10) Понятие химического равновесия

Равновесным считается состояние системы, которое остается неизменным, причем это состояние не обусловлено действием каких-либо внешних сил. Состояние системы реагирующих веществ, при котором скорость прямой реакции становится равной скорости обратной реакции, называется химическим равновесием. Такое равновесие называется еще подвижным или динамическим равновесием.

Принцип Ле Шателье

Влияние изменения внешних условий на положение равновесия определяется принципом Ле Шателье (принципом подвижного равновесия): если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, производить какое–либо внешнее воздействие, то в системе усилится то из направлений процесса, которое ослабляет эффект этого воздействия, и положение равновесия сместится в том же направлении.

Принцип Ле Шателье применим не только к химическим процессам, но и к физическим, таким как кипение, кристаллизация, растворение и т. д.

Рассмотрим влияние различных факторов на химическое равновесие на примере реакции окисления NO:

2 NO(г) + O2(г) 2 NO2(г);Hо298 = - 113,4 кДж/моль.

Влияние температуры на химическое равновесие

При повышении температуры равновесие сдвигается в сторону эндотермической реакции, при понижении температуры – в сторону экзотермической реакции.

Степень смещения равновесия определяется абсолютной величиной теплового эффекта: чем больше по абсолютной величине энтальпия реакции H, тем значительнее влияние температуры на состояние равновесия.

В рассматриваемой реакции синтеза оксида азота (IV) повышение температуры сместит равновесие в сторону исходных веществ.

Влияние давления на химическое равновесие

Сжатие смещает равновесие в направлении процесса, который сопровождается уменьшением объема газообразных веществ, а понижение давления сдвигает равновесие в противоположную сторону. В рассматриваемом примере в левой части уравнения находится три объема, а в правой – два. Так как увеличение давления благоприятствует процессу, протекающему с уменьшением объема, то при повышении давления равновесие сместится вправо, т.е. в сторону продукта реакции – NO2. Уменьшение давления сместит равновесие в обратную сторону. Следует обратить внимание на то, что, если в уравнении обратимой реакции число молекул газообразных веществ в правой и левой частях равны, то изменение давления не оказывает влияния на положение равновесия.

Влияние концентрации на химическое равновесие

Для рассматриваемой реакции введение в равновесную систему дополнительных количеств NO или O2 вызывает смещение равновесия в том направлении, при котором концентрация этих веществ уменьшается, следовательно, происходит сдвиг равновесия в сторону образования NO2. Увеличение концентрации NO2 смещает равновесие в сторону исходных веществ.

Катализатор одинаково ускоряет как прямую, так и обратную реакции и поэтому не влияет на смещение химического равновесия.

При введении в равновесную систему (при Р = const) инертного газа концентрации реагентов (парциальные давления) уменьшаются. Поскольку рассматриваемый процесс окисления NO идет с уменьшением объема, то при добавлении ин

Константа химического равновесия

Для химической реакции:

2 NO(г) + O2(г) 2 NO2(г)

константа химической реакции Кс есть отношение:

В этом уравнении в квадратных скобках – концентрации реагирующих веществ, которые устанавливаются при химическом равновесии, т.е. равновесные концентрации веществ.

Константа химического равновесия связана с изменением энергии Гиббса уравнением:

GTо = – RTlnK .                    

11) Оксиды – соединения элемента с кислородом. Оксиды не образующие кислот, оснований и солей при обычных условиях, называются не солеобразующими. Солеобразующие оксиды подразделяются на кислотные, основные и амфотерные (обладающие двойственными свойствами) . Неметаллы образуют только кислотные оксиды, металлы – все остальные и некоторые кислотные.

Получение-горение(окисление)сложных и простых, разложение сложных кислородосожержащих, кислот и слабых кислот, средних солей, кислых солей, основных солей. Свойства-растворимые в воде взаимодействуют с ней, кислотные образуют кислоты, основные щелочи.2)основные взаим. с кислотами3)оксиды щелочных и зем.щел. металлов взаимод. с амфотерными4)основные взаим. с кислотами5)кислотные + щелочные. Основания – сложные вещества, молекулы которых состоят из атома металла и одной или нескольких гидроксогрупп, способных замещаться на кислотный остаток. Растворимые нерастворивые(амфотерные и типичные)Получение1)взаимодействием металла с водой2)оксиды + вода3)нерасворимые основания=щелочи+соотв соли.Свойства-1)щелочи и осн взаим с кислотами2)щелочи реагируют с нераств солями3)реагируют с амфотерными основаниями4)неметаллы взаим с щелочами Кислоты – сложные вещества, содержащие атомы водорода, которые могут замещаться катионами металла (или ионами аммония) . Основность- способность диссоциировать.Получение.1)безкислородн. Получают взаимод элементов(прямой синтез)2)действую на их соли более сильных и менее летучих кислот3)растворение в воде оксида Свойства кислот.1)кислоты разбавленные и неокислители взаим с металлами стоящими в ряду активности до Н.2)кислоты взаимод с основными оксидами3)кислоты+амфотерные оксиды. Соли – продукты замещения (полного или частичного) атомов водорода в молекулах кислот катионами металла (а также ионами аммония) , либо гидроксогрупп в молекулах оснований кислотными остатками. Соли делятся на средние, кислые, основные, двойные, смешанные и комплексные.Получение1)металл+сера2)металл+ кислота3)амфот металл+щелочь4)основания+кислоты5)основание+кислотн оксид6)основание+кислота7)соль+щелочь8)соль + кислота9)соль+соль Свойства.1)диссоциация2)взаимодействие и индикаторами3)разложение при нагревании4)взаимодействие с кислотами5)взаим с щелочами6)взаим. Друг с другом8)электролиз9)взаим с кислотн оксидами.

12) Степенью окисления атома называется фактическая либо кажущаяся величина электростатического заряда атома в простом веществе, в молекуле химического соединения, в ионе.

Окислительно-восстановительные  реакции – это реакции, в ходе которых происходит изменение степени окисления элементов.

Правила расстановки степеней окисления

1. у простых веществ степень окисления всегда равна нулю;

2. в сложных веществах у фтора степень окисления всегда –1;

3. в сложных веществах у металлов всегда положительные степени окисления, обычно совпадающие с валентностью;

4. степень окисления кислорода в большинстве соединений –2;

Исключения

5. степень окисления водорода в большинстве соединений +1;

Исключения

6. суммарная степень окисления молекулы (ФЕ) равна 0, аниона – заряду аниона (n –), катиона – заряду катиона (n +).

Учитывая вышеизложенное: ОВР протекает в прямом направлении, если ее ЭДС положительна, т.е. Е>О; в противном случае (Е<О) ОВР будет протекать в обратном направлении. ЭДС, вычисленная для стандартных условий, называется стандартной и обозначается Е

Уравнение Нернста — уравнение, связывающее окислительно-восстановительный потенциалсистемы сактивностямивеществ, входящих вэлектрохимическое уравнение, истандартными электродными потенциаламиокислительно-восстановительных пар.

Нернст изучал поведение электролитов при пропускании электрического тока и открыл закон. Закон устанавливает зависимость между электродвижущей силой ( разностью потенциалов ) и ионной концентрацией. Уравнение Нернста позволяет предсказать максимальный рабочий потенциал, который может быть получен в результате электрохимического взаимодействия, когда известны давление и температура. Таким образом, этот закон связывает термодинамику с электрохимической теорией в области решения проблем, касающихся сильно разбавленных растворов. ,

где

 — электродный потенциал, — стандартный электродный потенциал, измеряется в вольтах;

 — универсальная газовая постоянная, равная 8.31 Дж/(моль·K);

 — абсолютная температура;

 — постоянная Фарадея, равная 96485,35Кл·моль−1;

 — число электронов, участвующих в процессе;

 и —активностисоответственноокисленной и восстановленной форм вещества, участвующего в полуреакции.

Если в формулу Нернста подставить числовые значения констант ии перейти отнатуральных логарифмовкдесятичным, то приполучим