ОБРАТИМЫЕ ХИМИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ.

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

 

Обратимые реакции могут протекать как в прямом, так и в обратном направлениях, т. е. из исходных веществ образуются продукты реакций и одновременно из продуктов реакций получаются исходные вещества. Поэтому знак равенства в таких реакциях заменяют двумя противоположно направленными стрелками, например:

 

2Н₂ + О₂ 2Н₂О.

 

Обратимые реакции не доходят до конца. Концентрации исходных веществ уменьшаются, что приводит к уменьшению скорости прямой реакции. Скорость же обратной реакции постоянно возрастает, поскольку увеличиваются концентрации продуктов прямой реакции, являющихся исходными веществами для обратной реакции:

 

аА + bВ dD + fF.

 

Строчные буквы – стехиометрические коэффициенты.

 

Скорость прямой реакции:

 

 

а скорость обратной реакции:

 

 

где и – константы скорости соответствующих реакций при данной

температуре.

 

Когда скорости прямой и обратной реакций становятся одинаковыми, наступает состояние равновесия, при котором не происходит дальнейшего изменения концентраций реагентов и продуктов реакций:

.

Из этого условия следует:

 

Обозначая отношение констант скоростей через К_Р, можно написать

 

Равновесный закон действующих масс. В состоянии химического равновесия произведение молярных концентраций продуктов реакции в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, делённое на такое же произведение молярных концентраций исходных веществ, есть величина постоянная при Т = const. Это отношение – константа равновесия данной реакции К_р. В состоянии химического равновесия прямая и обратная реакции протекают с равной скоростью, поэтому оно называется подвижным (динамическим) равновесием.

УСЛОВИЯ СМЕЩЕНИЯ ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ.

ПРИНЦИП ЛЕ ШАТЕЛЬЕ

 

Подвижное химическое равновесие можно нарушить, изменяя условия протекания реакции (температуру, давление или концентрацию). При любом нарушении (сдвиге) химического равновесия система перейдёт в другое состояние равновесия.

Направление сдвига химического равновесия определяется принципом Ле Шателье: «Если на систему, находящуюся в равновесии, оказать внешнее воздействие, то в системе произойдёт смещение равновесия в сторону той реакции (прямой или обратной), которая ослабляет это воздействие».

Влияние температуры. Повышение температуры смещает равновесие обратимой реакции в сторону, идущую с поглощением теплоты (эндотермическое направление), а понижение температуры – в сторону, идущую с выделением теплоты (экзотермическое направление).

 

Примером экзотермической реакции является реакция

 

Н₂(г) + 1/2О₂(г) = Н₂О(ж) + Q,

 

а эндотермической – реакция

 

1/2Н₂(г) + 1/2О₂(г) = NО(г) – Q.

 

Влияние давления (справедливо лишь для реакций, в которых хотя бы одно вещество находится в газообразном состоянии). Повышение давления в обратимой реакции смещает равновесие в сторону, идущую с уменьшением объёма, а понижение давления – в сторону увеличения объёма.

Влияние концентрации. При увеличении концентрации одного из веществ (реагента или продукта реакции), находящегося в равновесной системе, равновесие смещается в сторону расхода этого вещества. При уменьшении концентрации какого-либо вещества равновесие смещается в сторону его образования.

 

 

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

 

ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА

 

Некоторые химические реакции происходят без изменения степени окисления атомов элементов, входящих в состав веществ-участников реакции. Например:

 

;

 

 

Другие химические реакции происходят с изменением степени окисления атомов элементов, входящих в состав реагирующих веществ, окислительно-восстановительные реакции:

 

;

 

.

 

Изменение степени окисления атомов элементов связано с перемещением электронов от атома одного реагента (восстановителя) к атому другого реагента (окислителя).

Степень окисления атома химического элемента – это формальный заряд атома элемента в химическом соединении, который возник бы, если бы все связи в этом соединении были ионные, а электроны были бы смещены к атому наиболее электроотрицательного элемента.

Степень окисления атома элемента может быть положительной, отрицательной или нулевой (в простом веществе).

Окислительно-восстановительные реакции широко распространенны в природе и широко используются в технике. Они являются основой процессов дыхания, обмена веществ в организмах, фотосинтеза, гниения и брожения. Сгорание топлива, коррозия, электролиз, круговорот химических элементов в природе – всё это окислительно-восстановительные реакции.

ОСНОВНЫЕ ПОЛОЖЕНИЯ ТЕОРИИ

⇐ Предыдущая45678910111213Следующая ⇒

Поделиться: