Реферат: Химическое равновесие - текст реферата. Скачать бесплатно.
Банк рефератов, курсовых и дипломных работ. Много и бесплатно. # | Правила оформления работ | Добавить в избранное
 
 
   
Меню Меню Меню Меню Меню
   
Napishem.com Napishem.com Napishem.com

Реферат

Химическое равновесие

Банк рефератов / Химия

Рубрики  Рубрики реферат банка

закрыть
Категория: Реферат
Язык реферата: Русский
Дата добавления:   
 
Скачать
Архив Zip, 29 kb, скачать бесплатно
Заказать
Узнать стоимость написания уникального реферата

Узнайте стоимость написания уникальной работы

17 Химическое равновесие. Если смешать газообразные водород и кислород, то взаимодействие между н ими в обычных условиях не происходит. Заметные количества воды (водяного пара) начинают очень медленно образовываться лишь примерно с 400 С. Дальнейшее н агревание исходной смеси настолько ускоряет процесс соединения, что вы ше 600 С ре акция протекает со взрывом, т. е. моментально. Таким образом, скорость реакции образования воды из элементов сильно за висит от внешних условий. Для возможности количественного изучения это й зависимости необходимо, прежде всего уточнить сами единицы измерения. Скорость химической реакции характеризуется изм енением концентрации реагирующих веществ (или продуктов реакции) за еди ницу времени. Концентрацию чаще всего выражают чис лом молей в литре, время — секундами, минутами и т. д., в зависимости от скор ости данной реакции. При изучении любого объекта мы всегда, так или иначе, отделяем его от окру жающего пространства. Вещество или смесь веществ в определённом ограниченном объёме (например, в объёме сосуда) называют хи мической системой, а отдельные образующие данную систему вещества носят название её компонентов. Далее предполагается, что рассматриваемая система представляет собой газ или раствор. Молекулы той или иной системы могут взаимодействовать лишь при столкно вениях. Чем чаще они будут происходить, тем быстрее пойдёт реакция. Но чис ло столкновений в первую очередь зависит от концентраций реагирующих в еществ: чем они значительнее, тем больше и столкновений. Наглядным приме ром, иллюстрирующим влияние концентрации, может служить резко различна я энергичность сгорания веществ в воздухе (около 20% кислорода) и в чистом к ислороде. Общую формулировку влияния концентрации на скорость химической реакци и даёт закон действующих масс: скорость химической реакции прямо пропорциональна произве дению концентраций реагирующих веществ. Так, для ре акции А + В = С имеем = k[A][B], где — скорость; k — коэффициент пропорциональ ности (константа скорости); [A] и [B] — концентрации веществ А и В. Если во взаи модействие вступают сразу несколько частиц какого-либо из веществ, то ег о концентрация должна быть возведена в степень с показателем, равным чис лу частиц, входящему в уравнение реакции. Например, выражение для скорос ти реакции по схеме: 2 Н 2 + О 2 = 2 Н 2 О буде т: = k [H 2 ] 2 [O 2 ]. Близкие к закону действия масс идеи содержались уж е в работах Бертолле. Он не смог их обобщить и правильно выразить, так как в то время неясна была разница между концентрацией и общим количеством в ещества. В результате поражения Бертолле в полемике с Прустом, как это ча сто бывает, вместе со всем неверным в его идеях было отвергнуто и всё верн ое. Из-за этого закон действия масс и вошёл в науку сравнительно поздно. В его разработке участвовал ряд исследователей и современная формулиров ка этого закона складывалась постепенно. Закон действия масс может быть выведен на основе следующего положения т еории вероятностей: вероятность одновременного осуществления независ имых событий равна произведению вероятностей каждого из них. Для того, ч тобы произошло химическое взаимодействие, необходимо столкновение реа гирующих молекул, т. е. одновременное нахождение их в данной точке простр анства. Вероятность (w) такого нахождения для молекулы каждого из веществ прямо пропорциональна его концентрации, т. е. w A = a[A], w B = b[B] и т. д., г де a и b — коэффициенты пропорциональности. Отсюда общее число столкнове ний за единицу времени u = w A w B = a b [A] [B]... Но успешными, приводящими к химическому взаимодействию, бу дут не все такие столкновения, а лишь некоторая их доля ( ), величина которой пр и данных внешних условиях зависит только от природы реагирующих вещест в. Поэтому скорость реакции = u = а[A] b[B] Объединяя все константы в одну, получаем закон действия масс. Числовое значение константы скорости (k) выражает ск орость реакции в тот момент, когда произведение концентраций реагирующ их веществ равно единице. Возможность осуществления химической реакции должна быть, вообще гово ря, тем большей, чем меньшее число отдельный частиц в ней участвует. Это чи сло частиц определяет молекулярность реакции. Так, реакция, сводящаяся к самопроизвольному распаду одной молекулы, является мономолекулярной, обусловленная столкновением двух частиц — бимолекулярной, трёх части ц — тримолекулярной и т. д. Мономолекулярные реакции сравнительно редки . Напротив, бимолекулярные представляют наиболее частый случай. Тримоле кулярные реакции уже гораздо более редки, а тетрамолекулярные практиче ски не встречаются. Действительная молекулярно сть реакции далеко не всегда совпадает с кажущейся молекулярностью, которая выт екает из суммарного уравнения реакции. “Эмпирические уравнения процес сов стоят приблизительно в таком отношении к истинному течению реакций, как эмпирические формулы органических соединений к их конституционным формулам” (Н. А. Шилов). Расхождения между действительной и кажущейся моле кулярностями могут иметь место во всех случаях, когда процесс протекает не непосредственно по суммарному уравнению реакции, а через промежуточ ные стадии. Ход всего процесса определяется в подобных случаях его самой медленной стадией. Так, около 500 С с измеримой скоростью идёт формально пятимолекулярная реа кция: 4 HBr + O 2 = 2 H 2 O + 2 Br 2 . Между тем опыт показывает, что она бимолекулярна. В действительности име ют место следующие стадии: HBr + O 2 = HOOBr медленная стадия HOOBr + HBr = 2 HOBr быстрая 2 (HOBr + HBr = H 2 O + Br 2 ) быстрая. Таким образом экспериментальное определение хода реакции во времени даёт возможность установить её де йствительную молекулярность и делать важные выводы по вопросу о химизм е изучаемого процесса. Однако не следует забывать, что “вывод микроскопи ческого механизма из макроскопических данных никогда не бывает вполне однозначным, и за одной и той же суммарной картиной могут скрываться раз ные элементарные механизмы” (С.З. Рогинский). Если в газовых смесях или растворах столкнуться могут любые частицы, то иначе обстоит дело при химических процессах, протекающих с участием твё рдого вещества, потому что в реакцию могут вступать только частицы его п оверхности. Поэтому и скорость процесса зависит в данном случае не от об ъёмной концентрации, а от величины поверхности. Условия для протекания р еакции будут, следовательно, тем более благоприятны, чем сильнее измельч ено твёрдое вещество. Кроме концентраций реагирующих ве ществ на скорость реакции должна влиять температура, так как при её повы шении возрастает скорость движения молекул, в связи с чем увеличивается и число столкновений между ними. Опыт показывает, что при повышении температуры на каждые 10 градусов скор ость большинства реакций увеличивается примерно в три раза. Между тем, с огласно кинетической теории увеличение числа столкновений при повышен ии температуры очень невелико и совершенно не соответствует подобным у скорениям реакций. Число, характеризующее ускорение реакции при нагревании на 10 град, часто называют её температурным коэффициентом скорости. Для подавляющего бо льшинства реакций значения этих коэффициентов при обычных условиях на ходится в пределах 2 4. По мере повышения температуры они постепенно уменьшаются, п риближаясь к единице. Если исходить из среднего значения температурного коэффициента скорос ти (3), то нагревание от некоторой начальной температуры (t н ) до некоторой конечной (t к ) вызывает ускорение реакции в 3 w раз, где W = (t к t н )/10. Например, при н агревании на 100 град она ускоряется в 59 тыс. раз. Между тем число столкновен ий молекул за единицу времени растёт пропорционально , где Т — абсолютная температура. Есл и нагревание производилось, например, от 0 до 100 С, то число столкновений возрастает всего в : = 1,2 раза. Это расхождение теории и опыта является, однако, лишь кажущимся. Действи тельно, химическая реакция не обязательно должна происходить при каждом столкновении частиц реагирующ их веществ — может быть очень много таких встреч, после которых молекул ы расходятся неизменными. Лишь тогда, когда взаимное расположение части ц в момент столкновения благоприятно для реакции и сталкиваются молеку лы достаточно активные, т. е. обладающие большим запасом энергии, они всту пают в химическое взаимодействие. Относительное число подобных “успешных” встреч в первую очередь опред еляется природой самих реагирующих частиц. Поэтому при одинаковом обще м числе столкновений молекул скорости отдельных реакций могут быть вес ьма различны. С другой стороны, при повышении температуры не только раст ёт общее число столкновений, но резко возрастает и доля успешных — поэт ому так быстро увеличиваются скорости реакций при нагревании. Для разли чных веществ число активных молекул возрастает при этом в неодинаковой степени — отсюда различия в ускорениях отдельных реакций. Средняя кинетическая энергия молекул приблизительно равна 0,01 Т кДж/моль, где Т — абсолютная температура. Для обычных условий она составляет окол о 2,5 кДж/моль, а продолжительность соприкосновения молекул при столкнове ниях оценивается величинами порядка 10 -12 с. За столь короткое врем я молекулы успевают прореагировать лишь при наличии особо благоприятн ых условий. Однако общее число столкновений так велико, что даже при одно м столкновении из миллиарда (т. е. при = 10 -9 ) бимолекулярная реакция протекала бы почти мгновенно. Следуе т отметить, что число столкновений молекул в растворе значительно больш е, чем в газе с той же их концентрацией. Важным условием возможности осуществления химической реакции являетс я подходящее взаимное расположение молекул в момент столкновения. Напр имер, взаимодействию молекул Н Н и I I благоприятствует их сближение при параллельности вален тных связей. Относительная вероятность возникновения благоприятного д ля той или иной реакции пространственного расположения молекул оценив ается стерическим фактором (числовое значение которого входит в величи ну ). Наприм ер, для рассматриваемой реакции этот фактор близок к 0,1, т. е. благоприятное расположение молекул Н 2 и I 2 возникает в среднем лишь при одном их столкновении на каждые десять. Другим важным условием возможности осуществления химической реакции я вляется достаточная реакционная способность молекул в момент столкнов ения. Особенно реакционноспособными, активными молекулами могут быть н аиболее “быстрые”, обладающие значительной кинетической энергией. Ими могут быть также молекулы возбуждённые, у которых некоторые электроны н аходятся не на нормальном, а на каком-либо более высоком энергетическом уровне. Наконец, активными могут быть молекулы, внутреннее строение кото рых (расстояние между атомными ядрами и т. д.) в момент столкновения отлича ется от наиболее устойчивого. Во всех случаях избыточная энергия молеку лы обусловливает её повышенную химическую активность. Энергия необходимая для активирования исходных частиц, носит название энергии активации соответст вующей реакции. В начале реакции затрачивается энергия на перевод начал ьных продуктов (Н) в активное состояние (А) энергия полностью или частично вновь выделяется при переходе к конечным продуктам (К). Поэтому определя емая разностью энергий начальных и конечных продуктов теплота реакции от энергии активации не зависит. Вместе с тем весьма различная в отдельных случаях энергия активации явля ется основным фактором, определяющим скорость реакции: чем больше эта эн ергия, тем меньше молекул обладают ею при данной температуре и тем медле ннее идёт реакция. Как правило, процессы с энергиями активации менее 42 кДж /моль протекают при обычных температурах неизмеримо быстро, а с энергиям и активации более 125 кДж/моль — неизмеримо медленно. От величины энергии активации также зависит температурный коэффициент скорости. Значениям его 2, 3 и 4 при обычной температурах соответствуют эне ргии активации 59, 88 и 117 кДж/моль. С точки зрения механизма молекулярного взаимодействия, энергия актива ции необходима для возбуждения переходного состояния