Навигация:

Главная Случайная страница Обратная связь ТОП Интересно знать Избранные Новые материалы

Топ:

Генеалогическое древо Султанов Османской империи: Османские правители, вначале, будучи еще бейлербеями Анатолии, женились на дочерях византийских императоров...

Выпускная квалификационная работа: Основная часть ВКР, как правило, состоит из двух-трех глав, каждая из которых, в свою очередь...

Марксистская теория происхождения государства: По мнению Маркса и Энгельса, в основе развития общества, происходящих в нем изменений лежит...

Интересное:

Средства для ингаляционного наркоза: Наркоз наступает в результате вдыхания (ингаляции) средств, которое осуществляют или с помощью маски...

Искусственное повышение поверхности территории: Варианты искусственного повышения поверхности территории необходимо выбирать на основе анализа следующих характеристик защищаемой территории...

Подходы к решению темы фильма: Существует три основных типа исторического фильма, имеющих между собой много общего...

Дисциплины:

Автоматизация Антропология Археология Архитектура Аудит Биология Бухгалтерия Военная наука Генетика География Геология Демография Журналистика Зоология Иностранные языки Информатика Искусство История Кинематография Компьютеризация Кораблестроение Кулинария Культура Лексикология Лингвистика Литература Логика Маркетинг Математика Машиностроение Медицина Менеджмент Металлургия Метрология Механика Музыкология Науковедение Образование Охрана Труда Педагогика Политология Правоотношение Предпринимательство Приборостроение Программирование Производство Промышленность Психология Радиосвязь Религия Риторика Социология Спорт Стандартизация Статистика Строительство Теология Технологии Торговля Транспорт Фармакология Физика Физиология Философия Финансы Химия Хозяйство Черчение Экология Экономика Электроника Энергетика Юриспруденция

Химическое равновесие в гомогенных системах.

2017-06-19

1478

0.00 из 5.00 0 оценок

Заказать работу

⇐ ПредыдущаяСтр 5 из 11Следующая ⇒

Закон действующих масс – описывает взаимосвязь между концентрацией реагирующих веществ и скоростью химической реакции, обнаруженную русским ученым-химиком Н.Н. Бекетовым и голландскими химиками К. Гульдбергом и П. Вааге.

aA + bB cC + dD

Скорость V_п прямой химической реакции между А и В,по закону действующих масс, пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степенях, равных коэффициентам реакции:

V_п = K_п[А]^а[В]^b,

где K_п – коэффициент пропорциональности, он равен скорости реакции при концентрациях веществ 1 моль/л.

В первый момент протекания реакции концентрации исходных веществ имеют наибольшее значение и скорость прямой реакции велика. При взаимодействии их концентрация падает и скорость уменьшается. При появлении в системе продуктов реакции и возрастании их концентраций увеличивается скорость обратной реакции. В момент равенства скоростей прямой и обратной реакции наступает химическое равновесие, при котором состав системы становится постоянным.

K =

При химическом равновесии отношение произведения концентрации продуктов реакции к произведению концентраций исходных веществ есть величина постоянная, называемая константой химического равновесия (K).

Теории кислот и оснований:

Согласно теории Оствальда – Аррениуса: кислоты – электролиты, которые при диссоциации образуют протоны H⁺ и кислотный остаток; основания – электролиты, которые при диссоциации образуют гидроксильную группу и ион Me (NH₄⁺).

K_д =

Согласно теории Бренстеда – Лоури: кислоты – доноры H⁺; основания – акцепторы H⁺.

Соединения, которые могут как отдавать, так и принимать H⁺, называются амфолиты.

В процессе передачи H⁺ образуются сопряженная пара кислоты и основания.

NH₄⁺(кислота) NH₃ (основание) + H⁺

HCN (кислота) + OH^- (основание) CN (основание) + H₂O (кислота)

HCN и CN – сопряженная пара

Достоинством этой теории является возможность учесть влияние конкретного растворителя на кислотно-основное взаимодействие. K (NH⁴⁺) ^{a (acid)}, K (NH3) ^{b (basic)}.

Согласно теории Льюиса: кислоты – вещества, которые в своем строении имеют свободную орбиталь;

BF3

кислоты

Cu²⁺

основания – вещества или частицы, которые имеют неподеленную электронную пару (: NH₃).

Cu²⁺ + NH₃ [Cu(NH₃)₂]²⁺ - кислотно-основное взаимодействие по Льюису.

Эта теория расширила понятия о кислотах и основаниях, но недостатком ее является то, что классификация веществ по Льюису зависит от субъективного взгляда исследователя на природу химической связи.

Согласно теории Усановича: кислоты – вещества, которые отдают любые катионы и H⁺ и присоединяют любые анионы; основания отдают анионы, включая электроны, и принимают протоны.

ОВР – частный случай – недостаток этой теории.

В гомогенных системах для характеристики равновесия вводят понятие константы равновесия. Различают термодинамическую константу равновесия (K⁰), которая не учитывает побочных процессов и рассчитана для идеальных систем; реальную константу (K), которая учитывает параллельно протекающие процессы осаждения и комплексообразования; условную константу (K’), которая учитывает электростатические взаимодействия в системах.

Для того, чтобы отличать одну константу от другой по-разному обозначают концентрации реагирующих и полученных соединений.

Схема равновесия гомогенной системы:

aA + bB cC + dD

· K⁰ = – термодинамическая константа равновесия K⁰, a – активная концентрация.

Для того, чтобы отличить термодинамическую константу K⁰ от другой константы, концентрации продуктов реакции и исходных веществ записывают в виде активной концентрации a.

Термодинамическая константа приводится в химических справочниках.

Для расчетов используется –lgK = pK.

· K = - реальная константа K

Концентрации записывают в виде равновесных.

· K’ = – условная константа K’.

Концентрации в ней записываются в виде общих концентраций.

Мы исследуем реальную систему, поэтому необходимо учитывать влияние растворителя, силу электролитов, участвующих во взаимодействии, а также величину заряда и радиус ионов, которые находятся в растворе.

Эти взаимодействия определены теорий Дебая-Хюккеля:

полному взаимодействию исходных веществ в растворе мешает наличие ионов растворителя, а также величина заряда исходных веществ и соединений в растворе (ионная сила раствора).

Активная концентрация [моль/л]:

a = ∙C,

где - коэффициент активности (пропорциональности).

зависит от ионной силы раствора и от заряда частиц.

Ионная сила раствора определяется концентрацией и зарядом всех ионов, находящихся в растворе.

I = 0.5∙

При различном значении ионной силы раствора коэффициент активности рассчитывается:

· При I ≤ 0.05 -lg = 0.5∙Zi²

· При I ≤ 0.1 -lg =

· При I ≤ 0.5 -lg =

Расчет среды данного раствора.

В растворах сильных электролитов:

· Кислоты: HCl H⁺ + Cl^-, pH = -lg[H⁺], [H⁺] = C_{кислоты}, pH = -lgC_{кислоты}

Если C_{кислоты} (HA) ≤ 10^-5 М, т.е. раствор сильно разбавлен, в этом случае для расчета концентрации [H⁺] необходимо учитывать ионное произведение воды.

В таком растворе [H⁺] = C_{кислоты} + [OH^-], т.к. k_w = [H⁺]∙[OH^-]; [OH^-] = k_w/[H⁺];

[H⁺] = C_{кислоты} + k_w/[H⁺];

[H⁺]² = C_{кислоты} ∙ [H⁺] + k_w;

[H⁺] =

· Основания: NaOH Na⁺ + OH^-; [OH^-] = C_{основания}; pOH = -lg[OH^-]; k_w = [H⁺]∙[OH^-] = 10^-14;

[H⁺] = k_w/C_{основания}; pk_w = pH + pOH; pH = 14 – pOH

Если раствор разбавлен (C≤10^-5), то:

[H⁺] = k_w/C_{основания};

[H⁺] =

В растворах слабых электролитов (органические соединения, H₂CO₃, H₂S…, диссоциация 1-30%):

· Кислоты: CH₃COOH CH₃COO^- + H⁺; K = [CH₃COO^-][H⁺]/[CH₃COOH];

[CH₃COOH] = C_{кислоты} – C_{диссоциированной}_{кислоты}; [CH₃COO^-] = [H⁺].

