Equilibria · ⁨Равновесие⁩

A-Level Chemistry · ⁨A-Level Химия⁩ · Topic 7 · ⁨Тема 7⁩

View Slides · ⁨Просмотр слайдов⁩ Train · ⁨Тренировать⁩

Video lesson for this topic · ⁨Видеоурок по этой теме⁩ Open the video page · ⁨Открыть страницу видео⁩

7.1

Reversible reactions and dynamic equilibrium · ⁨Обратимые реакции и динамическое равновесие⁩

Syllabus · ⁨Программа⁩

English

(a) understand what is meant by a reversible reaction (b) understand what is meant by dynamic equilibrium in terms of the rate of forward and reverse reactions being equal and the concentration of reactants and products remaining constant (c) understand the need for a closed system in order to establish dynamic equilibrium
define Le Chatelier’s principle as: if a change is made to a system at dynamic equilibrium, the position of equilibrium moves to minimise this change
use Le Chatelier’s principle to deduce qualitatively (from appropriate information) the effects of changes in temperature, concentration, pressure or presence of a catalyst on a system at equilibrium
deduce expressions for equilibrium constants in terms of concentrations, $K_c$
use the terms mole fraction and partial pressure
deduce expressions for equilibrium constants in terms of partial pressures, $K_p$ (use of the relationship between $K_p$ and $K_c$ is not required)
use the $K_c$ and $K_p$ expressions to carry out calculations (such calculations will not require the solving of quadratic equations)
calculate the quantities present at equilibrium, given appropriate data
state whether changes in temperature, concentration or pressure or the presence of a catalyst affect the value of the equilibrium constant for a reaction
describe and explain the conditions used in the Haber process and the Contact process, as examples of the importance of an understanding of dynamic equilibrium in the chemical industry and the application of Le Chatelier’s principle

Русский

(a) понимать, что означает обратимая реакция (b) понимать, что означает динамическое равновесие с точки зрения равенства скоростей прямой и обратной реакций и постоянства концентраций реагентов и продуктов (c) понимать необходимость замкнутой системы для установления динамического равновесия
определить принцип Ле Шателье как: если к системе в состоянии динамического равновесия прикладывают изменение, положение равновесия смещается так, чтобы минимизировать это изменение
использовать принцип Ле Шателье для qualitative (качественного) вывода эффектов изменений температуры, концентрации, давления или наличия катализатора на систему в равновесии (на основе соответствующей информации)
выводить выражения для констант равновесия через концентрации, $K_c$
использовать термины молевая доля и парциальное давление
выведите выражения для констант равновесия через парциальные давления, $K_p$ (использование соотношения между $K_p$ и $K_c$ не требуется)
использовать выражения для $K_c$ и $K_p$ для проведения расчетов (такие расчеты не потребуют решения квадратичных уравнений)
рассчитывать количества веществ, присутствующих в равновесии, при наличии соответствующих данных
указывать, влияют ли изменения температуры, концентрации или давления, а также наличие катализатора, на значение константы равновесия реакции
описывать и объяснять условия, используемые в процессе Габера и процессе Контакта, как примеры важности понимания динамического равновесия в химической промышленности и применения принципа Ле Шателье

Source: Cambridge International syllabus · ⁨Источник: Программа Cambridge International⁩

English

Le Chatelier's principle

Dynamic equilibrium: the rates converge

A reversible reaction 可逆反应 can go both ways. The forward reaction 正反应 makes products; the reverse reaction 逆反应 turns products back into reactants. We show this with the sign $\rightleftharpoons$.

In a closed system 封闭系统 (nothing enters or leaves), the reaction reaches a dynamic equilibrium 动态平衡 when:

the rate of the forward reaction equals the rate of the reverse reaction.
the concentrations of reactants and products stay constant.

It is called dynamic because both reactions are still happening — they just cancel out. A closed system is needed, or products would escape and equilibrium could never be reached.

Русский

Принцип Ле Шателье

Динамическое равновесие: скорости сходятся

Растворы хлорида кобальта(II) разных цветов — Хлорид кобальта меняет цвет при смещении равновесия.

Обратимая реакция может протекать в обе стороны. Прямая реакция образует продукты; обратная реакция превращает продукты обратно в исходные вещества. Мы обозначаем это знаком $\rightleftharpoons$.

В закрытой системе (ничего не входит и не выходит) реакция достигает динамического равновесия, когда:

скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции.
концентрации исходных веществ и продуктов остаются постоянными.

Оно называется динамическим, потому что обе реакции все еще протекают — они просто компенсируют друг друга. Необходима закрытая система, иначе продукты бы выходили из нее, и равновесие никогда бы не наступило.

График, на котором скорость прямой реакции снижается, а обратной — возрастает до момента их равенства — При динамическом равновесии скорости прямой и обратной реакций становятся равными, поэтому концентрации остаются постоянными

Explore · ⁨Исследовать⁩

Dynamic equilibrium · ⁨Динамическое равновесие⁩

forward rate = reverse rate · ⁨скорость прямой = скорость обратной⁩

At equilibrium the position can sit anywhere — change a condition and watch it shift. · ⁨В состоянии равновесия положение может находиться где угодно — измените условие и наблюдайте сдвиг.⁩

Vocabulary · ⁨Словарь⁩ Train · ⁨Тренировать⁩

English	Русский
reversible reaction/rɪˈvɜːsɪbl rɪˈækʃn/	обратимая реакция
forward reaction/ˈfɔːwəd rɪˈækʃn/	прямая реакция
reverse reaction/rɪˈvɜːs rɪˈækʃn/	обратная реакция
closed system/kləʊzd ˈsɪstəm/	закрытой системе
dynamic equilibrium/daɪˈnæmɪk ˌiːkwɪˈlɪbrɪəm/	динамическое равновесие
Le Chatelier's principle/lə ˈtʃeɪtlɪəz ˈprɪnsɪpl/	Принцип Ле Шателье
equilibrium/ˌiːkwɪˈlɪbrɪəm/	равновесные
catalyst/ˈkætəlɪst/	катализатором
equilibrium constant/ˌiːkwɪˈlɪbrɪəm ˈkɒnstənt/	константа равновесия

Watch lesson · ⁨Смотреть урок⁩

7.1

Le Chatelier's principle · ⁨Принцип Ле Шателье⁩

English

Le Chatelier's principle 勒夏特列原理 says: if you change a system at equilibrium, the position of equilibrium 平衡 moves to oppose (reduce) that change.

Change you make	Which way the equilibrium moves
increase concentration of a reactant	towards the products
increase pressure	towards the side with fewer gas molecules
increase temperature	towards the endothermic direction
add a catalyst 催化剂	no shift (it speeds up both ways equally)

A catalyst lets equilibrium be reached faster, but it does not change the position of equilibrium.

Русский

Принцип Ле Шателье гласит: если изменить систему, находящуюся в состоянии равновесия, положение равновесия сместится так, чтобы противодействовать (уменьшить) это изменение.

Вносимое изменение	Куда смещается равновесие
Увеличение концентрации реагента	в сторону продуктов
Увеличение давления	в сторону стороны с меньшим числом молекул газа
Увеличение температуры	в сторону эндотермического направления
Добавление катализатора	без смещения (он ускоряет обе реакции одинаково)

Катализатор позволяет быстрее достичь равновесия, но он не меняет его положения.

Три изменения, каждое со стрелкой, показывающей направление смещения равновесия: добавление реагента — к продуктам, повышение давления — к стороне с меньшим числом молекул, повышение температуры — в эндотермическом направлении — Принцип Ле Шателье: равновесие всегда смещается, чтобы противодействовать вносимому изменению

Explore · ⁨Исследовать⁩

Shifting an equilibrium · ⁨Смещение равновесия⁩

Change the temperature, pressure or concentration and watch the equilibrium shift to oppose your change — Le Chatelier's principle in action. · ⁨Измените температуру, давление или концентрацию и наблюдайте, как равновесие смещается в сторону противодействия вашему изменению — принцип Ле Шателье в действии.⁩

7.1

Equilibrium constants · ⁨Константы равновесия⁩

English

For a reaction at equilibrium, the equilibrium constant 平衡常数 links the amounts of products and reactants. For the reaction $a\text{A} + b\text{B} \rightleftharpoons c\text{C} + d\text{D}$:

$$K_c = \frac{[\text{C}]^c\,[\text{D}]^d}{[\text{A}]^a\,[\text{B}]^b}$$

where the square brackets mean concentration in $\text{mol dm}^{-3}$.

Worked example. At equilibrium the mixture $\text{H}_2 + \text{I}_2 \rightleftharpoons 2\text{HI}$ has $[\text{H}_2] = 0.20$, $[\text{I}_2] = 0.20$ and $[\text{HI}] = 1.6\ \text{mol dm}^{-3}$. Find $K_c$.

$$K_c = \frac{[\text{HI}]^2}{[\text{H}_2][\text{I}_2]} = \frac{1.6^2}{0.20 \times 0.20} = 64$$

(no units here, because the concentration powers cancel top and bottom).

Worked example (ICE table). $1.00\ \text{mol}$ each of $\text{H}_2$ and $\text{I}_2$ are sealed in a $1.00\ \text{dm}^3$ flask; at equilibrium $0.20\ \text{mol}$ of $\text{H}_2$ remains. Set out an ICE table (Initial, Change, Equilibrium):

	$\text{H}_2$	$\text{I}_2$	$2\text{HI}$
Initial	1.00	1.00	0
Change	$-0.80$	$-0.80$	$+1.60$
Equilibrium	0.20	0.20	1.60

$0.80\ \text{mol}$ of $\text{H}_2$ reacted, so $2\times0.80 = 1.60\ \text{mol}$ HI formed. In the $1.00\ \text{dm}^3$ flask the concentrations equal the moles, so $K_c = \dfrac{1.60^2}{0.20\times0.20} = 64$.

For reactions of gases, we use partial pressure 分压 instead of concentration. The partial pressure of a gas is the share of the total pressure that it provides. It is found from the mole fraction 摩尔分数 (the fraction of all the moles that are that gas):

$$\text{partial pressure} = \text{mole fraction} \times \text{total pressure}$$

The constant written with partial pressures is $K_p$.

Worked example. A gas mixture holds $2.0\ \text{mol}$ of $\text{N}_2$ and $6.0\ \text{mol}$ of $\text{H}_2$ at a total pressure of $200\ \text{kPa}$. Find the partial pressure of each gas.

There are $8.0\ \text{mol}$ in total, so

$$p(\text{N}_2) = \frac{2.0}{8.0} \times 200 = 50\ \text{kPa}, \qquad p(\text{H}_2) = \frac{6.0}{8.0} \times 200 = 150\ \text{kPa}.$$

Worked example (a numeric $K_p$). For $\text{N}_2 + 3\text{H}_2 \rightleftharpoons 2\text{NH}_3$ the equilibrium partial pressures are $p(\text{N}_2)=20$, $p(\text{H}_2)=40$ and $p(\text{NH}_3)=10\ \text{kPa}$. Then

$$K_p = \frac{p(\text{NH}_3)^2}{p(\text{N}_2)\,p(\text{H}_2)^3} = \frac{10^2}{20\times40^3} = 7.8\times10^{-5}\ \text{kPa}^{-2},$$

the units coming from $\dfrac{\text{kPa}^2}{\text{kPa}\times\text{kPa}^3}=\text{kPa}^{-2}$.

Only temperature changes the value of $K_c$ or $K_p$. Changing concentration or pressure shifts the position of equilibrium but leaves the constant unchanged; adding a catalyst changes neither the constant nor the position — it only makes equilibrium arrive faster.

Русский

Для реакции в состоянии равновесия константа равновесия связывает количества продуктов и реагентов. Для реакции $a\text{A} + b\text{B} \rightleftharpoons c\text{C} + d\text{D}$:

$$K_c = \frac{[\text{C}]^c\,[\text{D}]^d}{[\text{A}]^a\,[\text{B}]^b}$$

где квадратные скобки означают концентрацию в $\text{mol dm}^{-3}$.

Разобранный пример. В равновесной смеси $\text{H}_2 + \text{I}_2 \rightleftharpoons 2\text{HI}$ находятся концентрации $[\text{H}_2] = 0.20$, $[\text{I}_2] = 0.20$ и $[\text{HI}] = 1.6\ \text{mol dm}^{-3}$. Найдите $K_c$.

$$K_c = \frac{[\text{HI}]^2}{[\text{H}_2][\text{I}_2]} = \frac{1.6^2}{0.20 \times 0.20} = 64$$

(нет единиц измерения, так как степени концентрации сокращаются в числителе и знаменателе).

Разобранный пример (таблица ICE). $1.00\ \text{mol}$ каждого из веществ $\text{H}_2$ и $\text{I}_2$ помещены в колбу объемом $1.00\ \text{dm}^3$; в состоянии равновесия остается $0.20\ \text{mol}$ вещества $\text{H}_2$. Составьте таблицу ICE (Initial, Change, Equilibrium — Начальная, Изменение, Равновесная):

	$\text{H}_2$	$\text{I}_2$	$2\text{HI}$
Начальная	1.00	1.00	0
Изменение	$-0.80$	$-0.80$	$+1.60$
Равновесная	0.20	0.20	1.60

$0.80\ \text{mol}$ вещества $\text{H}_2$ прореагировало, поэтому образовалось $2\times0.80 = 1.60\ \text{mol}$ HI. В колбе объемом $1.00\ \text{dm}^3$ концентрации равны количеству вещества (в молях), следовательно, $K_c = \dfrac{1.60^2}{0.20\times0.20} = 64$.

Для реакций газов вместо концентрации используется парциальное давление. Парциальное давление газа — это доля общего давления, которую оно вносит. Оно определяется через молярную долю (долю от общего количества вещества, приходящуюся на этот газ):

$$\text{partial pressure} = \text{mole fraction} \times \text{total pressure}$$

Константа, записанная через парциальные давления, обозначается как $K_p$.

Разобранный пример. Газовая смесь содержит $2.0\ \text{mol}$ вещества $\text{N}_2$ и $6.0\ \text{mol}$ вещества $\text{H}_2$ при общем давлении $200\ \text{kPa}$. Найдите парциальное давление каждого газа.

Всего имеется $8.0\ \text{mol}$ моль, поэтому

$$p(\text{N}_2) = \frac{2.0}{8.0} \times 200 = 50\ \text{kPa}, \qquad p(\text{H}_2) = \frac{6.0}{8.0} \times 200 = 150\ \text{kPa}.$$

Разобранный пример (числовое значение $K_p$). Для реакции $\text{N}_2 + 3\text{H}_2 \rightleftharpoons 2\text{NH}_3$ парциальные давления в равновесии составляют $p(\text{N}_2)=20$, $p(\text{H}_2)=40$ и $p(\text{NH}_3)=10\ \text{kPa}$. Тогда

$$K_p = \frac{p(\text{NH}_3)^2}{p(\text{N}_2)\,p(\text{H}_2)^3} = \frac{10^2}{20\times40^3} = 7.8\times10^{-5}\ \text{kPa}^{-2},$$

единицы измерения, получаемые из $\dfrac{\text{kPa}^2}{\text{kPa}\times\text{kPa}^3}=\text{kPa}^{-2}$.

Только температура изменяет значение константы $K_c$ или $K_p$. Изменение концентрации или давления смещает положение равновесия, но не меняет саму константу; добавление катализатора не изменяет ни константу, ни положение равновесия — он лишь ускоряет достижение равновесия.

Explore · ⁨Исследовать⁩

Le Chatelier and Kc · ⁨Ле Шателье и Kc⁩

Change temperature, pressure or concentration and watch the equilibrium shift to oppose it — Kc itself only changes with temperature. · ⁨Измените температуру, давление или концентрацию и наблюдайте сдвиг равновесия для противодействия ему — само значение Kc меняется только при изменении температуры.⁩

Vocabulary · ⁨Словарь⁩ Train · ⁨Тренировать⁩

English	Русский
partial pressure/ˈpɑːʃl ˈpreʃə/	парциальное давление
mole fraction/məʊl ˈfrækʃn/	мольная доля
Haber process/ˈheɪbə ˈprəʊses/	Процесс Габера
Contact process/ˈkɒntækt ˈprəʊses/	Процесс Контакта
proton/ˈprəʊtɒn/	протон

7.1

The Haber and Contact processes · ⁨Процесс Габера и процесс Контакта⁩

English

These two industrial processes are chosen by balancing yield, rate and cost using Le Chatelier's principle.

the Haber process 哈伯法 makes ammonia: $\text{N}_2 + 3\text{H}_2 \rightleftharpoons 2\text{NH}_3$ (exothermic). It uses about $450\,°\text{C}$, $200\ \text{atm}$ and an iron catalyst. A low temperature would give more ammonia but too slowly, so a moderate temperature is a compromise.
the Contact process 接触法 makes sulfur trioxide: $2\text{SO}_2 + \text{O}_2 \rightleftharpoons 2\text{SO}_3$ (exothermic). It uses about $450\,°\text{C}$, near $1$–$2\ \text{atm}$ and a vanadium(V) oxide catalyst.

Русский

Большой промышленный химический комплекс — Аммиак для удобрений производится по процессу Габера на крупных промышленных предприятиях, подобных этому.

Эти два промышленных процесса выбираются путем баланса выхода, скорости и стоимости с использованием принципа Ле Шателье.

процесс Габера производит аммиак: $\text{N}_2 + 3\text{H}_2 \rightleftharpoons 2\text{NH}_3$ (экзотермическая реакция). Используются примерно $450\,°\text{C}$, $200\ \text{atm}$ и железный катализатор. Низкая температура дала бы больше аммиака, но слишком медленно, поэтому умеренная температура является компромиссом.
процесс Контакта производит оксид серы(VI): $2\text{SO}_2 + \text{O}_2 \rightleftharpoons 2\text{SO}_3$ (экзотермическая реакция). Используются примерно $450\,°\text{C}$, близкие к $1$–$2\ \text{atm}$ и катализатор из оксида ванадия(V).

График выхода аммиака в зависимости от температуры для трех давлений: выход падает с ростом температуры и растет с повышением давления; отмечена рабочая точка — Равновесие Габера дает больше аммиака при более низкой температуре и более высоком давлении; рабочий компромисс составляет около $450\,°$ °C и $200$ атм

Explore · ⁨Исследовать⁩

The Haber & Contact processes · ⁨Процесс Габера и процесс Контакта⁩

compromise: yield vs rate · ⁨компромисс: выход против скорости⁩

High pressure boosts yield; high temperature speeds it up but lowers yield — a compromise. · ⁨Высокое давление повышает выход; высокая температура ускоряет процесс, но снижает выход — это компромисс.⁩

7.2

Acids and bases: the Brønsted–Lowry theory · ⁨Кислоты и основания: теория Бренстеда–Лоури⁩

Syllabus · ⁨Программа⁩

English

state the names and formulas of the common acids, limited to hydrochloric acid, $\text{HCl}$, sulfuric acid, $\text{H}_2\text{SO}_4$, nitric acid, $\text{HNO}_3$, ethanoic acid, $\text{CH}_3\text{COOH}$
state the names and formulas of the common alkalis, limited to sodium hydroxide, $\text{NaOH}$, potassium hydroxide, $\text{KOH}$, ammonia, $\text{NH}_3$
describe the Brønsted–Lowry theory of acids and bases
describe strong acids and strong bases as fully dissociated in aqueous solution and weak acids and weak bases as partially dissociated in aqueous solution
appreciate that water has pH of 7, acid solutions pH of below 7 and alkaline solutions pH of above 7
explain qualitatively the differences in behaviour between strong and weak acids including the reaction with a reactive metal and difference in pH values by use of a pH meter, universal indicator or conductivity
understand that neutralisation reactions occur when $\text{H}^+(\text{aq})$ and $\text{OH}^-(\text{aq})$ form $\text{H}_2\text{O}(\text{l})$
understand that salts are formed in neutralisation reactions
sketch the pH titration curves of titrations using combinations of strong and weak acids with strong and weak alkalis
select suitable indicators for acid-alkali titrations, given appropriate data ($\text{p}K_a$ values will not be used)

Русский

называть и записывать формулы распространенных кислот, ограничиваясь соляной кислотой, $\text{HCl}$, серной кислотой, $\text{H}_2\text{SO}_4$, азотной кислотой, $\text{HNO}_3$, уксусной кислотой, $\text{CH}_3\text{COOH}$
укажите названия и формулы распространенных щелочей, ограничиваясь гидроксидом натрия, $\text{NaOH}$, гидроксидом калия, $\text{KOH}$, аммиаком, $\text{NH}_3$
описывать теорию Бренстеда–Лоури кислот и оснований
описывать сильные кислоты и сильные основания как полностью диссоциирующие в водном растворе, а слабые кислоты и слабые основания как частично диссоциирующие в водном растворе
понимать, что вода имеет pH 7, кислотные растворы имеют pH ниже 7, а щелочные растворы имеют pH выше 7
объяснять качественную разницу в поведении сильных и слабых кислот, включая реакцию с активным металлом и различие в значениях pH, используя pH-метр, универсальный индикатор или электропроводность
понимать, что реакции нейтрализации происходят, когда $\text{H}^+(\text{aq})$ и $\text{OH}^-(\text{aq})$ образуют $\text{H}_2\text{O}(\text{l})$
понимать, что соли образуются в реакциях нейтрализации
схематически изображать кривые титрования по pH для титрований с использованием комбинаций сильных и слабых кислот со сильными и слабыми щелочами
выбирать подходящие индикаторы для кислотно-щелочного титрования, имея соответствующие данные (значения $\text{p}K_a$ использоваться не будут)

Source: Cambridge International syllabus · ⁨Источник: Программа Cambridge International⁩

English

A proton 质子 is simply an $\text{H}^+$ ion. The Brønsted–Lowry theory defines acids and bases by what they do with protons:

an acid 酸 is a proton donor 质子供体 (it gives away $\text{H}^+$).
a base 碱 is a proton acceptor 质子受体 (it takes $\text{H}^+$). A base that dissolves in water is called an alkali.

Common acids you must know: hydrochloric acid ($\text{HCl}$), sulfuric acid ($\text{H}_2\text{SO}_4$), nitric acid ($\text{HNO}_3$) and ethanoic acid ($\text{CH}_3\text{COOH}$). Common alkalis: sodium hydroxide ($\text{NaOH}$), potassium hydroxide ($\text{KOH}$) and ammonia ($\text{NH}_3$).

Русский

Протон — это просто ион $\text{H}^+$. Теория Бренстеда–Лоури определяет кислоты и основания по их отношению к протонам:

кислота — это донор протона (она отдает $\text{H}^+$).
основание — это акцептор протона (оно принимает $\text{H}^+$). Основание, растворимое в воде, называют щелочью.

Хлористый водород отдает протон молекуле воды, образуя гидроксониевый и хлорид-ионы; выделены две сопряженные пары — Бренстед–Лоури: кислота отдает протон ($\text{H}^+$) основанию, образуя две сопряженные кислотно-основные пары

Распространенные кислоты, которые нужно знать: соляная кислота ($\text{HCl}$), серная кислота ($\text{H}_2\text{SO}_4$), азотная кислота ($\text{HNO}_3$) и уксусная кислота ($\text{CH}_3\text{COOH}$). Распространенные щелочи: гидроксид натрия ($\text{NaOH}$), гидроксид калия ($\text{KOH}$) и аммиак ($\text{NH}_3$).

Explore · ⁨Исследовать⁩

The pH scale · ⁨Шкала pH⁩

Slide the pH or tap a substance — each step down in pH means ten times more H⁺ ions; acids are below 7, alkalis above. · ⁨Переместите ползунок pH или выберите вещество — каждый шаг вниз по шкале pH означает в десять раз больше ионов H⁺; кислоты имеют pH ниже 7, щелочи выше.⁩

Watch lesson · ⁨Смотреть урок⁩

7.2

Strong and weak acids and bases · ⁨Сильные и слабые кислоты и основания⁩

English

This is about how fully an acid or base splits up in water — not how concentrated it is.

a strong acid 强酸 or strong base 强碱 is fully dissociated 解离 in water (almost every molecule splits into ions).
a weak acid 弱酸 or weak base 弱碱 is only partly dissociated (most molecules stay whole).

The pH scale measures how acidic a solution is: pure water is pH 7, acids are below 7, and alkalis are above 7. A strong acid has a lower pH than a weak acid of the same concentration.

You can tell strong and weak acids apart by:

reaction with a reactive metal: a strong acid fizzes faster.
pH: measured with a pH meter or universal indicator 通用指示剂.
electrical conductivity: a strong acid conducts better, because it has more ions.

Русский

Речь идет о том, насколько полностью кислота или основание распадаются в воде — а не о их концентрации.

сильная кислота или сильное основание полностью диссоциирует в воде (почти каждая молекула распадается на ионы).
слабая кислота или слабое основание диссоциирует лишь частично (большинство молекул остаются целыми).

Два стакана с одинаковой концентрацией: в сильной кислоте много отдельных ионов, в слабой кислоте много целых молекул и лишь немного ионов — Одинаковая концентрация, разная степень ионизации: сильная кислота полностью диссоциирует на ионы; слабая кислота остается преимущественно в виде целых молекул

Шкала pH показывает кислотность раствора: чистая вода имеет pH 7, кислоты имеют pH ниже 7, а щелочи — выше 7. Сильная кислота имеет более низкий pH, чем слабая кислота той же концентрации.

Сильные и слабые кислоты можно различить по:

реакции с активным металлом: сильная кислота шипит быстрее.
pH: измеряется с помощью pH-метра или универсального индикатора.
электропроводности: сильная кислота проводит ток лучше, так как содержит больше ионов.

Explore · ⁨Исследовать⁩

Strong vs weak acids · ⁨Сильные и слабые кислоты⁩

A strong acid fully ionises (low pH); a weak acid only partly ionises, so at the same concentration its pH is higher. Slide to compare. · ⁨Сильная кислота полностью ионизируется (низкий pH); слабая кислота ионизируется лишь частично, поэтому при той же концентрации её pH выше. Сдвиньте для сравнения.⁩

Vocabulary · ⁨Словарь⁩ Train · ⁨Тренировать⁩

English	Русский
acid/ˈæsɪd/	кислотный
proton donor/ˈprəʊtɒn ˈdəʊnə/	донор протона
base/beɪs/	основанием
proton acceptor/ˈprəʊtɒn əkˈseptə/	акцептор протона
strong acid/strɒŋ ˈæsɪd/	сильной кислоты
strong base/strɒŋ beɪs/	сильное основание
dissociated/dɪˈsəʊsɪeɪtɪd/	диссоциированный
weak acid/wiːk ˈæsɪd/	слабой кислоты
weak base/wiːk beɪs/	слабое основание
universal indicator/ˌjuːnɪˈvɜːsl ˈɪndɪkeɪtə/	универсальный индикатор
Neutralisation/ˌnjuːtrəlaɪˈzeɪʃn/	Нейтрализация
salt/sɒlt/	соль

7.2

Neutralisation, salts and titration curves · ⁨Нейтрализация, соли и титровальные кривые⁩

English

Neutralisation 中和 happens when the hydrogen ions from an acid react with the hydroxide ions from an alkali:

$$\text{H}^+(\text{aq}) + \text{OH}^-(\text{aq}) \rightarrow \text{H}_2\text{O}(\text{l})$$

A salt 盐 is also formed, from the rest of the acid and base.

In a titration 滴定 you add one solution to another and follow the pH. The titration curve 滴定曲线 has a steep, almost vertical jump near the end point. The exact shape depends on whether each reactant is strong or weak.

To pick an indicator 指示剂, choose one whose colour change falls inside that steep jump. For a strong acid with a strong base most indicators work; for a weak acid with a strong base you need one that changes in the higher pH range.

Русский

Нейтрализация происходит, когда ионы водорода из кислоты реагируют с гидроксид-ионами из щелочи:

$$\text{H}^+(\text{aq}) + \text{OH}^-(\text{aq}) \rightarrow \text{H}_2\text{O}(\text{l})$$

Также образуется соль, состоящая из оставшейся части кислоты и основания.

При титровании вы добавляете один раствор к другому и отслеживаете pH. Кривая титрования имеет крутой, почти вертикальный скачок вблизи точки эквивалентности. Точная форма зависит от того, является ли каждый реагент сильным или слабым.

Чтобы выбрать индикатор, выберите тот, чья смена цвета попадает в этот крутой скачок. Для сильной кислоты со сильным основанием подходит большинство индикаторов; для слабой кислоты со сильным основанием нужен такой, который меняет цвет в более высоком диапазоне pH.

Две кривые титрования pH в зависимости от добавленного основания, каждая с крутым скачком в точке эквивалентности; кривая слабой кислоты имеет скачок в более высоком диапазоне pH, заштрихована полоса индикатора — Кривые титрования имеют крутой скачок pH в точке эквивалентности. Скачок для слабой кислоты расположен выше, поэтому индикатор должен менять цвет именно в этом диапазоне

Explore · ⁨Исследовать⁩

A titration curve · ⁨Титровальная кривая⁩

Add alkali to acid and watch the pH climb. The steep jump is the equivalence point, where the acid is just neutralised. · ⁨Добавляйте щёлочь к кислоте и наблюдайте, как растёт pH. Резкий скачок — это эквивалентная точка, когда кислота полностью нейтрализована.⁩

Vocabulary · ⁨Словарь⁩ Train · ⁨Тренировать⁩

English	Русский
titration/taɪˈtreɪʃn/	титрование
titration curve/taɪˈtreɪʃn kɜːv/	кривая титрования
indicator/ˈɪndɪkeɪtə/	индикатор

7.2

Exam tips · ⁨Советы для экзамена⁩

English

Define dynamic equilibrium with all three points: forward and reverse rates equal, concentrations constant, closed system.
Answer Le Chatelier questions by stating the change, the direction of shift, and the reason; a catalyst does not shift the position (it speeds both rates).
Write $K_c$ as products over reactants, each raised to its balancing number; include state symbols to decide what appears.
Justify Haber/Contact conditions as a compromise between yield, rate and cost — do not just quote them.
Brønsted: acid = proton donor, base = proton acceptor; conjugate pairs differ by one $\text{H}^+$.

Русский

Дайте определение динамического равновесия с учетом всех трех пунктов: скорости прямой и обратной реакций равны, концентрации постоянны, замкнутая система.
Отвечайте на вопросы по принципу Ле Шателье, указывая изменение, направление смещения и причину; катализатор не смещает положение равновесия (он ускоряет обе реакции).
Запишите $K_c$ как продукты над реагентами, возведенными в степени, соответствующие их стехиометрическим коэффициентам; включите символы агрегатных состояний, чтобы определить, что входит в выражение.
Обоснуйте условия процесса Габера/Контакта как компромисс между выходом, скоростью и стоимостью — не просто цитируйте их.
Бренстед: кислота = донор протона, основание = акцептор протона; сопряженные пары отличаются одним $\text{H}^+$.

Interactive lessons on this topic · ⁨Интерактивные уроки по этой теме⁩

Work through it step by step, with instant-check exercises. · ⁨Пройдите его шаг за шагом с упражнениями мгновенной проверки.⁩

Past Papers · ⁨Архив экзаменационных работ⁩

More topics in A-Level Chemistry · ⁨A-Level Химия⁩ · ⁨Больше тем в A-Level Chemistry · ⁨A-Level Химия⁩⁩