С.К. Пискарёва - Аналитическая химия (1110124), страница 10
Текст из файла (страница 10)
Например; ВазОз+ !з!азСОз ЫваСОз+ НаззОз М8С!з + 2Н НзОНаз Мя (ОН)з + 21з1НзО 39 К1 [А] [В] = К, [Р] [Е]. [7) й 10. КОНСТАНТА ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ П сть усть при некоторых условиях протекает обратимая химическая реакция: А+ВИР+Е [1) В начальный момент времени концентрация веществ А и В максимальна, а концентрации веществ Р и Е равны нулю. Так как в ходе реакции вещества А и В расходуются на образование новых веществ, то их концентрация уменьшается, что вызывает также и уменьшение скорости реакции. Пусть взаимодействие веществ А и В будет прямой реакцией: А+В-~Р+Е [2) По закону Гульдберга и Ванге скорость прямой реакции в любой момент времени (и,) равна: е, = К, [А] [В], [3) где К,— константа скорости прямой реакции; [А] и [В] — концентрации веществ А н В. В результате реакции между веществами А и В образуются новые вещества Р и Е, концентрация которых будет возрастать по мере уменьшения скорости прямой реакции.
При столкновениях молекул веществ Р и Е образуются первоначальные вещества А и В и скорость этого процесса будет возрастать. Пусть реакция между веществами Р н Е есть обратная реакция: Р+ЕтА+В [4) . Скорость обратной реакции (ьа) по закону Гульдберга и Вааге равна: ес=Кт[Р][Е], [5) где К,— константа скорости обратной реакции; [Р] и [Е]— концентрации веществ Р н Е.
В начальный момент времени концентрации веществ Р и Е равнялись нулю и скорость обратной реакции также была равна нулю. Но по мере увеличения концентрации веществ Р н Е скорость обратной реакции возрастает. Следовательно, в ходе обратимой реаклии скорость прямой реакции (в,) постоянно уменьшается, тогда как скорость обратной реакции 1в,) все время возрастает. В результате наступает такой момент, когда скорости прямой н обратной реакции становятся равными, т. е. е, =ее. [6) Если левые части равенств [3) и [5) равны, то равны и их правые части, т. е. Состояние, когда гт = вт, называют равновесным. В момент химического равновесия скорости прямой и обратной реакции одинаковы, реакции [2) и [4) не прекращаются, а концентрации всех веществ в момент равновесия остаются постоянными.
Внешне кажется, что. все процессы в системе остановились. Если не изменять внешних условий, то состояние равновесия может сохраняться сколь угодно долго. Химическое равновесие носит динамический характер. Прямая и обратная реакции не прекращаются, но концентрации веществ остаются постоянными из-за равенства скоростей прямой и обратной реакций. Равенство [7) можно представить так: [8) Отношение двух постоянных в левой части уравнения [8) есть величина постоянная. Если принять К~/Кс=Ке то — = Кр. [9) Величину К называют коисслалслой равновесия, Она является характерной для данной реакции величиной, которая не зависит от концентрации реагирующих веществ, но зависит от природы взятых веществ и температуры. Уравнение [9) является следствием из закона действующих масс применительно к обратимым реакциям и может быть сформулировано так: ира уставоаившсмса химическом равновесна отношение вронтаедееия концеитрацвй иродуктов реакция к вреизаеденвю кояцеятрацвй реширукяцвх вмцеств есть волновая иостояиивя длв давней реакции нри оврелелениых условиях.
Если перед участвующими в реакции веществами стоят коэффициенты и уравнение имеет вид тА+лиссрР+ВЕ то уравнение состояния химического равновесия принимает форму [Р]с[Е]' [10) [А]-[В] -'- Как уравнение [9), так и уравнение [10) можно применять только к системам, находящимся в равновесии. Зная К, можно рассчитать выход реакции, т. е. отношение количества вещества, полученного в результате реакции в данных условиях, к тому количеству вещества, которое получилось бы, если бы реакция дошла до конца. Например, если для реакции, выраженной уравнением А+ВеаР+Е 41 43 К=1 т е ~ О ПРИ НаЧВЛЬНЫХ КОНЦЕНТ ИЯХ В 2 ~~ж/~ б ется 1 / 50/ Отсюда види о я моль л вещества П т.
е. тим как можно больше о, что если мы хо щества В. ества, нужно увеличить концентрацию ве- й и. см ени ° ЕЩ Е ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ Как ав пр ило, химические реакции не и те ют завершения„так как вещества, ества, взятые для не протекают до полного ся полностью в продук реакции, не превраща- приходится сталкиватьс б дукты реакции. В б большинстве случаев мостью ее регулирован я с О ратимостью Об а ия. реакции и необходиратимые химические реакции самон самопроизвол но протекаю и внешние условия не изменяются т я сколь угодно долго.
