Repetitor_po_Khimii

Для обратимой реакции аА + bВ сС + dD в состоянии равновесия:

υпр = kпр [A]ap · [B]bp; υобр = kобр [C]cp · [D]dp ,

где [А]р, [В]р, [С]р, [D]p — равновесные концентрации.

Так как υпр = υобр, то:

kпр [A]ap · [B]bp = kобр [C]cp · [D]dp .

Отсюда

kпр		[C ]cp	· [D ]dp
——= ———————,
k	обр	[A ]a	· [B ]b
		p	p

kпр

kпр = const, kобр = const, следовательно, ——= const.

kобр

• Отношение констант скоростей прямой и обратной ре-

акций является величиной постоянной и называется константой равновесия (Кр):

kпр

Кр = ——,

kобр

p· [D ]dp

К= ———————.

р[A ]ap · [B ]bp[C ]c

Концентрации твердых веществ в выражение константы равновесия не входят.

Константа равновесия данной реакции зависит от температуры и давления, но не зависит от концентрации реагирующих веществ. Присутствие катализатора также не влияет на константу равновесия; он одновременно увеличивает скорость прямой и обратной реакций, а поэтому только уменьшает время достижения равновесия.

Численное значение константы равновесия характеризует выход продуктов реакции. Чем больше Кр, тем полнее исходные вещества (А и В) превращаются в продукты реакции (С и D), т. е. тем больше выход продуктов реакции.

При Кр < 1 в равновесной системе преобладают исходные вещества.

180

Типовая задача № 1.

Составить выражение константы равновесия и вычислить ее значение для реакции:

2SO2(г) + О2(г) 2SO3(г), если равновесные концентрации равны:

[SO2] = 0,12 моль/л, [О2] = 0,06 моль/л, [SO3] = 0,04 моль/л.

Решение.

[SO3]2			0,042
Кр = ———————= ———————= 1,85.
[SO	]2 · [O	]	0,122 · 0,062
2	2

Смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье

Химическое равновесие является подвижным. При изменении внешних условий скорости прямой и обратной реак-

ций могут стать неодинаковыми, что обусловливает смещение (сдвиг) равновесия.

Если в результате внешнего воздействия скорость прямой

реакции становится больше скорости обратной реакции, то говорят о смещении равновесия вправо (в сторону прямой реакции). Если скорость обратной реакции становится боль-

ше скорости прямой реакции, то говорят о смещении равновесия влево (в сторону обратной реакции). Результатом сме-

щения равновесия является переход системы в новое равновесное состояние с другим соотношением концентраций реагирующих веществ.

Направление смещения равновесия определяется принципом, который был сформулирован французским ученым Ле-Шателье (1884 г.):

• Если на равновесную систему оказывается внешнее воздействие, то равновесие смещается в сторону той реакции (прямой или обратной), которая противодействует этому воздействию.

Важнейшими внешними факторами, которые могут приводить к смещению химического равновесия, являются:

а) концентрации реагирующих веществ; б) температура; в) давление.

181

Влияние концентрации реагирующих веществ. Если в равновесную систему вводится какое-либо из участвующих е реакции веществ, то равновесие смещается в сторону той реакции, при протекании которой данное вещество расходуется. Если из равновесной системы выводится ка- кое-либо вещество, то равновесие смещается в сторону той реакции, при протекании которой данное вещество образуется.

Например, рассмотрим, какие вещества следует вводить и какие вещества выводить из равновесной системы для смещения обратимой реакции синтеза аммиака вправо:

N2(г) + 3H2(г) 2NH3(г)

Для смещения равновесия вправо (в сторону прямой реакции образования аммиака) необходимо в равновесную смесь вводить азот и водород (т. е. увеличивать их концентрации) и выводить из равновесной смеси аммиак (т. е. уменьшать его

концентрацию).

Влияние температуры. Прямая и обратная реакции имеют противоположные тепловые эффекты: если прямая реакция экзотермическая, то обратная реакция эндотермическая (и наоборот). При нагревании системы (т. е. повышении ее температуры) равновесие смещается в сторону эндотермической реакции; при охлаждении (понижении температуры) равновесие смещается в сторону экзотермической реакции.

Например, реакция синтеза аммиака является экзотермической: N2(г) + 3H2(г) 2NH3(г) + 92 кДж, а реакция раз-

ложения аммиака (обратная реакция) является эндотермической: 2NH3(г) N2(г) + 3H2(г) – 92 кДж.

Поэтому повышение температуры смещает равновесие

в сторону обратной реакции разложения аммиака.

Влияние давления. Давление влияет на равновесие реакций, в которых принимают участие газообразные вещества. Если внешнее давление повышается, то равновесие смещается в сторону той реакции, при протекании которой число молекул газа уменьшается. И наоборот, равновесие смещается в сторону образования большего числа газообразных молекул при понижении внешнего давления. Если реакция протекает без изменения числа молекул газообразных веществ, то давление не влияет на равновесие в данной системе.

182

Например, для увеличения выхода аммиака (смещение вправо) необходимо повышать давление в системе обратимой реакции N2(г) + 3H2(г) 2NH3 (г), так как при протекании прямой реакции число газообразных молекул уменьшается (из четырех молекул газов азота и водорода образуются две молекулы газа аммиака).

Вопросы для контроля

1.Какие реакции называются необратимыми? Приведите примеры.

2.Какие реакции называются обратимыми? Приведите примеры.

3.Что называется химическим равновесием?

4.Что называется константой равновесия?

5.От чего зависит и от чего не зависит константа равновесия?

6.Что характеризует численное значение константы равновесия?

7.Каково соотношение скоростей прямой и обратной реакций при смещении равновесия: а) вправо; б) влево?

8.Как формулируется принцип подвижного равновесия Ле-Шателье?

9.Какие внешние факторы влияют на смещение химического равновесия?

10.Как влияет изменение концентрации реагирующих веществ на состояние химического равновесия? Приведите примеры.

11.Как влияет температура на состояние химического равновесия? Приведите примеры.

12.Как влияет давление на состояние химического равновесия? В каких случаях давление не влияет на химическое равновесие? Приведите примеры.

Задания для самостоятельной работы

1.Составьте выражение константы равновесия и вычислите ее зна-

чение для реакции С(тв) + Н2О(г) СО(г) + Н2(г), если равновесные концентрации СО, Н2 и Н2О равны соответственно 5,66 · 10–2; 5,66 · 10–2 и 2 · 10–1 моль/л.

2.Вычислите константу равновесия реакции: Н2(г) + I2(г)2НI(г), если равновесные концентрации водорода, йода и йодоводорода равны соответственно 0,065 · 10–3, 1,065 · 10–3 и 1,87 · 10–3 моль/л.

3.В какую сторону смещается равновесие в следующих равновесных

системах при повышении температуры:

а) 2NO2(г) N2O4(г); Н = +9,6 кДж;

б) 2СО (г) + О2(г) 2СО2(г); Н = –568 кДж;

183

в) 2NO + О2 2NO2; Н = –113 кДж?

4. В какую сторону смешается равновесие обратимой реакции

t°

2СО(г) + O2(г) = 2СO2(г)

при: а) увеличении концентрации оксида углерода (IV); б) повышении давления?

5. В какую сторону смещается равновесие обратимой реакции: СО(г) + Н2O(г) СО2(г) + Н2(г); Н = –42,6 кДж,

если: а) уменьшить концентрацию паров воды; б) увеличить давление в системе?

6. Рассчитайте равновесные концентрации веществ, участвующих в реакции:

t°

СO(г) + Н2O(г) = СO2(г) + Н2(г),

если исходные концентрации веществ равны: [СО] = 0,1 моль/л, [Н2О] = 0,4 моль/л, а константа равновесия при данной температуре равна 1.

§ 4.5. Общая классификация химических реакций

В предыдущих параграфах были рассмотрены классификации реакций по следующим признакам:

1.По признаку изменения степеней окисления элементов

в молекулах реагирующих веществ все реакции делятся на: а) окислительно-восстановительные реакции (реакции

с переносом электронов);

б) не окислительно-восстановительные реакции (реакции без переноса электронов).

2.По знаку теплового эффекта все реакции делятся на: а) экзотермические (идущие с выделением теплоты); б) эндотермические (идущие с поглощением теплоты).

3.По признаку однородности реакционной системы реакции

делятся на:

а) гомогенные (протекающие в однородной системе); б) гетерогенные (протекающие в неоднородной системе).

4.В зависимости от присутствия или отсутствия катализатора реакции делятся на:

а) каталитические (идущие с участием катализатора);

184

б) некаталитические (идущие без катализатора).

5.По признаку обратимости все химические реакции делят-

ся на:

а) необратимые (протекающие только в одном направ-

лении); б) обратимые (протекающие одновременно в прямом и в об-

ратном направлениях).

Рассмотрим еще одну часто используемую классифи-

кацию.

По числу и составу исходных веществ (реагентов) и продуктов реакции можно выделить следующие важнейшие ти-

пы химических реакций: а) реакции соединения; б) реакции разложения; в) реакции замещения; г) реакции обмена.

• Реакции соединения — это реакции, в ходе которых из двух или нескольких веществ образуется одно вещество более сложного состава: А + В + … = D.

Существует большое число реакций соединения простых веществ (металлов с неметаллами, неметаллов с неметалла-

ми), например:
Fe + S = FeS	2Na + Н2 = 2NaH
S + O2 = SO2	Н2 + Cl2 = 2HCl

Реакции соединения простых веществ всегда являются окислительно-восстановительными реакциями. Как правило, эти реакции экзотермичны.

В реакциях соединения могут участвовать и сложные вещества, например:

СаО + SO3 = CaSO4 K2O + Н2О = 2КОН СаСО3 + СО2 + Н2O = Са(НСО3)2

В приведенных примерах степени окисления элементов при протекании реакций не изменяются.

Существуют также реакции соединения простых и сложных веществ, которые относятся к окислительно-восстано- вительным реакциям, например:

2FeCl2 + Сl2 = 2FeCl3

2SO2 + О2 = 2SO3

185

• Реакции разложения — это реакции, при протекании которых из одного сложного вещества образуются два или несколько более простых веществ: А = В + С + …

Продуктами разложения исходного вещества могут быть как простые, так и сложные вещества, например:

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O ВаСО3 = ВаО + СО2

2AgNO3 = 2Ag + 2NO2 + О2

Реакции разложения обычно протекают при нагревании веществ и являются эндотермическими реакциями. Как

иреакции соединения, реакции разложения могут протекать с изменением и без изменения степеней окисления элементов.

•Реакции замещения — это реакции между простыми

исложными веществами, при протекании которых атомы простого вещества замещают атомы одного из элементов в молекуле сложного вещества. В результате реакции замещения образуются новое простое и новое сложное вещество:

А + ВС = АС + В.

Эти реакции почти всегда являются окислительно-вос- становительными реакциями. Например:

Zn + 2НСl = ZnCl2 + Н2

Са + 2Н2О = Са(ОН)2 + Н2

Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu

2Аl + Fe2O3 = 2Fe + Al2O3 2KBr + Cl2 = 2KCl + Br2

Существует небольшое число реакций замещения, в которых участвуют сложные вещества и которые происходят без изменения степеней окисления элементов, например:

СаСО3 + SiO2 = CaSiO3 + СО2 Са(PО4)2 + 3SiO2 = 3CaSiO3 + P2O5

186

• Реакции обмена — это реакции между двумя сложными веществами, молекулы которых обмениваются своими составными частями:

АВ + CD = AD + СВ.

Реакции обмена всегда протекают без переноса электронов, т. е. являются не окислительно-восстановительными реакциями. Например:

HNO3 + NaOH = NaNO3 + Н2О ВаСl2 + H2SO4 = BaSO4 + 2НСl

В результате реакций обмена обычно образуются осадок ( ), или газообразное вещество ( ), или слабый электролит (например, вода).

Вопросы для контроля

1.Назовите признаки, по которым классифицируют химические реакции.

2.На какие типы делятся химические реакции по: а) признаку изменения степеней окисления; б) знаку теплового эффекта; б) обратимости?

3.На какие типы делятся химические реакции по числу и составу исходных веществ и продуктов реакции?

4.Какие реакции называются реакциями соединения? Приведите примеры.

5.Какие реакции называются реакциями разложения? Приведите примеры.

6.Какие реакции называются реакциями замещения? Приведите примеры.

7.Какие реакции называются реакциями обмена? Приведите примеры.

Задания для самостоятельной работы

1.Напишите примеры образования: оксида меди (II) в результате реакций: а) соединения; б) разложения; хлорида алюминия в результате реакций: а) замещения; б) соединения; в) обмена.

2.К какому типу реакций (соединения, разложения, замещения, обмена) относится реакция образования воды в результате: а) горения водорода в кислороде; б) восстановления оксида меди водородом; в) взаимодействия гидроксида калия с соляной кислотой? Напишите уравнения данных реакций.

3.Приведите по 2 примера реакций соединения и разложения, которые протекают: а) без изменения степеней окисления всех элементов; б) с изменением степеней окисления всех или некоторых элементов.

187

Тест № 5 по теме: «Химические реакции

и закономерности их протекания»

(Число правильных ответов — 11)

Вариант I

1.Какие из следующих веществ могут являться окислителями?

.	NH	3	.	Br	2	.	КСlO	3
А			Б			В
.	Fe		.	HNO		3
Г			Д

2.Как называется следующий процесс и сколько электронов

внем участвует: Сl02 2Сl+1?

.А восстановление, 1e#

.Б окисление, 2e#

.В восстановление, 2e#

.Г окисление, 1e#

3. Какие неравенства справедливы для эндотермической

реакции?	.	.	.
.				Н > 0
А Q < 0	Б Q > 0	В	Н < 0 Г

4. При каких условиях равновесие обратимой реакции N2(г) + О2(г) 2NO(г); Н > 0 смещается вправо?

.А повышение температуры

.Б понижение температуры

.В увеличение давления

.Г увеличение концентрации азота

.Д уменьшение концентрации NO

.Е уменьшение концентрации кислорода

5.Какие из следующих реакций являются реакциями замещения?

.А Р2О5 + 6КОН = 2К3РО4 + 3H2О

.Б 2КBr + Сl2 = 2КСl + Br2

.В 2Na + 2Н2О = 2NaOH + Н2

t°

.Г Cu(ОН)2 = CuО + Н2О

188

Вариант II

1.Какие из следующих веществ могут являться и окислителями, и восстановителями?

.	SO		2			.		.	H	2
А						Б	Na В
.	2		2	O	7	.	HNO	2
Г	К	Cr				Д

2.Как называется следующий процесс и сколько электронов

внем участвует: S+6 S–2?

.А окисление, 4e#

.Б восстановление, 8e#

.В окисление, 8e#

.Г восстановление, 4e#

3. Какие неравенства справедливы для экзотермической

реакции?		.	.	.
.	Н > 0
А		Б	Н < 0 В Q > 0	Г Q < 0

4. При каких условиях равновесие обратимой реакции СО2(г) + С(тв) 2СО(г); Н < 0 смещается влево?

.А повышение температуры

.Б понижение температуры

.В увеличение давления

.Г уменьшение концентрации СО2

.Д увеличение концентрации СО2

.Е уменьшение концентрации СО

5.Какие из следующих реакций являются реакциями соединения?

.А 2Аl + 6НСl = 2АlСl3 + 3H2

.Б 2FеСl2 + Сl2 = 2FеСl3

t°

.В СаСО3 = СаО + СО2

.Г 4NO2 + О2 + 2Н2О 4HNO3