Одиннадцатый класс
  1. Основные концепции химии  1.1. Важность химии  1.2. Природа и область химии  1.3. законы химического соединения  1.3.1. Закон сохранения массы  1.3.2. Закон постоянства состава  1.3.3. Закон кратных отношений  1.3.4. Закон объемов газов  1.3.5. Закон Авогадро  1.4. Атомная теория Дальтона  1.5. Понятие моля и молярная масса  1.6. Процентный состав  1.7. Эмпирическая и молекулярная формула  1.8. Стехиометрия и стехиометрические расчеты  1.9. Концепция ограничивающего реагента
  2. Структура атома  2.1. Открытие электрона, протона и нейтрона  2.2. Атомная модель  2.2.1. Модель Томсона  2.2.2. Модель Резерфорда  2.2.3. Модель Бора  2.3. Квантово-механическая модель атома  2.4. Двойственная природа материи и излучения  2.5. Принцип неопределенности Гейзенберга  2.6. Квантовые числа  2.7. Атомные орбитали и их формы  2.8. Электронная конфигурация элементов  2.9. Aufbau principle  2.10. Принцип запрета Паули  2.11. Правило максимальной мультиплетности Хунда  2.12. Гипотеза де Бройля  2.13. Фотоэлектрический эффект
  3. Классификация элементов и периодичность в свойствах  3.1. Историческое развитие периодической таблицы  3.2. Современный периодический закон и периодическая таблица  3.3. Периодические тенденции в свойствах  3.3.1. Атомный и ионный радиус  3.3.2. Энтальпия ионизации  3.3.3. Энтальпия присоединения электрона  3.3.4. Электроотрицательность  3.3.5. Валентность  3.3.6. Металлические и неметаллические свойства  3.3.7. Степени окисления  3.4. Unusual Properties of the First Elements
  4. Chemical Bonding and Molecular Structure  4.1. Подход Косселя – Льюиса к химической связи  4.2. Ionic or electrovalent bond  4.3. Ковалентная связь и ее особенности  4.4. Параметры связи  4.5. Теория ВСЭПР  4.6. Теория валентных связей  4.7. Hybridization and its types  4.8. Теория молекулярных орбиталей  4.8.1. Порядок связей и стабильность  4.9. Водородная связь
  5. Состояния вещества  5.1. Межмолекулярные силы  5.2. Газовые законы  5.2.1. Закон Бойля  5.2.2. Закон Шарля  5.2.3. Закон Авогадро  5.2.4. Dalton's law of partial pressure  5.2.5. Закон диффузии Грэма  5.3. Уравнение идеального газа и его применения  5.4. Реальные газы и отклонения от идеального поведения  5.5. Кинетическая теория газов  5.6. Сжижение газов  5.7. Свойства жидкостей  5.8. Поверхностное натяжение и вязкость
  6. термодинамика  6.1. Система и окружающая среда  6.2. Типы систем в термодинамике  6.3. Виды процедур  6.4. Первый закон термодинамики  6.5. Внутренняя энергия и энтальпия  6.6. Теплоемкость и удельная теплоемкость  6.7. Закон постоянной суммы теплот Гесса  6.8. Энтальпия диссоциации связей  6.9. Энтальпия образования и сгорания  6.10. Энтальпия раствора и нейтрализации  6.11. Спонтанность и второй закон термодинамики  6.12. Свободная энергия Гиббса и ее применения
  7. Balance  7.1. Концепция равновесия  7.2. Константа равновесия и ее приложения  7.3. Принцип Ле Шателье  7.4. Ионное равновесие в растворах  7.5. Теория кислот и оснований  7.5.1. Концепция Аррениуса  7.5.2. Концепция Бренстеда-Лоури  7.5.3. Концепция Льюиса  7.6. Шкала pH и pOH  7.7. Эффект общего иона  7.8. Гидролиз солей  7.9. Буферные растворы и их механизм действия  7.10. Равновесие растворимости малорастворимых солей
  8. Редокс-реакции  8.1. Концепции окисления и восстановления  8.2. Степень окисления и её применения  8.3. Окислительно-восстановительные реакции в терминах передачи электронов  8.4. Балансировка окислительно-восстановительных реакций (методы чисел окисления и ионо-электронный метод)  8.5. Типы окислительно-восстановительных реакций  8.6. Электрохимические ячейки и окислительно-восстановительные реакции
  9. Водород  9.1. Положение водорода в периодической таблице  9.2. Изотопы водорода  9.3. Получение водорода  9.4. Свойства водорода  9.5. Гидриды и их классификация  9.6. Вода и тяжёлая вода  9.7. Перекись водорода и ее свойства  9.8. Использование водорода и его соединений
  10. Элементы s-блока (щелочные и щелочноземельные металлы)  10.1. Элементы группы 1 - свойства и тенденции  10.2. Элементы группы 2 - свойства и тенденции  10.3. Необычные свойства лития и бериллия  10.4. Важные соединения натрия и их применения  10.5. Важные соединения магния и кальция
  11. Некоторые элементы p-блока  11.1. Общее введение в элементы р-блока  11.2. Элементы группы 13  11.2.1. Бор и его соединения  11.3. Элементы группы 14  11.3.1. Углерод и его аллотропы  11.3.2. Важные соединения углерода и кремния
  12. Органическая химия - Некоторые основные принципы и техники  12.1. Классификация и номенклатура органических соединений  12.2. Структурное представление органических соединений  12.3. Классификация органических реакций  12.4. Электронные эффекты в органической химии  12.4.1. Индуктивный эффект  12.4.2. Резонансный эффект  12.4.3. Гиперконъюгация  12.5. Механизм реакции и промежуточные виды  12.6. Очистка и качественный анализ органических соединений
  13. Углеводороды  13.1. Углеводороды  13.1.1. Получение и свойства алкенов  13.2. алкены  13.2.1. Preparation and Properties of Alkenes  13.2.2. Электрофильные реакции присоединения  13.3. Алкины  13.3.1. Подготовка и свойства алкинов  13.4. Ароматические углеводороды  13.4.1. Структура и свойства бензола  13.4.2. Электрофильные реакции замещения бензола
  14. Экологическая химия  14.1. Загрязнение окружающей среды  14.2. Атмосферное загрязнение и парниковый эффект  14.3. Загрязнение воды и методы очистки  14.4. Загрязнение почвы и его последствия  14.5. Промышленные отходы и их обработка  14.6. Стратегии контроля загрязнения

Одиннадцатый класс → Balance ↓


Концепция равновесия


Равновесие — это фундаментальная концепция в химии, описывающая состояние равновесия в химической реакции. Это динамическая ситуация, в которой скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции. Равновесие не означает, что концентрации реагентов и продуктов равны или что реакция остановилась; вместо этого предполагается, что их концентрации остаются постоянными со временем.

Понимание химического равновесия

Химическое равновесие происходит в закрытой системе, из которой не могут выйти ни реагенты, ни продукты. В такой системе любая реакция, протекающая в одном направлении, уравновешивается равной реакцией в противоположном направлении. Это динамично, потому что хотя макроскопические свойства (такие как концентрация, давление и т.д.) остаются неизменными, реакции продолжают происходить на молекулярном уровне.

Для представления реакции в равновесии мы используем стрелку с двумя головами в химическом уравнении:

A + B ⇌ C + D

Здесь прямая реакция — A + B → C + D и обратная реакция — C + D → A + B

Закон действия масс

В равновесии скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции. Закон действия масс обеспечивает математический способ понимания этого баланса. Он утверждает, что при постоянной температуре концентрации реагентов и продуктов можно выразить в терминах константы равновесия K

K = [C]^c [D]^d / [A]^a [B]^b

Здесь [A], [B], [C] и [D] представляют собой молярные концентрации соединений, а a, b, c и d — их соответствующие коэффициенты из уравновешенного химического уравнения.

Идея баланса

Рассмотрим простую систему воды в закрытом контейнере. Когда эта вода испаряется, она превращается в пар. В закрытой системе пар в конечном итоге начинает снова конденсироваться в жидкую воду. Когда скорость испарения равна скорости конденсации, достигается равновесие.

жидкий H2O пар H2O Испарение ⇌ Конденсация

Характеристики баланса

Некоторые важные характеристики системы в химическом равновесии:

  • Динамический процесс: Хотя никаких макроскопических изменений не наблюдается, реакции продолжаются на молекулярном уровне.
  • Требуется закрытая система: Превосходство может быть достигнуто только в замкнутой системе, из которой не может выйти вещество.
  • Отсутствие чистых изменений: Концентрации реагентов и продуктов остаются постоянными.
  • Не зависит от начальной концентрации: Конечное равновесное положение не зависит от начальной концентрации; однако это повлияет на то, сколько времени потребуется для достижения равновесия.

Принцип Ле Шателье

Принцип Ле Шателье описывает, как система в равновесии реагирует на нарушение. Если динамическое равновесие нарушается изменением условий (концентрация, температура, давление), равновесное положение сдвигается, чтобы противодействовать изменению. Этот принцип помогает предсказать, в каком направлении будет двигаться система в результате внешнего воздействия.

Изменение концентрации

Если в систему добавляется больше реагентов, равновесное положение смещается в сторону продуктов, вызывая уменьшение добавленных реагентов. Напротив, если добавляется больше продуктов, система смещается в сторону реагентов.

Пример:

N2 (г) + 3H2 (г) ⇌ 2NH3 (г)

Добавление большего количества N2 сдвигает равновесие вправо, производя больше NH3.

Изменение давления

Изменения давления влияют на равновесие только в реакциях, содержащих газы. Увеличение давления отдает предпочтение стороне с меньшим количеством моль газа, тогда как уменьшение давления отдает предпочтение стороне с большим количеством моль газа.

Пример:

2SO2 (г) + O2 (г) ⇌ 2SO3 (г)

Увеличение давления сдвигает равновесие вправо, вызывая образование большего количества SO3.

Изменение температуры

Увеличение температуры способствует эндотермическим реакциям (поглощает тепло), в то время как уменьшение способствует экзотермическим реакциям (выделяет тепло).

Пример:

N2 (г) + 3H2 (г) ⇌ 2NH3 (г) + Тепло

Увеличение температуры сдвигает равновесие влево, уменьшая производство NH3.

Распространенные заблуждения

Существует несколько заблуждений относительно химического равновесия:

  • Равновесие означает равную концентрацию: Это не значит равную концентрацию, а постоянную концентрацию.
  • Реакции останавливаются в равновесии: вместо этого реакции продолжаются с одинаковой скоростью на обеих сторонах.
  • Добавление катализатора влияет на равновесие: катализатор ускоряет достижение равновесия, но не изменяет его положения.

Применение химического равновесия

Понимание химического равновесия имеет много практических применений:

  • Промышленный синтез: Процесс Габера для промышленного синтеза аммиака опирается на принципы равновесия для максимизации производства.
  • Биологические системы: Многие биохимические реакции основаны на равновесии, такие как связывание кислорода с гемоглобином.
  • Экологическая наука: Понимание равновесия важно для изучения распределений и реакций химических веществ в атмосферных и экологических контекстах.

Заключение

Химическое равновесие служит основой для понимания того, как протекают и уравновешиваются реакции в закрытых системах. Это динамичный, непрерывный процесс, в котором концентрации реагентов и продуктов остаются постоянными. Применяя принципы химического равновесия, химики могут предсказать, каким образом изменения условий, таких как концентрация, давление и температура, повлияют на систему. Это понимание является фундаментальным для химической промышленности, экологической науки и биохимии.

В итоге равновесие не только важно для химии, но также влияет на различные области и реальные приложения.


Одиннадцатый класс → 7.1


U
username
0%
завершено в Одиннадцатый класс

← Предыдущий (7)
Balance
Следующий (7.2) →
Константа равновесия и ее приложения

Комментарии 



Концепция равновесия

https://www.chemistryelite.com/g11/7.1?ceal=ru