Что называется равновесными концентрациями какова их размерность

Расчет равновесных концентраций

1. Пишут уравнение реакции.

2. Пишут под формулами уравнения нач. концентрации исходных веществ (в моль/л). Если их нет в условии, они обычно принимаются равными нулю.

3. Принимают, что в ходе реакции до состояния равновесия прореагировало x моль/л какого-либо вещества. Обычно за x принимают изменение концентрации того реагента, стехиометрический коэффициент при котором в уравнении реакции наименьший, чтобы избежать дробных коэффициентов при неизвестном x. Например, прореагировало x моль/л вещества А.

4. По уравнению реакции определяют изменение концентраций других веществ.

5. Определяют равновесные концентрации веществ. При протекании реакции в прямом направлении до состояния равновесия происходит уменьшение концентраций исходных веществ и увеличение концентраций продуктов реакции.

по уравнению 1 b c 1

изменение конц-ий x b x c x x

7. Решают уравнение. При этом учитывают, что отрицательный корень не имеет физического смысла, и убыль концентрации исходного вещества не может быть больше величины самой концентрации (начальная концентрация исходного вещества не может быть меньше его остаточной равновесной концентрации).

61.Галогены. Получение. Как изменяется энергия связи и её длина в молекулах галоге-
нов? Напишите уравнения реакций галогенов с водой; растворами щелочей на холоду
и при нагревании.

s2p5 у них не хватает только одного электрона до заполнения электронной оболочки, из-за чего они крайне электроотрицательны. Их Э.О. зависит от радиуса атома ( чем меньше, тем электроотрицательнее)

KF→tэл-лиз F2 – электролиз расплава ( в конспекте «написано фиг получишь», думаю не просто так :). Хранить только в фторопластовой посуде или в никелевой

Cl2 – эл-лиз водного раствора (дёшево)

Br получают из побочных примесей нефти

I –из морских водорослей ( сравнительно дорого)

Как изменяется энергия связи и её длина в молекулах галогенов:

Энергия связи от фтора к хлору сначала увеличивается на 88 кДж, а после уменьшается вследствие увеличения длины связи ( по энергии ).

Относительно малая прочность фтора объясняется тем, что связь F-F образована только непарными p-электронами, когда у других связь образовано по дативному механизму вследствие взаимного использования неподеленными парами p-электронов одного атома вакантных d-орбиталей другого.

Также можно добавить, что HF – диполь как вода и может образовывать комплекс: Fe3++F-→[: FeF6]3-

Все кроме фтора ( A – галоген)

Cl2 +H2O→ Cl *H2O + HCl +HOCl – у хлора 50% (хлорная вода), у брома меньше, у йода ничтожно

I2 + H2O +KI → KI3, KI5, KI7, KI9 – полииодиды

F2+ H2O → HF + O(в уч. нет, но в к. есть) +O2 + O3 + OF2 + H2O2

У фтора F2 + OH-→ F-+OF2 + H2O

62. Водород. Получение в промышленных и лабораторных условиях. Химические свойст-
ва. Степени окисления. Простые и комплексные гидриды.

Водород – 1-й элемент Периодической таблицы (заряд ядра 1), химический знак – Н, относительная атомная масса (атомный вес) 1,008 (округленно 1). Валентность водорода в соединениях равна единице, наиболее распространенная степень окисления +1. Молекула водорода Н2, молекулярная масса (молекулярный вес) 2,016 (округленно 2 а.е.м). Молярная масса 2 г/моль.

Водород – газ, типичный неметалл. Образует прочные ковалентные двухатомные молекулы Н₂.

Известны 3 изотопа водорода: 1 ₁H (или просто H), 2 ₁H (или D), 3 ₁H (или T).

В промышленности большое количество водорода получают именно из метана, добавляя к нему при высокой температуре перегретый водяной пар: CH₄ + 2 H₂O = 4 H₂ + CO₂

Наиболее чистый водород в промышленности получают электролизом воды:

Реакцию между цинком и водным раствором хлористого водорода (соляной кислотой) наиболее часто используют для получения водорода в лаборатории.

Примеры соединений водорода с типичными s- и р-элементами

С неметаллами, имеющими большие ЭО, водород образует соединения с полярными связями – H2O, HF, H2S. Эти, как правило, газообразные соединения обладают кислотными свойствами и при растворении в воде диссоциируют на ионы Н+ и соответствующие анионы.

Взаимодействие с галогенами. При обычной температуре водород реагирует лишь со фтором:

С хлором реагирует только на свету, образуя хлороводород, с бромом реакция протекает менее энергично, с йодом не идет до конца даже при высоких температурах.

Взаимодействие с кислородом. При нормальных условиях водород не реагирует с кислородом, при 400 °С реагирует с кислородом, а при 600 °С – с воздухом, при поджигании реакция протекает со взрывом:

Водород горит в кислороде с выделением большого количества тепла. Температура водородно-кислородного пламени 2800 °С.

Взаимодействие с серой. При пропускании водорода через расплавленную серу образуется сероводород:

Взаимодействие с азотом. При нагревании водород обратимо реагирует с азотом, причем при высоком давлении и в присутствии катализатора:

Взаимодействие с оксидом азота (II). Важное значение имеет взаимодействие водорода с оксидом азота (II), используемое в очистительных системах при производстве азотной кислоты:

Взаимодействие с оксидами металлов. Водород – хороший восстановитель, он восстанавливает многие металлы из их оксидов:

Взаимодействие с активными металлами. Водород является окислителем, присоединяет электрон и превращается в гидрид-ион, который заряжен отрицательно.

При высокой температуре водород соединяется с щелочными и щелочно-земельными металлам и образуя белые кристаллические вещества – гидриды металлов:

Применение: Водород используется в качестве горючего в современной ракетной технике. Российская ракета-носитель «Энергия» выводила на орбиту более 100 тонн различных грузов благодаря водородно-кислородным двигателям. В ее двигателях использовались жидкий кислород и жидкий водород.

1. Взаимодействие металла с водородом

2. Взаимодействие натрия с гидроксидом натрия

2Na + NaOH=Na₂O + NaH

1. Взаимодействие с водой

2. Взаимодействие с кислородом

3. Взаимодействие с кислотой

4. Разложение при нагревании в вакууме

Ковалентные гидриды не получают прямым взаимодействием неметалла с водородом.

1. Взаимодействие с кислородом

2. Термическое разложение

3. Взаимодействие с водой (в слабощелочной среде)

Реакция не характерна для арсина и фосфина.

4. С водным раствором щелочи

Комплексные гидриды активных металлов можно получить:

1. Взаимодействием простых гидридов. При этом отчетливо проявляется различие между основными и кислотными гидридами, например:

Понятно, что эта реакция может протекать лишь в неводных средах, например в эфире.

2. Прямым синтезом из простых веществ при повышенных температурах и давлении водорода:

3. Взаимодействием простых гидридов с галогенидами:

4. Комплексные гидриды других металлов получают обменным разложением их галогенидов с боро- и алюмогидридами щелочных металлов:

Комплексные гидриды, также как и ионные – сильные восстановители.

63. Электролитическая диссоциация в растворах слабых многоосновных кислот. Исполь
зование констант диссоциации для расчёта равновесных концентраций ионов.
64. Характеристика d-элементов I группы Периодической системы: электронная конфигу- рация атомов, степени окисления. Химические свойства металлов, отношение их к
кислотам. Комплексные соединения.
65.Кислородсодержащие кислоты галогенов. Получение. Сопоставление кислотных и
окислительных свойств кислот, а также их солей.
66. Протолитическая теория кислот и оснований Бренстеда–Лоури. Кислоты, основания и
амфолиты.
67.Получение азотной кислоты. Свойства азотной кислоты, окисление металлов и
неметаллов. Строение нитрат-иона. Нитраты металлов и их поведение при нагревании.

Сейчас различают производство слабой (разбавленной) азотной кислоты и производство концентрированной азотной кислоты.

Процесс производства разбавленной азотной кислоты складывается из трех стадий:

1) конверсии аммиака с целью получения оксида азота

2) окисления оксида азота до диоксида азота

3) абсорбции оксидов азота водой

Суммарная реакция образования азотной кислоты выражается

2) Прямой синтез концентрированной HNО₃ основан на взаимодействии жидких оксидов азота с водой и газообразным кислородом под давлением до 5 МПа по уравнению

Как сильная кислота, азотная кислота проявляет общие свойства кислот и взаимодействует с

· оксидами (основными иамфотерными) металлов:

· с основаниями (и щелочами, и нерастворимыми):

· с солями более слабых кислот:

Практически установлено, что при действии азотной кислоты на тот или иной металл чаще всего образуется смесь, состоящая из нескольких продуктов восстановления молекул кислоты (Х).

