ХИМИЯ 10
.pdfОбратимые химические реакции |
131 |
|
которое время реагенты полностью расходуются, превратившись в продукты реакции, т. е. реакция идёт «до конца».
К необратимым относятся:
а) реакции, сопровождающиеся выделением большого количества теплоты, и, в частности, реакции горения веществ в кислороде. Например:
СН4 + 2О2 =t СО2 + 2Н2О + Q; б) реакции нейтрализации. Например:
Ba(OH)2 + 2HNO3 = Ba(NO3)2 + 2H2O;
в) реакции, в результате которых образуются малорастворимые в воде твёрдые (↓) или газообразные (↑) вещества. Например:
Pb(NO3)2 + K2S = PbS↓ + 2KNO3;
Zn + 2HСl = ZnCl2 + H2↑.
Другую большую группу химических превращений составляют обратимые реакции. В отличие от необратимых, они протекают одновременно в двух противоположных направлениях. Это значит, что в одно и то же время исходные вещества превращаются в конечные, а конечные вещества — в исходные. Как следствие, в результате любой обратимой реакции реагенты никогда полностью не превращаются в продукты реакции. Поэтому об обратимых реакциях говорят, что они протекают «не до конца».
Различают прямую (→) и обратную (←) реакции, совокупность которых в химических уравнениях обозначают символом между формулами исходных и конечных веществ.
Обратимыми называются реакции, которые протекают одновременно в двух противоположных направлениях.
Химическое равновесие
В качестве примера рассмотрим обратимую реакцию синтеза иодоводорода из простых веществ:
t
H2(г) + I2(г) 2HI(г).
В первоначальный момент в сосуде находятся только водород и иод, так как продукт реакции HI ещё не успел образоваться. С течением времени химические количества и концентрации исходных веществ — с(H2) и с(I2) постепенно уменьшаются, вследствие чего скорость прямой реакции также уменьшается.
|
132 |
Химические реакции |
Скорость, v
|
|
Одновременно химическое количество |
|
|
|
|
|
и концентрация иодоводорода с(HI) |
vпр |
|
увеличиваются, вследствие чего ско- |
vпр = vобр |
рость обратной реакции также |
|
|
|
постепенно увеличивается. Через |
|
|
некоторое время наступает особое со- |
vобр |
|
стояние реакционной смеси, при ко- |
|
|
тором скорости прямой и обратной |
|
|
реакций становятся одинаковыми |
|
|
(рис. 43): |
|
|
vпр = vобр. |
Рис. 43. Изменение скоростей прямой |
Такое состояние называется хими- |
и обратной реакций со временем |
ческим равновесием. |
|
Химическое равновесие — состояние реакционной смеси, при котором прямая и обратная реакции протекают с одинаковой скоростью.
Поскольку в состоянии равновесия скорость образования HI равна скорости его разложения, то, например, за 1 с образуется столько же молекул HI, сколько их за это время разлагается. То же самое наблюдается и с молекулами Н2 и I2. Однако не следует думать, что при этом прямая и обратная реакции останавливаются: они осуществляются как и прежде, но только с одинаковой скоростью.
Молярные концентрации веществ, находящихся в состоянии равновесия, на-
зываются их равновесными концентрациями.
Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье
Если внешние условия (температура и давление), при которых установилось химическое равновесие, не изменяются, то равновесные концентрации всех участников реакции остаются постоянными и равновесие не нарушается. Если же внешние условия изменяются, это приводит к изменению равновесных концентраций веществ. В этом случае говорят о нарушении или смещении хими-
ческого равновесия.
Суть такого смещения состоит в следующем. В результате изменения хотя бы одного из внешних условий равенство скоростей прямой и обратной реакций на некоторое время нарушается. Если в течение этого времени ско-
Обратимые химические реакции |
133 |
|
рость прямой реакции превышает скорость обратной реакции (→← ), то равновесие смещается в сторону прямой реакции, т. е. вправо. При этом равновесные концентрации исходных веществ уменьшаются, а равновесные концентрации продуктов реакции увеличиваются. Если же в течение указанного
времени с большей скоростью протекает обратная реакция ( ← ), рав- → новесие смещается влево. Это приводит к увеличению равновесных концен-
траций исходных веществ и уменьшению равновесных концентраций продуктов реакции.
Как уже было сказано, смещение равновесия длится лишь некоторое время. По его прошествии изменившиеся скорости прямой и обратной реакций снова становятся одинаковыми, и устанавливается новое химическое равновесие с другими равновесными концентрациями веществ. Оно остаётся неизменным, пока не поменяется хотя бы одно из внешних условий.
Направление смещения химического равновесия при изменении внешних условий определяется закономерностью, установленной в 1884 году французским учёным Ле Шателье и называемой принципом Ле Шателье:
«Если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказывается внешнее воздействие (изменяется температура, давление или концентрация одного из веществ), то это равновесие смещается в сторону той реакции (прямой или обратной), которая ослабляет оказанное воздействие».
Принцип Ле Шателье часто называют принципом противодействия. Это «противодействие» заключается в смещении равновесия, т. е. в увеличении скорости той реакции (прямой или обратной), в результате которой оказанное на систему внешнее воздействие ослабевает.
Химическое равновесие смещается в ту или иную сторону при изменении любого из следующих параметров:
а) температуры системы, т. е. при её нагревании или охлаждении; б) давления в системе, т. е. при её сжатии или расширении;
в) концентрации одного из участников обратимой реакции, например при добавлении его в равновесную смесь.
Влияние температуры
Символ +Q или –Q, записанный в конце термохимического уравнения, характеризует тепловой эффект прямой реакции. Он равен по величине тепловому эффекту обратной реакции, но противоположен ему по знаку. Например, из термохимического уравнения, записанного в общем виде,
t
H2(г) + Br2(г) 2НBr(г) + Q
|
134 |
Химические реакции |
следует, что прямая реакция идёт с выделением теплоты (т. е. +Q), а обратная — с поглощением такого же количества теплоты (т. е. –Q):
+Q
H2(г) + Br2(г) 2НBr(г).
–Q
При нагревании (+t) этой равновесной системы она противодействует, «охлаждая» себя. Это происходит за счёт смещения равновесия в сторону эндотермической реакции, в ходе которой полученная извне теплота поглощается (–Q). Если же данную равновесную систему подвергают охлаждению (–t), то она снова противодействует, но теперь уже «нагревая» себя. Это достигается за счёт смещения равновесия в сторону экзотермической реакции, идущей с выделением теплоты (+Q). Таким образом, при повышении температуры
(+t) химическое равновесие смещается в сторону эндотермической реакции (–Q), а при понижении температуры (–t) химическое равновесие смещается в сторону экзотермической реакции (+Q).
О противодействии системы внешнему изменению температуры свидетельствуют противоположные знаки «+» и «–» перед символами t и Q.
Влияние давления
При постоянной температуре давление газовой смеси на стенки сосуда прямо пропорционально общему химическому количеству газов, содержащихся в нём. Если общее химическое количество газов в сосуде увеличивается, то давление газовой смеси возрастает, и наоборот — при понижении общего количества газов давление в сосуде уменьшается. Рассмотрим это на примере обратимой реакции синтеза аммиака, выражающейся уравнением:
t
N2(г) + 3H2(г) 2NH3(г).
1 моль 3 моль |
2 моль |
Из этого уравнения следует, что:
а) в результате прямой реакции (→) общее химическое количество газов уменьшается (–n) от 4 до 2 моль, вследствие чего давление газовой смеси на стенки сосуда понижается;
б) в результате обратной реакции (←) общее химическое количество газов увеличивается (+n) от 2 до 4 моль, вследствие чего давление газовой смеси на стенки сосуда возрастает.
Это можно отобразить в уравнении реакции следующим образом:
–n(газов) −−−−−−← N2(г) + 3H2(г) ←−−−−−− 2NH3(г).
+n(газов)
Обратимые химические реакции |
135 |
|
Если данную равновесную систему подвергают сжатию, повышая её давление (+р), она «противодействует» этому, смещая равновесие в сторону прямой реакции, в ходе которой давление и общее количество газов уменьшается (–n).
Если же указанную равновесную систему подвергают расширению, уменьшая её давление (–р), она снова «противодействует», смещая равновесие в сторону обратной реакции, в ходе которой давление и общее количество газов уве-
личивается (+n). Таким образом, при повышении внешнего давления (+р) химическое равновесие смещается в сторону реакции, сопровождающейся уменьшением общего химического количества газов (–n). При понижении внешнего давления (–р) химическое равновесие смещается в сторону реакции, сопровождающейся увеличением общего химического количества газов (+n).
Известно достаточно много обратимых реакций, в ходе которых общее химическое количество газов не изменяется. Например:
t |
t |
H2(г) + I2(г) 2НI(г); |
N2(г) + O2(г) 2NO(г). |
1 моль 1 моль 2 моль |
1 моль 1 моль 2 моль |
Очевидно, что в таких случаях изменение внешнего давления не влияет на положение химического равновесия, т. е. оно никуда не смещается.
О противодействии системы внешнему изменению давления свидетельствуют противоположные знаки «+» и «–» перед символами р и n.
Влияние концентраций веществ
Химическое равновесие можно сместить, изменяя концентрации исходных или конечных веществ, участвующих в обратимой реакции. Рассмотрим это подробнее на примере реакции, отображаемой уравнением:
аА + bВ сС + dD.
При увеличении концентрации одного или обоих исходных веществ А и В скорость прямой реакции увеличивается (→← ), что приводит к смещению равновесия вправо. Если же концентрации этих веществ уменьшить, то скорость прямой реакции также уменьшится, и большей поэтому окажется скорость об-
ратной реакции ( ← ), т. е. равновесие сместится влево. → При увеличении концентрации одного или обоих конечных веществ С и D
скорость обратной реакции возрастает ( ← ), что приводит к смещению равнове- |
|
→ |
|
сия влево. Если же концентрации указанных веществ уменьшить, то скорость об- |
|
ратной реакции также уменьшится, и большей |
окажется скорость прямой реак- |
ции (→← ). Это, как вам уже известно, приводит к смещению равновесия вправо.
|
136 |
Химические реакции |
При увеличении концентраций исходных веществ химическое равнове-
сие всегда смещается вправо, а при их уменьшении — влево.
При увеличении концентраций конечных веществ химическое равнове-
сие всегда смещается влево, а при их уменьшении — вправо.
Приведём конкретный пример.
Пример 1. Определите, в какую сторону сместится химическое равновесие, отображаемое уравнением
N2(г) + 3H2(г) 2NH3(г) + Q,
а) при увеличении концентрации азота; б) при уменьшении концентрации водорода; в) при уменьшении концентрации аммиака.
Решение:
а) Поскольку азот — исходное вещество, то при увеличении его концентрации данное равновесие сместится вправо.
б) Так как водород — исходное вещество, то при уменьшении его концентрации химическое равновесие сместится влево.
в) Поскольку аммиак — конечное вещество, то при уменьшении его концентрации указанное равновесие сместится вправо.
Смещение химического равновесия широко используется в химической промышленности для увеличения практического выхода многих ценных веществ. Например, для того чтобы увеличить выход аммиака, т. е. получить его как можно больше, химическое равновесие, рассмотренное в примере 1, смещают вправо. Для этого увеличивают давление (сжимают реакционную смесь), уменьшают температуру, увеличивают концентрации азота и водорода, уменьшают концентрацию аммиака.
Следует отметить, что катализаторы не влияют на положение химического равновесия, так как они одинаково ускоряют как прямую, так и обратную реакции.
Химические реакции подразделяются на обратимые и необратимые.
При равенстве скоростей прямой и обратной реакций наступает состояние химического равновесия.
Химическое равновесие смещается при изменении давления, температуры, концентраций веществ.
Катализаторы не влияют на положение химического равновесия.
Окислительно-восстановительные реакции |
137 |
|
Вопросы и задания
1.Какие реакции называются обратимыми? Напишите уравнения трёх таких реакций.
2.Какое состояние реакционной смеси называется химическим равновесием? Как называются концентрации веществ, находящихся в состоянии химического равновесия?
3.Что понимают под смещением химического равновесия? Объясните смысл выражения: «Химическое равновесие сместилось влево; вправо».
4.Как на практике можно сместить химическое равновесие? Сформулируйте принцип Ле Шателье.
5.Как влияет изменение температуры на положение химического равновесия?
Вкакую сторону сместится равновесие в системе
2NO2(г) 2NO(г) + O2(г) – Q
при охлаждении реакционной смеси? Как нужно изменить температуру, чтобы увеличить выход оксида азота(II)?
6. Как влияет изменение давления на положение химического равновесия? В какую сторону сместится равновесие в системе
2SO2(г) + O2(г) 2SO3(г) + Q
при повышении давления в реакционной смеси? Как нужно изменить внешнее давление для увеличения выхода оксида серы(VI) ?
7. В какую сторону сместится химическое равновесие
CO2(г) + C(т) 2СO(г) – Q
а) при увеличении температуры; б) при уменьшении внешнего давления; в) при увеличении концентрации угарного газа; г) при уменьшении концентрации углекислого газа?
§ 29. Окислительно-восстановительные реакции
Среди всех известных химических реакций особое место занимают окислительно-восстановительные реакции (ОВР). Именно они лежат в основе процессов фотосинтеза, дыхания и обмена веществ в живых организмах, используются при получении многих полезных веществ и материалов.
На протяжении многих веков люди широко использовали в своей деятельности различные окислительно-восстановительные реакции, не понимая их сути. Лишь во второй половине ХVIII века французский химик А. Лавуазье дал научное объяснение этим процессам, создав кислородную теорию окисления. Согласно данной теории окисление — процесс присоединения атомов кислорода к атомам других элементов, а восстановление — процесс отнятия атомов кислорода. С этими определениями вы познакомились впервые в курсе химии 7-го класса на примере реакций окисления меди кислородом и восстановления меди из её оксида водородом:
2Cu + O2 =t 2CuO; |
CuO + Н2 =t Cu + Н2О. |
|
138 |
Химические реакции |
В начале XX века была создана современная электронная теория окислительно-восстановительных реакций. В её основе лежит представление о том, что любая окислительно-восстановительная реакция осуществляет-
ся за счёт перехода электронов от атомов или ионов одних элементов к атомам или ионам других элементов, в результате чего происходит изменение их степеней окисления. Таким образом, к окислительно-
восстановительным относятся реакции, сопровождающиеся изменением степеней окисления атомов.
Согласно электронной теории, в ходе любой окислительно-восстановительной реакции одновременно протекают два процесса — окисление и восстановление:
|
|
|
|
|
|
окисление |
|
|
|
|
|
|
|
|
||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||
–4 |
–3 |
–2 |
–1 |
0 |
+1 |
+2 |
+3 |
+4 |
+5 |
+6 |
+7 |
+8 |
степень |
|||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
восстановление |
окисления |
|
|
|
|
Окисление — процесс отдачи электронов (–е–), приводящий к увеличению степеней окисления атомов, например:
0 |
3 |
2 |
4 |
2 |
4 |
Al – 3e– → Al; |
S |
6e– → S; |
N |
2e– → N. |
Атом или ион, отдающий электроны, называется восстановителем. Вещество, в состав которого входят такие атомы или ионы, также называется восстановителем. Типичными восстановителями являются простые вещества металлы, атомы которых в ходе окислительно-восстановительной реакции всегда отдают электроны.
Восстановление – процесс присоединения электронов (+е–), приводящий к уменьшению степеней окисления атомов, например:
3 |
0 |
4 |
2 |
4 |
2 |
Al 3e– → Al; |
S |
6e– → S; |
N |
2e– → N. |
Атом или ион, присоединяющий электроны, называется окислителем. Вещество, в состав которого входят такие атомы или ионы, также называется окислителем. К окислителям относятся многие простые вещества-неметаллы (например, F2, Cl2, Br2, I2, О2, O3, S), атомы которых присоединяют электроны. Таким образом,
восстановитель, отдавая электроны, восстанавливает другие атомы
или ионы, но сам при этом окисляется;
Окислительно-восстановительные реакции |
139 |
|
окислитель, принимая электроны, окисляет другие атомы или ионы,
но сам при этом восстанавливается.
В ходе окислительно-восстановительной реакции общее число электронов, отданных восстановителем, всегда равно общему числу электронов, принятых окислителем:
N(е–)отд = N(е–)прин.
Это равенство, называемое электронным балансом, лежит в основе метода расстановки коэффициентов в уравнениях ОВР, который называется методом электронного баланса. Рассмотрим его на следующих примерах.
Пример 1. Составьте уравнение окислительно-восстановительной реакции, протекающей по схеме:
NH3 + O2 → N2 + H2O.
Выполнение:
1. Расставим степени окисления атомов в формулах всех веществ и подчеркнём символы элементов, у которых изменились степени окисления:
3 1 |
0 |
|
0 |
1 2 |
|||
NH3 |
O |
2 |
→ N2 |
H2 O. |
|||
|
|
|
|
|
|
|
2.Определим атомы-восстановители и атомы-окислители в данной реакции. Поскольку степень окисления атомов азота повышается (от –3 до 0), они окисляются, отдавая электроны, и являются восстановителями. В то же время степень окисления атомов кислорода понижается (от 0 до –2), следовательно, они восстанавливаются, присоединяя электроны, и являются окислителями.
3.Составим схему электронного баланса. Для этого запишем одно под другим уравнения процессов окисления атомов азота и восстановления атомов кис-
лорода. Запомните, что в этих уравнениях число атомов каждого элемента такое же, как в одной молекуле соответствующего исходного
вещества. Учитывая, что в молекуле NH3 один атом азота, а в молекуле O2 два атома кислорода, схема электронного баланса имеет вид:
3 |
|
3e– |
|
0 |
|
|
4 |
1N |
→ 1N |
3 |
|
||||
|
|
|
|
|
|
12 |
|
0 |
|
2e– → |
–2 |
4 |
|
3 |
|
2 O + 2 |
2 O |
|
|||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
140 |
Химические реакции |
Из этих уравнений видно, что один атом азота отдаёт 3 электрона, а два атома кислорода принимают 4 электрона. Эти числа (3 и 4) записываются напротив соответствующих уравнений за первой вертикальной чертой. Далее находится наименьшее общее кратное1 указанных чисел — число 12, которое записывается посередине за второй вертикальной чертой. После этого наименьшее кратное поочерёдно делится на число электронов, отданных одним атомом азота, т. е. на 3 (12 : 3 = 4), и на число электронов, принятых двумя атомами кислорода, т. е. на 4 (12 : 4 = 3). Полученные числа — 4 и 3 — записываются напротив соответствующих уравнений за третьей вертикальной чертой.
Они представляют собой множители, показывающие, на сколько нужно умножить числа атомов в записанных уравнениях окисления и восстановления для достижения электронного баланса. Получается, что число 1,
записанное перед символами N, нужно умножить на 4 (1 · 4 = 4 атома N), а число 2, записанное перед символами O, нужно умножить на 3 (2 · 3 = 6 атомов O). Таким образом, получается электронный баланс: число электронов (12), отданных четырьмя атомами азота, равно числу электронов (12), принятых ше-
стью атомами кислорода.
4. Учитывая, что в обеих частях уравнения должно быть по четыре ато-
ма азота и по шесть атомов кислорода, расставим соответствующие ко-
эффициенты перед формулами веществ в исходной схеме реакции и получим искомое уравнение:
4NH3 + 3O2 → 2N2 + 6H2O.
Пример 2. Составьте уравнение окислительно-восстановительной реакции, протекающей по схеме:
Zn + HNO3 → Zn(NO3)2 + N2 + H2O.
Выполнение:
1. Расставим степени окисления атомов в формулах всех веществ и подчеркнём символы элементов, у которых изменились степени окисления:
0 |
+1+5–2 |
+2 +5 –2 |
0 |
+1 –2 |
Zn + H N O3 |
→ Zn(N O3)2 + N2 + H2O. |
2. Определим атомы-восстановители и атомы-окислители в данной реакции. Поскольку степень окисления атомов цинка повышается, они окисляются, отдавая электроны, и являются восстановителями. В то же время степень окисления атомов азота понижается, следовательно, они восстанавливаются, присое-
1 Это наименьшее натуральное число, которое без остатка делится на каждое из указанных чисел.