реагирующей сист емы. Процесс синтеза НI проходит через промежуточное образование “актив ного комплекса”, в котором исходные связи (Н Н и I I) уже расслаблены, а конечные (Н I) ещё не вполне сформи рованы. Энергия активации рассматриваемой реакции равна 163 кДж/моль. Если исходные вещества могут одновременно взаимодействовать друг с др угом по двум (или более) различным направлениям, то такие реакции называю тся параллельными. Из них преимущественно протекает та, которая требует наименьшей энергии активации. Следует подчеркнуть, что даже небольшие р азличия в этой энергии сказываются на относительных скоростях паралле льных реакций очень сильно. Параллельные реакции гораздо более распространены, чем то кажется на пе рвый взгляд. Лишь сравнительно немногие химические процессы протекают “чисто”, т. е. практически полностью по одному определённому уравнению. Т акие реакции особенно ценны для аналитической химии. В подавляющем большинстве случаев уравнение реакции описывает лишь ос новной (т. е. количественно преобладающий) процесс. Одновременно протека ющие “побочные” реакции обычно не оговариваются, однако считаться с их в озможностью приходится почти всегда. По отношению к основному процессу они могут быть либо параллельными (т. е. непосредственно от него не завися щими), либо последовательными (т. е. дальнейшими реакциями продуктов осно вного процесса). Если при температурах около 1000 С водород и кислород со взрывом соединяются, обр азуя воду, то, наоборот, при 5000 С вода со взрывом распадается на водород и кислород. Обозначая это схематически, имеем: — — — при 1000 С— — — — водород + кислород = вода — — при 5000 С— — — — — Очевидно, что при некоторых промежуточных температурах должны быть воз можны обе реакции. Это действительно имеет место в интервале 2000 4000 С, когда одновреме нно происходит и образование молекул воды из водорода и кислорода, и рас пад молекул воды на водород и кислород. При этих условиях реакция взаимо действия водорода с кислородом становится, следовательно, заметно обра тимой. Вообще, обратимыми наз ываются реакции, протекающие одновременно в обои х противоположных направлениях. При их записи вмес то знака равенства часто пользуются противоположно направленными стре лками. 2 Н 2 + О 2 2 Н 2 О Для скоростей обеих отвечающих данной схеме взаимно противоположных р еакций можно составить следующие выражения: 1 = k 1 [H 2 ] 2 [O 2 ] и 2 = k 2 [H 2 O] 2 Если 1 2 , то за единицу времени молекул воды будет образовываться боль ше, чем распадаться. Если же 1 = 2 , то число распадающи хся и образующихся за единицу времени молекул воды будет одинаково. Допустим, что водяной пар нагрет до 3000 С. В первый момент молекул водорода и кислор ода ещё не имеется и 1 = 0. Наоборот, скорость 2 велика, так как молекул воды много. В следующий момент, когда ча сть их успела разложиться, скорость 1 становится уже замет ной, а скорость 2 несколько уменьшается. По мере дальней шего разложения воды 1 продолжает увеличиваться, 2 — уменьшаться. Наконец, наступает такой момент, когда обе ско рости становятся равными. Если исходить не из водяного пара, а из водорода и кислорода, то подобным ж е образом приходим к тем же результатам. И в том и в другом случае при раве нстве скоростей обеих реакций устанавливается х имическое равновесие , внешне характеризующееся те м, что концентрации водорода, кислорода и водяного пара при неизменных у словиях остаются постоянными сколь угодно долгое время. Из рассмотренного вытекает, что химическое равно весие является равновесием динамическим ; оно обус ловлено не тем, что, дойдя до него, процесс прекращается, а тем, что обе взаи мно противоположные реакции протекают с одинаковыми скоростями. Всё вр емя идёт и образование молекул воды, и их распад, но число образующихся за единицу времени молекул равно числу распадающихся. Поэтому нам и кажетс я, что изменений в системе не происходит. Для изучения химических равновесий применяется ряд различных методов. Одним из наиболее общих является “замораживание” равновесий. Метод осн ован на том, что при достаточно низких температурах скорость реакций пад ает практически до нуля. Если, например, в тугоплавкой металлической тру бке поместить смесь водорода с кислородом и выдержать её некоторое врем я при 2500 С, то установится соответствующее этой температуре равновесие между исхо дными газами и водяным паром. При очень быстром охлаждении трубки равнов есие не успевает сместиться, а в дальнейшем оно не смещается из-за крайне малой скорости реакции при низких температурах. Благодаря этому анализ содержимого трубки даст результаты, соответствующие положению равнове сия при 2500 С. Для контроля опыт повторяют, достигая равновесия с другой с тороны — в нашем примере вводя первоначально в трубку не смесь водорода с кислородом, а воду. Результаты обоих опытов должны совпасть, так как одн о и то же положение равновесия одинаково достижимо с обеих сторон. Пользуясь выведенными выше выражениями для скоростей прямой и обратно й реакций, можно подойти к важному понятию о константе равновесия. Так, пр и равновесии 1 = 2 , откуда имеем k 1 [ H 2 ] 2 [ O 2 ] = k 2 [ H 2 O ] 2 . Для разъединения концентраций и констант скоростей делим обе части рав енства на k 2 [H 2 ] 2 [O 2 ] и получаем: k 1 / k 2 = [ H 2 O ] 2 /[ H 2 ] 2 [ O 2 ]. Но частное от деления двух постоянных (при данных внешних условиях) вели чин — k 1 и k 2 — есть также величина постоянная. Она называется константой равновесия и обозначается буквой К. Таким образо м: [H 2 O] 2 / [H 2 ] 2 [O 2 ] = К Из изложенного вытекает практическое правило для составления выражени й констант равновесия: в числителе дроби пишется произведение концентр аций веществ правой части уравнения реакции, в знаменателе — левой част и (или наоборот). При этом концентрация каждого вещества вводится в степе ни, равной числу его частиц, входящих в уравнение реакции. Числовое значе ние константы характеризует положение равновесия при данной температу ре и не меняется с изменением концентраций реагирующих веществ. В качестве простейшего примера экспериментального определения конста нты равновесия могут быть приведены полученные при 445 С данные для реакц ии: H 2 + I 2 2 HI При подходе с обеих сторон в рассматриваемой системе приблизительно че рез 2 ч достигается одно и то же равновесное состояние (78 % HI, 11 % H 2 и 11 % паров I 2 по объёму). Найденные на опыте значения равновесных концен траций (в моль/л) при различных неэквивалентных соотношениях реагирующи х веществ и вычисленные из них величины константы равновесия сопоставл ены ниже: [H 2 ] 0,0268 0,0099 0,0032 0,0017 0,0003 [H 2 ][I 2 ]/[HI] 2 = K [I 2 ] 0,0002 0,0020 0,0078 0,0114 0,0242 [HI] 0,0177 0,0328 0,0337 0,0315 0,0202 K 0,017 0,018 0,022 0,020 0,018 Как видно из приведённых данных, несмотря на значительные колебания отн осительных концентраций H 2 и I 2 , постоянство величины К сохр аняется довольно хорошо. Среднее её значение может быть принято равным 0,02. Связанные с константами равновесий количественные расчёты составляют предмет одного из важнейших отделов физической химии. Но даже в качестве нной форме выражение для константы равновесия даёт ценные указания по в опросу о взаимном влиянии концентраций отдельных компонентов равновес ной системы. Пусть в систему 2 Н 2 + О 2 2 Н 2 О вводится избыток водорода. Постоянство значения констант ы равновесия может быть при этом сохранено только в том случае, если соот ветственно уменьшится концентрация кислорода и увеличится концентрац ия водяного пара. Практически это означает, что, желая при данных внешних условиях полнее использовать кислород, следует увеличивать концентрац ию водорода. С другой стороны, чтобы полнее использовать водород, нужно в водить в систему избыток кислорода. Того же эффекта — лучшего использования одного из реагирующих веществ — можно иногда добиться и путём уменьшения концентрации другого участ ника реакции. Допустим, что система 2 Н 2 + О 2 2 Н 2 О заключена в сосуде, непроницаемом для водяного пара и кислорода, но пропускающем водород. Тогда последний буде т покидать систему, уменьшая тем самым знаменатель выражения для конста нты равновесия. В силу постоянства К неизбежным результатом этого явитс я дальнейшее разложение водяного пара и накопление в сосуде свободного кислорода. До сих пор равновесные системы рассматривались при неизменных внешних условиях. Общую формулировку влияния их изменения даёт принцип смещения равновесий (Ле-Шателье , 1884 г.), который может быть выражен следующим образом: если на равновесную систему производить внешнее воздействи е, то равновесие смещается в сторону, указываемую этим воздействием, и до тех пор, пока нарастающее в системе противодействие не станет равно внеш нему действию . Общая формулировка принципа смещения равновесий наглядно иллюстрируе тся на примере следующей механической системы. Представим себе пружину, вделанную в неподвижную опору. Предоставленная самой себе, подобная сис тема находится в равновесии. Если прилагать какую-то определённую внешн юю силу для растяжения пружины, то равновесие системы смещается в сторон у, указываемую внешним воздействием, — пружина растягивается. Однако пр и этом возникают и по мере деформации пружины всё более увеличиваются си лы её упругости, т. е. в системе нарастает противодействие. Наконец, наступ ает такой момент, когда это противодействие становится равным внешнему действию: устанавливается новое равновесное состояние, отвечающее рас тянутой пружине, т. е. смещение относительно исходного в сторону, указыва емую внешним воздействием. Принцип смещения равновесий необычайно широк. Именно поэтому его общая формулировка несколько расплывчата. Ниже этот принцип детально рассма тривается в применении к важнейшим для химии внешним условиям — темпер атуре и давлению. Уравнение 2 Н 2 + О 2 = 2 Н 2 О + 485 кД ж показывает, что соединение водорода с кислородом сопровождается выдел ением тепла, а распад водяного пара на элементы — его поглощением. Если м ы имеем рассматриваемую систему в равновесии при некоторой температур е и затем нагреваем её, то равновесие последовательно смещается в сторон у образования всё больших концентраций свободного водорода и кислород а. Но по закону действия масс одновременно ускоряется и идущая с выделен ием тепла реакция их соединения, т. е. в системе постоянно нарастает проти водействие. Новое равновесие устанавливается тогда, когда концентраци и свободных водорода и кислорода возрастут настолько, что выделяемое пр и их взаимодействии количество тепла станет равно сообщаемому за то же в ремя системе извне. Чем больше тепла сообщается системе, тем более это благоприятствует рас паду водяного пара, т. е. эндотермической реакции. Наоборот, отвод тепла от системы благоприятствует более полному соединению водорода с кислоро дом, т. е. экзотермической реакции. Следовательно, при нагревании равнове сной системы равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, п ри охлаждении — в сторону экзотермической. Для газообразной системы 2 Н 2 + О 2 2 Н 2 О имеем в левой части уравнения 3 молекулы, в правой — 2 молекулы. Применяя з акон Авогадро, находим, что если бы весь водяной пар разложился на водоро д и кислород, то система занимала бы 3 объёма, а если бы распада совсем не бы ло — 2 объёма. Фактически занимаемое системой число объёмов должно быть некоторым промежуточным, зависящим от положения равновесия, причём сме щение последнего в сторону образования водяного пара ведёт к уменьшени ю объёма, а в сторону его распада — к увеличению. Изменение оказываемого на газообразную систему внешнего давления долж но вызывать соответствующее изменение её объёма. При повышении давлени я он будет уменьшаться, при понижении — увеличиваться. Допустим, что ока зываемое на систему давление повышается. Равновесие при этом смещается в сторону образования водяного пара, т. е. его относительная концентраци я возрастает. Но по закону действия масс соответственно ускоряется идущ ее с увеличением объёма разложение водяного пара на элементы. Результат ом этого является нарастание в системе противодействия. Новое состояни е равновесия установится при такой концентрации водяного пара, когда со здаваемое самой системой давление станет равно производимому на неё из вне. Таким образом, при увеличении внешнего давления на систему 2 Н 2 + О 2 2 Н 2 О равновесие сместится в с торону образования воды, при уменьшении — в сторону её распада. Сопоста вляя данные при какой-либо одной температуре, можно видеть влияние на ди ссоциацию увеличения и уменьшения давления. Подобно рассмотренному выше случаю диссоциации воды, внешнее давление влияет и на положение равновесия других обратимых реакций между газами, протекающих с изменением объёма. Последнее же обусловлено разным число м молекул в левой и правой частях уравнения реакции. Отсюда вытекает формулировка принципа смещения равновесий применител ьно к влиянию давления на равновесие обратимых газовых реакций: при увел ичении давления равновесие смещается в сторону образования меньшего ч исла молекул, при уменьшении — в сторону большего. Если общее число моле кул в левой и правой частях уравнения реакций одинаково, изменение давле ния не влияет на положение химического равновесия. Независимость химического равновесия от давления в газообразных систе мах с неизменным числом молекул вполне верна для идеальных газов. Так ка к реальные газы обладают несколько различной сжимаемостью, на самом дел е равновесие таких систем зависит от давления. Однако эта зависимость ст ановится заметной лишь при высоких давлениях. Так как занимаемые твёрдыми и жидкими веществами объёмы лишь очень мало меняются в процессе реакции, изменение давления почти не влияет на равно весия подобных (“конденсированных”) систем. В смешанных случаях, когда о дновременно имеются вещества различных агрегатных состояний, для учёт а влияния давления на равновесие практическое значение обычно имеет то лько число молекул газообразных веществ. Пример. Пусть имеется система СО 2 + С 2 СО. Подходя к подсчёту ч исла частиц формально (2 слева и 2 справа), можно было бы сделать вывод, что д авление не влияет на равновесие данной системы. Однако газами являются т олько СО 2 и СО (С — твёрдое вещ ество). Поэтому повышение давления будет смещать рассматриваемое равно весие влево, а понижение давления — вправо. Если равновесие какой-либо обратимой реакции очень сильно смещено в одн у сторону, то она представляется нам при данных условиях необратимой, т. е . способной протекать только в одном направлении. Например, когда водоро д соединяется с кислородом при 1000 С, нам кажется, что свободных молекул водоро да и кислорода совершенно не остаётся. На самом деле ничтожно малое коли чество этих молекул всё же имеется, причём за единицу времени их столько же образуется из водяного пара, ск олько соединяется. Таким образом, в действительности обратимые реакции являются таковыми во всём интервале температур, при которых вообще могут существовать рас сматриваемые вещества. Практически же обратимость заметна лишь в некот ором более узком интервале, например для реакции образования воды (под о бычным давлением) между 2000 и 4000 С. При таком более широком рассмотрении подавляющее большинство химическ их реакций оказывается принадлежащим к типу обратимых, но часто с настол ько смещённым в одну сторону равновесием, что их обратимость практическ и незаметна до тех пор, пока соответственно не изменяются внешние услови я. Именно эта распространённость обратимых реакций обусловливает особ ую важность для химии изучения равновесий и условий их смещения. Помимо температуры и давления, на химическое равновесие могут в большей или меньшей степени влиять и различные другие факторы. Например, было по казано, что равновесие газообразной системы 2 Н 2 +О 2 2 Н 2 О несколько смещается вправо под дейст вием электрического поля. Обусловлено это полярным характером молекул воды при неполярности молекул водорода и кислорода. Чем значительнее мы изменим какой-либо влияющий на равновесие фактор, те м сильнее сместится химическое равновесие. Вместе с тем при изменении эт ого фактора на очень малую величину сместится и равновесие. Таким образо м, процесс его смещения представляется нам непрерывным. Однако эта непре рывность лишь кажущаяся: она обусловлена тем, что даже самое незначитель ное замечаемое нами химическое изменение связано с превращением милли ардов молекул. Очевидно, что не может произойти смещения равновесия мень шего, чем даёт химическое изменение одной молекулы, а всякое иное должно соответствовать превращению целого числа молекул. Следовательно, в дей ствительности смещение равновесия идёт скачками, но настолько малыми, ч то для нас ряд таких скачков сливается в один непрерывный процесс.
1Архитектура и строительство
2Астрономия, авиация, космонавтика
 