Их количественное соотношение в смеси будет определяться многими факторами, главными из которых являются активность металла, концентрация кислоты и температура реакции.

При составлении уравнений таких реакций указывают, как правило, только один (основной) продукт Х.

Так, при взаимодействии концентрированной HNO₃ с малоактивными металлами и металлами средней активности в качестве основного продукта восстановления молекул кислоты выступает азот(IV)-оксид:

При взаимодействии же с активными металлами основным продуктом может быть N₂O:

Разбавленная азотная кислота, реагируя с малоактивными металлами, восстанавливается обычно до NO:

а при взаимодействии с активными металлами – до N₂ или NH₃ (NН₄NO₃) в зависимости от концентрации кислоты:

Образование NН₄NO₃ при реакции металла с сильно разбавленной азотной кислотой объясняется взаимодействием выделяющегося аммиака с избытком HNO₃ в растворе.

Таким образом, глубина восстановления HNO₃ при взаимодействии с металлами возрастает с увеличением активности металла и уменьшением концентрации кислоты в растворе.

Концентрированная азотная кислота (в отличие от разбавленной) при обычных условиях и на холоде не взаимодействует с некоторыми металлами: Al, Fe, Cr, Pb – из-за эффекта «пассивации». Но при нагревании реакция становится возможной.

Железо и хром концентрированной и разбавленной HNO₃ при этом окисляются до +3.

Концентрированная и разбавленная HNO₃ золото, платину и некоторые другие благородные металлы не растворяет ни при обычных условиях, ни при нагревании. Но смесь, состоящая из трех объемов концентрированной соляной кислоты и одного объема концентрированной HNO₃, позволяет это сделать:

Такая смесь называется иначе «царской водкой» и ее действие объясняется тем, что концентрированная HNO₃ обратимо окисляет HCl до хлора, который в начальный момент выделяется в атомарном виде и является активным действующим реагентом. Именно поэтому при растворении благородных металлов в царской водке получаются не их нитраты, а хлориды, т.е. соли соляной кислоты.

Азотная кислота (особенно при нагревании) способна окислять не только металлы, но и многие неметаллы, кроме кремния, фтора, хлора. При этом концентрированная HNO₃ восстанавливается чаще всего до NO₂, а разбавленная – до NO.

«Свободный» ион NO3− имеет плоскую структуру с атомами кислорода в углах правильного треугольника (валентные углы равны 120о, длины связей 0,122 нм) и атомом азота в центре:

1.Нитраты щелочных металлов (кроме нитрата лития)

разлагаются при нагревании на нитрит металла и кислород:

2.Нитраты тяжелых металлов (AgNO3 и Hg(NO3)2)

разлагаются до свободного металла, NO2 и кислорода:

3. Нитраты остальных металлов (включая нитрат лития)

разлагаются на оксид металла, NO2 и кислород:

4.Также выучить: NH4NO3 = N2O+2H2O

68.Платиновые металлы. Степени окисления платиновых металлов. Способы перевода
платиновых металлов в соединения.

Платиновые металлы, платиноиды, химические элементы VIII группы периодической системы Менделеева. К ним принадлежат: рутений (Ruthenium) Ru, родий (Rhodium) Rh, палладий (Palladium) Pd (легкие Платиновые металлы, плотность

12 г/см 3 ); осмий (Osmium) Os, иридий (Iridium) Ir, платина (Platinum) Pt (тяжелые Платиновые металлы, плотность

22 г/см 3 ). Серебристо-белые тугоплавкие металлы; благодаря красивому внешнему виду и высокой химические стойкости Платиновые металлы наряду с Ag и Au называют благородными металлами.

Будучи элементами переходных периодов, платиновые металлы ха-рактеризуются различными степенями окисления. Тенденции к присоединению электронов у них нет, они имеют только металлический характер. Максимально возможные, а также характерные степени окисления возрастают сверху вниз по вертикали (увеличивается расстояние внешних электронных оболочек от ядра) и убывают слева направо по горизонтали (d-орбитали постепенно заполняются электронами).

Осмий и рутений, которые имеют восемь внешних электронов, способны к проявлению максимальных степеней окисления VII и VIII (особенно с кислородом и оксигалогенидами). Степень окисления VI, характерная для рутения, осмия и лишь иногда для платины, иридия и родия, реализуется, главным образом, в кислородных соединениях. Для рутения, осмия, платины и иридия наиболее характерна степень окисления IV, для родия — III, хотя степень окисления III довольно часто встречается в соединениях рутения и иридия. Низшие степени окисления (II, I) у родия, рутения, иридия, осмия встречаются реже. В основном они характерны для их соединений с органическими литандами. Степени окисления I и 0 у всех платиновых металлов реализуются весьма редко, главным образом, в карбонильных соединениях

В остальных случаях приходится прибегать к щелочной окисли­тельной плавке, например:

69. Понятие о химическом равновесии. Принцип Ле Шателье–Брауна.

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ – состояние химической системы, при котором возможны реакции, идущие с равными скоростями в противоположных направлениях. При химическом равновесии концентрации реагентов, температура и другие параметры системы не изменяются со временем.

Принцип Ле-Шателье: Если на равновесную систему воздействовать извне, изменяя какой-нибудь из факторов, определяющих положение равновесия, то в системе усилится то направление процесса, которое ослабляет это воздействие.

70. Вода. Строение молекулы. Водородная связь. Явление ассоциации. Электролитическая и термическая диссоциация воды. Химические свойства воды. Аквокомплексы металлов.

Молекула воды состоит из одного атома кислорода, связанного ковалентной связью с двумя атомами водорода H2O (формула воды).
Ассиметричное расположение атомов молекулы воды обусловливает неравномерное распределение электрических зарядов в ней, что делает молекулу воды полярной. Две поделенные электронные пары участвуют в образовании двух полярных ковалентных связей, а оставшиеся две неподеленные пары электронов тоже играют важную роль в свойствах воды. Все заместители у атома кислорода, включая неподеленные пары, стремятся расположиться как можно дальше друг от друга Это приводит к тому, что молекула приобретает форму искаженного тетраэдра с атомом кислорода в центре. В четырех вершинах этого «тетраэдра» находятся два атома водорода и две неподеленные пары электронов. Но если смотреть только по центрам атомов, то получается, что молекула воды имеет угловое строение, причем угол Н–О–Н составляет примерно 105 градусов.
Водородная связь – связь между положительно заряженным атомом водорода одной молекулы и отрицательно заряженныматомом другой молекулы.
Механизм возникновения водородной связи – частично электростатический и частично донорно-акцепторный.
Характерной чертой водородной связи является расстояние между атомом водорода и другим атомом, её образующим. Оно должно быть меньше, чем сумма радиусов этих атомов.
Водородная связь подразделяется:
1. Межмолекулярная водородная связь образуется между молекулами веществ, в состав которых входят водород и сильно электроотрицательный элемент – фтор, кислород, азот, хлор, сера. Сильно смещенная общая электронная пара от водорода к атому отрицательно заряженного элемента, при этом положительный заряд водорода сконцентрирован в малом объеме, приводит взаимодействие протона с неподеленной электронной парой другого атома или иона, обобществляя её.
Водородную связь обозначают точками, указывая, что она намного слабее ковалентной связи (примерно в 15-20 раз)
Внутримолекулярная водородная связь присутствует в многоатомных спиртах, углеводах, белках и других органических веществах.
Вещества с водородной связь имеют молекулярные кристаллические решетки, в узлах которой находятся молекулы.
Примеры: вода в виде льда, йод, хлор, бром, «сухой лёд» (твердый диоксид углерода), твёрдый аммиак, а также твёрдые органические вещества (метан, бензол, фенол, нафталин, белки и т.д.).
Физические свойства веществ с водородной связью.
Водородная связь обеспечивает низкомолекулярным веществам способность быть при обычных условиях в жидком агрегатном состоянии (этанол, метанол, вода) или сжижающимися газами (аммиак, фтороводород).
Более высокая температура кипения воды (100 оС) по сравнению с водородными соединениями элементов подгруппы кислорода (Н2S, Н2Sе, Н2Те), так как затрачивается дополнительная энергия на разрушение водородных связей.
Также при плавлении воды её плотность возрастает. Это объясняется тем, что в структуре льда каждый атом кислорода связан через атомы водорода с четырьмя другими атомами кислорода других молекул воды. В результате образуется рыхлая «ажурная» структура.
Ассоциация (от лат. accosiare — соединять) — объединение простых молекул или ионов в более сложные, не вызывающие изменения химической природы вещества. Различают ассоциацию ионов и ассоциацию молекул. Образование ионных ассоциатов основано на проявлении электростатических сил. Простейшие ионные ассоциаты состоят из двух или трехионов и представляют собой нейтральные или заряженные частицы.
Ассоциация молекул воды происходит вследствие высокой их полярности, а также за счет образования водородных связей, которые возникают между водородом одной молекулы воды и кислородом другой молекулы.
Электролитическая диссоциация — процесс распада электролита на ионы при его растворении или плавлении.
HOH↔H+ + OH-
Термическая диссоциация воды: 2H2O=2H2+O2 при(1000о)

1) Вода реагирует со многими металлами с выделением водорода:
2Na + 2H2O = H2 + 2NaOH (бурно)
2K + 2H2O = H2 + 2KOH (бурно)
3Fe + 4H2O = 4H2 + Fe3O4 (только при нагревании)
Не все, а только достаточно активные металлы могут участвовать в окислительно-восстановительных реакциях этого типа. Наиболее легко реагируют щелочные и щелочноземельные металлы I и II групп.
Из неметаллов с водой реагируют, например, углерод и его водородное соединение (метан). Эти вещества гораздо менее активны, чем металлы, но все же способны реагировать с водой при высокой температуре:
C + H2O = H2 + CO (при сильном нагревании)
CH4 + 2H2O = 4H2 + CO2 (при сильном нагревании)
2) Вода разлагается на водород и кислород при действии электрического тока. Это также окислительно-восстановительная реакция, где вода является одновременно и окислителем, и восстановителем:

3) Вода реагирует со многими оксидами неметаллов. В отличие от предыдущих, эти реакции не окислительно-восстановительные, а реакции соединения:
SO2 + H2O = H2SO3
сернистая кислота

SO3 + H2O = H2SO4
серная кислота

CO2 + H2O = H2CO3
угольная кислота

71. Олово. Электронная конфигурация атома. Отношение к кислотам и щелочам. Свойства
соединений олова(II) и олова(IV).

Олово — редкий рассеянный элемент.Основной минерал олова — касситерит (оловянный камень) SnO₂, содержащий до 78,8 % олова. Гораздо реже в природе встречается станнин (оловянный колчедан) — Cu₂FeSnS₄ (27,5 % Sn).

Полная Эл. конфигурация атома:1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p2

не полная конф. атома :[Kr] 4d 10 5s 2 5p 2

Олово обладает высокой химической стойкостью.

Концентрированные растворы щелочей растворяют олово только при нагревании,медленно:

.Sn+NaOH=H2+Na2(Sn(OH)4) (лучше добавлять H2O2-пойдет до(OH)6)

Источник

Что называется равновесными концентрациями какова их размерность

9.5. Обратимость химических реакций. Химическое равновесие

Рассмотрим эндотермическую реакцию

Смешаем в реакторе (в данном случае, в каком-либо закрытом сосуде) нагретые, например, до 450 ° С водород и пары йода. Для простоты расчетов допустим, что концентрации исходных веществ были одинаковыми и равными одному молю на литр, то есть с(Н₂) = 1 моль/л и с(I₂) = 1 моль/л.
Несмотря на отрицательный тепловой эффект водород и йод начнут реагировать друг с другом, образуя йодоводород. Следовательно, в данной реакции «перетягивает» энтропийный фактор. Действительно, в смеси трех газов (Н₂, I₂ и HI) порядка меньше, чем в смеси двух газов (Н₂ и I₂). Экспериментально протекание этой реакции можно обнаружить, измеряя концентрации участвующих в ней веществ. Сразу после смешивания концентрации йода и водорода начнут уменьшаться, в реакторе появится йодоводород, концентрация которого будет постепенно увеличиваться.

H₂ + I₂ 2HI.

Состояние, в котором в обратимой реакции концентрации участвующих в этой реакции веществ остаются постоянными, называется состоянием химического равновесия.
В состоянии равновесия молекулы не перестают испытывать соударения, и между ними не прекращается взаимодействие, но концентрации веществ остаются постоянными. Эти концентрации называются равновесными.

Равновесная концентрация обозначается формулой вещества, взятой в квадратные скобки, например:

Как и любая другая концентрация, равновесная концентрация измеряется в молях на литр.
Если бы в рассмотренных нами примерах мы взяли другие концентрации исходных веществ, то после достижения равновесия получили бы другие значения равновесных концентраций. Эти новые значения (обозначим их звездочками) будут связаны со старыми следующим образом:

.

В общем случае для обратимой реакции

aA + bB dD + fF

в состоянии равновесия при постоянной температуре соблюдается соотношение

Это соотношение носит название закон действующих масс, который формулируется следующим образом:

при постоянной температуре отношение произведения равновесных концентраций продуктов реакции, взятых в степенях, равных их коэффициентам, к произведению равновесных концентраций исходных веществ, взятых в степенях, равных их коэффициентам, есть величина постоянная.

С_(гр) + СО₂ 2СО_(г)

участвует твердый графит С_(гр). Формально, пользуясь законом действующих масс, запишем выражение для константы равновесия этой реакции, обозначив ее К’:

Твердый графит, лежащий на дне реактора, реагирует только с поверхности, и его » концентрация» не зависит от массы графита и постоянна при любом соотношении веществ в газовой смеси.
Умножим правую и левую части уравнения на эту постоянную величину:

Получившаяся величина и есть константа равновесия этой реакции:

Аналогичным образом, для равновесия другой обратимой реакции, протекающей также при высокой температуре,

CaCO_3(кр) СаО_(кр) + СО_2(г),

получим константу равновесия

ОБРАТИМАЯ РЕАКЦИЯ, РАВНОВЕСИЕ ОБРАТИМОЙ РЕАКЦИИ, РАВНОВЕСНЫЕ КОНЦЕНТРАЦИИ, ЗАКОН ДЕЙСТВУЮЩИХ МАСС ДЛЯ ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ.
1.Почему химическое равновесие называют » динамическим» равновесием? Какие еще случаи динамического равновесия вам известны?
2.Составьте уравнения реакций синтеза воды и аммиака из простых веществ. Запишите выражения для констант равновесия этих реакций.
3.Составьте выражения для констант равновесия следующих обратимых химических реакций:
а) 2NO_(г) + O_2(г) 2NO_2(г); б) 4HCl_(г) + O_2(г) 2H₂O_(г) + 2Cl_2(г);
в) PCl_3(г) + Cl_2(г) PCl_5(г); г) 3Fe_(кр) + 4H₂O_(г) Fe₃O_4(кр) + 4H_2(г);
д) CH_4(г) + I_2(г) CH₃I_(кр) + HI_(г).

4.При определенных условиях равновесие в системе установилось при концентрации водорода, йода и йодоводорода 0,25 моль/л; 0,05 моль/л и 0,90 моль/л, соответственно. Рассчитайте константу равновесия этой реакции и определите исходные концентрации водорода и йода.
5.Константа равновесия обратимой реакции

H_2(г) + Cl_2(г) 2HCl_(г)

при комнатной температуре равна примерно 1015. Что, основываясь на этом, можно сказать об этой реакции?

Так как почти все реакции в той или иной степени обратимы, в промышленности и лабораторной практике возникают две проблемы: как получить продукт » полезной» реакции с максимальным выходом и как уменьшить выход продуктов » вредной» реакции. И в том, и в другом случае возникает необходимость сместить равновесие либо в сторону продуктов реакции, либо в сторону исходных веществ. Чтобы научиться это делать, надо знать, от чего зависит положение равновесия любой обратимой реакции.

Положение равновесия зависит:
1) от значения константы равновесия (то есть от природы реагирующих веществ и температуры),
2) от концентрации веществ, участвующих в реакции и
3) от давления (для газовых систем оно пропорционально концентрациям веществ).
Для качественной оценки влияния на химическое равновесие всех этих очень разных факторов используют универсальный по своей сути принцип Ле Шателье (французский физикохимик и металловед Анри Луи Ле Шателье сформулировал его в 1884 году), который применим к любым равновесным системам, не только химическим.

Если на систему, находящуюся в равновесии, воздействовать извне, то равновесие в системе сместится в направлении, в котором происходит частичная компенсация этого воздействия.

В качестве примера влияния на положение равновесия концентраций веществ-участников реакции рассмотрим уже известную вам обратимую реакцию получения йодоводорода

H_2(г) + I_2(г) 2HI_(г).

По закону действующих масс в состоянии равновесия

.

