16. Обратимость химической реакции. Химическое равновесие и способы его смещения.

По направлению все химические реакции можно разделить на необратимые и обратимые. Необратимыми называют хим. реакции, в результате которых исходные вещества практически полностью превращаются в конечные продукты (горение). Обратимыми называют хим. реакции, которые протекают одновременно в двух противоположных направлениях - прямом и обратном. Примеры обратимых реакций: реакция синтеза оксида азота 2, более значимое- получение оксида серы 6: +

+Q и получение аммиака: 3H₂+N₂

2NH₃+Q. Обратимые реакции многообразнее, чем необратимые. В обратимых процессах скорость прямой реакции вначале макс., а затем уменьшается за счет из-за уменьшения концентрации исходных вещ-в, расходуемых на образование продуктов реакции. Наоборот, скорость обратной реакции, минимальной вначале, увеличивается по мере увеличения концентрации продуктов реакции. Наступает такой момент, когда скорости прямой и обратной реакции становятся равными (химическое равновесие). Хим. равновесие является динамичным, т.к. при его наступлении реакция не прекращается, неизм. остаются лишь концентрации компонентов, т.е. за ед. времени образуется такое же количество продуктов реакции, какое превращается в исходные вещ-ва. Химики Шателье и Браун обосновали общий закон смещения хим. равновесия в зависимости от внешних факторов (принцип Шателье): если заменить одно из условий - температуру, давление или концентрацию вещ-в, при которых данная система находится в состоянии хим. равновесия, то равновесие сместится в направление, которые препятствует этому изменению. На примере реакции синтеза аммиака: 3H₂+N₂

2NH₃+Q Характеристика: реакция соединения, обратная- реакция разложения; каталитическая реакция (происходит в присутствие катализаторов, которые ускоряют момент наступления хим .равновесия); относится к экзотермическим реакциям (протекает с выделением теплоты), обратная- эндотермическая (поглощение теплоты). Принцип действия: 1) изменение равновесных концентраций, т.е. концентраций вещ-в после установления равновесия (чтобы сместить равновесие в сторону образования аммиака, надо увеличить концентрацию исходных вещ-в (азота и водорода) и уменьшить концентрацию продукта (аммиака) и наоборот. 2) изменение давления (прямая реакция-синтез аммиака сопровождается понижением давления, разложение аммиака - увеличением давления, при увеличении давления равновесие смещается вправо ( в сторону образования аммиака), уменьшение давления-влево(в сторону разложения аммиака) изменение давления смещает равновесие лишь при участии в реакции газообразных вещ-в и изменении их кол-ва. 3) изменение температуры (при повышении температуры равновесие сместится влево, охлаждение смещает равновесие вправо).

17. Роль воды в химических реакциях.

Огромное число хим. реакций протекает в водной среде. По отношению к воде как к растворителю все вещ-ва делят на 3 группы: 1) растворимые (в 100г воды растворяется более 1г вещ-ва: щелочи, нитраты, моносахариды, низшие спирты) 2) малорастворимые ( в 100г воды растворяется от 0,01 до 1 г вещ-ва: гидроксид кальция, сульфаты серебра и свинца, анилин и фенол) 3) практически нерастворимые ( в 100г воды растворяется менее 0,01 вещ-ва: фосфаты, карбонаты, углеводороды, высшие спирты, альдегиды). Растворение- это результат диффузии. При растворении вещ-в в воде происходит гидратация, результатом чего является образование растворов. Водные растворы - это гомогенные системы, состоящие из молекул воды, частиц растворенного вещ-ва и продуктов их взаимодействия. Растворы делят на молекулярные, ионные и ионно-молекулярные. В молекулярных растворах вещ-в содержатся молекулы, окруженные оболочкой из молекул воды (гидратированные молекулы), результат гидратации (взаимодействия с водой). Электролиты- это вещ-ва, которые в растворах распадаются на ионы- диссоциируют. Отношение числа молей вещ-ва распавшегося на ионы, к общ. кол-ву растворенного вещ-ва называют степенью электрической диссоциации. Электролиты по степени диссоциации делят на сильные и слабые. Сильные практически полностью распадаются на ионы, уравнение диссоциации записывают как необратимый процесс: NAOH=NA⁺+OH^-, Al₂(SO₄)₃=2Al³⁺+SO^2-_4. Слабые диссоциируют незначительно, этот процесс обратим: HNO₂

H⁺+NO₂^-, СH₃COOH

CH₃COO+H⁺. Вода, будучи причиной диссоциации, сама незначительно диссоциирует: H₂O

H⁺+OH^-. По хар-ру образующихся после диссоциации ионов различают три типа электролитов: кислоты, основания и соли. Кислоты - это электролиты, диссоциирующие на катионы водорода и анионы кислотного остатка: HCl=H⁺+Cl^-, HCOOH

H⁺+HCOO^-. Основания - это электролиты, диссоциирующие на катионы металла и гидроксид анионы: KOH=K⁺+OH^-, CH₃NH₂

CH₃NH₃⁺+OH^-. Соли- это электролиты, диссоциирующие на катионы металла и анионы кислотного остатка: BaCl₂=Ba²⁺+2Cl^-, CH₃COONa=Na⁺+CH₃COO^-. Взаимодействие ацетилена с водой: HCl

CH+H₂O

CH₃-C

. С водой также реагируют щелочные и щелочноземельные металлы, при этом образуются щелочь и водород: 2Na+2H₂O= 2NaOH+H₂

_, Ca+2H₂O=Ca(OH)₂+ H₂

. Галогены по-разному взаимодействуют с водой. Вода горит во фторе, а хлор взаимодействует с водой медленно и обратимо: 2H₂O+2F₂=4HF+O₂, H₂O+Cl₂

HCl+HClO. С основными и кислотными оксидами вода реагирует с образованием соответствующих гидроксидов- щелочей и растворимых кислот: BaO+H₂O=Ba(OH)₂