Обчисліть масу осаду, що утвориться в результаті зливання 257 г розчину аргентум HIтрату з масовою часткою солі 3,4 %o 1364 г розчину хлоридної кислоти з масовою часткою кислоти 2,92%.
1)Электролитическая диссоциация — это процесс распада молекул на ионы при его растворении или плавлении.
2)Причины эректильной дисфункции
Действительно, ЭД в ряде случаев возникает как осложнение различных соматических заболеваний. В их число входят сахарный диабет, сосудистые заболевания, неврологические расстройства, гормональные нарушения, физические травмы, переохлаждения или ожоги в области малого таза.
3)Существенным является вопрос о механизме электролитической диссоциации.
Легче всего диссоциируют вещества с ионной связью.
Аналогично диссоциируют и электролиты, молекулы которых образованы по типу полярной ковалентной связи (полярные молекулы).
За напрямком реакції можна поділити на оборотні та необоротні. Для необоротних реакцій характерні такі ознаки: виділення газу, утворення осаду або води.
Реакції, які відбуваються лише в одному напрямі й завершуються повним перетворенням вихідних речовин у кінцеві речовини, називаються необоротними.
Прикладом такої реакції може бути розклад калій перманганату під час нагрівання:
2KMnO4 t K2MnO4 + MnO2 + O2.
Реакція припиниться тоді, коли весь калій перманганат розкладеться. Необоротних реакцій не так багато. Більшість реакцій оборотні.
Оборотними називаються такі реакції, які одночасно відбуваються у двох взаємно протилежних напрямах. Часто буває, що речовини, які утворилися під час хімічної реакції, перетворюються на ті, що були на початку реакції. Наприклад, якщо крізь воду пропускати вуглекислий газ, то утворюється карбонатна кислота:
H2O + CO2 → H2CO3.
Коли припинити пропускання газу, то ми помітимо, як газ виділяється з розчину. Відбувається зворотний процес: карбонатна кислота розкладається на вуглекислий газ і воду:
H2CO3 → H2O + CO2.
Оборотні реакції записують одним хімічним рівнянням, у якому позначають дві стрілки у двох протилежних напрямах. Утворення карбонатної кислоти можна назвати прямою реакцією, а її розклад – зворотною реакцією:
H2O + CO2 9-17-10H2CO3.
У загальному вигляді оборотні реакції можна зобразити так:
A + В 9-17-10 С.
Реакцію, що протікає зліва направо, називають прямою реакцією. Реакцію, що відбувається справа наліво – зворотною реакцією.
Хімічна рівновага
Оскільки швидкість хімічних реакцій залежить від концентрації реагуючих речовин, то на початку швидкість прямої реакції більша, ніж швидкість зворотної реакції. Далі, зі зниженням концентрації вихідних речовин і підвищенням концентрації продукту реакції, швидкість прямої реакції зменшується, а зворотної – зростає. Через деякий час швидкості прямої та зворотної реакцій стануть однаковими: υпрямої = υзворотної. Отже, система перейде у стан хімічної рівноваги. Стан системи, за якого швидкість прямої реакції дорівнює швидкості зворотної реакції, називають хімічною рівновагою.
Зауваження! Рівновага встановлюється не тому, що реакції припиняються, а тому, що пряма і зворотна реакції проходять з однаковою швидкістю. Таку рівновагу називають динамічною. Скільки молекул вихідних речовин вступає в пряму реакцію, стільки ж молекул утворюється в результаті зворотної реакції.
Хімічна рівновага зовні непомітна. Наприклад, коли дивитися на закриту пляшку з газованою водою, то ніякі ознаки хімічних реакцій не гаються, хоча насправді реакції відбуваються. Стан хімічної рівноваги може зберігатися як завгодно довго в закритій системі, за постійних зовнішніх умов.
Зміщення хімічної рівноваги
На стан хімічної рівноваги впливають концентрації речовин, що реагують, температура, а для газуватих речовин – ще й тиск. Якщо змінюється один із цих параметрів, стан рівноваги порушується, і концентрації всіх реагуючих речовин змінюються доти, доки не встановиться новий стан рівноваги, але вже з іншими значеннями рівноважних концентрацій. Такий перехід реакційної системи з одного стану рівноваги в інший називається зміщенням хімічної рівноваги.
Напрям зміщення хімічної рівноваги у процесі зміни концентрації речовин, що реагують, температури і тиску визначається загальним положенням, відомим як принцип Ле Шательє (1884 р.):
Якщо змінити одну з умов, за яких система перебуває у стані рівноваги (температуру, тиск або концентрацію), то в системі відбуватимуться процеси, що протидіють цій зміні.
Принцип дає можливість передбачити зміни в рівноважних системах під впливом зовнішніх умов, а також керувати хімічно рівноважними системами. Наприклад, дуже важливий процес взаємодії вільного азоту з воднем з утворенням амоніаку відбувається відповідно до рівняння N2 + 3H2 ⇄ 2NH3 + Q. На підставі принципу Ле Шательє робимо висновок, що рівновага зміститься на бік утворення амоніаку за умови зниження температури та збільшення тиску. Тому синтез амоніаку відбувається за температури 400-500°C та за високого тиску.
зміщення рівноваги у бажаному напрямку, що базуються на принципі Ле Шательє, відіграють неабияку роль у хімічному виробництві, бо дають можливість добувати з меншими затратами різноманітні речовини.
Розглянемо вплив різних чинників на стан хімічної рівноваги.
Таблиця 1. Умови зміщення рівноваги
Чинники
Зміщення рівноваги
Приклад
Температура
(t°)
А + Б t-plus АБ + Q
А + Б t-minus АБ – Q
Під час підвищення температури рівноважної системи рівновага зміщується на бік ендотермічної реакції, а під час зниження – на бік екзотермічної. У реакції, яка протікає без теплового ефекту, зміна температури не впливає на зміщення рівноваги.
N2 + 3H2 t-plus 2NH3+ Q
Концентрація (C)
Cбільша → Cменша
При підвищенні концентрації вихідних речовин рівновага зміститься на бік зменшення концентрації, тобто в напрямку утворення продукту реакції.
1)Электролитическая диссоциация — это процесс распада молекул на ионы при его растворении или плавлении.
2)Причины эректильной дисфункции
Действительно, ЭД в ряде случаев возникает как осложнение различных соматических заболеваний. В их число входят сахарный диабет, сосудистые заболевания, неврологические расстройства, гормональные нарушения, физические травмы, переохлаждения или ожоги в области малого таза.
3)Существенным является вопрос о механизме электролитической диссоциации.
Легче всего диссоциируют вещества с ионной связью.
Аналогично диссоциируют и электролиты, молекулы которых образованы по типу полярной ковалентной связи (полярные молекулы).
4)
Реакції, які відбуваються лише в одному напрямі й завершуються повним перетворенням вихідних речовин у кінцеві речовини, називаються необоротними.
Прикладом такої реакції може бути розклад калій перманганату під час нагрівання:
2KMnO4 t K2MnO4 + MnO2 + O2.
Реакція припиниться тоді, коли весь калій перманганат розкладеться. Необоротних реакцій не так багато. Більшість реакцій оборотні.
Оборотними називаються такі реакції, які одночасно відбуваються у двох взаємно протилежних напрямах. Часто буває, що речовини, які утворилися під час хімічної реакції, перетворюються на ті, що були на початку реакції. Наприклад, якщо крізь воду пропускати вуглекислий газ, то утворюється карбонатна кислота:
H2O + CO2 → H2CO3.
Коли припинити пропускання газу, то ми помітимо, як газ виділяється з розчину. Відбувається зворотний процес: карбонатна кислота розкладається на вуглекислий газ і воду:
H2CO3 → H2O + CO2.
Оборотні реакції записують одним хімічним рівнянням, у якому позначають дві стрілки у двох протилежних напрямах. Утворення карбонатної кислоти можна назвати прямою реакцією, а її розклад – зворотною реакцією:
H2O + CO2 9-17-10H2CO3.
