Михаил Бармин - Общая и Неорганическая химия с примерами решения задач

значение равновесных концентраций.

Если же концентрация молекул практически не изменяется (твердые вещества) значение концентрации принимается постоянным и не вводится в уравнение концентрации равновесия.

Смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье.

Смещение химического равновесия можно достигнуть несколькими путями:

1) изменением температуры. Известно, что константа химического равновесия имеет фиксированное значение при определенной температуре.

Q – 3H2 + N2 <=> 2NH3 + 92 кДж/моль ΔH0298 = -92 кДж/моль

Таким образом, для данного экзотермического процесса охлаждение системы приводит к смещению химического равновесия в сторону образования аммиака. При повышении температуры химическое равновесие системы смещается вправо, поскольку данная реакция является эндотермической.

2) Изменение концентрации.

3KCNS + FeCl3

K1

Fe(CNS)3

+ 3KCl

K2

K =

K

1

=

[Fe(CNS)

3

] • [KCl]3

K

[KCNS]3

]

2

• [FeCl3

При взаимодействии исходных реагентов образуется ру-биново-красное окрашивание раствора (цвет Fe(CNS)3). При

добавлении к равновесной системе избыточного количества KCNS или FeCl3 видим, что интенсивность окраски воз-растает, т.е. произошло смещение химического равновесия вправо.

При добавлении к равновесной системе избыточного коли-чества KCl интенсивность окраски уменьшается, т.е. равнове-сие сместилось в сторону исходных реагентов.

В 1 случае при постоянном значении константы равновесия происходит изменение (увеличение значения равновесной концентрации в знаменателе уравнения). Эти изменения приводят к увеличению значения равновесной концентрации конечных продуктов реакции.

Во 2 случае происходит увеличение равновесной концентрации в числителе уравнения, что в свою очередь вызывает увеличение равновесной концентрации конечных продуктов, т.е. равновесие смещается в сторону исходных реагентов.

3) В частности, в случае изменения концентрации для процессов, протекающих в газах, значимым является изменение давления

3H2 + N2 < === > 2NH3

Для этих процессов при увеличении давления равновесие смещается в сторону меньшего числа молекул (когда объем ре-агируюших веществ превышает объем образующихся продуктов реакции). В том случае, когда в процессе реакции не происходит изменения объемов, изменение давления не приводит к смещению химического равновесия.

Общий ответ о возможном смещении химического равновесия заключен в эмпирическом принципе Ле Шателье:

Если на систему, находящуюся в равновесии оказать какое-либо внешнее воздействие, то в результате процессов происходящих в ней, химическое равновесие будет смещаться в сторону того процесса, который это воздействие будет уменьшать.

Однако известно, что в тех случаях, когда в процессе реакция образуется легколетучее, малодиссоциируемое или труд-норастворимое вещество, реакции практически происходят до конца.

Впервые данное положение было сформулировано Бертол-

ле:

Если в обратимой реакции образуются легко летучие, мало растворимые или мало диссоциирующие химические соединения, то равновесие смещается в сторону их образования.

Для равновесных процессов ΔG = 0

Из термодинамики известно, что ΔG = – RT • lnK, где К – константа химического равновесия.

Данное уравнение устанавливает связь между изменением свободной энергии Гибса и константой химического равнове-сия. При расчетах используется следующее уравнение:

ΔG = ΔH – TΔS = 0

ΔH = TΔS

TРАВН = ΔH/ΔS

Девиз: РАСТВОР – ХИМИЧЕСКАЯ СИСТЕМА

ЛЕКЦИЯ 8

ОБЩИЕ ЗАКОНОМЕРНОСТИ И СВОЙСТВА

РАСТВОРОВ НЕЭЛЕКТРОЛИТОВ

План лекции:

Теории растворов.

Свойства растворов неэлектролитов.

Способы выражения концентрации растворов.

В зависимости от агрегатного состояния вещества различают так называемые 9 дисперсных систем. Если в каком-нибудь веществе (среде) распределяется другое вещество, то такая сис

тема называется дисперсной.

I.

1) Т-Т

2) Т-Ж

3) Т-Г

II.

4)

Ж-Г

5)

Ж-Т

6)

Ж-Ж

III. 7)

Г-Т

8)

Г-Г

9)

Г-Ж

Наиболее важное значение в химии приобретают системы I и II группы т.е. твердые и жидкие растворы. Условно жидкие растворы разделяют на:

1) взвеси (Ø частиц > ммк) : а) суспензия, 6) эмульсия; 2) одно-родные (Ø частиц < 1 мм) (истинные, молекулярные растворы); 3) промежуток между 1) и 2) занимают коллоидные растворы.