Закон действующих масс и его применение к различным типам равновесий

Сентябрь 9, 2022

Главная
Химия
Закон действующих масс и его применение к различным типам равновесий

Содержание

2. План 1. Закон действующих масс. Константа равновесия 2. Типы констант равновесия. Кислотно-основные реакции. Реакции комплексообразования. Реакции
3. Закон действующих масс (ЗДМ): «Скорость химической реакции при постоянной температуре прямопропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в
4. Для равновесной химической реакции: aA + bB ⮀ cC + dD Скорость прямой реакции: V1 =
6. где - активности исходных веществ А и В и продуктов реакции С и D.
7. Теория сильных электролитов Активность (а) - это мера реального поведения вещества в растворе. Ее значение связано
8. Протолитическая теория кислот и оснований НА ⮀ Н+ + А- а1 b1 В + Н+ ⮀
9. Кислоты: молекулярные (нейтральные) НА: HCl, HNO3, H2SO4, HCN, CH3COOH. катионные ВН+: H3O+, NH4+, [Al(H2O)6]3+. анионные НА-:
10. Основания: молекулярные (нейтральные) В: NH3, CH3-NH2, C6H5N, NaOH, H2N-NH2. катионные В+: H2N-NH3+, [Zn(OH)(H2O)3]+. анионные А-: Сl-,
11. Амфолиты: анионные кислоты, они же анионные основания НА-: HSO3-, H2PO4-, HCO3-. нейтральные молекулы В: [Zn(OH)2(H2O)2]. катионные
12. Протолитические равновесия в воде H2О ⮀ H+ + OH- В разбавленных растворах концентрация воды как растворителя
13. Протолитические равновесия в воде КС∙[Н2О] = КН2О = Кw = 1,86∙10-16 ∙55,56 =10-14 Kw = [H+]
14. Протолитические равновесия в воде рКw = - lg Kw = -lg 10-14 = 14 рKw =
15. HA + H2О ⮀ H3O+ + A-
16. B + H2O ⮀ BH+ + OH-
17. закон разбавления (закон разведения) Оствальда: При α
18. Расчет рН Для сильных кислот: HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HClO4. pH = -lg[H+] Для сильных
19. Расчет рН Для слабых кислот: рН = ½ рKа – ½ lgСа Для слабых оснований: pН
20. Константа образования или устойчивости β: M + L ↔ [ML] [ML] + L ↔ [ML2] M
21. Ag+ + NH3 ⮀ [AgNH3]+ [AgNH3]+ + NH3 ⮀ [Ag(NH3)2]+
22. Константа нестойкости Кнест. [Ag(NH3)2]+ ⮀ Ag+ + 2 NH3
23. Для электролита КnАm ↔ nКm+ + mАn-
24. Концентрационное произведение растворимости: ПРс = [Кm +]n ∙ [А n-]m
25. Для BaSO4 – электролита однотипного состава (бинарного электролита)
26. Для Cа3(РО4)2 – электролита неоднотипного состава
27. Для бинарных электролитов: Для любых осадков: ПР = mm ∙ nn ∙ Pm+n
29. Реакции окисления-восстановления Ox + nē ⮀ Red Оx + nē + mH+ ⮀ Red
30. Реакции окисления-восстановления ΔE = E01 - E0 2
31. Реакции окисления-восстановления Fe3+ + ē ⮀ Fe2+ 2I- - 2ē ⮀ I2 ΔE = 0,771 –
33. Скачать презентацию

Слайд 2

План
1. Закон действующих масс. Константа равновесия
2. Типы констант равновесия.
Кислотно-основные реакции.
Реакции комплексообразования.
Реакции

осаждения
Реакции окисления-восстановления.

Слайд 3

Закон действующих масс (ЗДМ):
«Скорость химической реакции при постоянной температуре прямопропорциональна произведению

концентраций реагирующих веществ в степени их стехиометрических коэффициентов».

Слайд 4

Для равновесной химической реакции:
aA + bB ⮀ cC + dD
Скорость прямой

реакции: V1 = k1[A]a ∙ [B]b;
Скорость обратной реакции: V2 = k2[C]c ∙ [D]d ,
где k1, k2 – константы скоростей прямой и обратной реакции, постоянные при данной температуре;
[A], [B], [C], [D] – концентрации исходных веществ и продуктов реакции, моль/л;
a, b, c, d – стехиометрические коэффициенты.

Слайд 5

Слайд 6

где - активности исходных веществ А и В и продуктов реакции

С и D.

Слайд 7

Теория сильных электролитов
Активность (а) - это мера реального поведения вещества в

растворе. Ее значение связано с молярной концентрацией иона:
а = f ∙ СМ,
где f – коэффициент активности, характеризующий степень отклонения свойств реальных растворов от свойств идеальных растворов.
Для бесконечно разбавленных растворов f=1, для реальных растворов а< СМ.
Ионная сила раствора (I) равна полусумме произведений концентраций отдельных ионов на квадрат их зарядов:
где Ci –концентрация иона, моль/л;
Zi – величина заряда иона.

Слайд 8