontsentratsioon, kuid nendevaheline suhe vastab tasakaalukonstandile.

58. Keemiliste reaktsioonide suuna määravad tegurid. Keemilised protsessid peavad kulgema süsteemi siseenergia vähenemise suunas, s.o. reaktsiooni positiivsele termilisele efektile vastavas suunas.

Teiseks keemiliste reaktsioonide suunda mõjutavaks teguriks on protsesside suunamise põhimõte kõige tõenäolisemasse olekusse, s.o. keemilistes reaktsioonides ühinevad protsesside minimaalse siseenergiani suunamise põhimõtte tõttu aatomid molekulideks, mille moodustumisel vabaneb kõige rohkem energiat.

Kalduvus minna üle kõige madalama siseenergiaga olekusse avaldub temperatuuril samal määral. Kalduvus saavutada kõige tõenäolisem olek muutub seda tugevamaks, mida kõrgem on temperatuur. Madalatel temperatuuridel on enamikul juhtudel praktiline mõju ainult neist esimesest tendentsist, mille tulemusena kulgevad eksotermilised protsessid spontaanselt. Temperatuuri tõustes nihkub tasakaal keemilistes süsteemides üha enam lagunemisreaktsiooni või aatomite olekute arvu suurenemise suunas. Sel juhul vastab iga temperatuur tasakaaluolekule, mida iseloomustab teatud reagentide ja reaktsioonisaaduste kontsentratsiooni suhe.

59. Keemilise tasakaalu nihe. La Chatelier’ põhimõte. Kui süsteem on tasakaaluseisundis, siis see püsib selles seni, kuni välistingimused püsivad konstantsena. Suurima tähtsusega on keemilise tasakaalu rikkumise juhtumid, mis on tingitud mõne tasakaalus osaleva aine kontsentratsiooni vähenemisest; rõhu ja temperatuuri muutus. Neid tasakaalustamatusi juhib Le Chatelier' printsiip: kui tasakaalus olev süsteem on mõjutatud, siis selles toimuvate protsesside tulemusena nihkub tasakaal sellises suunas, et mõju väheneb.

60. Gibbsi faasireegel. Iga tasakaalus oleva süsteemi korral on faaside arvu (P) ja süsteemi võimalike olekute arvu (V) summa 2 võrra suurem kui komponentide arv (C): P + V = C + 2

61. Lahendused. lahustumisprotsess. Lahus on tahke, gaasiline või vedel homogeenne süsteem, mis koosneb kahest või enamast komponendist, mille kogus võib laias vahemikus varieeruda. Kõige olulisem lahuste tüüp on vedel. Iga lahus koosneb lahustunud ainetest ja lahustist, s.t. keskkond, kus need ained on molekulide või ioonide kujul ühtlaselt jaotunud. Tavaliselt loetakse lahustiks seda komponenti, mis eksisteerib puhtal kujul samas agregatsiooniseisundis kui saadud lahus.

Lahuste homogeensus muudab need väga sarnaseks keemiliste ühenditega.

Lahuse ja keemiliste ühendite erinevus seisneb selles, et lahuse koostis võib varieeruda väga laias vahemikus. Lisaks võib lahuse omadustest leida palju selle üksikute komponentide omadusi, mida keemiliste ühendite puhul ei täheldata.

Lahuste koostise varieeruvus lähendab need mehaanilistele segudele, kuid oma ühtluse poolest erinevad nad neist järsult. Lahused asuvad vahepealsel positsioonil mehaaniliste segude ja keemiliste ühendite vahel.

Molekulide eraldumine kristalli pinnalt lahustumisel on ühelt poolt põhjustatud molekulide endi termilistest vibratsioonidest ja teiselt poolt molekulide külgetõmbamisest lahusti poolt.

Soluudiga tasakaalus olevat lahust nimetatakse küllastunud lahuseks.

62. Lahenduse koostise väljendamise viisid. a) Massiosa: ω \u003d m 1 / (m 1 + m 2) * 100%, kus m 1 on lahustunud aine; m 1 + m 2 - lahuse mass; m 2 on lahusti mass;

b) Moolfraktsioon N= ν 1 / ν 1 + ν 2 - see on lahustunud aine moolide arvu suhe kõigi lahust moodustavate ainete summasse;

c) molaarne kontsentratsioon C \u003d V 1 / m 2 - lahuses sisalduva aine koguse ja lahuse mahu suhe (mol / l);

d) moolikontsentratsioon C \u003d V e1 / V - lahuses sisalduva aine koguse ja lahusti massi suhe (mol \ kg);

e) Ekvivalendi molaarne kontsentratsioon on lahuses sisalduva ekvivalentse aine koguse ja selle lahuse mahu suhe (mol / l).

63. Lahustuvus, Henry seadus. Lahustuvus on aine võime lahustuda teatud lahustis. Aine lahustuvuse mõõt antud tingimustes on selle sisaldus küllastunud lahuses. Polaarsetest molekulidest koosnevad ja ioonse sidemega ained aga lahustuvad reeglina paremini polaarsetes lahustites (vesi, alkohol, ammoniaak), mittepolaarsetes lahustites (benseen jne) aga mittepolaarsed ained. Kui tahke aine lahustumisega vedelikus kaasneb soojuse neeldumine, siis temperatuuri tõus toob kaasa aine lahustuvuse suurenemise.

Tahkete ainete lahustumisel muutub süsteemi maht tavaliselt ebaoluliselt. Seetõttu ei sõltu tahkete ainete lahustuvus vedelikes rõhust.

Henry seadus: gaasi mass, mis lahustub konstantsel temperatuuril teatud vedelikumahus, on otseselt võrdeline gaasi osarõhuga C \u003d cr, kus C on massi-mahu kontsentratsioon, p on osagaas rõhk, k on Henry koefitsient.

Henry seaduse tagajärjed:

a) Konstantsel temperatuuril lahustunud gaasi maht antud vedelikumahus ei sõltu selle osarõhust.

b) Kui vedeliku kohal on gaaside segu, siis igaühe lahustumise määrab osarõhk.

64. Jaotuse seadus. Ekstraheerimine. Jaotusseadus: aine, mis suudab lahustuda 2 segunematus lahustis, jaotatakse nende vahel nii, et selle kontsentratsioonide suhe neis lahustites püsival temperatuuril jääb muutumatuks, sõltumata lahustunud aine üldkogusest.

Ekstraheerimine on meetod aine ekstraheerimiseks lahusest, kasutades selleks sobivat lahustit (ekstraktanti). Lahusest ekstraheerimiseks kasutatakse lahusteid, mis selle lahusega ei segune, kuid milles aine lahustub paremini kui esimeses lahustis.

65. Osmoos. Van't Hoffi seadus. Osmoos on molekulide ühesuunaline difusioon läbi poolläbilaskva membraani.

Erinevate lahuste osmootse rõhu mõõtmisel selgus, et osmootse rõhu suurus sõltub lahuse kontsentratsioonist ja selle temperatuurist, kuid ei sõltu lahustunud ainete ja lahusti iseloomust.

P=CRT – van't Hoffi seadus

kus P on lahuse osmootne rõhk (Pa), C on molaarsus, R on universaalne gaasikonstant, T on absoluutne temperatuur

66. Lahuse aururõhk. Rauli seadus. Teatud temperatuuril on aururõhk vedeliku kohal konstantne väärtus. Kui aine lahustub vedelikus, väheneb vedeliku aururõhk.

Aur, mis on oma vedelikuga tasakaalus, on küllastunud.

Küllastunud auru rõhk sõltub vedeliku olemusest ja temperatuurist, kuid ei sõltu anuma mahust, milles aur asub.

Seega on lahusti küllastusauru rõhk lahuse kohal alati madalam kui puhta lahusti rõhk samal temperatuuril.

Puhta lahusti ja lahuse kohal tekkiva küllastusauru rõhu erinevust nimetatakse lahuse aururõhu languseks ning lahuse aururõhu languse ja küllastunud auru rõhu suhet puhta lahusti suhtes nimetatakse suhteliseks auruks. rõhu langus lahuse kohal.

Raoult' seadus: lahusti küllastunud auru rõhu suhteline langus lahuse kohal on võrdne lahustunud aine mooliosaga.

Küllastunud auru rõhu languse nähtus lahuse kohal tuleneb Le Chatelier' põhimõttest.

67. Elektrolüütide vesilahused. Elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria. a) Soolade dissotsiatsioon, s.o. ioonse struktuuriga kristallid.

b) Dissotsiatsioon hapete lahustumisel, s.o. polaarsed molekulid.

Elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria.

Elektrolüütiline dissotsiatsioon on protsess, mille käigus elektrolüüt laguneb ioonideks selle lahustumise või sulamise ajal.

Elektrolüütilise dissotsiatsiooni klassikalise teooria lõid S. Arrhenius ja W. Ostwald 1887. aastal. Arrhenius järgis lahuste füüsikalist teooriat, ei võtnud arvesse elektrolüüdi interaktsiooni veega ja uskus, et lahustes on vabu ioone. Vene keemikud I. A. Kablukov ja V. A. Kistjakovski kasutasid D. I. Mendelejevi lahuste keemilist teooriat elektrolüütilise dissotsiatsiooni selgitamiseks ja tõestasid, et elektrolüüdi lahustumisel interakteerub see keemiliselt veega, mille tulemusena elektrolüüt dissotsieerub ioonideks.

Klassikaline elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria põhineb lahustunud aine mittetäieliku dissotsiatsiooni eeldusel, mida iseloomustab dissotsiatsiooniaste α, s.o. lagunenud elektrolüüdi molekulide osa. Dünaamilist tasakaalu dissotsieerumata molekulide ja ioonide vahel kirjeldab massi toime seadus.

68. Tugevad ja nõrgad elektrolüüdid. Dissotsiatsiooni aste. Elektrolüüdi dissotsiatsiooniaste on antud lahuses ioonideks lagunenud molekulide arvu ja antud aine molekulide koguarvu suhe lahuses.

Elektrolüüte, mille dissotsiatsiooniaste kipub olema 1, nimetatakse tugevateks: NaCl, NaOH, HCl.

Elektrolüüte, mille dissotsiatsiooniaste kipub olema 0, nimetatakse nõrkadeks: H 2 O, H 2 CO 2, NH 4 OH.

69. Dissotsiatsioonikonstant. Ostwaldi lahjendusseadus. Nõrga elektrolüüdi dissotsiatsiooni käigus tekkivatele tasakaaludele on võimalik rakendada keemilise tasakaalu jaoks kehtivaid seaduspärasusi.

Nõrga elektrolüüdi dissotsiatsioonile vastavat tasakaalukonstanti nimetatakse dissotsiatsioonikonstandiks.

Tasakaalukonstandi väärtus sõltub elektrolüüdi ja lahusti olemusest, temperatuurist, kuid ei sõltu lahuse kontsentratsioonist. See väärtus iseloomustab antud happe, aluse või soola võimet laguneda ioonideks. Mida suurem on tasakaalukonstandi väärtus, seda kergemini dissotsieerub elektrolüüt ioonideks.

Ostwaldi seadus – elektrolüüdi lahjendamisel dissotsiatsiooniaste suureneb.

70. Tugevate elektrolüütide olek lahuses. Tegevus. Iooniline tugevus. Ioonide oleku hindamiseks tugevate elektrolüütide lahustes kasutatakse suurust, mida nimetatakse aktiivsuseks. Iooni aktiivsuse all mõistetakse selle efektiivset tingimuslikku kontsentratsiooni, mille kohaselt see toimib keemilistes reaktsioonides:

kus a on ioonide aktiivsus, c on ioonide kontsentratsioon, f on aktiivsuskoefitsient.

Lahuste lahjendamisel kehtib avaldis, mis seob aktiivsuskoefitsiendi ja lahuse ioontugevuse väärtuse.

lgF= - 0,5Z 2 ruutjuur I

Kui kasutada aktiivsusväärtusi, siis saab keemilise tasakaalu seadusi rakendada ka tugevate elektrolüütide lahustele.

71. Hapete, aluste ja soolade omadused elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria seisukohalt. Happed on võimelised alustega suhtlema. See tekitab soola ja vett.

Elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria defineerib happeid kui elektrolüüte, mis dissotsieeruvad, moodustades positiivselt laetud vesinikuioonid.

Samamoodi määratletakse aluseid kui elektrolüüte, mis dissotsieeruvad, moodustades negatiivselt laetud hüdroksiidiooni.

Soolad: Hüdroksiide ja vesinikioone ei moodustu. Neid peetakse elektrolüütideks, mis dissotsieeruvad, moodustades positiivselt laetud ioone peale vesiniku ioonide ja negatiivselt laetud ioone peale hüdroksiidioonide.