29) Обратимость химических реакций. Влияние концентрации, давления и температуры на химическое равновесие.Принцип Ле-Шателье. Константа химического равновесия

Обратимость химических реакций. Влияние концентрации, давления и температуры на химическое равновесие. Принцип Ле-Шателье. Константа химического равновесия

Обратимые реакции - химические реакции, протекающие одновременно в двух противоположных направлениях

Химическое равновесие – состояние системы при котором скорости прямой и обратной реакции равны.

Выводится из равенства скоростей прямой и обратной реакций и выражается константой равновесия К. Для обратимой реакции в общем виде

В соответствии с законом действующих масс кинетический. Скорость хим. реакции прямо пропорционально произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях их стехиометрических коэффициентов. преобразуем и получаем закон действующих масс термодинамический. Константа равновесия хим. реакции = произведению концентраций продуктов реакции, взятых в степенях их стехиометрических коэффициентов в уравнении реакции, деленному на произведение концентраций исходных веществ, взятых в степенях стехиометрических коэффициентов. константа равновесия величина постоянная для данной реакции при данной температуре. Связана с изменением потенциала Гиббса в стандартных условиях.

процесс идет самопроизвольно в прямом направление, если потенциал уменьшается следовательно константа равновесия больше 1. Концентрация продуктов > концентрации исходных веществ. Если наоборот, то реакция практически не шла. При повышении температуры равновесие сместиться в сторону эндотермической реакции, при понижении в сторону экзотермической. При увеличении давления равновесие смещается в направлении реакции, идущей с уменьшением объема газообразных веществ, при понижении давления в сторону реакции идущей с увеличением объема. При увеличении концентрации исходных веществ равновесие смещается в сторону прямой реакции.

Химическое равновесие – состояние системы при котором скорости прямой и обратной реакции равны. Выводится из равенства скоростей прямой и обратной реакций и выражается константой равновесия К. Для обратимой реакции в общем виде

Принцип Ле-Шателье-Брауна. Если на систему, находящуюся в равновесии, оказывать внешнее воздействие, то равновесие сдвигается в направлении, ослабляющем это воздействие. Реакции с участием газообразных веществ. При увеличении давления равновесие смещается в направлении реакции, идущей с уменьшением объема газообразных веществ, при понижении давления в сторону реакции идущей с увеличением объема.

уменьшение объема

увеличение объема

При повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, при понижении в сторону экзотермической. Повышение Т

понижение Т. При увеличении концентрации исходных веществ или уменьшении концентрации продуктов реакции равновесие смещается в сторону прямой реакции, при увеличении концентрации продуктов реакции или уменьшении концентрации исходных веществ - в сторону обратной реакции.

30) Определение и классификация электрохимических процессов. Понятие об электродном потенциале. Стандартный электродный потенциал. Уравнение Нернста для расчета потенциала металлического электрода.

Раздел химии, который изучает электрохимические процессы, называется электрохимией. Электрохимическим процессом называется процесс, при котором происходит взаимное превращение химической и электрической энергий. Ус-ва, в которых энергия хим. р-ций превращается в электрическую, называются гальваническими элементами. Ус-ва, в которых электрическая энергия превращается в хим., называются электролизёрами или гальваническими ваннами. В ус-вах обоих типов происходят ОВР, особенностью которых является то, что они происходят на электродах в двойном электрическом слое и которые пространственно разделены. Если металлическую пластину опустить в р-р соли, то между пластиной и р-ром начнется хим. взаимодействие, обусловленное тем, что полярные молекулы воды будут отрицательными полюсами ориентированы к положительно заряженным ионам кристаллической решетки металла. Результатом этого взаимодействия может быть образование дегратированных ионов металла. Процесс этот обратимый. Меⁿ⁺+m(H₂O)↔Meⁿ⁺∙(H₂O)_m. В результате обратного перехода ионов в металл через некоторое время устанавливается равновесие. В зависимости от активности металла эта р-ция может сопровождаться образованием ДЭС, в котором пластина может быть заряжена либо отрицательно, либо положительно, а р-р соответственно либо положительно, либо отрицательно. На границе Ме-р-р возникает скачок потенциала (φ) и электродный потенциал (Е). 3 случая образования ДЭС: 1) Металл активный. В этом случае металл взаимодействует с молекулами воды. Меⁿ⁺+m(H₂O)↔Meⁿ⁺∙(H₂O)_m+nē. 2) Металл малоактивный. [nCu]+λCu²⁺(H₂O)_m=[nCu]+λCu²⁺+mH₂O. 3) Металл инертный. Такие электроды не окисляются и являются лишь передатчиками электронов. При помещении таких электродов в р-р какого-либо электролита на границе электрод-р-р может формироваться ДЭС либо по первому, либо по второму типу

ЭЛЕКТРОДНЫЙ ПОТЕНЦИАЛ в электрохимии, разность электрических потенциалов на границе фаз электрод — электролит. На практике пользуются значениями т. н. относительного электродного потенциала, равного разности электродного потенциала, данного электрода и электрода сравнения (напр., нормального водородного

Электродные потенциалы любых окислительно-восстановительных систем (редокс-потенциалы) можно рассчитать по уравнению Нернста:

,

где⁰ - стандартный потенциал (В), R - универсальная газовая постоянная (Джмоль^-1К^-1), n - число электронов, участвующих в окислительно-восстановительном процессе, Т - температура (К), F - постоянная Фарадея (Кл), [Ox] - концентрация окисленной формы, [Red] - концентрация восстановленной формы.