Химия — это магия по-научному! Посмотрев наш курс, вы убедитесь в этом. Мы не только расскажем вам о неорганических веществах, их превращениях, физических и химических свойствах, но и наглядно покажем всё это в настоящей химической лаборатории. (Спойлер: у нас взорвался натрий, да и вообще много чего интересного произошло). В курсе вы узнаете об основных химических элементах Периодической системы: сначала главных подгрупп, а затем уже переходных металлов. Вряд ли в школе вы говорили об этом так подробно и увлекательно. Химия каждого элемента рассматривается на «продвинутом» уровне, поэтому в начале курса мы напомним вам основы общей химии и ключевые понятия неорганики. При рассмотрении химических свойств поддерживается концепция их разделения на три главнейшие группы: кислотно-основные свойства, окислительно-восстановительные превращения и реакции комплексообразования. Добро пожаловать в красивый (и немного опасный) мир неорганической химии! Вводный модуль. Основы общей химии (10 видео) Неделя 1. Неорганические вещества и их реакции (11 видео) Неделя 2. Водород, галогены, кислород (11 видео) Неделя 3. Сера, азот (11 видео) Неделя 4. Фосфор, углерод, кремний, металлы главных подгрупп (10 видео) Неделя 5. Переходные элементы (10 видео)
1.8. Может ли реакция идти назад?
Loading...
来自 Novosibirsk State University 的课程
Неорганическая химия
10 个评分
与讲师见面
Константин Коваленкокандидат химических наук, доцент
Факультет естественных наук
[БЕЗ_ЗВУКА]
[БЕЗ_ЗВУКА] В какой же момент
заканчивается протекание химической реакции?
Таких моментов может быть два типа.
Первый — у нас закончились реагенты или продукты,
если реакция шла в обратную сторону, это все понятно.
Второй случай — это когда наступило химическое равновесие,
то есть такое состояние системы, при котором количество
всех участвующих в обратимой реакции веществ с течением времени не изменяется.
То есть у нас есть в системе и реагенты, и продукты, но их концентрация,
их количество не изменяются.
Что такое обратимая реакция?
Это химическая реакция, в которой реагенты могут превращаться в продукты,
а продукты могут превращаться в реагенты.
Такие реакции мы обозначаем с помощью двойной стрелки: стрелки вправо и стрелки
влево одновременно.
С точки зрения химической термодинамики, все химические реакции обратимы,
это означает, что все реакции, по крайней мере, те, в которых участвуют газообразные
вещества, однозначно должны приходить к состоянию химического равновесия.
А вот с точки зрения химической кинетики обратимыми нужно считать только те
реакции, у которых можно сравнивать скорости прямой и обратной реакции.
Если эти скорости очень сильно отличаются, то такие реакции мы будем называть
необратимыми, а если скорости сравнимы, такие реакции обратимы.
Обратимые реакции чрезвычайно часто встречаются в химии.
Многие из них являются важными промышленными процессами.
Так, например,
окисление SO2 кислородом в SO3 — это очень важная стадия производства серной кислоты.
К сожалению, эта реакция обратимая, и поэтому очень сильно приходится усложнять
технологический процесс производства серной кислоты.
Паровая конверсия метана — это еще один пример обратимой химической реакции.
Эта конверсия используется для получения водорода и синтез-газа из
метана и воды соответственно.
Если бы эта реакция не была обратимой,
мы могли бы количественно в одну стадию получать водород из метана.
К сожалению, это не так.
В момент равновесия в системе есть все вещества, и реагенты, и продукты.
Условно мы можем сказать, что если продуктов больше, чем реагентов,
то равновесие смещено вправо, в сторону прямой реакции.
А если же реагентов больше, чем продуктов, то тогда равновесие смещено влево,
то есть в сторону обратной реакции.
Равновесие можно определить и с помощью химической кинетики,
то есть применить кинетическую модель химического равновесия.
Давайте рассмотрим эту модель на примере реакции синтеза аммиака из азота и
водорода, из простых веществ, которые широко используются в промышленности.
Скорость прямой реакции равна произведению константы скорости прямой реакции умножить
на концентрацию азота и водорода в степени три.
Скорость обратной реакции равна константе скорости обратной реакции умножить на
концентрацию аммиака в квадрате.
В момент химического равновесия эти скорости будут равны.
Химическое равновесие можно описать количественно,
используя константу химического равновесия.
С помощью константы химического равновесия можно будет определить равновесные
концентрации веществ, то есть их концентрации в момент химического
равновесия, а также определять направление протекания химических реакций.
Как же определяется константа равновесия?
Выражение константы равновесия определяют либо через давление,
или через концентрации всех участников реакции.
При этом давление и концентрация продуктов находится в числителе,
а давление или концентрация реагентов находится в знаменателе.
Каждое давление или концентрация возводится в степень стехиометрического
коэффициента.
Выражения константы равновесия не включают конденсированные фазы,
то есть твердые и жидкие вещества.
Например, для реакции синтеза аммиака константа равновесия,
выраженная через давление, равна давлению NH3 в квадрате
разделить на давление N2 и на давление H2 в степени три.
А константа равновесия, выраженная через концентрацию, равна концентрации аммиака в
квадрате разделить на концентрацию азота и на концентрацию водорода в кубе.
Обращу ваше внимание на то, что константы равновесия, выраженные через давление и
через концентрации, конечно же, не равны друг другу.
Рассмотрим другой пример, пример гетерогенной реакции.
При сгорании графита образуется CO2.
Константа равновесия этой реакции, выраженная через давление,
равна давлению CO2 разделить на давление O2.
Конечно же, графит, или просто углерод, в выражение константы равновесия не
включается, поскольку он является конденсированной фазой, твердым веществом.
Чем больше константа равновесия,
тем сильнее равновесие смещено в сторону образования продуктов прямой реакции.
Если представить, что константа равновесия стремится к бесконечности,
то такая реакция будет необратимой.
Константа равновесия используется для расчета
выходов продуктов обратимых реакций.
При любой начальной концентрации реагентов,
концентрации продуктов однозначно определяются константы равновесия.
Как это посчитать, вы можете более подробно познакомиться в курсе физической
химии от Новосибирского государственного университета.
Можно в любой момент реакции рассчитать величину,
очень похожую на константу равновесия.
Она называется произведение реакций и отличается от константы равновесия только
тем, что в выражение произведения реакции подставляются не равновесные давление
и концентрации, а текущие давление или концентрации.
Так, например, для реакции синтеза аммиака произведение реакции будет равно давлению
аммиака в квадрате разделить на давление азота, разделить на давление H2 в кубе.
Очень важно, что можно сравнить между собой константу равновесия и произведение
реакций, и определить, в каком направлении будет протекать химическая реакция.
Если константа больше произведения, то реакция протекает в прямом направлении,
если константа меньше произведения реакции,
то реакция протекает в обратном направлении.
Ну а если константы и произведения реакции равны,
то наблюдается состояние химического равновесия.
Отмечу, что с точки зрения математики все равновесия можно разделить на три
типа: устойчивые, неустойчивые и безразличные.
Химическое равновесие является устойчивым.
Это означает, что если мы выведем химическую систему из состояния
равновесия, она непременно вернется в состояние равновесия.
То есть если мы к системе химической, находящейся в равновесии,
окажем внешнее воздействие, то равновесие
сместится в сторону уменьшения оказанного внешнего воздействия.
Этот принцип впервые был сформулирован в 1884 году
французским химиком Ле Шателье и сегодня известен как принцип Ле Шателье.
Какие же факторы оказывают влияние на химическое равновесие?
Концентрация веществ.
Итак, если мы в реакции синтеза аммиака увеличим концентрацию аммиака,
то есть продукта, тогда мы увеличим произведение реакции.
Произведение реакции станет больше константы, и равновесие сместится влево.
Если в этой же реакции мы увеличим концентрацию азота,
то мы уменьшим произведение реакции,
произведение реакции станет меньше константы, и равновесие сместится вправо.
Константа равновесия зависит и от температуры, а, соответственно,
и само химическое равновесие также зависит от температуры.
Реакция синтеза аммиака является экзотермической.
Зависимость константы равновесия от температуры задается достаточно сложным
выражением.
Но понятно, что увеличение температуры в экзотермических реакциях
сместит равновесие влево, то есть в сторону эндотермического процесса.
А в эндотермических реакциях увеличение температуры, напротив,
сместит равновесие вправо.
Зависит положение химического равновесия и от общего давления в системе.
В той же реакции синтеза аммиака происходит уменьшение числа частиц.
Если у нас в реакцию вступил 1 моль азота и 3 моль водорода,
то получается лишь 2 моль NH3, то есть происходит уменьшение числа частиц на две.
В реакциях с уменьшением числа частиц увеличение давления сместит равновесие
вправо, то есть в реакции синтеза аммиака надо увеличивать давление,
чтобы увеличить выход аммиака.
Если же в реакции происходит увеличение числа частиц,
то увеличение давления будет, напротив, негативно сказываться на этой реакции,
и равновесие будет смещаться влево.
А вот катализаторы, несмотря на то, что они ускоряют химические реакции,
они никак не влияют на положение химического равновесия,
однако способствуют его более быстрому наступлению.
Дело в том, что катализаторы ускоряют как прямую, так и обратную реакцию,
но само положение химического равновесия не смещают.
Очень часто химики, особенно в неорганической химии,
проводят реакции в растворах, например, в водных растворах.
Эти реакции, конечно же, подчиняются всем общим закономерностям,
которые мы с вами рассмотрели, — и по тепловым эффектам,
и по скоростям их протекания, и, конечно же, по достижению химического равновесия.
Однако для таких реакций есть и свои особенности.
Давайте мы их подробнее рассмотрим в следующей лекции.
