Новости  Акты  Бланки  Договор  Документы  Правила сайта  Контакты
 Топ 10 сегодня Топ 10 сегодня 
  
27.11.2015

Найдите разные способы вычисления произведения 36 25

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ – состояние химической системы, при котором возможны реакции, идущие с равными скоростями в противоположных направлениях. При химическом равновесии концентрации реагентов, найдите разные способы вычисления произведения 36 25 и другие параметры системы не изменяются со временем. Если попытаться провести реакцию в растворе между образовавшимися веществами – хлоридом натрия и водой, то никаких изменений не обнаружится. В подобных случаях говорят, что реакция кислоты со щелочью необратима, т. Многие реакции обратимы уже в обычных условиях, это означает, что в заметной степени протекает обратная реакция. Например, если попытаться нейтрализовать щелочью водный раствор очень слабой хлорноватистой кислоты, то окажется, что реакция нейтрализации до конца не идет и раствор имеет сильнощелочную среду. Это означает, что реакция HClO + NaOH NaClO + H 2O обратима, т. В результате раствор имеет щелочную реакцию. Обратима реакция образования сложных эфиров обратная реакция называется омылением : RCOOH + R'OH RCOOR' + H 2O, многие другие процессы. Как и многие другие понятия в химии, понятие обратимости во многом условно. Обычно необратимой считают реакцию, после завершения которой концентрации исходных веществ настолько малы, что их найдите разные способы вычисления произведения 36 25 удается обнаружить конечно, это зависит от чувствительности методов анализа. При изменении внешних условий прежде всего температуры и давления необратимая реакция может стать обратимой и наоборот. В конце 19 в. Изменяя температуру, он мог добиться преимущественного протекания только прямой или только обратной реакции, но в общем случае обе реакции шли одновременно в противоположных направлениях. Один из самых известных – реакция синтеза аммиака 3H 2 + N 2 2NH 3; обратимы и многие другие реакции, например, окисление диоксида серы 2SO 2 + O 2 2SO 3, реакции органических кислот со спиртами и т. Пусть есть обратимая реакция Найдите разные способы вычисления произведения 36 25 + B C + Видно, что по мере протекания прямой реакции концентрации исходных веществ А и В снижаются, соответственно, уменьшается и скорость прямой реакции. Скорость же обратной реакции, которая в начальный момент равна нулю нет продуктов C и Dпостепенно увеличивается. Рано или поздно наступит момент, когда скорости прямой и обратной реакций сравняются. После этого концентрации всех веществ – А, В, С и D не изменяются со временем. Это значит, что реакция достигла положения равновесия, а неизменяющиеся со временем концентрации веществ называются равновесными. Но, в отличие от механического равновесия, при котором всякое движение прекращается, при химическом равновесии обе реакции – и прямая, и обратная – продолжают идти, однако их скорости равны и поэтому кажется, что никаких изменений в системе не происходит. Доказать протекание прямой и обратной реакций после достижения равновесия можно множеством способов. Например, если в смесь водорода, азота и аммиака, находящуюся в положении равновесия, ввести немного изотопа водорода – дейтерия D 2, то чувствительный анализ сразу обнаружит присутствие атомов дейтерия в молекулах аммиака. И наоборот, если ввести в систему немного дейтерированного аммиака NH 2D, то дейтерий тут же появится в исходных веществах в виде молекул HD и D 2. Другой эффектный опыт был проведен на химическом факультете МГУ. Серебряную пластинку поместили в раствор нитрата серебра, при этом никаких изменений не наблюдалось. Затем в раствор ввели ничтожное количество ионов радиоактивного серебра, после чего серебряная пластинка стала радиоактивной. Эту радиоактивность не могло «смыть» ни споласкивание пластинки водой, ни промывание ее соляной кислотой. Только травление азотной кислотой или механическая обработка поверхности мелкой наждачной бумагой сделало ее неактивной. Объяснить этот эксперимент можно единственным образом: между металлом и раствором непрерывно происходит обмен атомами серебра, т. Поэтому добавление радиоактивных ионов Ag + к раствору приводило к их «внедрению» в пластинку в виде электронейтральных, но по-прежнему радиоактивных атомов. Таким образом, равновесными бывают не только химические реакции между газами или растворами, но и процессы растворения металлов, осадков. Например, твердое вещество быстрее всего растворяется, если его поместить в чистый растворитель, когда система далека от равновесия, в данном случае – от насыщенного раствора. Постепенно скорость растворения снижается, и одновременно увеличивается скорость обратного процесса – перехода вещества из раствора в кристаллический осадок. Когда раствор становится насыщенным, система достигает состояния равновесия, при этом скорости растворения и кристаллизации равны, а масса осадка со временем не меняется. Важнейший параметр, характеризующий обратимую химическую реакцию – константа равновесия Итак, при равновесии отношение концентрации продуктов реакции к произведению концентрации реагентов постоянно, если постоянна температура константы скорости k 1 и k 2 и, следовательно, константа равновесия К зависят от температуры, но не зависят от концентрации реагентов. Если в реакции участвуют несколько молекул исходных веществ и образуется несколько молекул продукта или продуктовконцентрации веществ в выражении для константы равновесия возводятся в степени, соответствующие их стехиометрическим коэффициентам. Описанный способ вывода константы равновесия, основанный на скоростях прямой и обратной реакций, в общем случае использовать нельзя, так как для сложных реакций зависимость скорости от концентрации обычно не выражается простым уравнением или вообще неизвестна. Тем не менее, в термодинамике доказывается, что конечная формула для константы равновесия оказывается верной. Для газообразных соединений вместо концентраций при записи константы равновесия можно использовать давление; очевидно, численное значение константы при этом может измениться, если число газообразных молекул в правой и левой частях уравнения не одинаковы. Графики, показывающие, как система приближается к равновесию такие графики называются кинетическими кривымиприведены на рисунках. Примером может служить реакция водорода с бромом при 300° Кинетические кривые показывают изменение концентрации найдите разные способы вычисления произведения 36 25 А, B, C, D в данном случае H 2, Br 2 и HBr в зависимости от времени. Для простоты предполагается равенство исходных концентраций реагентов H 2 и Br 2. Найдите разные способы вычисления произведения 36 25, что концентрации исходных веществ в результате необратимой реакции снижаются до нуля, тогда как сумма концентраций продуктов достигает суммы концентраций реагентов. Видно также, что скорость реакции крутизна кинетических кривых максимальна в начале реакции, а после завершения реакции кинетические кривые выходят на горизонтальный участок скорость реакции равна нулю. Для необратимых реакций константу равновесия не вводят, поскольку она не определена К ® Ґ. Вначале кинетические кривые почти не отличаются от предыдущего случая, так как скорость обратной реакции мала мала концентрация продуктов. По мере накопления HI скорость обратной реакции возрастает, а прямой – уменьшается. В какой-то момент они сравняются, после чего концентрации всех веществ уже не изменяются со временем – скорость реакции стала нулевой, хотя реакция не прошла до конца. Это означает, что уже при накоплении небольшого количества продуктов С и D этилацетата и воды скорость обратной реакции становится значительной, так что равновесие наступает, когда в смеси еще много исходных веществ. В этом случае кинетические кривые не пересекаются, а равновесие сдвинуто влево. Иногда такие условия можно создать соответствующим подбором температуры. Значение K может служить характеристикой необратимости реакции в данных условиях. Найдите разные способы вычисления произведения 36 25, если K очень велика, это значит, что найдите разные способы вычисления произведения 36 25 продуктов реакции намного превышают концентрации исходных веществ при равновесии, т. Следовательно, в замкнутом объеме после достижения равновесия концентрация паров воды будет в 800 раз больше, чем водорода здесь концентрации можно заменить пропорциональными им давлениями. Итак, эта реакция при указанной температуре проходит почти до конца. Значения К для некоторых реакций приведены в таблице. Реакция Температура, oС К H 2 + Cl 2 2HCl 25 4·10 31 1270 5·10 8 H 2 + I 2 г 25 800 1035 45 I 2 г 1275 0,003 1475 0,07 3H 2 + N 2 25 7·10 5 775 0,035 СаСО 3 762 100 837 300 904 800 Видно, что для одних реакций это экзотермические реакции, идущие с выделением тепловой энергии значение К с ростом температуры уменьшается; для других реакций эндотермических, идущих с поглощением энергии значение К снижается. Константы равновесия измерены или могут быть рассчитаны для многих реакций при разных температурах, если известен тепловой эффект реакции. Важнейшим успехом химической термодинамики стала возможность рассчитывать значения константы равновесия химических реакций при разных температурах и, соответственно, рассчитывать равновесные концентрации исходных веществ и продуктов без проведения многочисленных и трудоемких экспериментов. Следовательно, FeO при достаточно высокой температуре восстанавливается водородом, хотя в замкнутом сосуде, если не удаляются пары воды, она идет в незначительной степени. Следовательно, этот оксид не восстанавливается водородом ни при каких температурах. Расчеты константы равновесия очень важны для практики. Например, для синтеза аммиака увеличению К способствует понижение температуры, но чем ниже температура, тем медленнее идет реакция. Чтобы ее ускорить, найдите разные способы вычисления произведения 36 25 повышать температуру жертвуя при этом выходом аммиака. К ускорению реакции приводит и введение катализатора. Таким образом, надо найти оптимальное для промышленного синтеза соотношение между всеми параметрами процесса, однако пока нет промышленных катализаторов, позволяющих проводить реакцию при температурах хотя бы около 100° С, когда концентрация аммиака в равновесной смеси достаточно высока, поэтому приходится использовать другой способ сдвигать равновесие в сторону аммиака – увеличивать давление, сохраняя высокую температуру. Возникает важный для практических целей вопрос: можно ли с помощью катализатора сместить в нужную сторону химическое равновесие и таким способом увеличить выход продукта? Введение в систему, в которой протекает обратимая реакция, катализатора приведет к снижению энергии активации как прямой, так и обратной реакции на одну и ту же величину см. Это означает, что катализатор в равной мере ускоряет обе реакции. Таким образом, для обратимых реакций роль катализатора заключается только в более быстром достижении равновесия. Кинетические кривые для обратимой реакции в присутствии катализатора показаны на рис. Оба процесса – прямой и обратный – происходят очень быстро: достаточно в раствор с осадком AgCl добавить иодид калия и перемешать смесь, как почти сразу же весь белый хлорид серебра переходит в желтый иодид AgI; если же в раствор добавить найдите разные способы вычисления произведения 36 25 сульфид натрия, немедленно образуется черный сульфид серебра Ag 2S. Для подобных процессов тоже можно записать выражение константы равновесия. Эта константа носит название произведения растворимости ПР. Таким образом, произведение концентраций ионов в насыщенном растворе, возведенных в соответствующие степени, представляет собой величину постоянную при данной температуре. По величине ПР ряда однотипных соединений индексы x и y у них одинаковые можно судить об их относительной растворимости: чем меньше ПР, тем меньше растворимость. Значение ПР для некоторых малорастворимых соединений приведено в таблице. Вещество ПР AgCl 1,8·10 —10 AgBr 5,3·10 —13 AgI 8,3·10 —17 Ca OH 2 6,5·10 —6 Fe OH 2 7,1·10 —16 Cu OH 2 8,3·10 —20 Al OH 3 3,2·10 —34 Fe OH 3 6,3·10 —38 CaSO найдите разные способы вычисления произведения 36 25 2,5·10 —5 PbSO 4 1,6·10 —8 BaSO 4 1,1·10 —10 CaCO 3 3,8·10 —9 BaCO 3 4,0·10 —10 PbCO 3 7,5·10 —14 BaF 2 1,1·10 —6 CaF 2 4,0·10 —11 Ca 3 PO 4 2 2,0·10 —29 Ba 3 PO 4 2 6,0·10 —39 FeS 5·10 —18 ZnS 2,5·10 —22 CuS 6·10 —36 Ag 2S 6·10 —50 HgS 1,6·10 —52 Зная ПР, можно рассчитать растворимость S вещества. Поскольку при данной температуре ПР вещества постоянно, растворимость малорастворимого электролита уменьшается, если к его раствору добавить растворимый электролит, имеющий общий ион с малорастворимым электролитом. То же произойдет, если к раствору добавить Na 2CO 3. Количественно силу кислот в водных растворах характеризует константа диссоциации кислоты К a от англ. Рассмотрим реакцию диссоциации уксусной кислоты: СН 3СООН СН 3СОО – + H +. Найдите разные способы вычисления произведения 36 25 выражения найдите разные способы вычисления произведения 36 25 К a видно, что для сильных кислот, которые диссоциируют почти полностью, концентрации ионов Н + и А найдите разные способы вычисления произведения 36 25 будут близки к исходной концентрации кислоты, введенной в раствор, тогда как концентрация недиссоциированных молекул НА в растворе будет близка к нулю. В результате константа диссоциации будет очень большой. С другой стороны, для слабых кислот константа будет мала. Для самых сильных кислот значение К a может превышать 10 10. Если кислота диссоциирует в малой степени, выведенная формула для расчета концентрации ионов водорода заметно упрощается. Уксусная кислота относится к слабым кислотам; при комнатной температуре значение К для нее равно 1,75·10 –5, т. Степень диссоциации ее можно рассчитать по формуле в данном случае равна 0,0042 или 0,42%. С разбавлением кислоты степень диссоциации увеличивается. Если кислота многоосновная например, Н 3РО 4то для нее приходится вводить несколько констант диссоциации, соответствующих отщеплению одного, двух и т. Здесь чем меньше величина р К a, тем кислота сильнее. Для большинства известных кислот р К a принимает значения в интервале от 1 до 14. Значения р К a для некоторых кислот при комнатной температуре приведены в таблице для многоосновных кислот приведено значение, найдите разные способы вычисления произведения 36 25 диссоциацию только по первой ступени. Кислоты приведены в порядке уменьшения величины р К а, то есть в порядке увеличения силы найдите разные способы вычисления произведения 36 25. Кислота p К a H 2O 2 11,6 C 6H 5OH 10,0 H 2SiO 3 9,7 H 2SnO 3 9,4 H 3BO найдите разные способы вычисления произведения 36 25 9,2 HCN 9,1 H 2S 7,2 H 2CO 3 6,4 CH 3COOH 4,8 C 6H 8O 6 аскорбиновая 4,1 НСООН 3,8 HNO 2 3,4 HF 3,2 C 6H 8O 7 лимонная 3,1 С 4Н 6О 6 винная 3,0 H 3PO 4 2,1 H 2SO 3 1,8 CCl 3COOH 1,7 Н 2С 2О 4 1,3 HIO 3 0,8 H 2CrO 4 —1 HNO 3 —1,6 HMnO 4 —2,3 H 2SO 4 —3 HCl —7 HBr —9 HI —11 Аналогично вводится понятие для константы диссоциации оснований и соответствующего показателя основности p K b от англ. Это значение мало изменяется и в разбавленных найдите разные способы вычисления произведения 36 25 растворах кислот и оснований. ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ P В 1884 французский физикохимик и металлург Анри Луи Ле Шателье 1850–1936 сформулировал общий закон смещения химического равновесия: «Если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказывать внешнее воздействие изменять температуру, давление, концентрации веществто положение равновесия смещается найдите разные способы вычисления произведения 36 25 такую сторону, чтобы ослабить внешнее воздействие». В любом случае равновесие будет смещаться до тех пор, пока не наступит новое положение равновесия, которое соответствует новым условиям. Этот принцип позволяет легко предсказать качественные изменения в равновесной системе при изменении условий. Как система может «противодействовать» изменению внешних условий? Если, например, температуру равновесной смеси повышают нагреванием, сама система, конечно, не может «ослабить» внешний нагрев, однако равновесие в ней смещается таким найдите разные способы вычисления произведения 36 25, что для нагревания реакционной системы до определенной температуры требуется уже большее количество теплоты, чем в том случае, если бы равновесие не смещалось. При этом равновесие смещается так, чтобы теплота поглощалась, т. Это и можно трактовать как «стремление системы ослабить внешнее воздействие». С другой найдите разные способы вычисления произведения 36 25, если в левой и правой частях уравнения имеется неодинаковое число газообразных найдите разные способы вычисления произведения 36 25, то равновесие в такой системе можно сместить и путем изменения давления. При повышении давления равновесие смещается в ту сторону, где число газообразных молекул меньше и таким способом как бы «противодействует» внешнему давлению. Если же число газообразных молекул в ходе реакции не меняется H 2 + Br 2 г 2HBr, СО + Н 2О г СО 2 + Н 2то давление не влияет на положение равновесия. Следует отметить, что при изменении температуры изменяется и константа равновесия реакции, тогда как при изменении только давления она остается постоянной. Несколько примеров использования принципа Ле Шателье для предсказания смещения химического равновесия. Реакция 2SO 2 + O 2 2SO 3 г экзотермична. Если повысить температуру, преимущество получит эндотермическая реакция разложения SО 3 и равновесие сместится влево. Если же понизить температуру, равновесие сместится вправо. Так, смесь SО 2 и О 2, взятых в стехиометрическом соотношении 2:1 см. СТЕХИОМЕРИЯпри температуре 400° С и атмосферном давлении превращается в SО 3 с выходом около 95%, т. При 600° С равновесная найдите разные способы вычисления произведения 36 25 содержит уже 76% SО 3, найдите разные способы вычисления произведения 36 25 при 800° С – только 25%. Именно поэтому при сжигании серы на воздухе образуется в основном SО 2 и лишь около 4% SО 3. Из уравнения реакции следует также, что повышение общего давления в системе будет сдвигать равновесие вправо, а при понижении давления равновесие будет смещаться влево. Реакцию отщепления водорода от циклогексана с образованием бензола С 6Н 12 С 6Н 6 + 3Н 2 проводят газовой фазе, также в присутствии катализатора. Реакция эта идет с затратой энергии эндотермическаяно с увеличением числа молекул. Поэтому влияние температуры и давления на нее будет прямо противоположным тому, которое наблюдается в случае синтеза аммиака. А именно: увеличению равновесной концентрации бензола в смеси способствует повышение температуры и понижение давления, поэтому реакцию проводят в промышленности при невысоких давлениях 2–3 атм и высоких температурах 450–500° Здесь повышение температуры «дважды благоприятно»: оно не только увеличивает скорость реакции, но и способствует сдвигу равновесия в сторону образования целевого продукта. Конечно, еще большее снижение давления например, до 0,1 атм вызвало бы дальнейшее смещение равновесия вправо, однако при этом в реакторе будет находиться слишком мало вещества, уменьшится и скорость реакции, так что общая производительность не повысится, а понизится. Этот пример еще раз показывает, что экономически обоснованный промышленный синтез – это удачное лавирование между «Сциллой и Харибдой». Принцип Ле Шателье «работает» и в так называемом галогенном цикле, который используют для получения титана, никеля, гафния, ванадия, ниобия, тантала и других металлов высокой чистоты. Реакция металла с галогеном, например, Ti + 2I 2 TiI 4 идет с выделением теплоты и потому при повышение температуры равновесие смещается влево. Так, при 600° С титан легко образует летучий иодид равновесие смещено вправоа при 110° С иодид распадается равновесие смещено влево с выделением очень чистого металла. Такой цикл работает и в галогенных лампах, где испарившийся со спирали и осевший на более холодных стенках вольфрам образует с галогенами летучие соединения, которые на раскаленной спирали вновь распадаются, и вольфрам оказывается перенесенным на прежнее место. Кроме изменения температуры и давления существует еще один действенный способ влиять на положение равновесия. Представим, что из равновесной смеси А + В C + D выводится какое-либо вещество. В соответствии с принципом Ле Шателье, система тут же «отзовется» на такое воздействие: равновесие начнет смещаться так, чтобы скомпенсировать потерю данного вещества. Например, если из зоны реакции выводить вещество С или D или оба сразуравновесие будет смещаться вправо, а если выводить вещества А или В – влево. Введение какого-либо вещества в систему также будет смещать равновесие, но уже в другую сторону. Удалять вещества из зоны реакции можно разными способами. Например, если в плотно закрытом сосуде с водой есть сернистый газ, установится равновесие между газообразным, растворенным и прореагировавшим диоксидом серы: О 2 найдите разные способы вычисления произведения 36 25 SО 2 р + Н 2О H 2SO 3. Если сосуд открыть, сернистый газ постепенно начнет улетучиваться и больше не сможет участвовать в процессе – равновесие начнет смещаться влево, вплоть до полного разложения сернистой кислоты. Аналогичный процесс можно наблюдать каждый раз при открывании бутылки с лимонадом или минеральной водой: равновесие СО 2 г СО 2 р + Н 2О Н 2СО 3 по мере улетучивания СО 2 смещается влево. Вывод реагента из системы возможен не только при образовании газообразных веществ, но и путем связывания того или иного реагента с образованием нерастворимого соединения, выпадающего в осадок. Например, если в водный раствор СО 2 ввести избыток соли кальция, то ионы Са 2+ будут образовывать осадок СаСО 3, реагируя с угольной кислотой; равновесие СО 2 р + Н 2О Н 2СО 3 будет смещаться вправо, пока в воде не останется растворенного газа. Равновесие можно сместить и добавлением реагента. Так, при сливании разбавленных растворов FeCl 3 и KSCN появляется красновато-оранжевая окраска в результате образования тиоцианата роданида железа: FeCl 3 + 3KSCN Fe SCN 3 + 3KCl. Если в раствор внести дополнительно FeCl 3 или KSCN, окраска раствора усилится, что свидетельствует о смещении равновесия найдите разные способы вычисления произведения 36 25 как бы ослабляя найдите разные способы вычисления произведения 36 25 воздействие. Если же добавить к раствору избыток KCl, то равновесие сместится влево с ослаблением окраски до светло-желтой. В формулировке принципа Ле Шателье недаром указывается, что предсказывать результаты внешнего воздействия можно только для систем, находящихся в состоянии равновесия. Если этим указанием пренебречь, легко прийти к совершенно неверным выводам. Например, известно, что твердые щелочи KOH, NaOH растворяются в воде с выделением большого количества теплоты – раствор разогревается почти так же сильно, как и при смешении с водой концентрированной серной кислоты. Если забыть, что принцип применим только к равновесным системам, можно сделать неверный вывод о том, что при повышении температуры растворимость КОН в воде должна снижаться, так как именно такое смещение равновесия между осадком и насыщенным раствором приводит к «ослаблению внешнего воздействия». Однако процесс растворения КОН в воде – вовсе не равновесный, поскольку в нем участвует безводная щелочь, тогда как осадок, находящийся в равновесии с насыщенным раствором, представляет собой гидраты КОН в основном KOH·2H 2O. Переход же этого гидрата из осадка в раствор является эндотермическим процессом, т. Точно так же при растворении безводных солей – CaCl 2, CuSO 4 и др. В учебниках и популярной литературе можно найти еще один интересный и поучительный пример ошибочного использования принципа Ле Шателье. Если в прозрачный газовый шприц поместить равновесную смесь бурого диоксида азота NO 2 и бесцветного тетраоксида N 2O 4, а потом с помощью поршня быстро сжать газ, то интенсивность окраски сразу же усилится, а через некоторое время десятки секунд вновь ослабится, хотя и не достигнет первоначальной. Этот опыт обычно объясняют так. Быстрое сжатие смеси приводит к увеличению давления и, следовательно, концентрации обоих компонентов, поэтому смесь становится более темной. Но повышение давления, в соответствии с принципом Ле Шателье, сдвигает равновесие в системе 2NO 2 N 2O 4 в сторону бесцветного N 2O 4 уменьшается число молекулпоэтому смесь постепенно светлеет, приближаясь к новому положению равновесия, которое соответствует повышенному давлению. Ошибочность такого объяснения следует из того, что обе реакции – диссоциация N 2O 4 и димеризация NO 2 – происходят чрезвычайно быстро, так что равновесие в любом случае устанавливается за миллионные доли секунды, поэтому невозможно вдвинуть поршень настолько быстро, чтобы нарушить равновесие. Объясняется этот опыт иначе: сжатие газа вызывает значительно повышение температуры с этим явлением знаком каждый, кому приходилось накачивать шину велосипедным насосом. И в соответствии с тем же принципом Ле Шателье, равновесие мгновенно сдвигается в сторону эндотермической реакции, идущей с поглощением теплоты, т. Затем газы в шприце медленно остывают до комнатной температуры и равновесие снова сдвигается в сторону тетраоксида – смесь светлеет. Принцип Ле Шателье прекрасно действует и в найдите разные способы вычисления произведения 36 25 случаях, которые не имеют никакого отношения к химии. В нормально действующей экономике общая сумма находящихся в обращении денег находится в равновесии с теми товарами, которые можно на эти деньги купить. Что будет, если «внешним воздействием» окажется желание правительства напечатать денег побольше, чтобы рассчитаться с долгами? В строгом соответствии с принципом Ле Шателье, равновесие между товаром и деньгами будет смещаться таким образом, чтобы ослабить удовольствие граждан от обладания большим количеством денег. А именно, цены на товары и услуги вырастут, и таким путем будет достигнуто новое равновесие. В одном из городов США было решено избавиться от постоянных пробок путем расширения магистралей найдите разные способы вычисления произведения 36 25 строительства транспортных развязок. На некоторое время это найдите разные способы вычисления произведения 36 25, но затем обрадованные жители начали покупать больше автомобилей, так что вскоре пробки возникли вновь – но при новом «положении равновесия» между дорогами найдите разные способы вычисления произведения 36 25 б ó льшим числом автомобилей. Для того, чтобы определить термодинамическую возможность протекания окислительно-восстановительных реакций в водных растворах, используют понятие электрического потенциала Е, выраженного в вольтах см. Стандартный электродный потенциал для меди Е о известен и равен +0,34 Это значит, что в рассмотренных условиях медь не будет переходить в раствор в виде ионов. А можно ли заставить реакцию идти в обратном направлении, т. Для найдите разные способы вычисления произведения 36 25 равновесия вправо нужно снизить значение Е и сделать его отрицательным. Как видно из формулы Нернста, для уменьшения Е надо уменьшить концентрацию ионов меди в растворе. Формула показывает также, что это снижение должно быть очень сильным. А ведь при такой ничтожной концентрации в 1 л раствора содержится всего лишь 0,000064 мг ионов меди. Даже в чистой воде растворимость меди выше, не говоря уже о соляной или серной кислотах. Потому-то медь не растворяется ни в воде, ни в разбавленных кислотах. Легко подсчитать, при каких концентрациях ионов меди потенциал Е снизится до нуля и далее станет отрицательным. Можно ли практически достичь таких малых значений? Химикам известны различные способы снижения концентрации ионов меди и других металлов до очень низких значений. Один из них – связывание ионов в очень прочные комплексы, которые почти не диссоциируют с образованием свободных ионов. К таким мощным комплексообразователям относятся, например, цианид-ионы. Дополнительный фактор, который способствующий снижению потенциала Е – высокая концентрация ионов водорода в растворе. Но в этих условиях анионы Найдите разные способы вычисления произведения 36 25 –, которых в растворе тоже много, способны связывать в довольно прочные комплексы однозарядные катионы Cu +. В найдите разные способы вычисления произведения 36 25 же крепкой иодоводородной кислоты растворяется с выделением водорода даже серебро, поскольку ионы Ag + в этом случае связываются в очень прочные иодидные комплексы, почти не диссоциирующие на ионы I – и Ag +. Илья Леенсон Шелинский Основы теории химических процессов. Химические реакции: Тепловой эффект, равновесие, скорость.

  Комментарии к новости 
 Главная новость дня Главная новость дня 
Занятие в доу деревянные предметы свойства дерева
Электричка минск зеленое расписание
Размеры труб в дюймах и миллиметрах таблица
Септофаг инструкция по применению
Расписание электричек граница дербент
Управляемый выпрямитель на тиристорах схема
Где поменять полис страховой
Итальяно стерлитамак каталог
Правила шашек можно ли есть назад
 
 Эксклюзив Эксклюзив 
Русский головной убор своими руками
Больно ли тянуть тоннели
Статья антимонопольная политика
Ксб 55 способ применения
Флеш каталог 1 2016 фаберлик
Оригинальный торт своими руками
Легко обидеть человека стихи