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.
Химическое равновесие —динамическое равн-е при котором скорости обратн и прям =. Изменений в сист не происходит.
4.8 Растворимость. Произведение растворимости
Растворение труднорастворимого электролита (ТРЭ) в заданном количестве растворителя происходит до состояния насыщения. В насыщенном растворе электролит находится в динамическом равновесии с твердой фазой. Растворимость электролита определяет концентрацию ионов в насыщенном растворе электролита, а значит его электропроводность. Чем меньше растворимость ТРЭ, тем он слабее.
При растворении электролита, например, соли, в раствор переходят не молекулы, а ионы. В этом случае в насыщенном растворе равновесие устанавливается между ионами соли в кристаллической фазе и ионами, перешедшими в раствор: СаСО3 кр ↔ Ca2+р-р + СО32-р-р.
Константа равновесия этого процесса:
Крав. = [Ca2+] • [СО32-]
[СаСО3кр]
[СаСО3кр] является величиной постоянной, поэтому произведение двух констант можно обозначить как ПР.
ПР = Крав. • [СаСО3кр] = [Ca2+]нас • [СО32-]нас = Р2
Р (моль/л) - растворимость, численно равная молярной концентрации насыщенного раствора электролита, Р = См(нас); ПР - произведение растворимости труднорастворимого электролита (ТРЭ). ПР рассчитывается как произведение молярных концентраций ионов (ПК) ТРЭ в насыщенном растворе в степенях равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении диссоциации. ПР является величиной постоянной при данной температуре. Значения ПР для всех известных ТРЭ помещены в справочник.
Рассмотрим насыщенный раствор ТРЭ типа А2В3 Обозначим концентрацию насыщенного раствора электролита через Р (моль/л). Поскольку вещество малорастворимое, то степень диссоциации αдис можно принять равной 1 (100%). Тогда, используя уравнение реакции, можно записать:
начальное состояние раствора Р 0 0
А2В3 = 2А+3 + 3В2-
равновесное состояние насыщенного раствора 0 2Р 3Р
Выражение для произведения растворимости имеет вид: ПР = [Аа+]2 • [Вв-]3 = [2Р]2 • [3Р]3 = 108 Р5.
Значения ПР используются в общей химии, аналитической химии, гидрохимии, химии океана, экологии и др., т. к. позволяют количественно оценить:
- условия образования и растворения осадков;
- рассчитать растворимость труднорастворимого электролита;
- рассчитать молярную концентрацию ионов электролита в насыщенном растворе.
Условием образования осадка является превышение произведения концентраций ионов (ПК) малорастворимого электролита над его произведением растворимости, т.е. ПК > ПР.
При увеличении концентрации одного из ионов ТРЭ в его насыщенном растворе (например, путем введения хорошо растворимого электролита, содержащего тот же ион) произведение концентраций ионов электролита (ПК) становится больше ПР. При этом равновесие между твердой фазой и раствором смещается в сторону образования осадка. Например, если в насыщенный раствор AgCI добавить сильный электролит KCI, то появление в растворе одноименного иона (CI-) приводит к смещению равновесия в сторону образования осадка (←). Когда установится новое равновесие, то произведение концентраций (ПК) ионов электролита вновь становится равным ПР, но при этом в растворе появится осадок. В состоянии нового равновесия концентрация ионов Ag+ будет меньше, а концентрация ионов CI- больш е, чем было до добавления KCI.
AgCI↓ <=> Ag+ + CI- + КCI <=> K+ + CI-.
По принципу Ле Шаталье, если [CI-] ↑, то смещение равновесие произойдет в сторону образования осадка <----.
Напротив, если в насыщенном растворе электролита уменьшить концентрацию одного из ионов (например, связав его каким-либо другим ионом), произведение концентраций ионов будет меньше значения ПР, раствор станет ненасыщенным, и равновесие между раствором и осадком сместится в сторону растворения осадка (→).
. Сu(OH)2↓ <=> Cu+2 + 2OH- + HCI <=> H+ + CI-
При добавлении HCI происходит реакция H+ + OH- <=> H2O , при этом [OH-] ↓, смещение равновесия происходит в сторону продуктов диссоциации основания -------à .
Условием растворения осадка малорастворимого электролита является недонасыщение раствора, когда произведение концентраций его ионов меньше значения ПР, т.е. ПК < ПР.
2 МЕТАЛЛЫ-в-ва, облад-е в обыч усл харак-ми,ме-ми, св-ми-высокими электрич. проводимостью и теплопроводностью, отрицат. температурным коэф. электрич. проводимости, способностью хорошо отражать световые волны (блеск), пластичностью.
Если в таблице эл-в диагональ от бериллия к астату, то слева внизу по диагонали элементы-металлы (к ним же относятся элементы побочных подгрупп), а справа вверху – элементы-неметаллы. Элементы, расположенные вблизи диагонали (Be, Al, Ti, Ge, Nb, Sb и др.), обладают двойственным характером.
К элементам - металлам относятся s - элементы I и II групп, все d- и f - элементы, а также p- элементы главных подгрупп: III (кроме бора), IV (Ge, Sn, Pb), V (Sb,Bi) и VI (Po). Наиболее типичные элементы – металлы расположены в начале периодов (начиная со второго).
ОСОБЕННОСТИ СТРОЕНИЯ МЕТАЛЛОВ
Атомы металлов на внешнем уровне содержат не более четырех электронов, как правило, от одного до трех. Отдавая эти электроны, они приобретают устойчивую оболочку ближайшего инертного газа:
- 2e¯=e¯=
Ca0−2e¯→Ca+2Ca0−2e¯→Ca+2
1s22s22p63s23p64s2−2e¯→1s22s22p63s23p61s22s22p63s23p64s2⏞−2e¯→1s22s22p63s23p6⏞
Таким образом, металлы в химических реакциях являются восстановителями – они приобретают положительную степень окисления. В этом заключается их принципиальное отличие от элементов-неметаллов.
Способность атома элемента смещать на себя электроны химической связиназывают электроотрицательностью.
Вследствие низких значений электроотрицательности металлы легче отдают электроны, чем притягивают их, и, следовательно проявляют восстановительные свойства.
Кристаллическая решетка и металлическая связь
Металлы имеют металлическую кристаллическую решетку, в узлах которой расположены отдельные атомы. Они слабо удерживают валентные электроны, которые по этой причине свободно перемещаются по всему объему металла, формируя единое электронное облако и в равной степени притягиваются всеми атомами. Такая связь называется металлической.
Общие свойства металлов – пластичность, способность отражать свет, тепло- и электропроводность – объясняются особенностями их строения. При сильном надавливании кусок металла изменяет форму – часть атомов смещается, но не рассыпается: общее электронное облако прочно удерживает все атомы вместе. В электрическом поле свободные электроны начинают двигаться в определенном направлении, такое упорядоченное движение электронов называют электрическим током.
Чем больше в металле свободных электронов и чем сильнее колебания атомов, находящихся в узлах решетки, тем быстрее происходит выравнивание температуры во всем куске металла, то есть тем больше его теплопроводность. Поэтому относительные значения тепло- и электропроводности для многих металлов близки.
