Constanta de echilibru chimic
O caracteristică cantitativă a echilibrului chimic este constanta de echilibru. care poate fi exprimată în termeni de Cj concentrației de echilibru. presiuni parțiale Pi și Xi fracțiile molare ale reactanților. Pentru unele reacții
constanta de echilibru corespunzătoare poate fi exprimată după cum urmează:
Constanta de echilibru este o valoare caracteristică pentru fiecare reacție chimică reversibilă; valoarea constanta de echilibru depinde numai de natura reactanților și a temperaturii. Pe baza legii gazului ideal, înregistrată ca Pi raportul = Ci RT, unde C i = ni / V, și legea lui Dalton pentru un amestec ideal de gaz, exprimată prin ecuația P = # 931; Pi. Puteți obține raportul dintre presiunea parțială Pi. Ci molar de concentrație și Xi fracție molară componenta i-lea:
Prin urmare, obținem relația dintre Kc. Kp și Kx:
aici # 916; # 957; - modificarea numărului de moli de substanțe gazoase în timpul reacției:
Valoarea constantei de echilibru Kx. în contrast cu echilibrul constantele Kc și Kp. Aceasta depinde de presiunea totală P.
Expresia pentru constant echilibrul de reacție reversibilă elementar poate fi derivată din performanțele cinetice. Luați în considerare stabilirea echilibrului în sistem, în care timpul inițial prezente numai substanțele inițiale. Direct V1 Viteza de reacție la acest punct este maximă, iar V2 viteza de feedback-ul egal cu zero:
Prin scăderea concentrației materiilor prime crește concentrația produșilor de reacție; respectiv, viteza de reacție în față scade, crește viteza de reacție inversă. Evident, după ceva timp viteza de reacție înainte și invers devin egale, după care concentrațiile reactanților vor înceta să se schimbe, adică, echilibrul chimic este stabilit.
Presupunând că V1 = V2. putem scrie:
astfel constanta de echilibru este raportul dintre constantele ratei de înainte și reacții inverse. Prin urmare, sensul fizic al constanta de echilibru: acesta indică de câte ori rata de reacție mai viteza de feedback înainte la o temperatură dată și concentrațiile reactanților egal cu 1 mol / l. Derivarea deasupra constantei de echilibru, cu toate acestea, vine de la premisa general falsă că viteza de reacție chimică este direct proporțională cu produsul concentrațiilor reactanților, luate în grade, egal cu coeficienții stoichiometrice. După cum se știe, în cazul general exponenții la concentrații de reactivi în ecuația cinetică a reacției chimice nu coincide cu coeficienți stoichiometrice.
Reacții 11. Redox: determinarea conceptelor de bază, esența de oxidare și de reducere, oxidare majore și reducerea reacției.
procesele redox Chemat care sunt însoțite de deplasarea electronilor dintr-unul liber sau legat la alți atomi. Deoarece, în aceste cazuri, este setat pentru a nu gradul de deplasare, și numai numărul de electroni strămutate, schimbarea este considerată în mod convențional complet și întotdeauna vorbesc de deplasare sau a reculului electroni.
Dacă un atom sau ion al unui element trimite sau primește electroni în primul caz, gradul de oxidare al elementului crește și devine formă oxidată (RP), iar al doilea - este redusă, iar elementul trece la forma redusă (WF). Ambele forme cuprind un cuplu conjugat redox. Fiecare reacție redox implică două perechi conjugate. Una dintre ele corespunde oxidantul tranziției acceptă electroni, în forma sa redusă (OF1 → VF1), iar cealaltă - tranziția reducator donează electroni în forma sa oxidată (Vf2 → OF2), de exemplu:
(Aici Cl2 - comburant, I - - agent de reducere)
Astfel, una și aceeași reacție este întotdeauna simultan un proces de oxidare și de reducere a oxidantului de reducere.
Coeficienții din ecuațiile reacțiile redox pot fi găsite prin echilibrul electron-electron și echilibrul de ioni. În primul caz, numărul de electroni primite sau turnate este determinată de diferența de grade de oxidare a elementelor în stările inițiale și finale. exemplu:
În această reacție schimbarea starea de oxidare a două elemente: azot și sulf. Ecuația echilibrului electronic:
N 5+ + 3e → N 2+
Ecuația de reacție sub formă moleculară:
oxidant IMPORTANT si agenti de reducere. Clasificarea reacțiilor redox
Limitele de oxidare și de reducere a elementului exprimate valorile maxime și minime de oxidare *. În aceste condiții extreme, poziția definită în tabelul periodic, elementul are posibilitatea de a afișa numai o singură funcție - reducator okislitelyaili. Corespunzător, compușii care conțin elemente în aceste stări de oxidare sunt doar oxidanți (HNO3. H2 SO4, HClO4. KMnO4. K2 Cr2 O7 și colab.), Sau doar reducerea (NH3. H2S, halogenuri de hidrogen, Na2 S2 O3, etc.). Substanțe ce conțin elemente în oxidarea intermediarului poate fi atât agenți de oxidare și de reducere (HClO, H2 O2. H2 SO3 și colab.).
Reacțiile redox sunt împărțite în trei tipuri principale: intermoleculară, intramoleculare și reacție disproporționare.
Primul tip include procedeele în care atomii de element și elementul comburant-reductor fac parte din molecule diferite.
Reacțiile intramoleculare Chemat în care oxidantul și reducătorul sub formă de atomi de elemente diferite sunt compuse din aceeași moleculă. De exemplu, descompunerea termică a clorat de potasiu prin ecuația:
reacția de disproporționare se referă la un procedeu în care agentul de oxidare și agentul reducător este unul și același element în aceeași stare de oxidare, care este atât o scădere de reacție și crește, de exemplu:
3 HClO → HClO3 + 2 HCI
Există, de asemenea, reacția de disproporționare inversă. Acestea includ procese intramoleculare în care agentul de oxidare și agentul reducător este unul și același element, ci sub formă de atomi în diferite stări de oxidare și egalizarea-l în reacție, de exemplu: