Презентация на тему по аналитической химии Аналитические реакции в растворах

реакции с переносом протона Н+
окислительно-восстановительные реакции (ОВР) – реакции

с переносом электрона ē

реакции комплексообразования – реакции с переносом электронных пар и образованием связей по донорно-акцепторному механизму

реакции осаждения – гетерогенные реакции в растворе

протекающие одновременно в двух противоположных направлениях: аА + вВ

↔ сС + дД

Реакцию, протекающую в сторону образования продуктов реакции называют прямой аА + вВ → сС + дД

Реакцию, протекающую в сторону образования исходных веществ – обратной сС + дД → аА + вВ

В принципе, все реакции, протекающие в природе, являются обратимыми, но в тех случаях, когда обратная реакция выражена очень слабо, реакции считаются практически необратимыми. К ним относят обычно те реакции, при протекании которых один из образующихся продуктов уходит из сферы реакции, т.е. выпадают в осадок, выделяются в виде газа, образуется малодиссоциируемое вещество (например, вода), реакция сопровождается выделением большого количества тепла.

В обратимых реакциях скорость прямой реакции вначале имеет максимальное

значение, а затем снижается вследствие уменьшения концентрации исходных веществ, расходующихся на образование продуктов реакции.
Обратная реакция в начальный момент имеет минимальную скорость, которая растет по мере увеличения концентраций продуктов реакции.
Таким образом, наступает момент, когда скорости прямой и обратной реакции становятся равными.
Такое состояние системы называется химическим равновесием kпр=kобр

и Вааге установили закон действующих масс (под действующими массами

они подразумевали концентрации. Тогда термин концентрация еще не был известен, его ввел позднее Вант−Гофф): скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степенях, равных соответствующим стехиометрическим коэффициентам.
Для обратимой реакции типа aA + вB = cC + дД согласно закону действия масс скорости прямой и обратной реакции соответственно равны: vпр = kпр[A]a[B]в, vобр = kобр[C]c[Д]д.
Если vпр = vобр, то kпр[A]a[B]в = kобр[C]c[Д]д,
откуда К = kобр / kпр = [C]c[Д]д / [A]a[B]в.
Таким образом, константа равновесия – отношение произведения концентраций продуктов реакции к произведению концентраций исходных веществ. Константа равновесия – величина безразмерная, т.к. зависит от концентрации и количества веществ.

равновесных концентраций реагентов, была названа Вант−Гоффом константой равновесия.
Константа

равновесия является одной из количественных характеристик состояния химического равновесия.

Задание: написать выражение для константы равновесия следующих реакций:

H2+I2 ↔ 2HI ; K= [HI]2 / [H2][I2]

N2+3H2 ↔ 2NH3; K= [NH3]2 / [N2][H2]3

и давления определяется принципом Ле – Шателье: если на

систему, находящуюся в равновесии, произвести воздействие (изменение концентрации, температуры, давления), то равновесие в системе смещается в сторону ослабления этого воздействия

ЛЕ ШАТЕЛЬЕ Анри Луи

исходных веществ, то равновесие смещается в сторону образования продуктов

реакции, т.е. вправо А+В → С+D, если уменьшается концентрация исходных веществ, то равновесие смещается в сторону исходных веществ, т.е. влево А+В ← С+D

если увеличивается концентрация продуктов реакции, то равновесие смещается в сторону образования исходных веществ, т.е. влево А+В ← С+D, если уменьшается концентрация продуктов реакции, то равновесие смещается в сторону образования продуктов реакции, т.е. вправо,
А+В → С+D

тепловым эффектом реакции

при экзотермическом процессе (отрицательное значение реакции) -

если температура уменьшается, то равновесие смещается в сторону образования продуктов реакции, т.е. вправо А+В → С+D, если температура увеличивается, то равновесие смещается в сторону исходных веществ, т.е. влево А+В ← С+D

при эндотермическом процессе (положительное значение реакции) – если температура увеличивается, то равновесие смещается в сторону образования продуктов реакции, т.е. вправо А+В → С+D, если температура уменьшается, то равновесие смещается в сторону образования исходных веществ, т.е. влево А+В ← С+D

смещает равновесие в сторону реакции, идущей с образованием меньшего

количества молей газообразных веществ А+В ← 2С+D

понижение давления смещает равновесие в сторону реакции, идущей с образованием большего числа молей газообразных веществ А+2В → С+D

необратимости реакций.
2. Химическое равновесие. Понятие прямой и обратной реакций.
3.

Принцип Ле - Шателье.
4. Влияние концентрации веществ на смещение химического равновесия.
5. Влияние температуры на смещение химического равновесия.
6. Влияние давления на смещение химического равновесия.
Д/З конспект