Но если изменить условия температуру, давление, то система ия равновесия и б ет П с преобладанием скорое ри этом процесс изменени ти прямого или об ратного процесса. ием равновесия называ д енения концен Ес ли увеличи~а~~~ концентрацн веществ зывают сдлиесм или см е ра ветс р увеличе ии концентраций я вправо. П и влево т е в направле об равенства п оисхо и За сдвигом равновеси астоп нии ратной и . ра сия наступает сост вым условиям.
П и зт я, определяется двумя ф стремление химическ акторами. О и е ого процесса сместиться дн м из факторов являетс я ься в сторону образоваальнои энергией. Другим фактором является ния. Опираясь на эти ф ю максимальной бе беспорядочности движеф, егко у~~~~, уда улет факторы, не легк е. О значительно легче сделать, руковОд" ому пршзципу я в равновесии, во зде ствовать извне, то т~ процесс, который ослабляет Ф~~ иствия.
Например, если нахо """-кт система, охарактеризованн ая уравнением и находится в равновесии А+ ВюО+Е а мы нарушаем равновесие введением нов В, то в системе пойде от оторыи будет уменьшать а, т. е. произойдет образование новых С тельно, равновесие будет до того момента, пока состояние равновесия. Пов ка ие установится новое 42 я. овьппение температуры б я. ов з удет смещать равновесие в сторону реакции, идущей с поглощением теплоты. Понижение температуры действует в противоположном направлении.
Повышение температуры вызывает уменьшение Ке реакции, идущей с выделением теплоты, и увеличение К реакции, идущей с поглощением теплоты. Если в реакции участвуют газы, то равновесие может нарушиться при изменении давления в системе. электролитической диссоцихции Английский ученый М. Фарадей (1791 — 1867) ввел в науку понятие об электролитах и неэлектролитах. К первым относятся растворы и расплавы солей, кислот и щелочей, которые проводят электрический ток. Водные растворы сахара, спирта и другие не проводят электрического тока и поэтому их относят к неэлектролитам.
Поведение электролитов объясняет теория злектролитической диссоциации. Она была предложена шведским ученым С. Арреииусом в 1887 г. Основные положения этой теории следующие. Молекулы электролитов при растворении в воде в большей или меньшей степени распадаются на ионы. Каждое вещество образует два вида ионов: катионы и анионы. Число ионов при разбавлении увеличивается. В бесконечно разбавленных растворах имеются только диссоциированные молекулы, т.е. электролиты полностью распадаются иа ионы. В обычных растворах процесс диссоциации не доходит до конца„т.е.
на ионы распадаются не все молекулы, а только определенная часть или доля молекул. Часло, аоказываакцее, какаа часть всех растаореавых молекул элевтролвта расвалаетса ва воаьь аазыаают атаевым злектролвтаческой лвссоцаацва.. Ее врвюпо обозвачать греческой буквой в. Сзепень диссоциации.представляет собой отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к Общему числу растворецных молекул. По степени диссоциации электролиты делят на две группы: сильные и слабые. К сильным электролитам относят Вещества, которые полностью диссоциированы и не образуют ионных пар, т. е. агрегатов из противоположно заряженных ионов, которые в целом не несут электрического зарзща. В твердом состоянии сильные электролиты образуют кристаллическую решетку ионного типа. Подобных веществ сравнительно немного.
К ним относятся минеральные соли щелочных и щелочно-земельных металлов, галогеииды, перхлораты-и нитраты некоторых переходных металлов. Минеральные кислоты и щелочи являются сильными электролитами только в достаточно разбавленных водных растворах. В концентрированных же растворах онн диссоциированы не полностью. Более многочисленны слабые элеклйролинлюь К' ним относят большинство органических кислот и оснований и многие неорганические вещества, которые образуют многозарядные ионы.
Одним из наиболее важных факторов, определяющих силу кислот и оснований, является природа используемого растворителя. Свойства ионов могут резко отличаться от свойств нейтральных атомов или молекул. Например, ионы натрия и калия не взаимодействуют с водой так, как металлический натрий и калий. Ионы натрия н калия не могут окисляться и отличаются от соответствующих атомов по своему строению.
Кроме того, ионы натрия и калия отличаются от металлических натрия и калия по физиологическому действию. Ионы свободно перемещаются в растворе, не взаимодействуя с растворителем..При пропускании через раствор электролита электрического тока ионы перемещаются к электродам по двум прямо противоположным направлениям. Достигнув электродов, ионы теряют заряды и свои особые свойства. Существенно важно то, что распад молекул на нойы происходит не под влиянием электрического тока, но' уже при растворении электролита в воде. Именно вода является хорошим распюрителем для соединений с ионной и полярной связтлзо, а водные растворы этих соединений хорошо проводят электрический ток.
![](https://s.studizba.com/z.php?f=/templates/si/i/noavatar.png&w=100&h=100&t=1"){kind=avatar}
