12. Обратимость химических реакций. Химическое равновесие и способы его смещения: изменение концентрации реагирующих веществ, температуры, давления.

Реакции, протекающие при данных условиях как в прямом, так и в обратном направлении, называются обратимыми.

N₂ + 3H₂ 2NH₃ + Q

Одну из реакций называют прямой (→), другую обратной (←). В таких реакциях сколько молекул образуется в единицу времени, столько и расходуется.

При изменении условий (температуры, давления и концентрации) состояние равновесия нарушается. Смещение химического равновесия определяется по принципу Ле Шателье:

если на систему, находящуюся в равновесии, оказывать какое-либо воздействие, то равновесие смещается в направление ослабления этого воздействия.

Рассмотрим смещение равновесия на примере окисления оксида серы (IV):

2SO₂ + O₂ 2SO₃ + Q

2V + 1V = 2V

1. Реакции идёт с выделением тепла, при повышении температуры равновесие смещается влево, то есть в сторону обратной реакции, так как это смещение ослабит воздействие температуры.

2. При повышении давления равновесие смещается в сторону реакции, ведущей к уменьшению объёма. Данная реакция идёт с уменьшением объёма: взаимодействуют 2 объёма оксида серы (IV) + 1 объём кислорода = 3 объёма, а образуется 2 объёма оксида серы (VI), поэтому равновесие сместится вправо.

3. При увеличении концентрации исходных веществ равновесие смещается в сторону прямой реакции (вправо).

Таким образом, чтобы сместить равновесие в данной реакции вправо, нужно: уменьшить температуру, увеличить концентрацию исходных веществ и увеличить давление.

Катализаторы в равной степени ускоряют как прямую, так и обратную реакции и поэтому не смещают равновесие, но ускоряют наступление равновесия.

13. Скорость химических реакций. Зависимость скорости от природы, концентрации веществ, температуры, катализатора.

Одни химические реакции протекают мгновенно (реакции обмена, взрыв горючих газов), другие – медленно (ржавление железа).

Условия, влияющие на скорость химических реакций:

1. Природа реагирующих веществ.

Металлы с одним и тем же веществом – водой – реагируют с различными скоростями:

Na+H₂O→ быстрая реакция; Mg+H₂O→ медленная реакция.

2. Концентрация реагирующих веществ.

С увеличением концентрации скорость реакции увеличивается, так как число столкновений между молекулами возрастает. Например, горение в чистом кислороде протекает значительно интенсивнее, чем в воздухе, где концентрация кислорода почти в пять раз меньше.

3. Поверхность реагирующих веществ.

С измельчением вещества скорость реакции увеличивается.

4. Повышение температуры.

При повышении температуры на каждые 10°С скорость большинства реакций увеличивается в 2-4 раза, так как возрастает скорость движения молекул и увеличивается вероятность их столкновения. Например, кислород при обычной температуре медленно окисляет многие вещества, а при повышении температуры начинается бурная реакция – горение.

5. Катализаторы.

Катализаторы – вещества, ускоряющие химические реакции, но сами при этом не расходуются.

14. Электролиты и неэлектролиты. Электролитическая диссоциация неорганических и органических кислот, щелочей, солей.

Электрический ток — направленное движение заря­женных частиц под действием внешнего электромагнит­ного поля.

Электролиты — вещества, растворы (и расплавы) которых проводят электрический ток. Электролитами являются растворимые кислоты, щелочи, соли.

Неэлектролиты — вещества, растворы (и расплавы) которых не проводят электрический ток. Неэлектролитами являeтся большинство органических веществ.

Электролитическая диссоциация — распад электролита на ионы под действием полярных молекул растворителя.

Основы теории электролитической диссоциации – С.Аррениус:

1. Электролиты при растворении в воде диссоциируют на ионы.

2. Под действием электрического тока ионы движутся в растворе: положительно заряженные (катионы) - к катоду, отри­цательно заряженные (анионы) - к аноду.

3. Диссоциация – обратимый процесс.

Степень диссоциации α — отношение числа распавших­ся молекул к общему числу молекул растворенного ве­щества:

Сильные электролиты диссоциируют нацело, в растворе прак­тически нет молекул, α=1. Примеры: НСl; NaOH; KBr.

Слабые электролиты диссоциируют на ионы лишь частично. Следовательно, в растворе устанавливается равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами, α<1 . Примеры: H₂S; H₂O