Пусть в реакторе объемом 1 литр при некоторой постоянной температуре установилось равновесие, при котором концентрации всех участников реакции одинаковы и равны 1 моль/л ([H₂] = 1 моль/л; [I₂] = 1 моль/л; [HI] = 1 моль/л). Следовательно, при этой температуре К_С = 1. Так как объем реактора 1 литр, n(H₂) = 1 моль, n(I₂) = 1 моль и n(HI) = 1 моль. В момент времени t ₁ введем в реактор еще 1 моль HI, его концентрация станет равной 2 моль/л. Но, чтобы К_С оставалась постоянной, должны увеличиться концентрации водорода и йода, а это возможно только за счет разложения части йодоводорода по уравнению

.

Откуда x = 0,667. Следовательно, [H₂] = 1,333 моль/л; [I₂] = 1,333 моль/л; [HI] = 1,333 моль/л.

Все эти изменения концентраций наглядно показаны на рисунке 9.3 а.

СМЕЩЕНИЕ ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ, ПРИНЦИП ЛЕ ШАТЕЛЬЕ.
1.Восстановление оксида железа(III) водородом при нагревании относится к обратимым реакциям. Почему железо можно восстановить полностью, проводя реакцию в токе водорода? 2.Как повлияет а) повышение температуры, б) повышение давления, в) уменьшение концентрации углекислого газа на равновесие в системе

2СО(г) + О₂(г) 2СО₂(г) + Q?

3.Для каждой из следующих обратимых реакций запишите выражение константы равновесия и перечислите все способы смещения равновесия вправо:

Скорость химической реакции рассчитывается с учетом коэффициента перед формулой данного вещества в уравнении реакции (b_Б).
Данное определение применимо только для реакций, протекающих в жидкой или газовой фазе.

Задача

В реакции Н₂ + I₂ = 2HI концентрация водорода изменилась с 0,1 моль/л до 0,05 моль/л за 2 секунды. Определите скорость реакции.

Решение

c₁(H₂) = 0,1 моль/л
c₂(H₂) = O,05 моль/л
D t = 2 c
b(H₂) = 1

Задача

В реакции 2СО + О₂ = 2СО₂ при определенных условиях скорость равна 0,5 моль/(лЧ с). В некоторый момент времени с₁(СО₂) = 2 моль/л. Какова будет концентрация диоксида углерода через три секунды?

Решение

с₁(СО₂) = 2 моль/л
D t = 2 с
v = 0,5 моль/(лЧ с)
b(СО₂) = 2

c₂(CO₂) > c₁(CO₂) c₂(CO₂) = (2 + 3) моль/л = 5 моль/л

Если реагирующие вещества газообразны, то продукты реакции могут получиться только при столкновении молекул исходных веществ. Чем больше таких соударений, тем быстрее идет реакция. Число столкновений пропорционально концентрациям исходных веществ. Следовательно, скорость реакции А + Б = Д (все вещества газообразны) будет выражаться уравнением (закон действующих масс для скорости реакции):

И в газах, и в жидкостях одновременно могут сталкиваться только две частицы (рис. 9.4 а). Тройное соударение крайне маловероятно (рис 9.4 б).

Поэтому большинство реакций, выражающихся иногда очень сложными уравнениями, протекает в несколько стадий, для осуществления каждой из которых необходимы только двойные соударения. Если экспериментально удается выяснить, из каких стадий складывается та или иная реакция, то говорят, что для этой реакции известен ее механизм.

Например, механизм реакции 4HBr + O₂ = 2H₂O + 2Br₂, протекающей в газовой фазе при температуре около 500 ° С, включает три стадии:
HBr + O₂ = HOOBr;
HOOBr + HBr = 2HOBr;
HOBr + HBr = H₂O + Br₂.
Скорость этих реакций различна, а общая скорость суммарной реакции определяется скоростью самой медленной из этих стадий (в данном случае первой).
Практически важно то, что по суммарному уравнению реакции невозможно определить механизм этой реакции. Например, реакция H_2(г) + I_2(г) = 2HI_(г) простая, то есть проходит в одну стадию, а, казалось бы, совершенно аналогичная реакция

Скорости реакций, протекающих в жидких растворах, от давления практически не зависят.
Если реагирующие вещества не образуют между собой раствора (жидкого или газового), то реакция протекает только на поверхности соприкосновения этих веществ. Скорость такой реакции зависит от площади этой поверхности. Действительно, щепки горят быстрее полена, а древесная пыль в смеси с воздухом иногда даже взрывается. Таким образом, скорость этих реакций зависит
1) от температуры;
2) от концентрации реагентов в том, или ином растворе;
3) от давления (если в реакции участвуют газы) и
4) от площади поверхности соприкосновения реагентов.

Многие, даже очень быстрые реакции, при простом соприкосновении реагентов не идут. Например, смесь водорода с кислородом может очень долго находиться при комнатной температуре, не изменяясь. Но стоит только поднести к ней горящую спичку, как реакция начинает протекать очень быстро, часто со взрывом (поэтому смесь водорода с кислородом в объемном отношении 2:1 даже называют » гремучим газом» ). В чем же причина?
Мы уже говорили, что не любые соударения молекул или других химических частиц приводят к их взаимодействию, а только эффективные, то есть те соударения частиц, суммарная энергия которых больше какого-то определенного значения. Эта » пороговая» энергия называется энергией активации данной реакции.

Физический смысл энергии активации становится понятным, если рассмотреть графики изменения энергии частиц в ходе реакции, показанные на рис. 9.5.

Пусть нам необходимо получить вещество АБ по обратимой реакции

А +Б АБ + Q,

Катализаторы используются не только для ускорения химических процессов. Если между реагентами возможно несколько реакций, то, используя катализатор, можно провести практически только ту, которая требуется.

Снижая энергию активации, катализатор ускоряет как прямую, так и обратную реакцию, и поэтому он не может быть использован для смещения равновесия.

ЭНЕРГИЯ АКТИВАЦИИ,КАТАЛИТИЧЕСКАЯ РЕАКЦИЯ, КАТАЛИЗАТОР.
1.Почему скорость большинства химических реакций в обычных условиях с течением времени уменьшается? Можно ли провести реакцию так, чтобы скорость ее оставалась постоянной? Что для этого нужно сделать?
2.Изменится ль скорость реакции йода с водородом, если в реакционную смесь ввести аргон? Ответ поясните.
3.Как изменится скорость реакции А + В = С, протекающей в газовой фазе в одну стадию, если а) концентрацию вещества А увеличить в 2 раза; б) концентрацию вещества В уменьшить в 2 раза; в) концентрации каждого из этих веществ увеличить в 2 раза; г) концентрацию вещества А уменьшить в 2 раза, а концентрацию вещества В увеличить в 2 раза; д) увеличить в 2 раза давление в реакторе?
4.В смеси водорода с кислородом при комнатной температуре объемные доли газов не меняются неопределенно долго. Можно ли считать, что в этой смеси установилось химическое равновесие?
5.В интервале температур от 30 до 80 °С скорость некоторой реакции увеличивалась в 2 раза при нагревании на каждые 10 °С. Определите, во сколько раз увеличится скорость этой реакции при увеличении температуры от 35 до 55 °С.
6.Как вы думаете, почему скоропортящиеся продукты хранят в холодильнике?

Притянувшиеся к аноду ионы Cl, отдают свои » избыточные» электроны аноду (тоже » разряжаются» ), а образующиеся атомы хлора соединяются в молекулы:

В результате на катоде образуется натрий, а на аноде выделяется газообразный хлор.

Несмотря на то, что процессы образования продуктов реакции разделены в пространстве, можно записать уравнение этой реакции (так, как мы это делали для обычных ОВР):

.

Буква » Э» над знаком равенства означает, что реакция протекает при электролизе.

ЭЛЕКТРОЛИЗ, КАТОД, АНОД.
Какие из следующих веществ могут быть подвергнуты электролизу: BaCl₂, SiO₂, Na₂S, Al₂O₃, NaOH, H₂SO₄, Cu(OH)₂, CaCO₃?
Укажите причины, по которым остальные вещества ему не подвергаются.
2.Составьте электронные уравнения полуреакций и химические уравнения электролиза выбранных вами веществ.
1. Примеры реакций соединения, разложения, замещения и обмена.
2. Окислительно-восстановительные реакции.

Сервер создается при поддержке Российского фонда фундаментальных исследований
Не разрешается копирование материалов и размещение на других Web-сайтах
Вебдизайн: Copyright (C) И. Миняйлова и В. Миняйлов
Copyright (C) Химический факультет МГУ
Написать письмо редактору

Источник