Химическое равновесие: Решение и основные понятия

Вот ответы на вопросы, оформленные так, чтобы их было удобно переписать в тетрадь школьнику: 5. Химическое равновесие. Химическое равновесие – это состояние химической системы, при котором скорости прямой и обратной реакций равны, и концентрации всех участников реакции (реагентов и продуктов) остаются постоянными во времени. Основные характеристики химического равновесия: * Динамичность: Равновесие не означает прекращение реакций, а лишь равенство скоростей прямой и обратной реакций. Молекулы продолжают превращаться друг в друга, но их общее количество в системе не меняется. * Подвижность: Равновесие может смещаться под воздействием внешних факторов (изменение температуры, давления, концентрации реагентов или продуктов). Это описывается принципом Ле Шателье. Принцип Ле Шателье: Если на систему, находящуюся в равновесии, оказывается внешнее воздействие (изменение температуры, давления или концентрации одного из участников реакции), то равновесие смещается в сторону той реакции, которая ослабляет это воздействие. Примеры факторов, влияющих на равновесие: * Температура: * Для экзотермических реакций (выделяющих тепло): повышение температуры смещает равновесие в сторону обратной реакции (поглощения тепла). Понижение температуры смещает равновесие в сторону прямой реакции (выделения тепла). * Для эндотермических реакций (поглощающих тепло): повышение температуры смещает равновесие в сторону прямой реакции (поглощения тепла). Понижение температуры смещает равновесие в сторону обратной реакции (выделения тепла). * Давление (актуально для реакций с участием газов): * Повышение давления смещает равновесие в сторону образования меньшего числа молей газа. * Понижение давления смещает равновесие в сторону образования большего числа молей газа. * Концентрация: * Увеличение концентрации реагента смещает равновесие в сторону образования продуктов. * Увеличение концентрации продукта смещает равновесие в сторону образования реагентов. * Уменьшение концентрации реагента смещает равновесие в сторону образования реагентов. * Уменьшение концентрации продукта смещает равновесие в сторону образования продуктов. * Катализатор: Катализатор ускоряет как прямую, так и обратную реакции в равной степени, поэтому он не смещает химическое равновесие, а лишь ускоряет его достижение. Константа химического равновесия (\(K\)): Для обратимой реакции вида: \[aA + bB \rightleftharpoons cC + dD\] Константа равновесия выражается как отношение произведения равновесных концентраций продуктов к произведению равновесных концентраций реагентов, возведенных в степени, равные их стехиометрическим коэффициентам: \[K = \frac{[C]^c [D]^d}{[A]^a [B]^b}\] Где \([A]\), \([B]\), \([C]\), \([D]\) – равновесные молярные концентрации веществ, а \(a\), \(b\), \(c\), \(d\) – стехиометрические коэффициенты. Значение \(K\) зависит только от температуры и характеризует степень протекания реакции до равновесия. 6. Способы выражения концентрации растворов. Концентрация раствора – это величина, показывающая относительное количество растворенного вещества в определенном количестве растворителя или раствора. Основные способы выражения концентрации: 1. Массовая доля растворенного вещества (\(w\)). * Определение: Отношение массы растворенного вещества к общей массе раствора, выраженное в долях единицы или в процентах. * Формула: \[w = \frac{m_{\text{вещества}}}{m_{\text{раствора}}} \cdot 100\%\] Где \(m_{\text{вещества}}\) – масса растворенного вещества, \(m_{\text{раствора}}\) – масса раствора. Масса раствора равна сумме массы растворенного вещества и массы растворителя: \(m_{\text{раствора}} = m_{\text{вещества}} + m_{\text{растворителя}}\). * Единицы измерения: % (проценты), доли единицы. * Пример: 10%-ный раствор соли означает, что в 100 г раствора содержится 10 г соли и 90 г воды. 2. Молярная концентрация (молярность, \(C_M\)). * Определение: Количество молей растворенного вещества в одном литре раствора. * Формула: \[C_M = \frac{n_{\text{вещества}}}{V_{\text{раствора}}}\] Где \(n_{\text{вещества}}\) – количество вещества (в молях), \(V_{\text{раствора}}\) – объем раствора (в литрах). * Единицы измерения: моль/л (моль на литр), М (молярный). * Пример: 0,5 М раствор серной кислоты означает, что в 1 литре раствора содержится 0,5 моль серной кислоты. 3. Моляльная концентрация (моляльность, \(C_m\)). * Определение: Количество молей растворенного вещества в одном килограмме растворителя. * Формула: \[C_m = \frac{n_{\text{вещества}}}{m_{\text{растворителя}}}\] Где \(n_{\text{вещества}}\) – количество вещества (в молях), \(m_{\text{растворителя}}\) – масса растворителя (в килограммах). * Единицы измерения: моль/кг (моль на килограмм). * Пример: 1 моль/кг раствор глюкозы означает, что в 1 кг воды растворен 1 моль глюкозы. 4. Нормальная концентрация (нормальность, \(C_N\)). * Определение: Количество эквивалентов растворенного вещества в одном литре раствора. * Формула: \[C_N = \frac{n_{\text{эквивалентов}}}{V_{\text{раствора}}}\] Где \(n_{\text{эквивалентов}}\) – количество эквивалентов вещества, \(V_{\text{раствора}}\) – объем раствора (в литрах). Количество эквивалентов \(n_{\text{эквивалентов}} = \frac{m_{\text{вещества}}}{M_{\text{экв}}}\), где \(M_{\text{экв}}\) – молярная масса эквивалента. * Единицы измерения: г-экв/л (грамм-эквивалент на литр), Н (нормальный). * Пример: 1 Н раствор HCl означает, что в 1 литре раствора содержится 1 г-экв HCl. Для HCl молярная масса эквивалента равна молярной массе, так как он одноосновная кислота. 5. Объемная доля (\(\phi\)). * Определение: Отношение объема растворенного вещества к общему объему раствора, выраженное в долях единицы или в процентах. Используется для растворов газов или жидкостей. * Формула: \[\phi = \frac{V_{\text{вещества}}}{V_{\text{раствора}}} \cdot 100\%\] Где \(V_{\text{вещества}}\) – объем растворенного вещества, \(V_{\text{раствора}}\) – объем раствора. * Единицы измерения: % (проценты), доли единицы. * Пример: 40%-ный раствор этанола (по объему) означает, что в 100 мл раствора содержится 40 мл этанола. 6. Мольная доля (\(x\)). * Определение: Отношение количества молей одного компонента (растворенного вещества или растворителя) к общему количеству молей всех компонентов в растворе. * Формула: \[x_{\text{вещества}} = \frac{n_{\text{вещества}}}{n_{\text{вещества}} + n_{\text{растворителя}}}\] Где \(n_{\text{вещества}}\) – количество молей растворенного вещества, \(n_{\text{растворителя}}\) – количество молей растворителя. * Единицы измерения: доли единицы. Сумма мольных долей всех компонентов раствора равна 1. * Пример: Если в растворе 1 моль соли и 9 молей воды, то мольная доля соли \(x_{\text{соли}} = \frac{1}{1+9} = 0,1\). Выбор способа выражения концентрации зависит от конкретной задачи и области применения.