3Безопасность жизнедеятельности
4Биология
 
5Военная кафедра, гражданская оборона
 
6География, экономическая география
7Геология и геодезия
8Государственное регулирование и налоги
 
9Естествознание
 
10Журналистика
 
11Законодательство и право
12Адвокатура
13Административное право
14Арбитражное процессуальное право
15Банковское право
16Государство и право
17Гражданское право и процесс
18Жилищное право
19Законодательство зарубежных стран
20Земельное право
21Конституционное право
22Конституционное право зарубежных стран
23Международное право
24Муниципальное право
25Налоговое право
26Римское право
27Семейное право
28Таможенное право
29Трудовое право
30Уголовное право и процесс
31Финансовое право
32Хозяйственное право
33Экологическое право
34Юриспруденция
 
35Иностранные языки
36Информатика, информационные технологии
37Базы данных
38Компьютерные сети
39Программирование
40Искусство и культура
41Краеведение
42Культурология
43Музыка
44История
45Биографии
46Историческая личность
47Литература
 
48Маркетинг и реклама
49Математика
50Медицина и здоровье
51Менеджмент
52Антикризисное управление
53Делопроизводство и документооборот
54Логистика
 
55Педагогика
56Политология
57Правоохранительные органы
58Криминалистика и криминология
59Прочее
60Психология
61Юридическая психология
 
62Радиоэлектроника
63Религия
 
64Сельское хозяйство и землепользование
65Социология
66Страхование
 
67Технологии
68Материаловедение
69Машиностроение
70Металлургия
71Транспорт
72Туризм
 
73Физика
74Физкультура и спорт
75Философия
 
76Химия
 
77Экология, охрана природы
78Экономика и финансы
79Анализ хозяйственной деятельности
80Банковское дело и кредитование
81Биржевое дело
82Бухгалтерский учет и аудит
83История экономических учений
84Международные отношения
85Предпринимательство, бизнес, микроэкономика
86Финансы
87Ценные бумаги и фондовый рынок
88Экономика предприятия
89Экономико-математическое моделирование
90Экономическая теория

 Анекдоты - это почти как рефераты, только короткие и смешные Следующий
Малыш и Карлсон, Винни-Пух и Кролик. Их пример лишний раз доказывает - дружба будет гораздо крепче, если хотя бы у одного есть что пожрать.
Anekdot.ru

Узнайте стоимость курсовой, диплома, реферата на заказ.

Банк рефератов - РефератБанк.ру
© РефератБанк, 2002 - 2016
Рейтинг@Mail.ru