Химическое равновесие и закон действующих масс. Константа равновесия и ее физический смысл. Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье.
(1, 2) Химическое равновесие — это такое состояние системы реагирующих веществ, при котором скорости противоположных реакций равны. Связь между равновесными концентрациями всех реагентов и продуктов реакции выражает закон действующих масс: отношение произведений концентраций продуктов реакции, взятых в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам, к произведению концентраций реагентов, также взятых в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам, является постоянной величиной. Эта постоянная называется константой равновесия.
Для
системы N2
+ 3H2
↔ 2NH3
+ Q
закон имеет вид:
где
[NH3],
[N2]
и [H2]
−
равновесные концентрации аммиака, азота
и водорода соответственно; Кр
– константа равновесия. Если Кр
>1 в системе
протекает прямая реакция, если Кр
<1 протекает
обратная реакция и если Кр
=1 система
находится в равновесии.
Физический смысл константы равновесия: она показывает, во сколько раз скорость прямой реакции больше скорости обратной при данной температуре и концентрациях всех реагирующих веществ, равных 1 моль/л.
(3,4) Переход системы из одного равновесного состояния в другое называется с м е щ е н и е м или с д в и г о м равновесия. При смещении равновесия, вызванном изменением концентраций и давления, константа равновесия остается постоянной; при изменении температуры константа равновесия меняется. Направление смещения равновесия в результате изменения внешних условий описывает принцип Ле Ш а т е л ь е : если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, производится внешнее воздействие, то равновесие смещается в сторону той из двух противоположных реакций, которая ослабляет это воздействие.
при увеличении концентрации хотя бы одного из реагентов равновесие смещается в сторону образования продуктов реакции, а при добавлении продуктов — в сторону реагентов.
Изменение этого параметра вызывает смещение равновесия только в реакциях с участием газообразных веществ и притом лишь в таких, где суммы стехиометрических коэффициентов в левой и правой частях уравнения реакции не равны.
Константа равновесия с ростом температуры может и уменьшаться, и увеличиваться. Направление этого изменения определяется тепловым эффектом реакции. Принцип Ле Шателье так описывает влияние температуры на равновесие: повышение температуры смещает равновесие в сторону эндотермической реакции, понижение — экзотермической реакции.
Теория окислительно-восстановительных реакций. Степень окисления. Примеры составления уравнений окислительно-восстановительных реакций.
(1) Теория:
1. Окислением называют процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом. Степень окисления при этом повышается.Окислительно-восстановительные реакции называют также редокс-реакциями (от лат. reductio — восстановление и oxydatio — окисление).
2. Восстановлением называют процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом. Степень окисления при этом понижается.
3. Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны, называют восстановителями. Во время реакции они окисляются. Атомы, молекулы или ионы, присоединяющие электроны, называют окислителями. Во время реакции они восстанавливаются. Так как атомы, молекулы и ионы входят в состав определенных веществ, то и эти вещества соответственно называют окислителями или восстановителями.
4. Окисление всегда сопровождается восстановлением и, наоборот, восстановление всегда связано с окислением, что можно выразить уравнениями:
восстановитель —е~ окислитель
окислитель +е~ восстановитель
(2) Степень окисления - это условный заряд атома в соединении, вычисленный из предположения, что все связи и соединении являются чисто ионными, а само соединение состоит из ионов. Высшая степень окисления элемента, как правило, равна номеру группы, низшая определяется вычитанием из номера группы 8 (кроме металлов).
Для вычисления неизвестных степеней окисления используют следующие правила:
1) атомы в молекулах простых веществ имеют степень окисления, равную нулю;
2) степени окисления катионов металлов равны: для щелочных металлов + 1 , для щелочно-земельных металлов + 2 , для алюминия + 3 ;
3) водород во всех своих соединениях, кроме гидридов щелочных и щелочно-земельных металлов, имеет степень окисления + 1. В гидридах щелочных и щелочно-земельных металлов степень окисления водорода равна — 1;
4) кислород почти всегда имеет степень окисления — 2. Исключения составляю пероксиды, надпероксиды, озониды, фториды кислорода;
5) фтор во всех соединениях имеет степень окисления — 1;
6) сумма степеней окисления всех атомов, входящих в состав электронейтрального соединения или молекулы, равна нулю;
7) сумма степеней окисления всех атомов, входящих в состав многоатомного или комплексного иона, равна заряду этого иона.
(3)
Классификация окислительно-восстановительных реакций. Важнейшие окислители и восстановители.
Окислительно-восстановительные потенциалы. Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы. Электродные потенциалы. Уравнение Нернста.
(1,2)Потенциал окислительно-восстановительной системы, измеренный по отношению к стандартному водородному электроду, при условии, когда отношение активностей окисленной и восстановленной форм равно 1, называют стандартным электродным окислительно-восстановительным потенциалом. Стандартные электродные окислительно-восстановительные потенциалы для многих систем определены экспериментально.
(3) Располагая металлы в порядке возрастания алгебраической величины из стандартных электродных потенциалов Е°, получают электрохимический ряд напряжений металлов или, точнее, ряд стандартных электродных потенциалов металлов. Он определен экспериментально. Однако для щелочных и щелочно-земельных металлов значения Е° рассчитывают только теоретически, так как эти металлы взаимодействуют с водой. Ряд стандартных электродных потенциалов характеризует химические свойства металлов. Он используется для определения последовательности разряда ионов при электролизе, а также для описания общих свойств металлов. При этом величины стандартных электродных потенциалов количественно характеризуют восстановительную способность металлов и окислительную способность их ионов. Чем меньше алгебраическая величина потенциала, тем выше восстановительная способность этого металла и тем ниже окислительная способность его ионов. Как следует из ряда стандартных электродных потенциалов, металлический литий — самый сильный восстановитель, а золото — самый слабый.
(4)Потенциал каждого электрода зависит от природы металла, концентрации или, точнее, от активности его ионов в растворе и температуры. Эта зависимость выражается уравнением Нернста:
Е-электродный потенциал металла
Е0-электродный потенциал при концентрации (или активности) иона, равной единице
а-активность ионов металла