У загальному вигляді оборотні реакції можна зобразити так:
A + В 9-17-10 С.
Реакцію, що протікає зліва направо, називають прямою реакцією. Реакцію, що відбувається справа наліво – зворотною реакцією.
Хімічна рівновага
Оскільки швидкість хімічних реакцій залежить від концентрації реагуючих речовин, то на початку швидкість прямої реакції більша, ніж швидкість зворотної реакції. Далі, зі зниженням концентрації вихідних речовин і підвищенням концентрації продукту реакції, швидкість прямої реакції зменшується, а зворотної – зростає. Через деякий час швидкості прямої та зворотної реакцій стануть однаковими: υпрямої = υзворотної. Отже, система перейде у стан хімічної рівноваги. Стан системи, за якого швидкість прямої реакції дорівнює швидкості зворотної реакції, називають хімічною рівновагою.
Зауваження! Рівновага встановлюється не тому, що реакції припиняються, а тому, що пряма і зворотна реакції проходять з однаковою швидкістю. Таку рівновагу називають динамічною. Скільки молекул вихідних речовин вступає в пряму реакцію, стільки ж молекул утворюється в результаті зворотної реакції.
Хімічна рівновага зовні непомітна. Наприклад, коли дивитися на закриту пляшку з газованою водою, то ніякі ознаки хімічних реакцій не гаються, хоча насправді реакції відбуваються. Стан хімічної рівноваги може зберігатися як завгодно довго в закритій системі, за постійних зовнішніх умов.
Зміщення хімічної рівноваги
На стан хімічної рівноваги впливають концентрації речовин, що реагують, температура, а для газуватих речовин – ще й тиск. Якщо змінюється один із цих параметрів, стан рівноваги порушується, і концентрації всіх реагуючих речовин змінюються доти, доки не встановиться новий стан рівноваги, але вже з іншими значеннями рівноважних концентрацій. Такий перехід реакційної системи з одного стану рівноваги в інший називається зміщенням хімічної рівноваги.
Напрям зміщення хімічної рівноваги у процесі зміни концентрації речовин, що реагують, температури і тиску визначається загальним положенням, відомим як принцип Ле Шательє (1884 р.):
Якщо змінити одну з умов, за яких система перебуває у стані рівноваги (температуру, тиск або концентрацію), то в системі відбуватимуться процеси, що протидіють цій зміні.
Принцип дає можливість передбачити зміни в рівноважних системах під впливом зовнішніх умов, а також керувати хімічно рівноважними системами. Наприклад, дуже важливий процес взаємодії вільного азоту з воднем з утворенням амоніаку відбувається відповідно до рівняння N2 + 3H2 ⇄ 2NH3 + Q. На підставі принципу Ле Шательє робимо висновок, що рівновага зміститься на бік утворення амоніаку за умови зниження температури та збільшення тиску. Тому синтез амоніаку відбувається за температури 400-500°C та за високого тиску.
зміщення рівноваги у бажаному напрямку, що базуються на принципі Ле Шательє, відіграють неабияку роль у хімічному виробництві, бо дають можливість добувати з меншими затратами різноманітні речовини.
Розглянемо вплив різних чинників на стан хімічної рівноваги.
Таблиця 1. Умови зміщення рівноваги
Чинники
Зміщення рівноваги
Приклад
Температура
(t°)
А + Б t-plus АБ + Q
А + Б t-minus АБ – Q
Під час підвищення температури рівноважної системи рівновага зміщується на бік ендотермічної реакції, а під час зниження – на бік екзотермічної. У реакції, яка протікає без теплового ефекту, зміна температури не впливає на зміщення рівноваги.
N2 + 3H2 t-plus 2NH3+ Q
Концентрація (C)
Cбільша → Cменша
При підвищенні концентрації вихідних речовин рівновага зміститься на бік зменшення концентрації, тобто в напрямку утворення продукту реакції.