пользователей: 21281
предметов: 10473
вопросов: 178149
Конспект-online
зарегистрируйся или войди через vk.com чтобы оставить конспект.
РЕГИСТРАЦИЯ ЭКСКУРСИЯ

20. 1.Обратимость. Хим равн-е. Принцип Ле Шателье . 2. СО2, строение, получение, хим и физ св-ва. Угольная кислота. Карбонаты и фотосинтез.

ОБРАТИМЫЕ РЕАКЦИИ Однако в реакционной смеси может протекать как взаимодействие реагентов, так и взаимодействие продуктов, и такие реакции называются обратимыми

Реакции, которые при заданных условиях протекают как в прямом, так и в обратном направлении, называют обратимыми.

обратимы практически все химические реакции. Но для протекания некоторых типов реакций в противоположном направлении требуются большие затраты энергии; тогда их считают необратимыми.

Обратимые реакции очень распространены в химии. К ним относятся диссоциация воды и слабых кислот, гидролиз некоторых солей, реакции водорода с бромом, иодом и азотом, многие промышленно важные реакции, такие как

 РАВНОВЕСИЕ

Во всех обратимых реакциях скорость прямой реакции уменьшается, скорость обратной реакции возрастает до тех пор, пока обе скорости не станут равными и не установится состояние химического равновесия.

 

Направление протекания химической реакции определяется условиями ее проведения (температурой, давлением, концентрацией веществ).

При равновесии все количества веществ постоянны, поэтому возникает впечатление, что в системе ничего не происходит. На самом деле и прямая, и обратная реакции протекают одновременно и с одинаковой скоростью: сколько продуктов образуется за счет прямой реакции, столько же их расходуется в обратной реакции. Химическое равновесие имеет динамический характер.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Химическое равновесие —динамическое равн-е при котором скорости обратн и прям =. Изменений в сист не происходит.

ПРИНЦИП ЛЕ-ШАТЕЛЬЕ

Общий принцип смещения химического равновесия был предложен французским ученым Анри Ле-Шателье и в современной трактовке выглядит следующим образом: 

Общий принцип смещения равновесия (принцип Ле-Шателье):

если на равновесную систему оказать внешнее воздействие, то равновесие сместится так, чтобы уменьшить влияние этого воздействия

 Поскольку положение равновесия определяется скоростями прямой и обратной реакций, то оно зависит от тех же факторов, от которых зависит и скорость, а именно: температуры и концентрации веществ. Кроме того, на положение равновесия в реакциях с участием газов может влиять давление.

Факторы, влияющие на смещение химического равновесия

Разберем влияние каждого фактора на примере обратимой реакции синтеза аммиака:  

N2+3H22NH3+QN2+3H2⇔2NH3+Q

КОНЦЕНТРАЦИЯ

В ходе прямой реакции из простых веществ (азота и водорода) получают аммиак, а в ходе обратной реакции посредством разложения аммика образуются азот и водород. Для каждой из этих реакции запишем уравнение скорости: прямая реакция:  

N2+3H22NH3+Qvпр=kпр[N2][H2]3N2+3H2⇔2NH3+Qvпр=kпр⋅[N2]⋅[H2]3

обратная  реакция: 

2NH3N2+3H2Qvобр=kобр[NH3]22NH3⇔N2+3H2−Qvобр=kобр⋅[NH3]2

При наступлении химического равновесия скорости прямой и обратной реакций становятся равны: vпр=vобрvпр=vобр. Очевидно, что при увеличении концентрации газообразного азота в системе, возрастет и его равновесная молярная концентрация [N2][N2], и, следовательно, увеличится скорость прямой реакции vпрvпр, скорость же обратной реакции останется неизменной. В таком случае говорят, что равновесие сдвигается вправо или в сторону прямой реакции. То есть, при увеличении концентрации реагента, равновесие смещается в сторону образования продуктов.  Аналогично рассуждая, можно прийти к выводу, что при уменьшении концентрации реагентов скорость обратной реакции будет больше, чем скорость прямой и равновесие сместится в сторону исходных веществ.

ТЕМПЕРАТУРА

В рассмотренном примере 

N2+3H22NH3+QN2+3H2⇔2NH3+Q

прямая реакция является экзотермической (протекает с выделением тепла), а обратная – эндотермической (идет с поглощением тепла).  Рассмотрим поведение данной равновесной системы при повышении температуры. Руководствуясь принципом Ле-Шателье можно предсказать «сопротивление» системы внешнему воздействию (нагреванию), то есть прямая экзотермическая реакция будет замедляться и, значит, равновесие будет смещаться влево, в сторону эндотермической реакции. И наоборот, при уменьшении температуры, система будет «сопротивляться», отдавая тепло. То есть увеличится скорость прямой реакции и равновесие сместится в сторону экзотермической реакции.

Легко запомнить, что если происходит нагревание во время реакции (то есть выделяется тепло), то его нужно отводить (охлаждать). Если для реакции не хватает тепла (то есть поглощается тепло), то такую систему нужно нагревать.

ДАВЛЕНИЕ 

Давление влияет только на обратимые газовые реакции, причем только на те из них, в которых происходит изменение общего числа молекул газа. Увеличение давления смещает равновесие в сторону образования меньшего числа молекул газов, а уменьшение давления – в сторону увеличения числа молекул. Так, в рассматриваемой реакции  

N2+3H22NH3+QN2+3H2⇔2NH3+Q

количество газов в левой части уравнения (1+3)=4 моль, в правой - 2 моль. Следовательно, при повышении давления равновесие в данной системе сместится вправо, при уменьшении давления - влево.

Легко запомнить: увеличение давления смещает реакцию в сторону меньшего объема. В случае равных объемов газообразных исходных веществ и продуктов, давление не влияет на смещение равновесия.

КАТАЛИЗАТОР

При использовании катализатора в равновесных системах, ускоряются как прямая, так и обратная реакции, причем скорости обеих реакций увеличиваются в одинаковое число раз. Равновесие при этом сохраняется. Таким образом, катализатор не влияет на положение равновесия, а только приводит к более быстрому его установлению.



Строение молекулы Молекула СО 2 линейная, длина двойной связи С=О равна 0,116 нм. В рамках теории гибридизации атомных орбиталей две σ-связи образованы sp-гибридными орбиталями атома углерода и 2р-орбиталями атома кислорода. Не участвующие в гибридизации р-орбитали углерода образуют с аналогичными орбиталями кислорода p-связи. Молекула неполярная.74ba169f0d8a0905b605522f2f32d831.JPG 

 

В промышленных количествах углекислота выделяется из дымовых газов, или как побочный продукт химических процессов, например, при разложении природных карбонатов (известнякдоломит) или при производстве алкоголя (спиртовое брожение). Смесь полученных газов промывают раствором карбоната калия, которые поглощают углекислый газ, переходя в гидрокарбонат. Раствор гидрокарбоната при нагревании или при пониженном давлении разлагается, высвобождая углекислоту. В современных установках получения углекислого газа вместо гидрокарбоната чаще применяется водный раствор моноэтаноламина, который при определённых условиях способен абсорбировать СО₂, содержащийся в дымовом газе, а при нагреве отдавать его; таким образом отделяется готовый продукт от других веществ.

Также углекислый газ получают на установках разделения воздуха как побочный продукт получения чистого кислорода, азота и аргона.

В лабораторных условиях небольшие количества получают взаимодействием карбонатов и гидрокарбонатов с кислотами, например мрамора, мела или соды с соляной кислотой, используя,например, аппарат Киппа. Использование реакции серной кислоты с мелом или мрамором приводит к образованию малораств сульфата кальция, который мешает реакции, и который удаляется значительным избытком кислоты.

Физ углекислый -газ без цви запаха, тяжелее воздуха, растворим в воде, при сильном охлаждении кристаллизуется в виде белой снегообразной массы – «сухого льда». При атмосферном давлении он не плавится, а испаряется, температура сублимации -78 °С. Углекислый газ образуется при гниении и горении органических веществ. Содержится в воздухе и минеральных источниках, выделяется при дыхании животных и растений. Мало растворим в воде (1 объем углекислого газа в одном объеме воды при 15 °С). 

ХимОксид углерода (IV) - обладает свойствами кислотного оксида, при нагревании с сильными восстановителями проявляет слабые окислительные свойства.

В реакциях со щелочами и гидратом аммиака проявляет свойства кислотного оксида. При этом образует два типа солей: среднюю соль ( карбонат ) или кислую соль ( гидрокарбонат ).

CO2 + NaOH Þ NaHCO3

CO2 + 2 NaOH Þ Na2CO3 + H2O

Реагирует с гидратом аммиака, образуя гидрокарбонат аммония.

CO2 + NH3 • H2O Þ NH4HCO3

В водном растворе образует слабую угольную кислоту, которая, реагируя с карбонатами превращает их в гидрокарбонаты. 

CaCO3 + CO2 + H2O Þ Ca(HCO3)2

Проявляет слабые окислительные свойства за счёт углерода в степени окисления +4. Восстанавливается при нагревании углеродом.

t

CO2 + C Þ 2 CO

Восстанавливается при нагревании активными металлами.

t

CO2 + 2 Mg Þ 2 MgO + C

Восстанавливается при нагревании водородом. При этом образуется органическое вещество- газ метан ( CH4).

t, Cu2O

CO2 + 4 H2 Þ CH4 + 2 H2O

Избыток углекислого газа в закрытом помещении ( на подводной лодке, в бомбоубежище и т.д. ) регенирируют реакцией с пероксидом натрия. При этом образуется кислород ( О2 ).

2 CO2 + 2 Na2O2 Þ 2 Na2CO3 + O2 ­

У́гольная кислота́ — слабая двухосновная кислота с химической формулой H2CO3, образуется в малых количествах при растворении углекислого газа в воде[1], в том числе и углекислого газа из воздуха. В водных растворах неустойчива[2]. Образует ряд устойчивых неорганических и органических производных: соли(карбонаты и гидрокарбонаты), сложные эфирыамиды и др.

\mathsf{CO_2 + H_2O \rightleftarrows CO_2 \cdot H_2O \rightleftarrows H_2CO_3}

Упрощённо (как в учебнике) фотосинтез:

-------------------свет
6СО2+:Н2О===========С6Н12О6+О2
------------------хлорофилл
-----------------зелёных листьев.
Поглощается энергия солнца!! !
Дыхание:
С6Н12О6+О2================С6Н12О6+О2+Q
происходит в растительных и животных организмах.
Энергия выделяется.
Фотосинтез и дыхание -это взаимопротивополохные процессы-основа жизни на Земле.


30.01.2016; 04:26
хиты: 56
рейтинг:0
Естественные науки
химия
неорганическая химия
для добавления комментариев необходимо авторизироваться.
  Copyright © 2013-2016. All Rights Reserved. помощь