Прогнозирование смещения химического равновесия. Принцип Ле-Шателье. Принцип Ле-Шателье: если на систему, находящуюся в состоянии хим



Принцип Ле-Шателье: если на систему, находящуюся в состоянии хим. равновесия оказать воздействие (изменить p,t,C), то равновесие сдвигается в сторону той р-ции, которая ослабляет это воздействие.

I формулировка для t:увеличение температуры смещает равновесие в сторону эндотермической р-ции, а уменьшние температуры- в сторону экзотермической.

N2+3H2=2NH3+ 92,4 кДж

-при увел.t идет эндотермическая р-ция (<-)

-при умен.t идет экзотермическая р-ция (->)

II формулировка для р: увеличение давления смещает равновесие в сторону р-ции,протекающей с образованием меньшего кол-ва газообразных в-в, а уменьшение давления-в сторонур-ции с большим образованием газообразных в-в.

N2+3H2= 2NH3

Влияние р: а)при увел. р идет прямая р-ция, т.к. кол-во газообразных в-в меньше;

               б)при умен. р идет обратная р-ция, т.к. кол-во газообразных в-в больше.

Если в процессе р-ции кол-во газообразных в-в не меняется, то давление не влияет на смещение равновесия.

III формулировка для C: увеличение концентрации одного из исходных в-в или уменьшение концентрации одного из продуктов р-ции смещает равновесие в сторону прямой р-ции.

Коллигативные свойства разбавленных растворов неэлектролитов. Закон Рауля: формулировки, расчетные формулы.

 Коллигативне св-ва (свойства растворов относительно св-в растворителя) –связанные друг с другом , тк они обусловлены общими причинами и зависят от числа растворенных частиц: понижение давления пара, повыш температуры кипения, понижение темп замерзания, осмотич давление

 Закон Рауля :

1я форулировка: Давление пара раствора , содержащее нелетучее растворенное в-во, прямо пропорционально молярной доле растворителя

P=Kpx(x1)

P-давление пара над раствором, Па

Kp- константа Рауля

x(x1)-молярная доля растворителя х1, равная n(X1)/n(X1)+n(X2), где n(X1)-количесво в-ва растворителя, n(X2)-кол-во раствореннго в-ва, моль

                               

2я формулировка- относительное понижение давения насыщенного пара растворителя над р-ром неэлектролита равно молярной доле растворенного в-ва

N=P0-P/P0               P0 -давление насыщ пара над растворителем

                              P-давление насыщ пара над раствором

N-молярная доля растворителя

Следствие из Закона Раулы: понижение температуры замерзания, повышение температуры кипения р-ров

Повышение температуры кипения ∆Тк и понижение температуры замерзания ∆Тз, разбавленныых р-ров неэлектролитов прямо пропорционально моляльной концентрации раствора

 ∆Тк=Kэ * b(x)

b(x)моляльная концентрация . моль/кг =n/m(р-ля) =m/M*m(р-ля) в кг !

Kэ-коэффициент пропорциональности =0,52 

∆Тк=Тк р-ра – Т0 к р-ля

 

∆Тз=Kз* b(x)

b(x)моляльная концентрация . моль/кг =n/m(р-ля) =m/M*m(р-ля) в кг !

Kэ- коэффициент пропорциональности =1. 86

∆Тз= Т0 з р-ля - Тз р-ра

 

Осмос. Осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа: вывод, формулировка

Осмос-преимущественно одностороннее проникновение молекул растворителя (диффузию) через полупроницаемую мембрану из растворителя в раствор или из раствора с меньшей концентрацией в раствор с большей концентрации

 Осмос- это самопроизвольный процесс

Осмотическое давление-величина, измеряемая минимальным гидравлическим давление, которое нужно приложить к раствору, чтобы осмос прекратился

 Вант-Гофф предложил эмпирическое уравнение для расчета осмотического давления разбавленных растворов неэлектролитов :

П=С(х)RT

С(х)молярная концентрация, моль/л

R-универсальная газовая постоянная= 8.31 кПа*л

T-абсолютная температуре, К

 

Осмотические св-ва растворов электролитов. Изотонический коэфициент

Законы Рауля справедливы лишь для очень разбавленных растворов, при условии , что в растворе они не диссоциируют на ионы( неэлектролиты)

Растворы электролитов( соли, кислоты, основания) обладают способность проводить электрический ток. Вант Гофф установил, что определенное экспериментально осмотическое давление в растворах электролитов повышает вычисленное по уравнению

П=CRT

Подобное отклонение измеренных величин от вычисленных наблюдается и для ∆Тк и ∆Тз

Вант-Гофф ввел поправочный множитель i, названные изотоническим коэффициентом

i зависит от:

· Природы раствора

· Концентрации раствора

 

 Вводя i в уравнение, получаем соотношения, пригодное для описание св-в разбавленных растворов всех в-в

 П= iCRT

Для р-ров электролитов значение i>1, для неэл i=1

Для характеристики диссоциации слабых электроитов пользуются степенью диссоциации a=n/N

n-число молекул, распавшихся на ионы

N-общее число молекул

Между a и i существуют зависимость a= i-1/n-1

n-число ионов, на которые распадается электролит, Для NaCln=2, CaCl2=3

 


Дата добавления: 2018-02-28; просмотров: 242;