4) Природа реагентов

5) Площадь соприкосновения твердого вещества Вопрос 6. Химическое равновесие. Константа равновесия. Принцип Ле Шателье, примеры.

Химические процессы могут быть как обратимыми, так и необратимыми. Большинство реакций относятся к обратимым процессам. Во всех обратимых процессах с течением времени устанавливается равновесие. Химическое равновесие характеризуется неизменностью термодинамических параметров состояния системы во времени. Равновесие – динамический процесс. Прямая реакция и обратный процесс идут одновременно и не прекращаются во времени. Достигается равновесие тогда, когда энергия системы будет наименьшей, а изменение энергии Гиббса становится равным нулю.

Влияние внешних условий на положение равновесия определяется принципом Ле Шателье

Принцип Ле Шателье. Если на систему, находящуюся в равновесии, оказывается внешнее воздействие, то равновесие смещается в направлении, которое это воздействие ослабляет

1) Температура. При повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции и наоборот: понижение температуры способствует протеканию экзотермической реакции 2) Давление. Влияние давления оказывается только на реакциях, протекающих в газовой фазе. Повышение давление смещает реакцию в сторону меньшего объема, а понижение – в сторону большего 3) Концентрация. Повышение концентрации вещества направляет реакцию в сторону уменьшения концентрации этого вещества. Концентрации твердых веществ не влияют на положение равновесия

Константа равновесия

Важнейшей характеристикой равновесной реакции является константа равновесия. Она определяется как отношение константы скорости обратной реакции к константе скорости прямой реакции.

Для реакции типа aA + bB = cC + dD , где [C], [A], [B], [D] – равновесные концентрации веществ C, A, B, D Исключение: твердые вещества не записывай. То есть это уравнение для гомогенной реакции. Если >> 1, то реакцию можно считать практически необратимой. Если << 1, то процесс практически не протекает и продуктов реакции не образуется

Вопрос 7. Растворы: разбавленные, концентрированные, насыщенные, ненасыщенные, перенасыщенные. Способы выражения концентрации растворов. Эквивалент. Закон эквивалентов.

В зависимости от концентрации растворы разделяют на: 1) Разбавленный – раствор с низким содержанием растворенного вещества 2) Концентрированный – раствор с высоким содержанием растворенного вещества 3) Насыщенный – раствор, в котором при данной температуре вещество больше не растворяется 4) Ненасыщенный – раствор, в котором при данной температуре находится меньше растворяемого вещества, чем в его насыщенном растворе. Ненасыщенный раствор не есть разбавленный раствор. Например, насыщенный раствор практически нерастворимого хлорида серебра – очень разбавленный 5) Пересыщенный – раствор, в котором при данной температуре находится в растворенном состоянии больше вещества, чем в его насыщенном растворе при тех же условиях

Способы выражения концентрации растворов

Концентрация раствора – это количественная характеристика содержания растворенного вещества в растворе. Она определяется содержанием массы ( в граммах, килограммах и др.) или количества вещества (моль) в единице массы или объема раствора

Системные способы выражения концентрации. 1) Молярная концентрация – число моль вещества в единице объема раствора. Она находится как отношение количества растворенного вещества к объему раствора

2) Молярная концентрация вещества эквивалента наиболее удобна для расчета реагирующих веществ. Она находится как отношение количества вещества эквивалента к объему раствора и измеряется в моль/л

3) Массовная доля – содержание массы растворенного вещества в единице массы раствора. Находится как отношение массы растворенного вещества к массе всего раствора. Безразмерная величина либо выражается в процентах.

Внесистемные способы выражения концентрации. 4) Массобъемная концентрация. Она представляет собой содержание массы растворенного вещества в единице объема раствора. Измеряется в г/л

В фармации также используют массобъемную концентрацию, характеризующую содержание массы вещества в граммах на 100мл раствора г/100мл 5) Моляльная концентрация представляет содержание количества растворенного вещества в единице массы раствора и измеряется в моль/кг 6) Мольная доля – отношение количества какого-либо вещества к общему количеству веществ в растворе

Эквивалент – это реальная или условная частица, которая в реакциях ионного обмена присоединяет или отдает один ион H⁺ или OH^-_, а в ОВР-реакциях принимает (или отдает) один электрон. Эквивалентное число обозначается как .

Число, показывающее, какая часть молекулы или другой частицы вещества соответствует эквиваленту, называется фактором эквивалентности . Это безразмерная величина, равная . ≤ 1 Важные замечания: • Эквивалент одного и того же вещества может меняться в зависимости от того, в какую реакцию вступает данное вещество. • Эквивалент элемента также может быть различным в зависимости от вида соединения, в состав которого он входит • Эквивалентом может являться как сама молекула или какая-либо формульная единица, так и ее часть

Как рассчитывать эквивалент:

Частица	Фактор эквивалентности	Примеры
Элемент	, где В(Э) – валентность элемента
Простое вещество	, где n(Э) – число атомов элемента (индекс в химической формуле), В(Э) – валентность элемента	fЭ(H2) = 1/(2×1) = 1/2; fЭ(O2) = 1/(2×2) = 1/4; fЭ(Cl2) = 1/(2×1) = 1/2; fЭ(O3) = 1/(3×2) = 1/6
Оксид	, где n(Э) – число атомов элемента (индекс в химической формуле оксида), В(Э) – валентность элемента	fЭ(Cr2O3) = 1/(2×3) = 1/6; fЭ(CrO) = 1/(1×2) = 1/2; fЭ(H2O) = 1/(2×1) = 1/2; fЭ(P2O5) = 1/(2×5) = 1/10
Кислота	, где n(H+) – число отданных в ходе реакции ионов водорода (основность кислоты)	fЭ(H2SO4) = 1/1 = 1 (основность равна 1) или fЭ(H2SO4) = 1/2 (основность равна 2)
Основание	, где n(ОH–) – число отданных в ходе реакции гидроксид-ионов (кислотность основания)	fЭ(Cu(OH)2) = 1/1 = 1 (кислотность равна 1) или fЭ(Cu(OH)2) = 1/2 (кислотность равна 2)
Соль	, где n(Ме) – число атомов металла (индекс в химической формуле соли), В(Ме) – валентность металла; n(А) – число кислотных остатков, В(А) – валентность кислотного остатка	fЭ(Cr2(SO4)3) = 1/(2×3) = 1/6 (расчет по металлу) или fЭ(Cr2(SO4)3) = 1/(3×2) = 1/6 (расчет по кислотному остатку)
Частица в окислительно-восстановительных реакциях	, где   – число электронов, участвующих в процессе окисления или восстановления	Fe2+ + 2 ® Fe0 fЭ(Fe2+) =1/2; MnO4– + 8H+ + 5  ® ® Mn2+ + 4H2O fЭ(MnO4–) = 1/5
Ион	, где z – заряд иона	fЭ(SO42–) = 1/2

Эквивалент, как частица, может быть охарактеризован молярной массой, молярным объемом или количеством вещества.

Молярная масса эквивалента – это масса одного моль эквивалента

Количество вещества эквивалента вычисляется следующим образом

Молярная масса эквивалента сложного вещества равна сумме молярных масс эквивалентов образующих его составных частей, например: • М_Э(оксида) = М_Э(элемента) + М_Э(О) = М_Э(элемента) + 8 

• М_Э(кислоты) = М_Э(Н) + М_Э(кислотного остатка) = 1 + М_Э(кислотного остатка)

• М_Э(основания) = М_Э(Ме) + М_Э(ОН) = М_Э(Ме) + 17

• М_Э(соли) = М_Э(Ме) + М_Э(кислотного остатка)

Закон эквивалентов. Все вещества реагируют и образуются в эквивалентных соотношениях. Вторая формулировка. Число моль эквивалентов веществ, участвующих в реакции, одинаково Для химической реакции A + B = C + D n( = n( = n( = n( Коэффициенты при подсчете эквивалентов не учитываются. Учитываются при подсчете моль в-в чтобы рассчитать уже эквиваленты Из закона следует, что массы (или объемы) реагирующих и образующихся веществ пропорциональны молярным массам (молярным объемам) их эквивалентов.

Следствия из закон эквивалентов: 1. M( AxBy) = M( A) + M( B) для солей M( MexBy) = M( Me) + M( B) 2. В бинарном соединении Am­Bn n( = n( Eсли соединение небинарное, то суммы эквивалентов количеств веществ в отрицательных и положительных степенях окисления равны Пример: H2SO4 n( n(