То равновесие смещается в сторону ослабления этой силы.

Влияние концентраций реагирующих веществ на состояние равновесия. 2 SО₂ + O₂ 2 SO₃

Если в эту равновесную систему добавить извне кислород, то в системе усиливается процесс, стремящийся понизить концентрацию кислорода. Таким процессом является прямая реакция между SO₂ и O₂, в результате которой равновесие в системе сместится в сторону образования SO₃.

ВЛИЯНИЕ ДАВЛЕНИЯ.

При увеличении давления равновесие смещается в сторону образования меньшего числа молекул газа, а при уменьшении давления в сторону образования большего числа молекул. Если уменьшается объем, то надо повышать давление, чтобы произведение объема на давление осталось постоянной величиной

повышение давления

N₂ +2 H₂ 2 NH₃

4V понижение давления 2V

Если при реакции число молекул газов в левой и правой, части уравнения равны, то изменение давления не влияет на сдвиг равновесия. Например:

N₂ + O₂ NO

2V 2 V

ВЛИЯНИЕ ТЕМПЕРАТУРЫ.

Если температура системы, находящейся в равновесии, изменяется, то повышение температуры вызывает сдвиг равновесия в сторону эндотермической реакции, а понижение температуры сдвиг в сторону экзотермической реакции.

понижение температуры

N₂ +3H₂ 2 NH₃ (ΔН =−11 ккал/моль )

повышение температуры

повышение t⁰

N₂O₄ 2NO₂ (ΔH = + 6,8 ккал/моль )

понижение t⁰

Знания принципов химического равновесия, основанных на правиле Ле-Шателье, имеет очень большое практическое значение, поскольку дает

возможность регулировать выход продуктов в химических реакциях, как в лаборатории, так и в промышленности.

Выводы:

1.Все химические реакции целятся на обратимые и необратимые.

2.Реакции, протекающие одновременно в двух противоположных направлениях называется обратимыми.

3.В случаях, когда прямая и обратная реакции идут с одинаковыми скоростями, т.е. V₁ =V₂ наступает химическое равновесие.

4.Реакция в момент химического равновесия не прекращается и концентрация реагирующих веществ не изменяется:

5.Для любой равновесной системы: mА+ nВ рС + dD

[C]^p• [D]^d

K = ---------------

[ A]^m • [B]ⁿ

К - константа химического равновесия.

К - константа химического равновесия не зависит от концентраций реагирующих веществ и постоянна для данной температуры.

Формула показывает, что при обратимых реакциях равновесие наступает тогда, когда отношение произведения равновесных концентраций образующихся веществ к произведению равновесных концентраций вступающих в реакцию веществ станет равно некоторой постоянной для данной реакции величине.

Величина К зависит от природы реагирующих веществ и от температуры.

6.Катализатор не влияет на величину константы равновесия.

7. Если К больше 1 — равновесие устанавливается при почти полном вступлении в реакцию веществ, записанных в левой части уравнения: равновесие "сдвинуто вправо".

При К меньше или равной 1− степень превращения исходных веществ в продукты реакции невелика: равновесие "сдвинуто влево".

Солеобразователь

В) Окислитель или восстановитель одновременно выполняют роль солеобразователя.

⁺⁴MnO₂ + 4HCl^-1 = ⁺²MnCl₂ + Cl₂⁰ + 2H₂O

Восстановитель

Солеобразователь

2. Реакции внутримолекулярного окисления - восстановления – это реакции, протекающие с изменением степеней окисления разных атомов в одной и той же молекуле.

2⁺¹Ag⁺⁵N^-2O₃ = 2Ag0 + 2⁺⁴NO₂ + O₂⁰

^-3(NH₄)₂⁺⁶Cr₂O₇ = ⁺³Cr₂O₃ + N₂⁰ + 4H₂O

3. Реакции диспропорционирования (реакции дисмутации) – это реакции, в которых атомы одного и того же элемента находятся в промежуточной степени окисления, выполняя при этом роль и окислителя, и восстановителя.

Cl₂⁰ + 2NaOH = NaCl^-1 + Na⁺¹ClO + H₂O

3K₂⁺⁶MnO₄ + 2H₂O = 2K⁺⁷MnO₄ + ⁺⁴MnO₂↓ + 4KOH

Манганат

Выводы:

1.Химические реакции, которые протекают с изменением степеней окисления атомов в молекулах реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными.

2.Окислительно-восстановительные реакции обусловлены процессами переноса электронов от восстановителя к окислителю.

3.ОВР можно разделить на три группы:

1. Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции – реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов в разных молекулах, т. е. обмен электронами происходит между разными молекулами и ионами.

Типы межмолекулярных реакций:

А) Исходные вещества содержат только окислитель и восстановитель.

Б) Кроме окислителя и восстановителя в реакции участвует солеобразователь.

В) Окислитель или восстановитель одновременно выполняют роль солеобразователя.

⁺⁴MnO₂ + 4HCl^-1 = ⁺²MnCl₂ + Cl₂⁰ + 2H₂O

Восстановитель

Солеобразователь

2. Реакции внутримолекулярного окисления - восстановления – это реакции, протекающие с изменением степеней окисления разных атомов в одной и той же молекуле.

3. Реакции диспропорционирования (реакции дисмутации) – это реакции, в которых атомы одного и того же элемента находятся в промежуточной степени окисления, выполняя при этом роль и окислителя, и восстановителя.

Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском: