ЗАНЯТИЕ 3

1. Знать:

общую характеристику химического равновесия, уравнение закона действия масс для химического равновесия;

понятия «активность» и «коэффициент активности», влияние ионной силы на активность электролитов;

виды констант химического равновесия, используемые в аналитической химии и связь между ними;

общие принципы расчёта состава равновесных систем.

2. Уметь:

вычислять ионную силу раствора и коэффициент активности;

выполнять реакции обнаружения катионов 4-й аналитической группы.

1. Общая характеристика химического равновесия. Константа химического равновесия.

2. Активность и коэффициент активности. Среднеионные и индивидуальные коэффициенты активности. Ионная сила раствора.

3. Зависимость активности электролита от ионной силы раствора. Причины изменения активности при изменении ионной силы. Уравнения, используемые для расчёта коэффициентов активности.

4. Термодинамическая и концентрационная (реальная и условная) константы химического равновесия. Ступенчатые и общие константы равновесия

5. Общие принципы расчёта состава равновесных систем. Общая и равновесная концентрации, молярная доля формы вещества (a-коэффициент). Уравнения материального баланса и электронейтральности. Понятие о способах графического описания равновесий.

1. Какие функции в термодинамике называют функциями состояния? Объясните, что характеризуют внутренняя энергия, энтальпия, энтропия, энергия Гиббса.

2. Почему для написания выражения константы химического равновесия необходимо знать лишь стехиометрическое уравнение реакции?

3. При увеличении температуры константа равновесия уменьшилась. Сделайте вывод о DH прямой и обратной реакции.

4. Зачем необходимо понятие «активность»? Что такое среднеионный и индивидуальный коэффициент активности? Какой из них можно определить экспериментально?

5. Почему при очень малых значениях ионной силы все ионы, имеющие одинаковый заряд, характеризуются и одинаковыми коэффициентами активности, в то время как при больших значениях ионной силы их активность становится различной? Почему при увеличении ионной силы её влияние на активность электролита приходится описывать всё более сложными уравнениями?

6. В каком случае концентрационная константа кислотности уксусной кислоты изменится сильнее – при увеличении ионной силы от 0 до 0,1 или при изменении её от 0,1 до 0,5?

7. Что такое общая константа равновесия и как она связана со ступенчатыми константами? Напишите выражение для общей концентрационной константы образования комплекса [Fe(CN)₆]^3-. Существует ли реально равновесие, описываемое данной константой?

8. Почему уравнения материального баланса и электронейтраль­ности оказываются справедливыми только для равновесных концен­траций, но не для активностей?

9. Смешали равные объёмы 0,1 М водных растворов HCOOH, HCOONa и NaCl. Напишите уравнение электронейтральности для полученной смеси.

10. Напишите уравнение материального баланса по аммиаку и цинку для водного раствора, в котором присутствуют частицы Zn²⁺, SO₄^2-, NH₃, NH₄⁺, H₃O⁺, OH^-, Zn(NH₃)²⁺, Zn(NH₃)₂²⁺, Zn(NH₃)₃²⁺, Zn(NH₃)₄²⁺, Zn(NH₃)₅²⁺ и Zn(NH₃)₆²⁺, а также уравнение электронейтральности для данного раствора.

1. Какую размерность имеет концентрационная константа следующего равновесия?

2A_(р-р) + B_(р-р) › 2С _(р-р)

1) моль/л; 2) л/моль; 3) моль²/л²; 4) л/моль²; 5) моль/л³.

2. Какой из перечисленных ниже растворов имеет самую большую ионную силу?

1) 0,04 М CaCl₂; 2) 0,05 М AlCl₃; 3) 0,06 М Na₂SO₄;

4) 0,07 М ВаCl₂; 5) 0,08 М CuSO₄.

3. В 1 л каждого из растворов указанных ниже веществ с концентрацией вещества 0,1 моль/л растворяют 1 г KCl. В растворе какого вещества активность иона K⁺ будет наибольшей?

1) NaBr; 2) Ca(NO₃)₂; 3) Na₂SO₄; 4) AlCl₃; 5) ZnSO₄.