Т.к. Cкислоты >>> C_{диссоциированной кислоты}; K = [H⁺]²/C_{кислоты};

[H+] =

· Основания: k_w = [H⁺]∙[OH^-];

[H+] =

Для слабых электролитов, у которых > 5%, а K_дис.> 10^-4 концентрация [H⁺] рассчитывается:

[H+] = - для кислот;

[H+] = - для оснований.

БУФЕРНЫЕ СИСТЕМЫ.

v Расчет констант гидролиза и рН при гидролизе.

Гидролизу подвергается 3 типа растворимых кислот:

· соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой (NH4Cl).

· соли, образованные слабой кислотой и сильным основанием (CH3COONa)

· соли, образованные слабой кислотой и слабым основанием, гидролиз и по катиону и по аниону.

Количественной характеристикой процесса гидролиза является константа гидролиза и степень гидролиза.

· Константа гидролиза для соли, гидролизующейся по катиону: Кг = Кw/Косн

· Константа для соли, гидролиз. по аниону: Кг = Кw/Кк-ты

· Для соли, гидролиз. по катиону и аниону: Кг = Кw/Косн*Кк-ты

Связь Кг со степенью гидролиза аналогична связи Кд со степенью диссоциации:

Кг = h²c/1-h т.е Кг = h²c

Рассчитаем концентрацию [H⁺] в растворах гидролизующихся солей:

· [H⁺] = Кw/ кв. корень из (Кг*Ссоли) – для соли, гидролиз. по аниону

· [H⁺] = кв. корень из (Кг*Ссоли) – для соли, гидролиз. По катиону

· [H⁺] = кв. корень из (Кw*Кк-ты/Косн) – для соли, гидролиз. по катиону и аниону

· [H⁺] = кв. корень из (К_I*К_II) – для кислых солей

v К буферным относят растворы веществ, способные сохранять постоянное значение рН при добавлении к ним небольших количеств сильных кислот или оснований, а также при разбавлении.

Буферный раствор содержит либо слабую кислоту и ее соль (кислотные буферные системы), либо слабое основание и его соль (основные буферные системы).

Различают:

· Ацетатный буфер (укс.к-та и её соль)

· Аммиачный (NH4OH и NH4Cl)

· Фосфатный (NaH2PO4 и Na2HPO4)

· Цитратный

· Тартратный и др.

Механизм действия:

Буферные системы характеризуют двумя параметрами: значением создаваемого рН и буферной емкостью.

Для каждой буферной системы существует буферная емкость, которая определяет, при каком количестве (мольэкв) добавленного сильного электролита значение рН буфера изменяется на 1.

П = дельта С/дельта рН

Максимальное П у таких буферов, в которых конц. Слабого эл-та и его соли равны. П тем больше, чем выше конц. Его компонентов.

Расчет для системы, состоящей из слабой к-ты и ее соли:

[H⁺] = Кк-ты * (Ск-ты/Ссоли)

Для системы, состоящей из слабого основания и его соли:

[H⁺] = Кw/Косн * Ссоли/Сосн = Кг * Ссоли/Сосн

Буферные системы широко распространены в природе. Например, кровь человека имеет постоянный рН (~ 7,4), создаваемый специальной буферной системой крови. Буферные растворы широко применяют в качественном и количественном анализе для создания и поддержания определенного значения рН среды при проведении реакций. Цветные качественные реакции с органическими реагентами выполняют при строго определенных значениях рН, создаваемых с помощью буферных растворов. В химическом анализе широкое применение нашел ряд буферных растворов — ацетатный (СН₃СООН + CH₃COONa), формиатный (НСООН + HCОONa), фосфатны (Na₂HP0₄ + NaH₂P0₄), аммиачный (NH₃ + NH₄C1) и др.