Для образования активного комплекса нужно преодолеть некоторый энергетический барьер, затратив энергию Е А. Эта энергия и есть энергия активации – некоторая избыточная энергия, по сравнению со средней при данной температуре энергией, которой должны обладать молекулы для того, чтобы их столкновения были эффективными.

В общем случае для химической реакции А + В = С +Д переход от исходных веществ А и В к продуктам реакции С и Д через состояние активного комплекса А + В = А¼В = С + D схематически можно представить в виде энергетических диаграмм (рис. 6.2).

Энергия активации Е А – один из основных параметров, который характеризует скорость химического взаимодействия. Она зависит от природы реагирующих веществ. Чем больше Е А, тем меньше (при прочих равных условиях) скорость реакции. При повышении температуры число активных частиц сильно возрастает, благодаря чему резко увеличивается скорость реакции.

Обычно реакции между веществами с прочными ковалентными связями характеризуются большими значениями Е А и идут медленно, например:

Низкими значениями Е А и очень большими скоростями характеризуются ионные взаимодействия в растворах электролитов. Например:

Ca +2 + SO = CaSO 4 .

Объясняется это тем, что разноименно заряженные ионы притягиваются друг к другу и не требуется затрат энергии на преодоление сил отталкивания взаимодействующих частиц.

Влияние катализатора

Изменение скорости реакции под воздействием малых добавок особых веществ, количество которых в ходе процесса не меняется, называется катализом.

Вещества, изменяющие скорость химической реакции, называются катализаторами (вещества, изменяющие скорость химических процессов в живых организмах – ферменты). Катализатор в реакциях не расходуется и в состав конечных продуктов не входит.

Химические реакции, протекающие в присутствии катализатора, называются каталитическими. Различают положительный катализ – в присутствии катализатора скорость химической реакции возрастает - и отрицательный катализ (ингибирование) – в присутствии катализатора (ингибитора) скорость химической реакции замедляется.

1. Окисление сернистого ангидрида в присутствии платинового катализатора:

2SO 2 + O 2 = 2SO 3 – положительный катализ.

2. Замедление процесса образования хлороводорода в присутствии кислорода:

H 2 + Cl 2 = 2HCl – отрицательный катализ.

Различают: а) гомогенный катализ – реагирующие вещества и катализатор образуют однофазную систему; б) гетерогенный катализ – реагирующие вещества и катализатор образуют систему из разных фаз.

Механизм действия катализатора. Механизм действия положительных катализаторов сводится к уменьшению энергии активации реакции. При этом образуется активный комплекс с более низким уровнем энергии и скорость химической реакции сильно возрастает. На рис. 6.3 представлена энергетическая диаграмма химической реакции, протекающей в отсутствие (1) и в присутствии (2) катализатора.

Если медленно протекающую реакцию А + В = АВ вести в присутствии катализатора К, то катализатор вступает в химическое взаимодействие с одним из исходных веществ, образуя непрочное промежуточное соединение: А + К = АК.

Энергия активации этого процесса мала. Промежуточное соединение АК – реакционноспособно, оно реагирует с другим исходным веществом, при этом катализатор высвобождается и выходит из зоны реакции:

АК +В = АВ + К.

Суммируя оба процесса, получаем уравнение быстро протекающей реакции: А + В + (К) = АВ + (К).

Пример. Окисление сернистого ангидрида с участием катализатора NO: 2SO 2 + O 2 = 2SO 3 – медленная реакция;

При введении катализатора – NO – образуется промежуточное соединение: 2NO + O 2 = 2NO 2 .

В гетерогенном катализе ускоряющее действие связано с адсорбцией. Адсорбция – явление поглощения газов, паров, растворенных веществ поверхностью твердого тела. Поверхность катализатора неоднородна. На ней имеются так называемые активные центры, на которых происходит адсорбция реагирующих веществ, что увеличивает их концентрацию.

Есть и такие вещества, которые усиливают действие катализатора, хотя сами катализаторами не являются. Эти вещества называются промоторами.

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Химическими реакция называют превращения веществ, в которых происходит изменение их состава и (или) строения.

Наиболее часто под химическими реакциями понимают процесс превращения исходных веществ (реагентов) в конечные вещества (продукты).

Химические реакции записываются с помощью химических уравнений, содержащих формулы исходных веществ и продуктов реакции. Согласно закону сохранения массы, число атомов каждого элемента в левой и правой частях химического уравнения одинаково. Обычно формулы исходных веществ записывают в левой части уравнения, а формулы продуктов – в правой. Равенство числа атомов каждого элемента в левой и правой частях уравнения достигается расстановкой перед формулами веществ целочисленных стехиометрических коэффициентов.

Химические уравнения могут содержать дополнительные сведения об особенностях протекания реакции: температура, давление, излучение и т.д., что указывается соответствующим символом над (или «под») знаком равенства.

Все химические реакции могут быть сгруппированы в несколько классов, которым присущи определенные признаки.

Классификация химических реакций по числу и составу исходных и образующихся веществ

Согласно этой классификации, химические реакции подразделяются на реакции соединения, разложения, замещения, обмена.

В результате реакций соединения из двух или более (сложных или простых) веществ образуется одно новое вещество. В общем виде уравнение такой химической реакции будет выглядеть следующим образом:

Например:

СаСО 3 + СО 2 + Н 2 О = Са(НСО 3) 2

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

2Mg + O 2 = 2MgO.

2FеСl 2 + Сl 2 = 2FеСl 3

Реакции соединения в большинстве случаев экзотермические, т.е. протекают с выделением тепла. Если в реакции участвуют простые вещества, то такие реакции чаще всего являются окислительно-восстановительными (ОВР), т.е. протекают с изменением степеней окисления элементов. Однозначно сказать будет ли реакция соединения между сложными веществами относиться к ОВР нельзя.

Реакции, в результате которых из одного сложного вещества образуется несколько других новых веществ (сложных или простых) относят к реакциям разложения . В общем виде уравнение химической реакции разложения будет выглядеть следующим образом:

Например:

CaCO 3 CaO + CO 2 (1)

2H 2 O =2H 2 + O 2 (2)

CuSO 4 × 5H 2 O = CuSO 4 + 5H 2 O (3)

Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O (4)

H 2 SiO 3 = SiO 2 + H 2 O (5)

2SO 3 =2SO 2 + O 2 (6)

(NH 4) 2 Cr 2 O 7 = Cr 2 O 3 + N 2 +4H 2 O (7)

Большинство реакций разложения протекает при нагревании (1,4,5). Возможно разложение под действием электрического тока (2). Разложение кристаллогидратов, кислот, оснований и солей кислородсодержащих кислот (1, 3, 4, 5, 7) протекает без изменения степеней окисления элементов, т.е. эти реакции не относятся к ОВР. К ОВР реакциям разложения относится разложение оксидов, кислот и солей, образованных элементами в высших степенях окисления (6).

Реакции разложения встречаются и в органической химии, но под другими названиями — крекинг (8), дегидрирование (9):

С 18 H 38 = С 9 H 18 + С 9 H 20 (8)

C 4 H 10 = C 4 H 6 + 2H 2 (9)

При реакциях замещения простое вещество взаимодействует со сложным, образуя новое простое и новое сложное вещество. В общем виде уравнение химической реакции замещения будет выглядеть следующим образом:

Например:

2Аl + Fe 2 O 3 = 2Fе + Аl 2 О 3 (1)

Zn + 2НСl = ZnСl 2 + Н 2 (2)

2КВr + Сl 2 = 2КСl + Вr 2 (3)

2КСlO 3 + l 2 = 2KlO 3 + Сl 2 (4)

СаСО 3 + SiO 2 = СаSiO 3 + СО 2 (5)

Са 3 (РО 4) 2 + ЗSiO 2 = ЗСаSiO 3 + Р 2 О 5 (6)

СН 4 + Сl 2 = СН 3 Сl + НСl (7)

Реакции замещения в своем большинстве являются окислительно-восстановительными (1 – 4, 7). Примеры реакций разложения, в которых не происходит изменения степеней окисления немногочисленны (5, 6).

Реакциями обмена называют реакции, протекающие между сложными веществами, при которых они обмениваются своими составными частями. Обычно этот термин применяют для реакций с участием ионов, находящихся в водном растворе. В общем виде уравнение химической реакции обмена будет выглядеть следующим образом:

АВ + СD = АD + СВ

Например:

CuO + 2HCl = CuCl 2 + H 2 O (1)

NaOH + HCl = NaCl + H 2 O (2)

NаНСО 3 + НСl = NаСl + Н 2 О + СО 2 (3)

AgNО 3 + КВr = АgВr ↓ + КNО 3 (4)

СrСl 3 + ЗNаОН = Сr(ОН) 3 ↓+ ЗNаСl (5)

Реакции обмена не являются окислительно-восстановительными. Частный случай этих реакций обмена -реакции нейтрализации (реакции взаимодействия кислот со щелочами) (2). Реакции обмена протекают в том направлении, где хотя бы одно из веществ удаляется из сферы реакции в виде газообразного вещества (3), осадка (4, 5) или малодиссоциирующего соединения, чаще всего воды (1, 2).

Классификация химических реакций по изменениям степеней окисления

В зависимости от изменения степеней окисления элементов, входящих в состав реагентов и продуктов реакции все химические реакции подразделяются на окислительно-восстановительные (1, 2) и, протекающие без изменения степени окисления (3, 4).

2Mg + CO 2 = 2MgO + C (1)

Mg 0 – 2e = Mg 2+ (восстановитель)

С 4+ + 4e = C 0 (окислитель)

FeS 2 + 8HNO 3 (конц) = Fe(NO 3) 3 + 5NO + 2H 2 SO 4 + 2H 2 O (2)

Fe 2+ -e = Fe 3+ (восстановитель)

N 5+ +3e = N 2+ (окислитель)

AgNO 3 +HCl = AgCl ↓ + HNO 3 (3)

Ca(OH) 2 + H 2 SO 4 = CaSO 4 ↓ + H 2 O (4)

Классификация химических реакций по тепловому эффекту

В зависимости от того, выделяется ли или поглощается тепло (энергия) в ходе реакции, все химические реакции условно разделяют на экзо – (1, 2) и эндотермические (3), соответственно. Количество тепла (энергии), выделившееся или поглотившееся в ходе реакции называют тепловым эффектом реакции. Если в уравнении указано количество выделившейся или поглощенной теплоты, то такие уравнения называются термохимическими.

N 2 + 3H 2 = 2NH 3 +46,2 кДж (1)

2Mg + O 2 = 2MgO + 602, 5 кДж (2)

N 2 + O 2 = 2NO – 90,4 кДж (3)

Классификация химических реакций по направлению протекания реакции

По направлению протекания реакции различают обратимые (химические процессы, продукты которых способны реагировать друг с другом в тех же условиях, в которых они получены, с образованием исходных веществ) и необратимые (химические процессы, продукты которых не способны реагировать друг с другом с образованием исходных веществ).

Для обратимых реакций уравнение в общем виде принято записывать следующим образом:

А + В ↔ АВ

Например:

СН 3 СООН + С 2 Н 5 ОН↔ Н 3 СООС 2 Н 5 + Н 2 О

Примерами необратимых реакций может служить следующие реакции:

2КСlО 3 → 2КСl + ЗО 2

С 6 Н 12 О 6 + 6О 2 → 6СО 2 + 6Н 2 О

Свидетельством необратимости реакции может служить выделение в качестве продуктов реакции газообразного вещества, осадка или малодиссоциирующего соединения, чаще всего воды.

Классификация химических реакций по наличию катализатора

С этой точи зрения выделяют каталитические и некаталитические реакции.

Катализатором называют вещество, ускоряющее ход химической реакции. Реакции, протекающие с участием катализаторов, называются каталитическими. Протекание некоторых реакций вообще невозможно без присутствия катализатора:

2H 2 O 2 = 2H 2 O + O 2 (катализатор MnO 2)

Нередко один из продуктов реакции служит катализатором, ускоряющим эту реакцию (автокаталитические реакции):

MeO+ 2HF = MeF 2 + H 2 O, где Ме – металл.

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1

Исходные вещества Активированный комплекс Продукты реакции - раздел Химия, Общая химия Для Образования Активного Комплекса Нужно Преодолеть Некоторый Энергетический...

Энергия активации Е А – один из основных параметров, который характеризует скорость химического взаимодействия. Она зависит от природы реагирующих веществ. Чем больше Е А, тем меньше (при прочих равных условиях) скорость реакции.

Обычно реакции между веществами с прочными ковалентными связями характеризуются большими значениями Е А и идут медленно, например:

Низкими значениями Е А и очень большими скоростями характеризуются ионные взаимодействия в растворах электролитов. Например:

Ca +2 + SO= CaSO 4 .

Объясняется это тем, что разноименно заряженные ионы притягиваются друг к другу и не требуется затрат энергии на преодоление сил отталкивания взаимодействующих частиц.

Конец работы -

Эта тема принадлежит разделу:

Общая химия

Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования.. тюменский государственный нефтегазовый университет..

Если Вам нужно дополнительный материал на эту тему, или Вы не нашли то, что искали, рекомендуем воспользоваться поиском по нашей базе работ:

Что будем делать с полученным материалом:

Если этот материал оказался полезным ля Вас, Вы можете сохранить его на свою страничку в социальных сетях:

Твитнуть

Все темы данного раздела:

Общая химия
Курс лекций Тюмень 2005 УДК 546(075) Севастьянова Г.К., Карнаухова Т. М.Общая химия: Курс лекций. – Тюмень: ТюмГНГУ, 2005. – 210 с.

Основные законы химии
1. Закон сохранения массы веществ (М.В. Ломоносов; 1756 г.): масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе веществ, образовавшихся в результате реакции. 2. За

Общие положения
Согласно современным представлениям, атом – это наименьшая частица химического элемента, являющаяся носителем его химических свойств. Атом электрически нейтрален и состоит из положительно заряженно

Развитие представлений о строении атома
До конца 19 столетия большинство учёных представляло атом как неразложимую и неделимую частицу элемента – "конечный узел" материи. Считалось также, что атомы неизменны: атом данного элеме

Модель состояния электрона в атоме
В соответствии с квантово – механическими представлениями, электрон – это такое образование, которое ведёт себя и как частица, и как волна, т.е. он обладает, как и другие микрочастицы, корпускул

Квантовые числа
Для характеристики поведения электрона в атоме введены квантовые числа: главное, орбитальное, магнитное и спиновое. Главное квантовое число n определяет энергию электрона на энергетичес

Электронные конфигурации (формулы) элементов
Запись распределения электронов в атоме по уровням, подуровням и орбиталям получила название электронной конфигурации (формулы) элемента. Обычно электронная формула приводится для основного

Порядок заполнения электронами уровней, подуровней, орбиталей в многоэлектронных атомах
Последовательность заполнения электронами уровней, подуровней, орбиталей в многоэлектронных атомах определяют: 1) принцип наименьшей энергии; 2) правило Клечковского; 3)

Электронные семейства элементов
В зависимости от того, какой подуровень последним заполняется электронами, все элементы делятся на четыре типа – электронные семейства: 1. s – элементы; заполняется электронами s –

Понятие об электронных аналогах
Атомы элементов с одинаковым заполнением внешнего энергетического уровня носят название электронных аналогов. Например:

Периодический закон и периодическая система элементов Д.И. Менделеева
Важнейшим событием химии в 19 веке было открытие периодического закона, сделанное в 1869 г. гениальным русским ученым Д. И. Менделеевым. Периодический закон в формулировке Д. И. Менделеева гласи

Структура периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева
Элементы в периодической системе располагаются в последовательности возрастания порядковых номеров Z от 1 до 110. Порядковый номер элемента Z соответствует заряду ядра его атома, а также числу д

Периодическая система Д.И. Менделеева и электронная структура атомов
Рассмотрим связь между положением элемента в периодической системе и электронным строением его атомов. У каждого последующего элемента периодической системы на один электрон больше, чем у предыдуще

Периодичность свойств элементов
Так как электронное строение элементов изменяется периодически, то соответственно периодически изменяются и свойства элементов, определяемые их электронным строением, такие, как атомный радиус, эне

Теория метода валентных связей
Метод разработан В. Гейтлером и Дж. Лондоном. Большой вклад в его развитие внесли также Дж. Слейтер и Л. Полинг. Основные положения метода валентных связей: 1. Химическая связь

Ковалентная связь
Химическая связь между атомами, осуществляемая обобществленными электронами, называется ковалентной. Ковалентная связь (означает – «совместно действующая») возникает за счет образования общи

Насыщаемость ковалентной связи
Насыщаемость ковалентной связи (валентные возможности атома, максимальная валентность) характеризует способность атомов участвовать в образовании определенного ограниченного числа ковалентных св

Направленность ковалентной связи
Согласно МВС наиболее прочные химические связи возникают в направлении максимального перекрывания атомных орбиталей. Поскольку атомные орбитали имеют определённую форму, их максимал

Полярность и поляризуемость химической связи
Ковалентная связь, в которой обобществленная электронная плотность (обобществленные электроны, связующее электронное облако) симметрична по отношению к ядрам взаимодействующих атомов, называется

Полярность молекул (типы ковалентных молекул)
Следует отличать полярность молекулы от полярности связи. Для двухатомных молекул типа АВ эти понятия совпадают, как это уже показано на примере молекулы HCl. В таких молекулах чем больше разнос

Ионная связь
При взаимодействии двух атомов, обладающих весьма различными электроотрицательностями, общая пара электронов может быть практически полностью смещена к атому с большей электроотрицательностью. В ре

Металлическая связь
Само название «металлическая связь» указывает, что речь пойдет о внутренней структуре металлов. Атомы большинства металлов на внешнем энергетическом уровне содержат небольшое число валентн

Гидроксиды
Среди многоэлементных соединений важную группу составляют гидроксиды – сложные вещества, содержащие гидроксогруппы OH. Некоторые из них (основные гидроксиды) проявляют свойства оснований - N

Кислоты
Кислоты – это вещества, диссоциирующие в растворах с образованием катионов водорода и анионов кислотного остатка (с позиций теории электролитической диссоциации). Кислоты классифици

Основания
Основаниями с позиций теории электролитической диссоциации являются вещества, диссоциирующие в растворах с образованием гидроксид - ионов OH ‾ и ионов металлов (исключение NH4OH

Первый закон термодинамики
Взаимосвязь между внутренней энергией, теплотой и работой устанавливает первый закон (начало) термодинамики. Его математическое выражение: Q = DU + A, или для беско

Тепловой эффект химической реакции. Термохимия. Закон Гесса
Все химические процессы сопровождаются тепловыми эффектами. Тепловым эффектом химической реакции называется теплота, выделяемая или поглощаемая в результате превращения исходных веществ

Энтропия
Если на систему оказать внешнее воздействие, в системе происходят определенные изменения. Если после снятия этого воздействия система может вернуться в первоначальное состояние, то процесс является

Свободная энергия Гиббса
Все химические реакции обычно сопровождаются изменением как энтропии, так и энтальпии. Связь между энтальпией и энтропией системы устанавливает термодинамическая функция состояния, которая называет

Свободная энергия Гельмгольца
Направление протекания изохорных процессов (V = const и Т = const) определяется изменением свободной энергии Гельмгольца, которую называют также изохорно-изотермический потенциал (F): DF =

Закон действующих масс
Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ определяется законом действующих масс. Этот закон установлен норвежскими учеными Гульдбергом и Вааге в 1867 г. Он формули

Зависимость скорости химической реакции от температуры
Зависимость скорости химической реакции от температурыопределяется правилом Вант-Гоффа и уравнением Аррениуса. Правило Вант-Гоффа:при увеличении температуры на каждые 1

Влияние катализатора
Изменение скорости реакции под воздействием малых добавок особых веществ, количество которых в ходе процесса не меняется, называется катализом. Вещества, изменяющие скорость хими

Общие представления о химическом равновесии. Константа химического равновесия
Химические реакции, в результате которых хотя бы одно из исходных веществ расходуется полностью, называются необратимыми, протекающими до конца. Однако большинство реакций являют

Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье
Химическое равновесие остается неизменным до тех пор, пока постоянны параметры, при которыхоно устано

Фазовые равновесия. Правило фаз Гиббса
Гетерогенные равновесия, связанные с переходом вещества из одной фазы в другую без изменения химического состава, называются фазовыми. К ним относятся равновесия в процессах испарен

То момент установилось равновесие, то есть, скорость прямой реакции (А + 2Б = В) сравнялась со скоростью обратной (В = А + 2Б). Известно, что равновесная концентрация вещества А равна 0,12 моль/литр, элемента Б – 0,24 моль/литр, а вещества В – 0,432 моль/литр. Требуется определить исходные концентрации А и Б.

Изучите схему химического взаимодействия. Из нее следует, что один моль (элемента В) образовывался из одного моля вещества А и двух молей вещества Б. Если в одном реакционного образовывалось 0,432 моля элемента В (по условиям задачи), то, соответственно, одновременно расходовалось 0,432 моля вещества А и 0,864 моля элемента Б.

Вам известны равновесные концентрации исходных веществ: [A] = 0,12 моль/литр, [Б] = 0,24 моль/литр. Прибавив к этим величинам те, которые были израсходованы в ходе реакции, вы получите величины исходных концентраций: [A]0 = 0,12 + 0,432 = 0,552 моль/литр; [Б]0 = 0,24 + 0,864 = 1,104 моль/литр.

Также вы можете определить исходные концентрации веществ с помощью константы равновесия (Кр) - отношения равновесных концентраций реакции к произведению равновесных концентраций исходных веществ. Константа равновесия рассчитывается по формуле: Кр = [C]n [D]m /([A]0x[B]0y), где [C] и [D] – равновесные концентрации продуктов реакции С и D; n, m – их коэффициенты. Соответственно, [A]0, [В]0 – равновесные концентрации элементов, вступающих в ; x,y – их коэффициенты.

Зная точную схему протекающей реакции, равновесную концентрацию хотя бы одного продукта и исходного вещества, а также величину константы равновесия, можно записать условия этой задачи в виде системы двух уравнений с двумя неизвестными.

Совет 2: Как определить равновесную цену и равновесный объем

Все мы знаем что такое рынок. Каждый из нас ежедневно делает покупки. От незначительных - покупка билета в автобусе, до масштабных - покупка домов, квартир, аренда земли. Каким бы ни был рынок по своей структуре: товарный, фондовый - все его внутренние механизмы по своей сути одинаковы, но тем не менее требуют особого внимания, так как человеку не обойтись без рыночных отношений.

Инструкция

Чтобы найти равновесную цену и равновесный объем, следует определить ряд факторов. Такие как величина спроса и величина предложения. Эти рыночные механизмы как раз и воздействуют на равновесие. Существуют также различные рыночные структуры: монополия, олигополия и конкуренция. На монопольном и олигопольном рынках высчитывать равновесную цену и объем не следует. По сути там равновесия никакого и нет. Фирма-монополист сама устанавливает цену и объем продукции. В олигополии несколько фирм, объединяясь в картель так же, как и монополисты управляют этими факторами. А вот в конкуренции все происходит по правилу «Невидимой руки» (посредством спроса и предложения).

Спрос – это потребность покупателя в каком-либо товаре или услуге. Он обратно пропорционален цене и поэтому на графике кривая спроса имеет отрицательный наклон. Другими словами, покупатель всегда стремится купить больший объем продукции по меньшей цене.

Количество товаров и услуг готовых поставить на рынок продавцы – это предложение. В отличие от спроса, оно прямо пропорционально цене и имеет на графике положительный наклон. Иначе говоря, продавцы стремятся продать большее число товаров по большей цене.

Именно точка пересечения спроса и предложения на графике трактуется как равновесие. Что спрос, что предложение в задачах описываются функциями, в которых присутствуют две переменных. Одна из них цена, другая - объем продукции. Например: P=16+9Q (P – цена, Q – объем). Чтобы найти равновесную цену следует приравнять две функции – спроса и предложения. Найдя равновесную цену , нужно подставить ее в любую из формул и вычислить Q, то есть равновесный объем. Этот принцип действует и в обратном направлении: сначала вычисляется объем, потом цена.

Пример:Следует определить равновесную цену и равновесный объем, если известно, что величина спроса и предложения описываются функциями: 3P=10+2Q и P=8Q-1 соответственно.
Решение:
1) 10+2Q=8Q-1
2) 2Q-8Q=-1-10
3) -6Q=-9
4) Q=1.5 (это равновесный объем)
5) 3P=10+2*1.5
6) 3P=13
7) P=4.333
Готово.

В ходе протекания реакций одни вещества превращаются в другие, меняя при этом свой состав. Таким образом, «исходные концентрации » - это концентрации веществ до начала протекания химической реакции, то есть превращения их в другие вещества. Разумеется, такое преобразование сопровождается уменьшением их количества. Соответственно, снижаются и концентрации исходных веществ, вплоть до нулевых значений – если реакция протекла до конца, необратимо, а компоненты были взяты в эквивалентных количествах.

Инструкция

Предположим, перед вами поставлена следующая задача. Протекала некая , в ходе которой исходные , принятые как А и Б, превращались в продукты, например, условно В и Г. То есть реакция проходила по следующей схеме: А + Б = В + Г. При концентрациях вещества Б равным 0,05 моль/л, а вещества Г - 0,02 моль/л, установилось некое химическое равновесие. Необходимо

Работа добавлена на сайт сайт: 2015-07-05

">24. "> ">Признаки обратимых и необратимых реакций. Критерии равновесия. Константа равновесия. Принцип Ле-Шателье.

;color:#000000;background:#ffffff">1. Реакцию называют ;color:#000000;background:#ffffff">обратимой ;color:#000000;background:#ffffff">, если её направление зависит от концентраций веществ — участников реакции. Например N ;vertical-align:sub;color:#000000;background:#ffffff">2 ;color:#000000;background:#ffffff"> + 3H ;vertical-align:sub;color:#000000;background:#ffffff">2 ;color:#000000;background:#ffffff"> = 2NH ;vertical-align:sub;color:#000000;background:#ffffff">3 ;color:#000000;background:#ffffff"> при малой концентрации аммиака в газовой смеси и больших концентрациях азота и водорода происходит образование аммиака; напротив, при большой концентрации аммиака он разлагается, реакция идёт в обратном направлении. По завершении обратимой реакции, т. е. при достижении равновесия химического, система содержит как исходные вещества, так и продукты реакции.

;color:#000000;background:#ffffff">Необратимые реакции ;color:#000000;background:#ffffff"> — реакции, при которых взятые вещества нацело превращаются в продукты реакции, не реагирующие между собой при данных условиях, например ;background:#ffffff">, ;color:#000000;background:#ffffff">горение ;background:#ffffff"> ;color:#000000;background:#ffffff">углеводородов ;background:#ffffff">, ;color:#000000;background:#ffffff">образование ;color:#000000;background:#ffffff">малодиссоциирующих ;background:#ffffff"> ;color:#000000;background:#ffffff">соединений, выпадение осадка, образование газообразных веществ.

">Химическое равновесие "> - состояние системы, в котором скорость прямой реакции (" xml:lang="en-US" lang="en-US">V ;vertical-align:sub">1 ">) равна скорости обратной реакции (" xml:lang="en-US" lang="en-US">V ;vertical-align:sub">2 ">). При химическом равновесии концентрации веществ остаются неизменными. Химическое равновесие имеет динамический характер: прямая и обратная реакции при равновесии не прекращаются.

">Состояние химического равновесия количественно характеризуется константой равновесия, представляющей собой отношение констант прямой (" xml:lang="en-US" lang="en-US">K ;vertical-align:sub">1 ">) и обратной (" xml:lang="en-US" lang="en-US">K ;vertical-align:sub">2 ">) реакций.

" xml:lang="en-US" lang="en-US">K = K ;vertical-align:sub" xml:lang="en-US" lang="en-US">1/ " xml:lang="en-US" lang="en-US">K ;vertical-align:sub" xml:lang="en-US" lang="en-US">2 " xml:lang="en-US" lang="en-US">= ([C] ;vertical-align:super" xml:lang="en-US" lang="en-US">c " xml:lang="en-US" lang="en-US"> [D] ;vertical-align:super" xml:lang="en-US" lang="en-US">d " xml:lang="en-US" lang="en-US">) / ([A] ;vertical-align:super" xml:lang="en-US" lang="en-US">a " xml:lang="en-US" lang="en-US"> [B] ;vertical-align:super" xml:lang="en-US" lang="en-US">b " xml:lang="en-US" lang="en-US">)

"> Константа равновесия зависит от температуры и природы реагирующих веществ. Чем больше константа равновесия, тем больше равновесие сдвинуто в сторону образования продуктов прямой реакции.

">Смещение химического равновесия.

">1. Иземенение концентрации реаг. В-в

1. ">Увеличение конц исх в-в сдвигает вправо
2. ">Увеличение продуктов сместит равновесие влево

">2. Давление (только для газов)

1. ">Увеличение давл. Смещает равновесие в сторону в-в занимающих меньший объём.
2. ">Уменьшение давл смещает равновесие в сторону в-в занимающих больший объём

">3. Температура.

1. ">Для экзотермических р-ий повыш. Т смещает влево
2. ">Для эндотермических повышение Т смещает вправо.
3. ">Катализаторы не оказывают влияние на хим. Равновесие, а лишь ускоряет его наступление

">Принцип Ле-Шателье ">если на систему находящуюся в состоянии динамического равновесия, оказать какое-либо воздействие, то преимущественно получается та реакция которая препятствует этому воздействию

" xml:lang="en-US" lang="en-US">N2+O2↔NO+ ∆H

" xml:lang="en-US" lang="en-US">→ t◦→

" xml:lang="en-US" lang="en-US">↓← ↓ t◦←

" xml:lang="en-US" lang="en-US"> ← p-