Принцип Ле-Шателье-Брауна




ОБЩАЯ ХИМИЯ

Часть 2

 

Москва, 2016

ХИМИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ

Химическая реакция – превращение одного или нескольких исходных веществ (реагентов) в другие вещества, при которых ядра атомов не меняются, при этом происходит перераспределение электронов и ядер, и образуются новые химические вещества.

 

Признак химической реакции – признаки, по которым можно судить о протекании реакции между веществами. К ним можно отнести выделение газа, выпадение осадка, появление запаха, изменение цвета, свечение и некоторые другие.

классификация реакций по числу и

составу исходных веществ и продуктов

 
 


       
   

 

 


Реакция соединения – химическое взаимодействие, при котором из нескольких веществ получается только одно.

2H2 + O2 = 2H2O

Реакция разложения – химическая реакция, при которой из одного вещества получаются несколько веществ.

CaCO3 = CaO + CO2

Реакция замещения – химическое взаимодействие, при котором происходит замещения атома в одном веществе на другой атом другого вещества.

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2

Реакция обмена – химическое взаимодействие, при котором два вещества обмениваются своими составными частями.

Na2SO4 + BaCl2 = 2NaCl + BaSO4

 

Символ «↑» в конце формулы вещества указывает на то, что данное вещество выделяется в виде газа, а символ « » указывает, что то или иное вещество выпало в осадок.

 

Для протекания реакции обмена необходимо, чтобы соблюдалось хотя бы одно из трех условий:

1.Выделение газа.

2.Выпадение осадка (нерастворимого соединения).

3.Образование мало диссоциирующего вещества (например, воды).

классификация реакций по изменению

степени окисления химических элементов

 

 

       
   

 


Окислительно – восстановительная реакция – реакция, в которой химические элементы меняют свои степени окисления.

Пример 1.

ZnC+4O3 + Mg0 → Mg+2O + ZnO + C+2O↑ - схема реакции

окислитель восстановитель

 

Один химический элемент понижает свою степень окисления (окислитель), а второй – повышает (восстановитель). Уравнивают такие химические реакции с помощью метода электронного баланса.

1.Справа записывают химические элементы, присутствующие в исходных реагентах, которые меняют свои степени окисления, а слева – химические элементы, присутствующие в продуктах реакции, которые поменяли свои степени окисления.

Mg0 Mg+2

C+4 C+2

2.Высчитывают, сколько электронов отдал восстановитель и сколько электронов принял окислитель, поле чего записывают это число с соответствующим знаком.

Mg0 - 2е = Mg+2 – процесс окисления (в нем участвует восстановитель)

C+4 + 2e = C+2 – процесс восстановления (в нем участвует окислитель)

3.Уравнивают число электронов и составляют уравнение реакции с теми же коэффициентами, что и перед элементами в методе электронного баланса.

1 Mg0 - 2е = Mg+2 (процесс окисления)

1 C+4 + 2e = C+2 (процесс восстановления)

ZnCO3 + Mg = MgO + ZnO + CO↑ - уравнение реакции

 

Пример 2.

H2S+6O4 + KI-1 → H2S-2 + I20 + K2SO4 + H2O

1 S+6 + 8е = S-2 (процесс восстановления)

4 2I-1 - 2e = I20 (процесс окисления)

5H2SO4 + 8KI = H2S ↑+ 4I2 ↓+ 4 K2SO4 + 4H2O

конц.

Обратите внимание, что в случае, когда участвуют простые многоатомные молекулы необходимо записывать их формулы с индексом и соответственно уравнивать их по числу атомов с учетом этого индекса.

 

 

Пример 3.

KN+3O2+H2SO4+KMn+7O4 → KN+5O3+Mn+2SO4+K2SO4+H2O

восстановитель окислитель

5 N+3 - 2е = N+5 (процесс окисления)

2 Mn+7 + 5e = Mn+2 (процесс восстановления)

5KNO2 + 3H2SO4 + 2KMnO4 = 5KNO3 + 2MnSO4 + K2SO4 + H2O

 

 

Пример 4.

NaN+3O2 + Zn0 + NaOH + H2O → Na2[Zn+2(OH)4] + N-3H3*H2O

окислитель восстановитель

1 N+3 + 6е = N-3 (процесс восстановления)

3 Zn0 - 2e = Zn+2 (процесс окисления)

NaNO2 + 3Zn + 5NaOH + 4H2O = 3Na2[Zn(OH)4] + NH3*H2O

 

классификация реакций по

выделению и поглощению теплоты

 
 

 

 


Экзотермические реакции - реакции, идущие с выделением теплоты. К таким реакциям относят, как правило, реакции горения веществ, реакции нейтрализации, реакции взаимодействия металлов с кислотами и другие.

2H2 + O2 = 2H2O + Q

NaOH + HCl = NaCl + H2O + Q

 

Знак «+Q» указывает, что в результате реакции выделилась теплота.

Эндотермические реакции – реакции, идущие с поглощением теплоты. К таким реакциям можно отнести большую часть реакций разложения.

CaCO3 = CaO + CO2 ↑ - Q

 

Знак «-Q» указывает на то, что реакция идет с затратой энергии.

классификация реакций по

агрегатному состоянию исходных веществ

 
 

 


Гомогенные реакции – реакции, идущие в одной фазе, т.е. с веществами в одном агрегатном состоянии.

N2 + 3H2 = 2NH3

газ газ газ

Гетерогенные реакции – реакции, идущие в разных фазах, т.е. с веществами в разных агрегатных состояниях.

CO2 + C = 2CO

газ твердое газ

классификация реакций по

участию катализатора

 
 

 

 


Каталитические реакции – реакции, протекающие с участием катализатора.

Катализатор – вещество, введенное в реакционную систему, увеличивает скорость химической реакции, оставаясь при этом в неизмененном составе.

 

Катализ – ускорение химических реакций, протекающих с участием катализатора.

 
 

 


Гомогенный катализ – ускорение химических реакций, в которых катализатор находится в той же фазе, что и исходные вещества.

К такому виду катализа можно отнести реакцию разложения пероксида водорода в присутствии йодида калия.

KI

2H2O2 = 2H2O + O2

 

Гетерогенный катализ – ускорение химических реакций, в которых катализатор и исходные вещества находятся в разных фазах.

К такому виду катализа относится реакция окисления оксида серы (IV) кислородом в присутствии оксида ванадия (V).

V2O5

2SO2 + O2 = 2SO3

tᵒ

В гетерогенных каталитических реакциях процесс превращения исходных реагентов в продукты происходит на поверхности катализатора, поэтому активность катализатора в первую очередь зависит от свойств его поверхности. Сам катализатор наносят на пористый носитель (например, пемзу, асбест или глину). Для увеличения активности катализатора, а также его устойчивости и селективности применяют специальные вещества, называемые промоторами.

Например, в синтезе аммиака из водорода и азота катализатором служит железо. Для активности этого катализатора применяют промотор - оксид калия.

 

Катализаторы, замедляющие скорость химической реакции называются ингибиторами.

 

Скорость химической реакции – изменение количества вещества одного из исходных веществ за единицу времени в единице объема.

Δ n

v= [моль/л*с]

Δ t*V

Если объем в ходе химической реакции не меняется (т.е. является постоянной величиной), то скорость химической реакции можно определить как изменение концентрации одного из исходных веществ за единицу времени.

 

Δ с

v= [моль/л*с]

Δ t

В случае гетерогенной реакции для расчета скорости реакции необходимо учитывать площадь поверхности соприкосновения исходных реагентов.

 

Δ n

v= [моль/л*с*м2]

Δ t*S

 

ФАКТОРЫ, ВЛИЯЮЩИЕ НА СКОРОСТЬ РЕАКЦИИ

1.Температура.

При увеличении температуры на каждые 10˚С скорость прямой химической реакции увеличивается в среднем в 2-4 раза (правило Вант-Гоффа).

 

2.Концентрация вещества.

Чем больше концентрация исходного соединения, тем быстрее протекает химическая реакция. Скорость химической реакции при постоянной температуре пропорциональна произведению концентраций исходных веществ, взятых в степенях их стехиометрических коэффициентов (закон действующих масс).

 

3.Площадь поверхности исходного вещества.

Чем больше площадь поверхности исходного реагента, тем быстрее протекает химическая реакция. К примеру, порошкообразный магний мгновенно растворяется в растворе соляной кислоты, в отличие от его металлической стружки.

 

4.Давление.

Для реакций, в которых в качестве исходных соединений имеются газообразные вещества, с увеличением давления увеличивается концентрация газов (по закону Менделеева-Клапейрона p= ), а, следовательно, увеличивается скорость химической реакции.

 

5.Природа исходных соединений.

Вещества с большей химической активностью быстрее вступают в химическую реакцию, нежели вещества с меньшей химической активностью.

Этот фактор подтверждает более быстрое взаимодействие соляной кислоты с железом по сравнению с взаимодействием того же металла с уксусной кислотой. Уксусная кислота по своей силе, а, следовательно, и активности уступает соляной кислоте.

 

6.Катализаторы.

Катализаторы, добавленные в реакционную систему, увеличивают скорость химической реакции.

 

 

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

Химическое равновесие – такое состояние термодинамической системы, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции.

 

Химическое равновесие характеризуется константой, определяющейся отношением произведений равновесных концентраций продуктов реакции, возведенных в их стехиометрические коэффициенты, к произведению равновесных концентраций исходных веществ, также взятых в степенях их стехиометрических коэффициентах.

aA + bB ↔ cC + dD

исходные продукты

вещества реакции

[C]c [D]d

К =

[A]a [B]b

 

Принцип Ле-Шателье-Брауна

Если на систему, находящуюся в состоянии равновесия оказать внешнее воздействие, то система сместится в ту сторону, что ослабевает данное воздействие.

 

АНАЛИЗ ПРИНЦИПА ЛЕ-ШАТЕЛЬЕ-БРАУНА

1) При увеличении концентрации исходных веществ, химическое равновесие смещается вправо, а при увеличении концентрации продуктов реакции равновесие смещается влево.

2) При увеличении температуры химическое равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, а при уменьшении – в сторону экзотермической реакции.

3) При увеличении давления, химическое равновесие смещается в сторону меньшего объема газообразных участников химической реакции, а при уменьшении - в сторону большего объема газов.

4) Катализаторы не оказывают влияния на химическое равновесие.

 

Например, рассмотрим следующее химическое равновесие:

N2 + 3H2 ↔ 2NH3 + Q

газ газ газ

1) При увеличении концентрации азота или водорода химическое равновесие смещается в сторону аммиака. При увеличении концентрации аммиака равновесие смещается в сторону азота и водорода.

2) При увеличении температуры химическое равновесие смещается в сторону азота и водорода (в сторону эндотермической реакции). При уменьшении температуры равновесие смещается в сторону аммиака (в сторону экзотермической реакции).

3) При увеличении давления химическое равновесие смещается в сторону аммиака (поскольку в системе 2 моля газообразного продукта и 4 моля исходных газов). При уменьшении давления в системе химическое равновесие смещается в сторону азота и водорода.

4) Введение какого-либо катализатора не оказывает влияние на химическое равновесие.

Рассмотрим другое химическое равновесие:

CO2 + C ↔ 2CO - Q

газ твердое газ

1) При увеличении концентрации углерода или углекислого газ химическое равновесие смещается в сторону угарного газа. При увеличении концентрации угарного газа равновесие смещается в сторону углерода и углекислого газа.

2) При увеличении температуры химическое равновесие смещается в сторону угарного газа (в сторону эндотермической реакции). При уменьшении температуры равновесие смещается в сторону углерода и углекислого газа (в сторону экзотермической реакции).

3) При увеличении давления химическое равновесие смещается в сторону углекислого газа и углерода (поскольку в системе 2 моля газообразного продукта и 1 моль исходного газа). При уменьшении давления в системе химическое равновесие смещается в сторону угарного газа.

4) Введение какого-либо катализатора не оказывает влияние на химическое равновесие.

 

 



Поделиться:




Поиск по сайту

©2015-2024 poisk-ru.ru
Все права принадлежать их авторам. Данный сайт не претендует на авторства, а предоставляет бесплатное использование.
Дата создания страницы: 2017-06-11 Нарушение авторских прав и Нарушение персональных данных


Поиск по сайту: