Вопрос №41. Динамический характер химического равновесия. Влияние внешних факторов (температура, давление) на состояние равновесия.

Химическое равновесие имеет динамический характер. Это значит, что и прямая и обратная реакции при равновесии не прекращаются.

Для одностадийной обратимой реакции

 при равновесии выражения для скоростей прямой V1 и обратной реакций V2 имеют вид:

где [A], [B], [C] и [D] - равновесные молярные концентрации веществ A, B, C и D;

a,b,c и d - соответствующие стехиометрические коэффициенты (при условии, что реакция идет в одну стадию);

k1 и k2 -коэффициенты пропорциональности, называемые константами скоростей.

 Из условия равновесия V1=V2 следует:

 Отсюда получаем выражение для константы равновесия Kp:

 Чем выше величина Kp, тем больше в равновесной смеси продуктов прямой реакции.

Влияние внешних факторов (температура, давление) на состояние равновесия.

Равновесие можно сместить внешним воздействием, руководствуясь принципом Ле Шателье: если на равновесную систему оказывать внешнее воздействие, то равновесие смещается в сторону, противодействующую этому воздействию.

1. Влияние температуры. Для реакций, идущих с уменьшением энтальпии (экзотермических), повышение температуры будет препятствовать протеканию прямого процесса, то есть смещать реакцию в сторону исходных веществ. Эндотермические реакции при этом будут смещаться в сторону конечных продуктов. Например, при обычных условиях реакция N2 + O2 не идет (ΔH > 0), но повышение температуры может сделать эти реакцию осуществимой. Реакция CO + 1/2O2 = CO2, ΔH < 0 с повышением температуры будут смещаться в сторону исходных веществ.

2. Влияние давления. Если реагируют газообразные вещества, то при неизменном числе молей начальных и конечных реагентов повышение общего давления не приведет к смещению равновесия. Если число молей при реакции меняется, то изменение общего давления приведет к смещению равновесия. В частности, реакция 2CO + O2 = 2CO2, протекающая с уменьшением Δn, при повышении общего давления сместится в сторону образования СO2.

3. Влияние концентраций. В тех реакциях, в которых лучше оперировать концентрациями (реакции в растворах), увеличение концентраций исходных веществ приводит к смещению равновесия в сторону конечных продуктов и наоборот. Так, в реакции этерификации (образование сложного эфира).

Вопрос №42. Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды Kw, его зависимость от температуры. Водородный показатель как универсальная характеристика водных растворов.

 Электролитическая диссоциация воды:

Вода представляет собой слабый амфотерный электролит:

Н2О =  Н⁺ + ОН^-

или, более точно:

2Н2О = Н3О⁺ + ОН^-

Ио́нное произведе́ние воды́ — произведение концентраций ионов водорода Н⁺ и ионов гидроксида OH⁻ в воде или в водных растворах, константа автопротолиза воды.

Константа диссоциации воды при 25С равна:

ионным произведением воды KW при 25^оС:

Таблица: Изменение ионного произведения воды в зависимости от температуры

Температура        Кw

10                          0,29    

20                          0,68    

25                          1,00    

30                          1,47    

40                          2,92

Ио́нное произведе́ние воды́ — произведение концентраций ионов водорода Н⁺ и ионов гидроксида OH⁻ в воде или в водных растворах, константа автопротолиза воды.

С повышением температуры диссоциация воды увеличивается, значит ионное произведение воды тоже увеличивается, а показатель степени по абсолютной величине уменьшается. Так, в нейтральной среде при 100С в чистой воде рН составляет 6,12, а при 0С рН жидкой воды – 7,97

Водородный показатель

Водоро́дныйпоказа́тель, pH — мера активности (в очень разбавленных растворах она эквивалентна концентрации) ионов водорода в растворе, и количественно выражающая его кислотность, вычисляется как отрицательный десятичный логарифм активности водородных ионов, выраженной в молях на литр:

Вычисление:

; рОН^-=-lg[ OH^-]; рН + рОН =14

Концентрация любого иона в моль/л в растворе электролита можно вычислить по уравнению

где С_{м иона} – молярная концентрация иона в моль/л;

С_м – молярная концентрация электролита в моль/л;

-степень диссоциации электролита;

n - количество ионов данного вида, которое получается при распаде одной молекулы электролита.

Если электролит слабый, то значение степени диссоциации может быть определено на основании закона разбавления Оствальда:

^; тогда = √ С_мК_дис

Пример. Вычислить рН 0,001H раствора гидроксида натрия.

Решение: гидроксид натрия является сильным электролитом, дис­социация в водном растворе происходит по схеме:

Степень диссоциации в разбавленном растворе можно принять равной 1. Концентрация ионов ОН (моль/л) в растворе равна: