Химическое равновесие. Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье.
Химическое равновесие — это термодинамическое равновесие в системе, между компонентами которой происходят химические реакции.
через конц-цию
для газов(в атм)
через молярную долю
Факторы влияющие на химическое равновесие:
Температура. При увеличении температуры химическое равновесие смещается в сторону эндотермической (поглощение) реакции, а при понижении в сторону экзотермической (выделение) реакции.
Общее давление. При увеличении давления химическое равновесие смещается в сторону меньшего объёма веществ(хим кол-во), а при понижении в сторону большего объёма. Этот принцип действует только на газы, т.е. если в реакции участвуют твердые вещества, то они в расчет не берутся.
Концентрация/парциальное давление исходных веществ и продуктов реакции. При увеличении концентрации одного из исходных веществ химическое равновесие смещается в сторону продуктов реакции, а при повышении концентрации продуктов реакции-в сторону исходных веществ.
Принцип Ле Шателье - Если для реакции находящейся в равновесии изменяется какой-либо параметр, то реакция перейдет в новое состояние равновесия, в котором действие внешнего изменения будет уменьшаться.
Энтропия системы и ее изменение в различных процессах. Энергия Гиббса как критерий протекания химических процессов.
Энтропия – характеристика вещества, которая характеризует степень внутреннего беспорядка.
Изменение энтропии химической реакции ΔS равно сумме энтропий продуктов реакции за вычетом суммы энтропий исходных веществ умноженные каждый на свое кол-во моль.
Энергия Гиббса – это критерий самопроизвольного протекания химической реакции:
G<0
– р-ция возможна
G>0
– невозможна
G=0- равновесие
Самопроизвольное протекание химических процессов определяется двумя факторами: 1)стремлением к образованию прочных связей между частицами, более сложных веществ, сопровождающимся уменьшением внутренней энергии системы; 2) стремлением к разъединению частиц, к беспорядку, характеризуемым возрастанием энтропии.
Основные законы термохимии и термохимические расчеты.
Термодинамика – это наука, изучающая виды превращения энергии
Химическая термодинамика изучает процесс превращения энергии в химических реакциях
Термохимия (1 раздел хим термодинамики) рассматривает энергетические эффекты хим реакций. с точки зрения термохимии все реакции дел-ся на 2 группы:
Экзотемические(выделение тепла) Q>0, ∆H<0
Эндотермические (поглощение тепла) Q<0, ∆H>0 (Q=-H)
H – энтальпия (теплосодержание)
Закон Гесса: Тепловой эффект (∆Н) химической реакции зависит только от природы реагентов и продуктов реакции и не зависит от пути её протекания
Следствия из з-на Гесса:
С термохим ур-ями можно проводить арифм действия
Тепловой эффект прямой р-ции равен тепловому эффекту обратной с противоположным знаком
(и умножить на коэф перед в-во)
Степень окисления. Окислители и восстановители. Окислительно – восстановительные реакции.
Степень окисления— это условный заряд, который приобрел бы атомв случае полной отдачи или полного присоединения эелектронов хим связи.
Окислитель — хим элемент, который присоединяет е и тем самым понижает степень окисления.
Восстановители - хим элемент, который отдает е и тем самым повышвет степень окисления.
Окислительно-восстановительные реакции, ОВР— это реакции, в которых изменяется степень окисления элементов.
Классификация ОВР:
Межмолекулярная, в которой меняется степень оксил-я в различных элементах.
Межмолекулярная, в которой меняется степень оксил-я одного элемента – конпропорционирование(из разных в одну).
Внутримолекулярная ОВР, в которых меняют степени оксил-я атомы различных элементов.
Внутримолекулярная ОВР, в которых меняют степени оксил-я атомы одного элемента.= – диспропорционирование(из одного в разные).
Типичные окисл-ли – простые в-ва неМе, гологены, кислород, сера + соедин-е Ме и неМе в ↑ положит степенях
Типичные восстан-ли – простые в-ва Ме, неМе в отриц степени окисл-я, Ме не в макс степени.