Hva er likevektskonstanten? Kjemisk balanse. Lov om masseaksjon. Kjemisk likevektskonstant og metoder for å uttrykke den. Måter å uttrykke likevektskonstanten på

Hvis vi vurderer en reversibel gassreaksjon og antar at gasser er ideelle, så gjelder følgende forhold:

1) Mendeleev–Clapeyron lov pV = nRT (eller p i V = n i RT).

Hvor
, (19)

Herfra kan vi få følgende sammenhenger som viser forholdet mellom k p og k c

, men fordi p i = c i RT, da får vi:

.

Her er  endringen i antall mol gassformige stoffer som følge av en kjøring av denne reaksjonen.
(20)

k р = k с (RT)  . (21)

Hvis partialtrykket til komponentene er uttrykt i atmosfærer og konsentrasjonene i , så i relasjonen (21) som forbinder k р og k с, i stedet for R bør man sette verdien R = 0,082
.

k р er ikke avhengig av trykk og konsentrasjon, k с er ikke avhengig av konsentrasjon og trykk.

3.5 Likevekt i heterogene reaksjoner.

Til nå har vi snakket om homogene reaksjoner (som skjer i én fase). La oss vurdere heterogene reaksjoner der ikke alle stoffer er i gassform. Ved heterogene systemer, hvor flytende eller faste stoffer ikke danner løsninger med hverandre eller med gassformige stoffer, vil de kjemiske potensialene til disse kondenserte stoffene ved konstant temperatur være konstant, samt damptrykket over hver av disse. stoffer i blandingen. Derfor inkluderer uttrykkene for likevektskonstanter bare trykket til gassformige stoffer.

SaO TV. + CO 2 gass CaCO 3 tv. (22)

Dersom løsninger tar del i en heterogen reaksjon, vil uttrykkene for likevektskonstantene inkludere aktivitetene (konsentrasjonene) til disse stoffene.

3.6 Le Chateliers prinsipp.

Som nevnt tidligere, er kjemiske likevekter dynamiske og flytende. Når ytre forhold endres, kan det oppstå et skifte i likevekt mot dannelse av enten reaksjonsprodukter eller utgangsmaterialer. Prinsippet om skiftende likevekt ble først formulert av A. Le Chatelier.

Le Chateliers prinsipp: Hvis en ytre påvirkning utøves på et system som er i likevekt, så skifter likevekten mot prosessen som reduserer denne påvirkningen.

Teoretisk sett ble dette prinsippet fremmet av F. Brown og er nå kjent som Le Chatelier–Brown-prinsippet.

Vanligvis betraktes påvirkningen av temperatur, trykk og endringer i konsentrasjonen av reagerende stoffer som eksterne faktorer som påvirker likevektstilstanden. For eksempel, med økende temperatur, skifter likevekten mot en endoterm reaksjon som oppstår med absorpsjon av varme. En reduksjon i trykk fører til et skifte i likevekt mot en reaksjon som oppstår med en økning i antall mol gassformige stoffer.

Eksempel 3 .2 Vurder reaksjonen

(
)

La oss øke temperaturen: siden reaksjonen er eksoterm, dvs. den skjer med frigjøring av varme, skifter likevekten mot utgangsstoffene (omvendt reaksjon skjer med absorpsjon av varme).

La oss øke trykket: siden den direkte reaksjonen skjer med en reduksjon i antall mol gassformige stoffer (dvs. volumet synker), skifter likevekten mot reaksjonsproduktene.

Kjemisk likevektskonstant- et kjennetegn ved en kjemisk reaksjon, ved hvis verdi man kan bedømme retningen av prosessen ved det innledende forholdet mellom konsentrasjoner av de reagerende stoffene, og det maksimalt mulige utbyttet av reaksjonsproduktet under visse forhold.

Den kjemiske likevektskonstanten bestemmes av massevirkningsloven. Verdiene er funnet ved beregning eller på grunnlag av eksperimentelle data. Den kjemiske likevektskonstanten avhenger av reagensenes natur og temperaturen.

Likevektskonstant og Gibbs energi

Likevektskonstanten ~K er relatert til Gibbs frie energi ~\Delta G som følger:

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

Ovennevnte ligning lar oss beregne K fra verdien av ΔG°, og deretter likevektskonsentrasjonene (partialtrykk) til reagensene.

Fra denne ligningen er det klart at likevektskonstanten er veldig følsom for endringer i temperaturen (hvis vi uttrykker konstanten herfra, så vil temperaturen ligge i eksponenten). For endoterme prosesser tilsvarer en økning i temperatur en økning i likevektskonstanten, for eksoterme prosesser tilsvarer det en reduksjon. Likevektskonstanten er ikke avhengig av trykk, bortsett fra i tilfeller med svært høyt trykk (fra 100 Pa).

Avhengigheten av likevektskonstanten av entalpi- og entropifaktorene indikerer påvirkningen av reagensenes natur på den.

Likevektskonstant og reaksjonshastighet

Vi kan uttrykke likevektskonstanten i form av reaksjonshastigheten. I dette tilfellet er likevektskonstanten definert som

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

hvor ~k_1 er hastighetskonstanten til foroverreaksjonen, ~k_(-1) er hastighetskonstanten for reversreaksjonen.

En vilkårlig reversibel kjemisk reaksjon kan beskrives med en ligning av formen:

aA + bB Û dD + eE

I samsvar med loven om massevirkning, i det enkleste tilfellet, er hastigheten på en direkte reaksjon relatert til konsentrasjonene av utgangsstoffene ved ligningen

v pr = k pr C A a MED I b,

og hastigheten på den omvendte reaksjonen - med konsentrasjonene av produkter ved ligningen

v arr. = k arr D d MED E e.

Når likevekt er nådd, er disse hastighetene lik hverandre:

v pr = v arr.

Forholdet mellom hastighetskonstantene for forover- og bakreaksjonene til hverandre vil være lik likevektskonstant:

Siden dette uttrykket er basert på å ta hensyn til mengden av reaktanter og reaksjonsprodukter, er det en matematisk representasjon av loven virkende masser for reversible reaksjoner.

Likevektskonstanten, uttrykt i konsentrasjoner av de reagerende stoffene, kalles konsentrasjonskonstanten og betegnes K s . For en mer streng vurdering bør termodynamiske aktiviteter av stoffer brukes i stedet for konsentrasjoner EN = fC (Hvor f - aktivitetskoeffisient). I dette tilfellet snakker vi om den såkalte termodynamiske likevektskonstanten

Ved lave konsentrasjoner, når aktivitetskoeffisienten til utgangsstoffene og produktene er nær enhet, K s Og K a nesten like hverandre.

Likevektskonstanten til en reaksjon som skjer i gassfasen kan uttrykkes i form av partialtrykk R stoffer involvert i reaksjonen:

Mellom K r Og K s det er et forhold som kan utledes på denne måten. La oss uttrykke partialtrykket til stoffer i form av deres konsentrasjoner ved å bruke Mendeleev-Clapeyron-ligningen:

pV = nRT ,

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

Så for reaksjonen i generell form, etter å ha erstattet partialtrykk med konsentrasjoner, får vi

Bytte ut uttrykket (d + c) - (a + b) med et likt Dn , får vi det endelige uttrykket

K r = K s (RT )Dn eller K s = K r (RT ) - Dn ,

Hvor Dn - endring i antall mol gassformige stoffer under reaksjonen:

Dn = ån i prod (g) - ån i ref (g) ).

Hvis Dn = 0, det vil si at prosessen fortsetter uten å endre antall mol gassformige stoffer, og K r = K s .

For eksempel for etylenhydratiseringsreaksjonen som skjer i gassfasen:

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

I dette tilfellet Dn = 1 - (1 + 1) = -1. Dette betyr at forholdet mellom konstantene kan uttrykkes med følgende ligning:

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

Altså å vite K r av denne reaksjonen ved en gitt temperatur, kan vi beregne verdien K s og vice versa.

Dimensjonen til likevektskonstantene avhenger av metoden for å uttrykke konsentrasjonen (trykket) og støkiometrien til reaksjonen. Det kan ofte forårsake forvirring, for eksempel i eksemplet som vurderes [mol - 1 m 3 ] for K s og [Pa - 1] for K r , men det er ikke noe galt med det. Hvis summene av de støkiometriske koeffisientene til produktene og utgangsstoffene er like, vil likevektskonstanten være dimensjonsløs.

I 1885 utviklet den franske fysikeren og kjemikeren Le Chatelier seg, og i 1887 underbygget den tyske fysikeren Braun loven om kjemisk likevekt og den kjemiske likevektskonstanten, og studerte også deres avhengighet av påvirkning av ulike ytre faktorer.

Essensen av kjemisk likevekt

Likevekt er en tilstand som betyr at ting alltid beveger seg. Produkter brytes ned til reaktanter, og reaktanter kombineres til produkter. Ting beveger seg, men konsentrasjonene forblir de samme. Reaksjonen er skrevet med en dobbel pil i stedet for et likhetstegn for å vise at den er reversibel.

Klassiske mønstre

Tilbake i forrige århundre oppdaget kjemikere visse mønstre som gir mulighet for å endre retningen på en reaksjon i samme beholder. Kunnskap om hvordan kjemiske reaksjoner oppstår er utrolig viktig, både for laboratorieforskning og industriell produksjon. Samtidig er evnen til å kontrollere alle disse fenomenene av stor betydning. Det er menneskelig natur å forstyrre mange naturlige prosesser, spesielt reversible prosesser, for senere å bruke dem til egen fordel. Kunnskap om kjemiske reaksjoner vil være mer nyttig hvis du mestrer spakene for å kontrollere dem perfekt.

Loven om massevirkning i kjemi brukes av kjemikere for å korrekt beregne reaksjonshastighetene. Den gjør det klart at ingen vil bli fullført hvis det foregår i et lukket system. Molekylene til de resulterende stoffene er i konstant og tilfeldig bevegelse, og det kan snart oppstå en omvendt reaksjon der molekylene til utgangsmaterialet vil bli gjenopprettet.

I industrien brukes oftest åpne systemer. Fartøy, apparater og andre beholdere der kjemiske reaksjoner finner sted forblir ulåste. Dette er nødvendig slik at det under disse prosessene er mulig å trekke ut ønsket produkt og kvitte seg med ubrukelige reaksjonsprodukter. For eksempel brennes kull i åpne ovner, sement produseres i åpne ovner, masovner opererer med konstant tilførsel av luft, og ammoniakk syntetiseres ved kontinuerlig å fjerne ammoniakk selv.

Reversible og irreversible kjemiske reaksjoner

Basert på navnet kan vi gi de passende definisjonene: reaksjoner som gjennomføres til fullføring, ikke endrer retning og fortsetter langs en gitt bane, uavhengig av trykkfall og temperatursvingninger, anses som irreversible. Deres særtrekk er at noen produkter kan forlate reaksjonsområdet. Dermed er det for eksempel mulig å oppnå en gass (CaCO 3 = CaO + CO 2), et bunnfall (Cu(NO 3) 2 + H 2 S = CuS + 2HNO 3) eller andre Det vil også anses som irreversibelt hvis en stor mengde frigjøres under prosessen termisk energi, for eksempel: 4P + 5O 2 = 2P 2 O 5 + Q.

Nesten alle reaksjoner som oppstår i naturen er reversible. Uavhengig av ytre forhold som trykk og temperatur, kan nesten alle prosesser skje samtidig i ulike retninger. Som loven om massevirkning i kjemi sier, vil mengden varme som absorberes være lik mengden som frigjøres, noe som betyr at hvis en reaksjon var eksoterm, så vil den andre (omvendt) være endoterm.

Kjemisk likevekt: kjemisk likevektskonstant

Reaksjoner er kjemiens "verb" - aktivitetene som kjemikere studerer. Mange reaksjoner utvikler seg til fullføring og stopper deretter, noe som betyr at reaktantene blir fullstendig omdannet til produkter uten å kunne gå tilbake til sin opprinnelige tilstand. I noen tilfeller er reaksjonen virkelig irreversibel, for eksempel når forbrenningen endres både fysisk og kjemisk. Det er imidlertid mange andre forhold der det ikke bare er mulig, men også kontinuerlig, siden produktene fra den første reaksjonen blir reaktanter i den andre. .

En dynamisk tilstand der konsentrasjonene av reaktanter og produkter forblir konstante kalles likevekt. Det er mulig å forutsi oppførselen til stoffer ved å bruke visse lover som gjelder for industrier som søker å redusere kostnadene ved å produsere spesifikke kjemikalier. Konseptet med kjemisk likevekt er også nyttig for å forstå prosesser som opprettholder eller potensielt truer menneskers helse. Den kjemiske likevektskonstanten er en reaksjonsfaktorverdi som avhenger av ionestyrke og temperatur, og er uavhengig av konsentrasjonene av reaktanter og produkter i løsning.

Beregning av likevektskonstanten

Denne mengden er dimensjonsløs, det vil si at den ikke har et visst antall enheter. Selv om beregningen vanligvis skrives for to reaktanter og to produkter, fungerer den for et hvilket som helst antall reaksjonsdeltakere. Beregningen og tolkningen av likevektskonstanten avhenger av om den kjemiske reaksjonen innebærer en homogen eller heterogen likevekt. Dette betyr at alle reagerende komponenter kan være rene væsker eller gasser. For reaksjoner som når heterogen likevekt er det som regel ikke én fase, men minst to. For eksempel væsker og gasser eller begge væsker.

Likevektskonstantverdi

For en gitt temperatur er det bare én verdi for likevektskonstanten, som endres bare hvis temperaturen der reaksjonen skjer endres i en eller annen retning. Det er mulig å komme med noen spådommer om en kjemisk reaksjon basert på om likevektskonstanten er stor eller liten. Hvis verdien er veldig stor, favoriserer likevekten reaksjonen til høyre og det oppnås flere produkter enn det var reaktanter. Reaksjonen i dette tilfellet kan kalles "fullstendig" eller "kvantitativ".

Hvis verdien av likevektskonstanten er liten, favoriserer den en reaksjon til venstre, hvor antallet reaktanter var større enn produktene som ble dannet. Hvis denne verdien har en tendens til null, kan vi anta at reaksjonen ikke skjer. Hvis verdiene av likevektskonstanten for forover- og reversreaksjonene er nesten de samme, vil mengden av reaktanter og produkter også være nesten den samme. Denne typen reaksjon anses som reversibel.

La oss vurdere en spesifikk reversibel reaksjon

La oss ta to kjemiske grunnstoffer som jod og hydrogen, som når de blandes gir et nytt stoff - hydrogenjodid.

La oss ta v 1 for å være hastigheten til foroverreaksjonen, v 2 for å være hastigheten til den omvendte reaksjonen, k for å være likevektskonstanten. Ved å bruke massehandlingsloven får vi følgende uttrykk:

v 1 = k 1 * c(H 2) * c(I 2),

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

Når molekyler av jod (I 2) og hydrogen (H 2) blandes, begynner deres interaksjon. I det innledende stadiet er konsentrasjonen av disse elementene maksimal, men ved slutten av reaksjonen vil konsentrasjonen av den nye forbindelsen - hydrogenjodid (HI) - være maksimal. Følgelig vil reaksjonshastighetene være forskjellige. Helt i begynnelsen vil de være maksimale. Over tid kommer et øyeblikk når disse verdiene er like, og dette er en tilstand som kalles kjemisk likevekt.

Uttrykket for den kjemiske likevektskonstanten er vanligvis betegnet ved hjelp av firkantede parenteser: , , . Siden i likevekt er hastighetene like, da:

k 1 = k 2 2 ,

Dette gir oss ligningen for den kjemiske likevektskonstanten:

k 1 /k 2 = 2 / = K.

Le Chatelier-Brown-prinsippet

Det er følgende mønster: hvis det gjøres en viss effekt på et system som er i likevekt (endre betingelsene for kjemisk likevekt ved for eksempel å endre temperatur eller trykk), så vil balansen forskyves for å delvis motvirke effekten av endringen. I tillegg til kjemi, gjelder dette prinsippet også i litt forskjellige former for fagområdene farmakologi og økonomi.

Kjemisk likevektskonstant og metoder for å uttrykke den

Likevektsuttrykket kan uttrykkes i form av konsentrasjoner av produkter og reaktanter. Bare kjemikalier i vann- og gassfasen er inkludert i likevektsformelen fordi konsentrasjonene av væsker og faste stoffer ikke endres. Hvilke faktorer påvirker kjemisk likevekt? Hvis en ren væske eller et fast stoff er involvert, anses det å ha K = 1, og følgelig slutter å bli tatt i betraktning, med unntak av høykonsentrerte løsninger. For eksempel har rent vann en aktivitet på 1.

Et annet eksempel er fast karbon, som kan dannes ved omsetning av to karbonmonoksidmolekyler for å danne karbondioksid og karbon. Faktorer som kan påvirke likevekt inkluderer tilsetning av en reaktant eller et produkt (en endring i konsentrasjonen påvirker balansen). Tilsetning av en reaktant kan resultere i en likevekt på høyre side av en kjemisk ligning, hvor flere former av produktet vises. Tilsetning av produkt kan føre til likevekt til venstre ettersom flere former for reaktanter blir tilgjengelige.

Likevekt oppstår når en reaksjon som går i begge retninger har et konstant forhold mellom produkter og reaktanter. Generelt er kjemisk likevekt statisk, siden det kvantitative forholdet mellom produkter og reaktanter er konstant. En nærmere titt avslører imidlertid at likevekt faktisk er en veldig dynamisk prosess, ettersom reaksjonen beveger seg i begge retninger i likt tempo.

Dynamisk likevekt er et eksempel på en steady state-funksjon. For et system i stabil tilstand fortsetter den observerte atferden inn i fremtiden. Derfor, når reaksjonen når likevekt, vil forholdet mellom produkt- og reaktantkonsentrasjoner forbli det samme, selv om reaksjonen fortsetter.

Hvordan bare snakke om komplekse ting?

Begreper som kjemisk likevekt og kjemisk likevektskonstant er ganske vanskelig å forstå. La oss ta et eksempel fra livet. Har du noen gang sittet fast på en bro mellom to byer og lagt merke til at trafikken i den andre retningen er jevn og jevn, mens du sitter håpløst fast i trafikken? Dette er ikke bra.

Hva om bilene beveget seg jevnt og med samme hastighet på begge sider? Ville antall biler i begge byer forbli konstant? Når hastigheten på inn- og utkjøring til begge byer er den samme, og antall biler i hver by er stabil over tid, betyr dette at hele prosessen er i dynamisk likevekt.

Kjemisk likevekt er en tilstand i et kjemisk system der en eller flere kjemiske reaksjoner oppstår reversibelt, og hastighetene i hvert forover-revers reaksjonspar er like. For et system i kjemisk likevekt endres ikke konsentrasjonene av reagenser, temperatur og andre parametere i systemet over tid

A2 + B2 ⇄ 2AB

En kvantitativ egenskap ved kjemisk likevekt er en verdi som kalles den kjemiske likevektskonstanten.

Ved konstant temperatur er likevektskonstanten for en reversibel reaksjon en konstant verdi som viser forholdet mellom konsentrasjonene av reaksjonsprodukter og utgangsstoffer, som etableres ved likevekt.

Likevektskonstanten-ligningen viser at under likevektsforhold er konsentrasjonene av alle stoffene som deltar i reaksjonen relatert til hverandre. En endring i konsentrasjonen av noen av disse stoffene innebærer en endring i konsentrasjonen av alle andre stoffer. Som et resultat etableres en ny konsentrasjon, men forholdet mellom dem tilsvarer likevektskonstanten.

58. Faktorer som bestemmer retningen for kjemiske reaksjoner. Kjemiske prosesser må gå i retning av å redusere den indre energien i systemet, dvs. i retningen som tilsvarer den positive termiske effekten av reaksjonen.

Den andre faktoren som påvirker retningen av kjemiske reaksjoner er prinsippet om retning av prosesser til den mest sannsynlige tilstanden, dvs. i kjemiske reaksjoner, på grunn av prinsippet om å styre prosesser til et minimum av indre energi, kombineres atomer til molekyler, under dannelsen av hvilke den største mengden energi frigjøres.

Tendensen til å gå over til en tilstand med lavest indre energi manifesterer seg i samme grad ved temperatur. Jo høyere temperatur, jo høyere temperatur, jo større er tendensen til å oppnå den mest sannsynlige tilstanden. Ved lave temperaturer er i de fleste tilfeller bare påvirkningen av den første av disse tendensene praktisk talt følt, som et resultat av at eksoterme prosesser oppstår spontant. Når temperaturen øker, skifter likevekten i kjemiske systemer mer og mer mot nedbrytningsreaksjonen eller en økning i antall atomtilstander. Ved hver temperatur tilsvarer det en likevektstilstand, karakterisert ved et visst forhold mellom konsentrasjonen av reaktanter og reaksjonsprodukter

59. Skift i kjemisk likevekt. La Chateliers prinsipp. Hvis systemet er i en tilstand av likevekt, vil det forbli i det så lenge ytre forhold forblir konstante. De viktigste er tilfeller av kjemisk ubalanse på grunn av en reduksjon i konsentrasjonen av noen av stoffene som deltar i likevekten; endringer i trykk og temperatur. Disse ubalansene er regulert av Le Chateliers prinsipp: hvis en påvirkning utøves på et system som er i likevekt, vil likevekten som et resultat av prosessene som skjer i det, skifte i en slik retning at påvirkningen vil avta.

60. Gibbs faseregel. For ethvert system i likevekt er summen av antall faser (P) og antall mulige tilstander i systemet (V) større enn antall komponenter (C) med 2: P + V = C+2

61. Løsninger. Oppløsningsprosess. En løsning er et fast, gassformet eller flytende homogent system som består av to eller flere komponenter, hvis mengde kan variere innenfor vide grenser. Den viktigste løsningen er væske. Hver løsning består av oppløste stoffer og et løsemiddel, dvs. et miljø hvor disse stoffene er jevnt fordelt i form av molekyler eller ioner. Vanligvis anses et løsningsmiddel for å være den komponenten som i sin rene form eksisterer i samme aggregeringstilstand som den resulterende løsningen.

Homogeniteten til løsninger gjør at de ligner veldig på kjemiske forbindelser.

Forskjellen mellom en løsning og kjemiske forbindelser er at sammensetningen av løsningen kan variere over et veldig bredt område. I tillegg kan man i egenskapene til en løsning oppdage mange egenskaper til dens individuelle komponenter, noe som ikke observeres når det gjelder kjemiske forbindelser.

Variasjonen i sammensetningen av løsninger bringer dem nærmere mekaniske blandinger, men de skiller seg kraftig fra dem i deres homogenitet. Løsninger inntar en mellomposisjon mellom mekaniske blandinger og kjemiske forbindelser.

Separasjonen av molekyler fra krystalloverflaten under oppløsning forårsakes på den ene siden av molekylenes egne termiske vibrasjoner, og på den andre siden av tiltrekningen av molekylene av løsningsmidlet.

En løsning som er i likevekt med et oppløst stoff kalles en mettet løsning.

62. Metoder for å uttrykke sammensetningen av en løsning. a) Massefraksjon: ω=m 1 /(m 1 +m 2) * 100 % hvor m 1 er det oppløste stoffet; m 1 + m 2 - masse av løsning; m 2 - masse løsemiddel;

b) Molfraksjon N= ν 1 /ν 1 + ν 2 – dette er forholdet mellom antall mol av et oppløst stoff og summen av mengdene av alle stoffene som utgjør løsningen;

c) Molar konsentrasjon C = V 1 / m 2 – forholdet mellom mengden stoff i løsningen og volumet av løsningen (mol/l);

d) Molar konsentrasjon C = V e1 /V – forholdet mellom mengden stoff i løsningen og massen av løsningsmidlet (mol\kg);

e) Molar konsentrasjon av ekvivalenten er forholdet mellom mengden av det ekvivalente stoffet i løsningen og volumet av denne løsningen (mol/l).

63. Løselighet, Henrys lov. Løselighet er evnen til et stoff til å løse seg opp i et bestemt løsemiddel. Et mål på løseligheten til et stoff under gitte forhold er innholdet i en mettet løsning. Imidlertid er vanligvis stoffer som består av polare molekyler og stoffer med en ionisk type binding bedre oppløst i polare løsningsmidler (vann, alkohol, ammoniakk), og ikke-polare stoffer løses bedre i ikke-polare løsningsmidler (benzen, etc.) . Hvis oppløsningen av et fast stoff i en væske er ledsaget av absorpsjon av varme, fører en økning i temperaturen til en økning i stoffets løselighet.

Når faste stoffer løses opp, endres vanligvis volumet av systemet litt. Derfor er løseligheten av faste stoffer i væsker ikke avhengig av trykk.

Henrys lov: massen til en gass som løses opp ved en konstant temperatur i et gitt volum av væske er direkte proporsjonal med partialtrykket til gassen C = cr, hvor C er masse-volumkonsentrasjonen, p er partialtrykket til gassen gass, k er Henry-koeffisienten.

Konsekvens av Henrys lov:

a) Volumet av gass oppløst ved konstant temperatur i et gitt volum væske er ikke avhengig av partialtrykket.

b) Hvis det er en blanding av gasser over væsken, bestemmes oppløsningen av hver av dem av partialtrykket.

64. Fordelingslov. Utdrag. Fordelingslov: et stoff som er i stand til å løse seg opp i 2 ublandbare løsningsmidler er fordelt mellom dem slik at forholdet mellom konsentrasjonene i disse løsningsmidlene ved konstant temperatur forblir konstant, uavhengig av den totale mengden oppløst stoff.

Ekstraksjon er en metode for å trekke ut et stoff fra en løsning ved bruk av et egnet løsningsmiddel (ekstraksjonsmiddel). For å ekstrahere fra en løsning brukes løsemidler som ikke er blandbare med denne løsningen, men hvor stoffet løser seg bedre enn i det første løsningsmidlet.

65. Osmose. Van't Hoffs lov. Osmose er enveisdiffusjon av molekyler gjennom en semipermeabel membran.

Ved måling av det osmotiske trykket til forskjellige løsninger, ble det funnet at størrelsen på det osmotiske trykket avhenger av konsentrasjonen av løsningen og dens temperatur, men ikke avhenger av naturen til de løselige stoffene og løsningsmidlet.

P=CRT - van't Hoffs lov

hvor P er det osmotiske trykket til løsningen (Pa), C er molariteten, R er den universelle gasskonstanten, T er den absolutte temperaturen

66. Damptrykk av løsning. Raoults lov. Ved en gitt temperatur er damptrykket over væsken konstant. Når et stoff er oppløst i en væske, synker det mettede damptrykket i den væsken.

Damp som er i likevekt med væsken kalles mettet.

Mettet damptrykk avhenger av væskens natur og temperatur, men avhenger ikke av volumet til karet der dampen befinner seg.

Dermed er det mettede damptrykket til løsningsmidlet over løsningen alltid lavere enn over det rene løsningsmidlet ved samme temperatur.

Forskjellen mellom det mettede damptrykket over et rent løsningsmiddel og over en løsning kalles reduksjonen i damptrykket til løsningen, og forholdet mellom reduksjonen i damptrykket til løsningen og det mettede damptrykket over et rent løsningsmiddel er kalt den relative reduksjonen i damptrykket over løsningen.

Raoults lov: den relative reduksjonen i det mettede damptrykket til et løsningsmiddel over en løsning er lik molfraksjonen av det oppløste stoffet.

Fenomenet med en reduksjon i mettet damptrykk over en løsning følger av Le Chateliers prinsipp.

67. Vandige løsninger av elektrolytter. Teori om elektrolytisk dissosiasjon. a) Dissosiasjon av salter, dvs. krystaller med ionisk struktur.

b) Dissosiasjon under oppløsning av syrer, d.v.s. polare molekyler.

Teori om elektrolytisk dissosiasjon.

Elektrolytisk dissosiasjon er prosessen med dekomponering av en elektrolytt til ioner når den oppløses eller smelter.

Den klassiske teorien om elektrolytisk dissosiasjon ble skapt av S. Arrhenius og W. Ostwald i 1887. Arrhenius holdt seg til den fysiske teorien om løsninger, tok ikke hensyn til interaksjonen mellom elektrolytten og vann og mente at det var frie ioner i løsninger. Russiske kjemikere I.A. Kablukov og V.A. Kistyakovsky brukte den kjemiske teorien om løsninger av D.I. Mendeleev for å forklare elektrolytisk dissosiasjon og beviste at når en elektrolytt er oppløst, oppstår dens kjemiske interaksjon med vann, som et resultat av at elektrolytten dissosieres til ioner.

Den klassiske teorien om elektrolytisk dissosiasjon er basert på antakelsen om ufullstendig dissosiasjon av det oppløste stoffet, karakterisert ved graden av dissosiasjon α, dvs. fraksjon av desintegrerte elektrolyttmolekyler. Den dynamiske likevekten mellom udissosierte molekyler og ioner er beskrevet av massevirkningsloven.

68. Sterke og svake elektrolytter. Grad av dissosiasjon. Graden av dissosiasjon av en elektrolytt er forholdet mellom antall molekyler som desintegrerer til ioner i en gitt løsning og det totale antallet molekyler av et gitt stoff i løsningen.

Elektrolytter hvis dissosiasjonsgrad har en tendens til 1 kalles sterke: NaCl, NaOH, HCl.

Elektrolytter hvis grad av dissosiasjon har en tendens til 0 kalles svake: H 2 O, H 2 CO 2, NH 4 OH.

69. Dissosiasjonskonstant. Ostwalds fortynningslov. For likevekter som etableres under dissosiasjonen av en svak elektrolytt, er det mulig å anvende lovene som er gyldige for kjemisk likevekt.

Likevektskonstanten som tilsvarer dissosiasjonen til en svak elektrolytt kalles dissosiasjonskonstanten.

Verdien av likevektskonstanten avhenger av typen av elektrolytt og løsningsmiddel, av temperatur, men avhenger ikke av konsentrasjonen av løsningen. Denne verdien karakteriserer evnen til en gitt syre, base eller salt til å brytes ned til ioner. Jo høyere likevektskonstanten er, desto lettere dissosieres elektrolytten til ioner.

Ostwalds lov - graden av dissosiasjon øker når elektrolytten fortynnes.

70. Tilstanden til sterke elektrolytter i løsning. Aktivitet. Ionestyrke. For å vurdere tilstanden til ioner i løsninger av sterke elektrolytter, brukes en mengde som kalles aktivitet. Aktiviteten til et ion forstås som dets effektive betingede konsentrasjon, ifølge hvilken det virker i kjemiske reaksjoner:

hvor a er aktiviteten til ionet, c er konsentrasjonen til ionet, f er aktivitetskoeffisienten.

For fortynning av løsninger er et uttrykk gyldig som relaterer aktivitetskoeffisienten og ionestyrken til løsningen.

logF= - 0,5Z 2 kvadratrot I

Hvis vi bruker aktivitetsverdier, så kan lovene for kjemisk likevekt også brukes på løsninger av sterke elektrolytter.

71. Egenskaper til syrer, baser og salter fra teorien om elektrolytisk dissosiasjon. Syrer er i stand til å reagere med baser. Dette produserer salter og vann.

Teorien om elektrolytisk dissosiasjon definerer syrer som elektrolytter som dissosieres for å danne positivt ladede hydrogenioner.

På samme måte er baser definert som elektrolytter som dissosieres for å danne et negativt ladet hydroksidion.

Salter: Hydroksyd og hydrogenioner dannes ikke. De betraktes som elektrolytter som dissosierer for å danne andre positivt ladede ioner enn hydrogenioner og negativt ladede ioner andre enn hydroksydioner.