- •Введение: основные понятия и определения
- •Основы номенклатуры неорганических соединений можно изложить следующим образом:
- •1 Классы неорганических соединений
- •Растворимость солей, кислот и оснований в воде
- •2 Химическая термодинамика
- •3 Скорость химических реакций
- •3.1 Количественное определение скорости химической реакции
- •3.2 Влияние катализатора
- •4 Химическое равновесие
- •4.1 Понятие о химическом равновесии
- •4.2 Динамический характер и устойчивость химического равновесия
- •4.3 Константа химического равновесия
- •4.4 Положение равновесия и его зависимость от внешних факторов
- •4.4.1 Зависимость равновесия от концентрации
- •4.4.2 Зависимость равновесия от температуры
- •4.4.3 Влияние давления на равновесие
- •4.4.4 Влияние катализатора на равновесие
- •В выражение константы равновесия входят равновесные концентрации веществ:
- •5 Строение электронных оболочек атомов. Периодический закон д.И. Менделеева
- •6 Химическая связь и строение молекул
- •7 Растворы
- •7.1 Способы выражения концентрации растворов
- •7.2 Физико-химические свойства разбавленных растворов неэлектролитов. Давление пара растворов. Закон Рауля
- •7.2.1 Понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения растворов (следствия из закона Рауля)
- •7.3 Растворы электролитов
- •7.4 Ионное произведение воды. Водородный показатель рН
- •8 Окислительно-восстановительные реакции
- •9 Гальванические элементы
- •9.1 Понятие об электродном потенциале
- •9.2 Гальванический элемент
- •10 Коррозия металлов
- •10.1 Защита от коррозии
- •11 Электролиз
- •11.1 Катодные процессы
- •11.2 Анодные процессы
- •12 Полимеры
- •12.1 Реакция полимеризации
- •12.2 Реакция поликонденсации
- •12.3 Полимерные материалы
- •13 Дисперсные системы
- •14 Химический анализ
- •Библиографический список
- •Содержание
- •Ризография ргупс.
4.4.2 Зависимость равновесия от температуры
Рассмотрим зависимость химического равновесия от температуры с помощью принципа Ле-Шателье. Пусть наша реакция экзотермична, то есть идет слева направо с выделением тепла ( ). Кстати, отметим, когда равновесие установится, теплота не выделяется и не поглощается системой, иначе бы нарушился закон сохранения энергии (первое начало термодинамики). При нагревании системы в состоянии равновесия её температура начнёт повышаться. Чтобы скомпенсировать внешнее воздействие – рост температуры (сдержать её повышение), равновесие сдвинется влево – в сторону противоположной реакции, которая эндотермична (идет с поглощением тепла ). Поглощение тепла позволит системе по возможности сохранить своё состояние – неизменность температуры в равновесии. Если же эту систему охлаждать и её температура станет уменьшаться, равновесие, чтобы скомпенсировать внешнее воздействие, стремится в сторону экзотермической реакции, то есть вправо. Последняя реакция, выделяя тепло, приостановит понижение температуры.
Из изложенного видно, что влияние температуры на положение химического равновесия подчиняется следующему правилу: при повышении температуры химическое равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, а при понижении температуры – в сторону экзотермической реакции. Примером может служить реакция синтеза аммиака, которая экзотермична ( = –92 кДж).
N2 + 3H2 Á 2 NH3; = –92 кДж.
Нагревание системы приведет к смещению положения равновесия влево, в сторону исходных веществ – водорода и азота, а охлаждение – вправо, в сторону образования аммиака.
4.4.3 Влияние давления на равновесие
Во всех реакциях с участием газообразных веществ (реагентов и продуктов), сопровождающихся изменением общего числа частиц (числа молей) при переходе от реагентов к продуктам, на положение равновесия оказывает влияние давление. Продолжим рассмотрение реакции синтеза аммиака, приведённой выше. При протекании реакции слева направо из четырех частиц (четырёх молей) – одной азота (одного моля) и трех водорода (трёх молей), образуются две частицы аммиака (два моля). Таким образом, число частиц уменьшается. Если увеличить давление в системе, где имеется равновесие реакции образования аммиака, число частиц в единице объёма системы начнёт возрастать. В соответствии с принципом Ле-Шателье, равновесие сместится в сторону той реакции, которая будет препятствовать увеличению числа частиц в единице объёма системы, то есть вправо, в сторону образования аммиака, так как эта реакция снижает число частиц в системе. Напротив, при уменьшении давления в системе, равновесие сместится влево, в сторону образования исходных веществ. Эта реакция увеличивает число частиц в системе и компенсирует за счёт этого уменьшение давления. Обобщая этот результат, приходим к выводу: увеличение давления смещает равновесие химической реакции в сторону образования меньшего числа частиц в газовой системе, а уменьшение давления – в сторону образования большего числа частиц. Если же в результате гомогенной реакции в газовой фазе общее число частиц не изменяется, изменение давления в системе не оказывает влияния на положение равновесия. Этот же вывод легко получить, рассматривая выражение для константы химического равновесия (4.5).