Mikä on tasapainovakio. kemiallinen tasapaino. Aktiivisten massojen laki. Kemiallinen tasapainovakio ja sen ilmaisumenetelmät. Tapoja ilmaista tasapainovakio

Jos katsomme reversiibeliä kaasureaktiota ja katsomme kaasuja ihanteellisiksi, seuraavat suhteet pätevät:

1) Mendeleev–Clapeyronin laki pV = nRT (tai p i V = n i RT).

Missä
, (19)

Tästä voidaan saada seuraavat suhteet, jotka osoittavat k p:n ja k c:n välisen suhteen

, mutta koska p i = c i RT, niin saamme:

.

Tässä  on muutos kaasumaisten aineiden moolien lukumäärässä tämän reaktion yhden ajon seurauksena.
(20)

k p \u003d k c (RT)  . (21)

Jos komponenttien osapaineet ilmaistaan ​​ilmakehässä ja pitoisuudet ilmaistuna , niin k р:n ja k с:n yhdistävään relaatioon (21) tulee R:n sijaan laittaa arvo R = 0,082
.

k p ei riipu paineesta ja pitoisuudesta, k c ei riipu pitoisuudesta ja paineesta.

3.5 Tasapaino heterogeenisissä reaktioissa.

Toistaiseksi olemme puhuneet homogeenisista reaktioista (jotka tapahtuvat yhdessä vaiheessa). Harkitse heterogeenisiä reaktioita, joissa kaikki aineet eivät ole kaasumaisessa tilassa. Heterogeenisissa järjestelmissä, joissa nestemäiset tai kiinteät aineet eivät muodosta liuoksia keskenään ja kaasumaisten aineiden kanssa, näiden kondensoituneiden aineiden kemialliset potentiaalit vakiolämpötilassa ovat vakioita, samoin kuin kyllästyshöyryn paine jokaisessa nämä aineet seoksessa. Siksi tasapainovakioiden lausekkeet sisältävät vain kaasumaisten aineiden paineet.

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

Jos liuokset osallistuvat heterogeeniseen reaktioon, tasapainovakioiden lausekkeet sisältävät näiden aineiden aktiivisuudet (pitoisuudet).

3.6 Le Chatelier'n periaate.

Kuten aiemmin todettiin, kemialliset tasapainot ovat dynaamisia ja liikkuvia. Muutokset ulkoisissa olosuhteissa voivat johtaa tasapainon muuttumiseen kohti joko reaktiotuotteiden tai lähtöaineiden muodostumista. Ensimmäistä kertaa tasapainosiirtymän periaatteen muotoili A. Le Chatelier.

Le Chatelierin periaate: jos tasapainossa olevaan järjestelmään kohdistuu ulkoinen vaikutus, tasapaino siirtyy sitä vaikutusta vähentävään prosessiin.

Teoriassa tämän periaatteen esitti F. Brown, ja se tunnetaan nykyään Le Chatelier-Brownin periaatteena.

Yleensä lämpötilan, paineen ja reagoivien aineiden pitoisuuden muutosten vaikutus katsotaan ulkoisiksi tekijöiksi, jotka vaikuttavat tasapainotilaan. Esimerkiksi lämpötilan noustessa tasapaino siirtyy kohti endotermistä reaktiota, joka etenee lämmön absorption myötä. Paineen lasku johtaa tasapainon siirtymiseen kohti reaktiota, joka etenee kaasumaisten aineiden moolien määrän lisääntyessä.

Esimerkki 3 .2 Harkitse reaktiota

(
)

Nostetaan lämpötilaa: koska reaktio on eksoterminen, eli se etenee lämmön vapautuessa, tasapaino siirtyy lähtöaineita kohti (käänteinen reaktio etenee lämmön absorption myötä).

Nostetaan painetta: koska suora reaktio etenee kaasumaisten aineiden moolimäärän pienentyessä (eli tilavuus pienenee), tasapaino siirtyy reaktiotuotteita kohti.

Kemiallisen tasapainon vakio- kemiallisen reaktion ominaisuus, jonka arvon perusteella voidaan arvioida prosessin suunta lähtöaineiden pitoisuuksien alkusuhteessa, reaktiotuotteen suurin mahdollinen saanto tietyissä olosuhteissa.

Kemiallinen tasapainovakio määräytyy massan vaikutuksen lain mukaan. Sen arvot on laskettu tai perustuvat kokeellisiin tietoihin. Kemiallinen tasapainovakio riippuu reagoivien aineiden laadusta ja lämpötilasta.

Tasapainovakio ja Gibbsin energia

Tasapainovakio ~K liittyy Gibbsin vapaaseen energiaan ~\Delta G seuraavasti:

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

Yllä oleva yhtälö mahdollistaa K:n laskemisen ΔG°:n arvosta ja sitten reagenssien tasapainopitoisuuksista (osapaineista).

Tästä yhtälöstä voidaan nähdä, että tasapainovakio on erittäin herkkä lämpötilan muutoksille (jos ilmaisemme vakion täältä, niin lämpötila on eksponenttissa). Endotermisten prosessien osalta lämpötilan nousu vastaa tasapainovakion nousua, eksotermisten prosessien osalta sen laskua. Tasapainovakio ei riipu paineesta, paitsi erittäin korkeassa paineessa (alkaen 100 Pa).

Tasapainovakion riippuvuus entalpia- ja entropiatekijöistä osoittaa reagenssien luonteen vaikutuksen siihen.

Tasapainovakio ja reaktionopeus

Voit ilmaista tasapainovakion reaktionopeudella. Tässä tapauksessa tasapainovakio määritellään seuraavasti

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

missä ~k_1 on eteenpäin suuntautuvan reaktion nopeusvakio, ~k_(-1) on käänteisen reaktion nopeusvakio.

Satunnainen palautuva kemiallinen reaktio voidaan kuvata yhtälöllä, jonka muoto on:

aA + bB Û dD + eE

Massavaikutuksen lain mukaan suoran reaktion nopeus on yksinkertaisimmassa tapauksessa suhteessa lähtöaineiden pitoisuuksiin yhtälön avulla

v pr = k pr C A a FROM kohdassa b,

ja käänteisen reaktion nopeus - tuotteiden pitoisuuksilla yhtälön mukaan

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

Kun tasapaino saavutetaan, nämä nopeudet ovat samat:

v pr = v arr

Myötä- ja vastareaktioiden nopeusvakioiden suhde toisiinsa on yhtä suuri tasapainovakio:

Koska tämä lauseke perustuu reagoivien aineiden ja reaktiotuotteiden määrän huomioon ottamiseen, se on lain matemaattinen merkintä vaikuttavat massat palautuvia reaktioita varten.

Tasapainovakiota, joka ilmaistaan ​​reagoivien aineiden pitoisuuksina, kutsutaan pitoisuusvakioksi ja merkitään K s . Tarkempaa tarkastelua varten pitoisuuksien sijaan tulisi käyttää aineiden termodynaamisia aktiivisuuksia mutta = fC (missä f - aktiivisuuskerroin). Tässä tapauksessa puhumme niin sanotusta termodynaamisesta tasapainovakiosta

Pienillä pitoisuuksilla, kun lähtöaineiden ja tuotteiden aktiivisuuskertoimet ovat lähellä yhtä, K s Ja K a käytännössä tasavertaisia ​​keskenään.

Kaasufaasissa tapahtuvan reaktion tasapainovakio voidaan ilmaista osapaineina R reaktioon osallistuvat aineet:

Välillä K r Ja K s on olemassa suhde, joka voidaan johtaa tällä tavalla. Ilmaisemme aineiden osapaineet niiden pitoisuuksina käyttämällä Mendeleev-Clapeyron yhtälöä:

pV = nRT ,

missä p = (n /V )RT = CRT .

Sitten reaktiolle yleisessä muodossa, kun osapaineet on korvattu pitoisuuksilla, saadaan

Korvataan lauseke (d + c) - (a + b) sen yhtäläisyydellä Dn , saamme lopullisen lausekkeen

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

missä Dn - kaasumaisten aineiden moolimäärän muutos reaktion aikana:

Dn = ån i prod (g) - ån i ref (r) ).

Jos Dn = 0, eli prosessi jatkuu muuttamatta kaasumaisten aineiden moolien määrää, ja K r = K s .

Esimerkiksi kaasufaasissa tapahtuva eteenin hydraatioreaktio:

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

Tässä tapauksessa Dn = 1 - (1 + 1) = -1. Näin ollen vakioiden välinen suhde voidaan ilmaista seuraavalla yhtälöllä:

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

Tietäen siis K r Tämän reaktion missä tahansa lämpötilassa voit laskea arvon K s ja päinvastoin.

Tasapainovakioiden ulottuvuus riippuu pitoisuuden (paineen) ilmaisumenetelmästä ja reaktion stoikiometriasta. Usein se voi olla hämmentävää, esimerkiksi tarkasteltavassa esimerkissä [mol - 1 m 3] K s ja [Pa - 1] varten K r , mutta siinä ei ole mitään vikaa. Jos tuotteiden ja lähtöaineiden stoikiometristen kertoimien summat ovat yhtä suuret, tasapainovakio on dimensioton.

Vuonna 1885 ranskalainen fyysikko ja kemisti Le Chatelier päätteli, ja vuonna 1887 saksalainen fyysikko Braun perusteli kemiallisen tasapainon lakia ja kemiallisen tasapainon vakiota sekä tutkittiin niiden riippuvuutta erilaisten ulkoisten tekijöiden vaikutuksesta.

Kemiallisen tasapainon ydin

Tasapaino on tila, joka tarkoittaa, että asiat ovat aina liikkeessä. Tuotteet hajotetaan reagensseiksi ja reagenssit yhdistetään tuotteiksi. Asiat liikkuvat, mutta keskittymiset pysyvät samoina. Reaktio kirjoitetaan kaksoisnuolella yhtäläisyysmerkin sijaan osoittamaan, että se on palautuva.

Klassisia kuvioita

Viime vuosisadalla kemistit löysivät tiettyjä malleja, jotka antavat mahdollisuuden muuttaa reaktion suuntaa samassa astiassa. Kemiallisten reaktioiden toiminnan tunteminen on uskomattoman tärkeää sekä laboratoriotutkimukselle että teolliselle tuotannolle. Samalla kyky hallita kaikkia näitä ilmiöitä on erittäin tärkeä. Ihmisen luonteeseen kuuluu puuttua moniin luonnollisiin prosesseihin, erityisesti palautuviin, käyttääkseen niitä myöhemmin omaksi hyödykseen. Kemiallisten reaktioiden tuntemuksesta on enemmän hyötyä, jos hallitset niitä sujuvasti.

Kemistit käyttävät kemian massatoiminnan lakia laskeakseen oikein reaktionopeudet. Se antaa selkeän käsityksen siitä, että mikään ei valmistu, jos se tapahtuu suljetussa järjestelmässä. Syntyvien aineiden molekyylit ovat jatkuvassa ja satunnaisessa liikkeessä ja pian voi tapahtua käänteinen reaktio, jossa lähtöaineen molekyylit palautuvat.

Teollisuudessa käytetään useimmiten avoimia järjestelmiä. Astiat, laitteet ja muut säiliöt, joissa kemiallisia reaktioita tapahtuu, jäävät lukitsemattomiksi. Tämä on välttämätöntä, jotta näiden prosessien aikana voidaan uuttaa haluttu tuote ja päästä eroon hyödyttömistä reaktiotuotteista. Esimerkiksi kivihiiltä poltetaan avouuneissa, sementtiä valmistetaan avouuneissa, masuunit toimivat jatkuvalla ilmansyötöllä ja ammoniakkia syntetisoidaan poistamalla jatkuvasti itse ammoniakkia.

Reversiibelit ja irreversiibelit kemialliset reaktiot

Nimen perusteella voidaan antaa sopivat määritelmät: irreversiibelit reaktiot ovat sellaisia, jotka päättyvät, eivät muuta suuntaaan ja etenevät tiettyä liikerataa pitkin riippumatta paineen laskusta ja lämpötilan vaihteluista. Niiden erottuva piirre on, että jotkut tuotteet voivat poistua reaktiopallosta. Siten on mahdollista saada esimerkiksi kaasua (CaCO 3 \u003d CaO + CO 2), sakka (Cu (NO 3) 2 + H 2 S \u003d CuS + 2HNO 3) tai muita, myös katsotaan peruuttamattomiksi, jos Prosessin aikana vapautuu suuri määrä lämpöenergiaa, esimerkiksi: 4P + 5O 2 \u003d 2P 2 O 5 + Q.

Lähes kaikki luonnossa tapahtuvat reaktiot ovat palautuvia. Huolimatta sellaisista ulkoisista olosuhteista, kuten paine ja lämpötila, lähes kaikki prosessit voivat edetä samanaikaisesti eri suuntiin. Kuten kemian massatoiminnan laki sanoo, absorboituneen lämmön määrä on yhtä suuri kuin vapautuva määrä, mikä tarkoittaa, että jos yksi reaktio oli eksoterminen, niin toinen (käänteinen) on endoterminen.

Kemiallinen tasapaino: kemiallinen tasapainovakio

Reaktiot ovat kemian "verbejä" - toimintoja, joita kemistit tutkivat. Monet reaktiot päättyvät loppuun ja sitten pysähtyvät, mikä tarkoittaa, että reagoivat aineet muuttuvat kokonaan tuotteiksi ilman, että ne pääsevät takaisin alkuperäiseen tilaan. Joissain tapauksissa reaktio on todellakin peruuttamaton, esimerkiksi kun palaminen muuttuu sekä fyysisesti että kemiallisesti.On kuitenkin monia muita olosuhteita, joissa se ei ole vain mahdollista, vaan myös jatkuvaa, koska ensimmäisen reaktion tuotteista tulee reagoivia aineita. toinen.

Dynaamista tilaa, jossa lähtöaineiden ja tuotteiden pitoisuudet pysyvät vakiona, kutsutaan tasapainoksi. On mahdollista ennustaa aineiden käyttäytymistä tiettyjen lakien avulla, joita sovelletaan teollisuudessa, joka pyrkii alentamaan tiettyjen kemikaalien tuotantokustannuksia. Kemiallisen tasapainon käsite on hyödyllinen myös ihmisten terveyttä ylläpitävien tai mahdollisesti uhkaavien prosessien ymmärtämisessä. Kemiallinen tasapainovakio on reaktiotekijän arvo, joka riippuu ionivahvuudesta ja lämpötilasta ja on riippumaton reaktanttien ja tuotteiden pitoisuuksista liuoksessa.

Tasapainovakion laskenta

Tämä arvo on dimensioton, eli sillä ei ole tiettyä määrää yksiköitä. Vaikka laskenta kirjoitetaan yleensä kahdelle lähtöaineelle ja kahdelle tuotteelle, se toimii mille tahansa määrälle reaktion osallistujia. Tasapainovakion laskenta ja tulkinta riippuu siitä, liittyykö kemiallinen reaktio homogeeniseen vai heterogeeniseen tasapainoon. Tämä tarkoittaa, että kaikki reagoivat komponentit voivat olla puhtaita nesteitä tai kaasuja. Heterogeenisen tasapainon saavuttavissa reaktioissa ei yleensä ole yhtä faasia, vaan vähintään kaksi. Esimerkiksi nesteet ja kaasut tai ja nesteet.

Tasapainovakion arvo

Tietylle lämpötilalle on olemassa vain yksi tasapainovakion arvo, joka muuttuu vain, jos lämpötila, jossa reaktio tapahtuu, muuttuu suuntaan tai toiseen. Joitakin ennusteita kemiallisesta reaktiosta voidaan tehdä sen perusteella, onko tasapainovakio suuri vai pieni. Jos arvo on erittäin suuri, tasapaino suosii reaktiota oikealle ja saadaan enemmän tuotteita kuin lähtöaineita oli. Reaktiota voidaan tässä tapauksessa kutsua "totaaliseksi" tai "kvantitatiiviseksi".

Jos tasapainovakion arvo on pieni, niin se suosii reaktiota vasemmalle, jossa reagoivien aineiden määrä oli suurempi kuin muodostuneiden tuotteiden määrä. Jos tämä arvo pyrkii nollaan, voimme olettaa, että reaktiota ei tapahdu. Jos tasapainovakion arvot suoralle ja käänteiselle reaktiolle ovat lähes samat, myös reagoivien aineiden ja tuotteiden määrä on melkein sama. Tämän tyyppisen reaktion katsotaan olevan palautuva.

Harkitse tiettyä palautuvaa reaktiota

Otetaan kaksi sellaista kemiallista alkuainetta, kuten jodi ja vety, jotka sekoitettuna muodostavat uuden aineen - vetyjodidin.

V 1:lle otamme suoran reaktion nopeuden, v 2:lle - käänteisen reaktion nopeuden, k - tasapainovakion. Käyttämällä massatoiminnan lakia saamme seuraavan lausekkeen:

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

v2 = k2*c2 (HI).

Kun sekoitetaan jodi (I 2) ja vety (H 2) molekyylejä, niiden vuorovaikutus alkaa. Alkuvaiheessa näiden alkuaineiden pitoisuus on suurin, mutta reaktion lopussa uuden yhdisteen, vetyjodidin (HI), pitoisuus on maksimi. Vastaavasti myös reaktionopeudet ovat erilaisia. Heti alussa ne ovat maksimissaan. Ajan myötä tulee hetki, jolloin nämä arvot ovat samat, ja tämä on tila, jota kutsutaan kemialliseksi tasapainoksi.

Kemiallisen tasapainovakion ilmaisu merkitään pääsääntöisesti hakasulkeilla: , , . Koska tasapainotilassa nopeudet ovat yhtä suuret, niin:

k 1 \u003d k 2 2,

niin saamme kemiallisen tasapainovakion yhtälön:

k 1 /k 2 = 2 / = K.

Le Chatelier-Brown -periaate

On olemassa seuraava säännönmukaisuus: jos tasapainossa olevaan järjestelmään tehdään tietty vaikutus (muuta kemiallisen tasapainon olosuhteita esimerkiksi muuttamalla lämpötilaa tai painetta), tasapaino siirtyy tasapainottaakseen osittain järjestelmän vaikutusta. muuttaa. Tämä periaate pätee kemian lisäksi hieman eri muodoissa myös farmakologian ja taloustieteen aloilla.

Kemiallinen tasapainovakio ja sen ilmaisutavat

Tasapainoilmaisu voidaan ilmaista tuotteiden ja reagoivien aineiden pitoisuuksina. Vain vesi- ja kaasufaasissa olevat kemikaalit sisältyvät tasapainokaavaan, koska nesteiden ja kiinteiden aineiden pitoisuudet eivät muutu. Mitkä tekijät vaikuttavat kemialliseen tasapainoon? Jos siinä on puhdasta nestettä tai kiinteää ainetta, sen katsotaan olevan K \u003d 1, ja sen vuoksi sitä ei enää oteta huomioon, lukuun ottamatta erittäin väkeviä liuoksia. Esimerkiksi puhtaan veden aktiivisuus on 1.

Toinen esimerkki on kiinteä hiili, joka voidaan muodostaa kahden hiilimonoksidimolekyylin reaktiolla hiilidioksidin ja hiilen muodostamiseksi. Tasapainoon vaikuttavia tekijöitä ovat reagoivan aineen tai tuotteen lisääminen (pitoisuuden muutokset vaikuttavat tasapainoon). Reagenssin lisääminen voi saada tasapainon oikealle kemiallisessa yhtälössä, jossa tuotetta esiintyy enemmän. Tuotteen lisääminen voi tuoda tasapainon vasemmalle, kun lisää reagoivia muotoja tulee saataville.

Tasapaino syntyy, kun molempiin suuntiin etenevässä reaktiossa on vakio tuotteiden ja lähtöaineiden suhde. Yleensä kemiallinen tasapaino on staattinen, koska tuotteiden ja lähtöaineiden määrällinen suhde on vakio. Tarkempi tarkastelu paljastaa kuitenkin, että tasapaino on itse asiassa erittäin dynaaminen prosessi, koska reaktio liikkuu molempiin suuntiin samalla nopeudella.

Dynaaminen tasapaino on esimerkki vakaan tilan funktiosta. Vakaassa tilassa olevan järjestelmän osalta tällä hetkellä havaittu käyttäytyminen jatkuu tulevaisuudessa. Siksi, kun reaktio saavuttaa tasapainon, tuotteen suhde lähtöainepitoisuuksiin pysyy samana, vaikka reaktio jatkuu.

Kuinka helppoa on puhua monimutkaisista asioista?

Käsitteet, kuten kemiallinen tasapaino ja kemiallinen tasapainovakio, ovat melko vaikeita ymmärtää. Otetaan esimerkki elämästä. Oletko koskaan ollut jumissa kahden kaupungin välisellä sillalla ja huomannut, että liikenne toiseen suuntaan on tasaista ja mitoitettua samalla kun olet toivottomasti jumissa liikenteessä? Tämä ei ole hyvä.

Entä jos autot olisivat mitattuja ja liikkuvat samalla nopeudella molemmilla puolilla? Pysyykö autojen määrä molemmissa kaupungeissa vakiona? Kun sisään- ja poistumisnopeus molempiin kaupunkeihin on sama ja autojen määrä kussakin kaupungissa on vakaa ajan myötä, tämä tarkoittaa, että koko prosessi on dynaamisessa tasapainossa.

Kemiallinen tasapaino on kemiallisen järjestelmän tila, jossa yksi tai useampi kemiallinen reaktio etenee reversiibelisti ja nopeudet kussakin eteenpäin-käänteisreaktioiden parissa ovat keskenään yhtä suuret. Kemiallisen tasapainon järjestelmässä reagenssien pitoisuudet, lämpötila ja muut järjestelmän parametrit eivät muutu ajan myötä

A2 + B2 ⇄ 2AB

Kemiallisen tasapainon kvantitatiivinen ominaisuus on määrä, jota kutsutaan kemiallisen tasapainon vakioksi.

Vakiolämpötilassa reversiibelin reaktion tasapainovakio on vakioarvo, joka osoittaa reaktiotuotteiden ja lähtöaineiden pitoisuuksien välistä suhdetta, joka muodostuu tasapainoon.

Tasapainovakioyhtälö osoittaa, että tasapainoolosuhteissa kaikkien reaktioon osallistuvien aineiden pitoisuudet ovat yhteydessä toisiinsa. Minkä tahansa näiden aineiden pitoisuuden muutos merkitsee muutosta kaikkien muiden aineiden pitoisuuksissa. Tämän seurauksena muodostetaan uusi pitoisuus, mutta niiden välinen suhde vastaa tasapainovakiota.

58. Tekijät, jotka määräävät kemiallisten reaktioiden suunnan. Kemiallisten prosessien tulee edetä järjestelmän sisäisen energian pienenemisen suuntaan, ts. reaktion positiivista lämpövaikutusta vastaavaan suuntaan.

Toinen kemiallisten reaktioiden suuntaan vaikuttava tekijä on prosessien suunnan periaate todennäköisimpään tilaan, ts. kemiallisissa reaktioissa prosessien ohjaamisen periaatteen vuoksi minimaaliseen sisäiseen energiaan atomit yhdistyvät molekyyleiksi, joiden muodostumisen aikana vapautuu suurin määrä energiaa.

Taipumus siirtyä alhaisimman sisäisen energian tilaan ilmenee lämpötilassa yhtä paljon. Taipumus saavuttaa todennäköisin tila vahvistuu mitä korkeampi lämpötila. Matalissa lämpötiloissa useimmissa tapauksissa vain ensimmäisen näistä taipumuksista on käytännöllinen vaikutus, minkä seurauksena eksotermiset prosessit etenevät spontaanisti. Lämpötilan noustessa kemiallisten järjestelmien tasapaino siirtyy yhä enemmän kohti hajoamisreaktiota tai atomien tilojen määrän kasvua. Tässä tapauksessa jokainen lämpötila vastaa tasapainotilaa, jolle on tunnusomaista tietty lähtöaineiden ja reaktiotuotteiden pitoisuuden suhde

59. Kemiallisen tasapainon siirtymä. La Chatelierin periaate. Jos järjestelmä on tasapainotilassa, se pysyy siinä niin kauan kuin ulkoiset olosuhteet pysyvät muuttumattomina. Suurin merkitys on tapaukset, joissa kemiallinen tasapaino on loukattu, mikä johtuu minkä tahansa tasapainoon osallistuvan aineen pitoisuuden vähenemisestä; paineen ja lämpötilan muutos. Näitä epätasapainoa ohjaa Le Chatelier -periaate: jos tasapainossa olevaan järjestelmään vaikuttaa, niin siinä tapahtuvien prosessien seurauksena tasapaino siirtyy siihen suuntaan, että vaikutus pienenee.

60. Gibbsin vaihesääntö. Missä tahansa tasapainossa olevassa järjestelmässä vaiheiden lukumäärän (P) ja järjestelmän mahdollisten tilojen lukumäärän (V) summa on 2:lla suurempi kuin komponenttien lukumäärä (C): P + V = C + 2

61. Ratkaisut. liukenemisprosessi. Liuos on kiinteä, kaasumainen tai nestemäinen homogeeninen järjestelmä, joka koostuu kahdesta tai useammasta komponentista, joiden määrä voi vaihdella laajalla alueella. Tärkein liuostyyppi on nestemäinen. Mikä tahansa liuos koostuu liuenneista aineista ja liuottimesta, ts. ympäristö, jossa nämä aineet ovat jakautuneet tasaisesti molekyylien tai ionien muodossa. Yleensä liuottimena pidetään sitä komponenttia, joka on puhtaassa muodossaan samassa aggregaatiotilassa kuin tuloksena oleva liuos.

Liuosten homogeenisuus tekee niistä hyvin samanlaisia ​​kemiallisten yhdisteiden kanssa.

Ero liuoksen ja kemiallisten yhdisteiden välillä on se, että liuoksen koostumus voi vaihdella hyvin laajalla alueella. Lisäksi monet sen yksittäisten komponenttien ominaisuudet löytyvät liuoksen ominaisuuksista, mitä ei havaita kemiallisten yhdisteiden tapauksessa.

Liuosten koostumuksen vaihtelevuus tuo ne lähemmäksi mekaanisia seoksia, mutta ne eroavat niistä jyrkästi yhtenäisyydessään. Liuokset ovat mekaanisten seosten ja kemiallisten yhdisteiden välissä.

Molekyylien erottuminen kiteen pinnasta liukenemisen aikana johtuu toisaalta niiden omista molekyylien lämpövärähtelyistä ja toisaalta molekyylien vetovoimasta liuottimen vaikutuksesta.

Liuosta, joka on tasapainossa liuenneen aineen kanssa, kutsutaan kylläiseksi liuokseksi.

62. Tapoja ilmaista liuoksen koostumus. a) Massaosuus: ω \u003d m 1 / (m 1 + m 2) * 100 %, jossa m 1 on liuennut aine; m 1 + m 2 - liuoksen massa; m 2 on liuottimen massa;

b) Mooliosuus N= ν 1 / ν 1 + ν 2 - tämä on liuenneen aineen moolimäärän suhde kaikkien liuoksen muodostavien aineiden määrään;

c) Molaarinen pitoisuus C \u003d V 1 / m 2 - liuoksen sisältämän aineen määrän suhde liuoksen tilavuuteen (mol / l);

d) Moolipitoisuus C \u003d V e1 / V - liuoksessa olevan aineen määrän suhde liuottimen massaan (mol \ kg);

e) Ekvivalentin molaarinen pitoisuus on liuoksen sisältämän ekvivalentin aineen määrän suhde tämän liuoksen tilavuuteen (mol / l).

63. Liukoisuus, Henryn laki. Liukoisuus on aineen kyky liueta tiettyyn liuottimeen. Aineen liukoisuuden mitta tietyissä olosuhteissa on sen pitoisuus kyllästetyssä liuoksessa. Polaarisista molekyyleistä koostuvat aineet ja ionisen sidoksen omaavat aineet liukenevat kuitenkin yleensä paremmin polaarisiin liuottimiin (vesi, alkoholi, ammoniakki) ja ei-polaariset aineet ei-polaarisiin liuottimiin (bentseeni jne.). Jos kiinteän aineen liukenemiseen nesteeseen liittyy lämmön imeytyminen, lämpötilan nousu johtaa aineen liukoisuuden lisääntymiseen.

Kun kiintoaineet liukenevat, järjestelmän tilavuus muuttuu yleensä merkityksettömästi. Siksi kiinteiden aineiden liukoisuus nesteisiin ei riipu paineesta.

Henryn laki: vakiolämpötilassa tietyssä nestetilavuudessa liukenevan kaasun massa on suoraan verrannollinen kaasun osapaineeseen C \u003d cr, missä C on massa-tilavuuspitoisuus, p on osakaasu paine, k on Henryn kerroin.

Henryn lain seuraus:

a) Tiettyyn nestetilavuuteen vakiolämpötilassa liuenneen kaasun tilavuus ei riipu sen osapaineesta.

b) Jos nesteen yläpuolella on kaasuseos, niin kunkin niiden liukenemisen määrää osapaine.

64. Jakautumislaki. Poisto. Jakaantumislaki: aine, joka pystyy liukenemaan kahteen sekoittumattomaan liuottimeen, jakautuu niiden välillä siten, että sen pitoisuuksien suhde näissä liuottimissa pysyy vakiolämpötilassa vakiona riippumatta liuenneen aineen kokonaismäärästä.

Uutto on menetelmä aineen uuttamiseksi liuoksesta käyttämällä sopivaa liuotinta (uuttoainetta). Liuoksista uuttamiseen käytetään liuottimia, jotka eivät sekoitu tähän liuokseen, mutta joihin aine liukenee paremmin kuin ensimmäisessä liuottimessa.

65. Osmoosi. Van't Hoffin laki. Osmoosi on molekyylien yksisuuntaista diffuusiota puoliläpäisevän kalvon läpi.

Erilaisten liuosten osmoottista painetta mitattaessa havaittiin, että osmoottisen paineen suuruus riippuu liuoksen pitoisuudesta ja sen lämpötilasta, mutta ei riipu liuenneiden aineiden ja liuottimen laadusta.

P = CRT - van't Hoffin laki

missä P on liuoksen osmoottinen paine (Pa), C on molaarisuus, R on yleiskaasuvakio, T on absoluuttinen lämpötila

66. Liuoksen höyrynpaine. Raulin laki. Tietyssä lämpötilassa nesteen yläpuolella oleva höyrynpaine on vakioarvo. Kun aine liukenee nesteeseen, nesteen höyrynpaine laskee.

Höyryn, joka on tasapainossa nesteensä kanssa, sanotaan olevan kylläinen.

Kyllästetyn höyryn paine riippuu nesteen luonteesta ja lämpötilasta, mutta ei riipu sen astian tilavuudesta, jossa höyry sijaitsee.

Siten liuottimen kyllästyshöyryn paine liuokseen nähden on aina pienempi kuin puhtaan liuottimen kohdalla samassa lämpötilassa.

Puhtaan liuottimen ja liuoksen kyllästymishöyrynpaineen eroa kutsutaan liuoksen höyrynpaineen pudotukseksi, ja liuoksen höyrynpaineen laskun suhdetta puhtaan liuottimen kyllästyneen höyryn paineeseen kutsutaan suhteelliseksi höyryksi. paineen lasku liuoksen yli.

Raoultin laki: liuottimen kylläisen höyryn paineen suhteellinen lasku liuokseen on yhtä suuri kuin liuenneen aineen mooliosuus.

Ilmiö kylläisen höyryn paineen laskusta liuoksessa seuraa Le Chatelier -periaatteesta.

67. Elektrolyyttien vesiliuokset. Elektrolyyttisen dissosiaation teoria. a) Suolojen dissosiaatio, ts. ionirakenteisia kiteitä.

b) Dissosiaatio happojen liukenemisen yhteydessä, ts. polaarisia molekyylejä.

Elektrolyyttisen dissosiaation teoria.

Elektrolyyttinen dissosiaatio on prosessi, jossa elektrolyytit hajoavat ioneiksi sen liukenemisen tai sulamisen aikana.

Klassisen elektrolyyttisen dissosiaation teorian loivat S. Arrhenius ja W. Ostwald vuonna 1887. Arrhenius noudatti liuosten fysikaalista teoriaa, ei ottanut huomioon elektrolyytin vuorovaikutusta veden kanssa ja uskoi, että liuoksissa oli vapaita ioneja. Venäläiset kemistit I. A. Kablukov ja V. A. Kistyakovsky käyttivät D. I. Mendelejevin liuosten kemiallista teoriaa selittääkseen elektrolyyttistä dissosiaatiota ja osoittivat, että kun elektrolyytti liukenee, se on kemiallisesti vuorovaikutuksessa veden kanssa, minkä seurauksena elektrolyytti dissosioituu ioneiksi.

Klassinen elektrolyyttisen dissosiaation teoria perustuu oletukseen liuenneen aineen epätäydellisestä dissosiaatiosta, jolle on tunnusomaista dissosiaatioaste α, ts. osa hajoaneita elektrolyyttimolekyylejä. Dissosioitumattomien molekyylien ja ionien välistä dynaamista tasapainoa kuvaa massatoiminnan laki.

68. Vahvat ja heikot elektrolyytit. Dissosiaatioaste. Elektrolyytin dissosiaatioaste on tietyssä liuoksessa ioneiksi hajoneiden molekyylien lukumäärän suhde tietyn aineen molekyylien kokonaismäärään liuoksessa.

Elektrolyyttejä, joiden dissosiaatioaste on 1, kutsutaan vahvoiksi: NaCl, NaOH, HCl.

Elektrolyyttejä, joiden dissosiaatioaste pyrkii nollaan, kutsutaan heikoiksi: H 2 O, H 2 CO 2, NH 4 OH.

69. Dissosiaatiovakio. Ostwaldin laimennuslaki. On mahdollista soveltaa kemiallisen tasapainon lakeja tasapainoon, joka muodostuu heikon elektrolyytin dissosioitumisen aikana.

Tasapainovakiota, joka vastaa heikon elektrolyytin dissosiaatiota, kutsutaan dissosiaatiovakioksi.

Tasapainovakion arvo riippuu elektrolyytin ja liuottimen luonteesta, lämpötilasta, mutta ei riipu liuoksen pitoisuudesta. Tämä arvo kuvaa tietyn hapon, emäksen tai suolan kykyä hajota ioneiksi. Mitä suurempi tasapainovakion arvo on, sitä helpommin elektrolyytti hajoaa ioneiksi.

Ostwaldin laki - dissosiaatioaste kasvaa, kun elektrolyytti laimennetaan.

70. Vahvojen elektrolyyttien tila liuoksessa. Toiminta. Ioninen voima. Ionien tilan arvioimiseksi vahvojen elektrolyyttien liuoksissa käytetään määrää, jota kutsutaan aktiivisuudeksi. Ionin aktiivisuudella tarkoitetaan sen tehokasta ehdollista pitoisuutta, jonka mukaan se toimii kemiallisissa reaktioissa:

jossa a on ioniaktiivisuus, c on ionipitoisuus, f on aktiivisuuskerroin.

Liuosten laimennokselle pätee lauseke, joka yhdistää aktiivisuuskertoimen ja liuoksen ionivahvuuden arvon.

lgF= - 0,5Z 2 neliöjuuri I

Jos käytämme aktiivisuusarvoja, niin kemiallisen tasapainon lakeja voidaan soveltaa myös vahvojen elektrolyyttien liuoksiin.

71. Happojen, emästen ja suolojen ominaisuudet elektrolyyttisen dissosiaatioteorian näkökulmasta. Hapot pystyvät olemaan vuorovaikutuksessa emästen kanssa. Tämä tuottaa suolaa ja vettä.

Elektrolyyttisen dissosiaation teoria määrittelee hapot elektrolyyteiksi, jotka hajoavat muodostaen positiivisesti varautuneita vetyioneja.

Samoin emäkset määritellään elektrolyyteiksi, jotka dissosioituvat muodostaen negatiivisesti varautuneen hydroksidi-ionin.

Suolat: Hydroksidia ja vetyioneja ei muodostu. Niitä pidetään elektrolyytteinä, jotka hajoavat muodostaen muita positiivisesti varautuneita ioneja kuin vetyioneja ja muita negatiivisesti varautuneita ioneja kuin hydroksidi-ioneja.