Химическое равновесие. Принцип Ле Шателье

Типы химической связи (ковалентная, ионная, металлическая).

Химическая связь – это то, что удерживает атомы вместе.

Ковалентная связь – это химическая связь, образованная общей парой электронов. Такую связь образуют два атома неметалла.

а) ковалентная неполярная (когда атомы одинаковы). Пример:

молекулы H₂, O₂, P₄, S₈ и др.

б) ковалентная полярная (когда атомы разные: атом с большей электроотрицательность перетягивает электронную пару на себя). Примеры:

молекулы HCl, SO₂, CO, H₃PO₄ и др.

По механизму образования ковалентную связь подразделяют на:

а) обменная (каждый атом дает свои электроны для связи). Примеры выше.

б) донорно-акцепторная (один атом дает электроны, а второй – свободную электронную орбиталь). Пример: молекула NH₃ (азот – донор электронов, водород – акцептор).

Вообще, вещества с ковалентной связью чаще всего состоят из молекул, реже имеют атомную кристаллическую решетку.

Ионная связь – связь между ионами за счет сил электростатического притяжения. Образуется между атомами металла и неметалла (чтобы они превратились в ионы, должна быть большая разность электроотрицательностей!)

Ионная связь бывает в солях (NaCl, CaSO₄ и т.д.), в основаниях (KOH, Fe(OH)₃ и т.д.), в основных оксидах (CaO, Al₂O₃ и т.д.). Все эти вещества – ионные кристаллы.

Металлическая связь – связь между атомами металла (одного или нескольких элементов). Образуется за счет того, что электроны у металла плохо связаны с ядром, подвижны и поэтому представляют собой «электронный газ» в поле атомных ядер (принадлежат как бы сразу всем ядрам). Поэтому металлы – это кристаллы с хорошей электропроводностью.

Все реакции делятся на обратимые и необратимые. Если обратимая реакция идет в изолированной системе (т.е. в такой, которая не обменивается энергией и материей с окружающей средой), то рано или поздно в ней устанавливается т.н. состояние равновесия, при котором реагента расходуется столько же, сколько образуется за это же время. Химическое равновесие является динамическим, т.е. прямая и обратная реакция идут, они не прекращаются, просто их скорости равны.

Пусть идет реакция aA + bB = cC + dD.

По т.н. закону действующих масс cкорость прямой реакции v₁ = k₁ · C_A^a · C_B^b (где C_A, С_B – молярные концентрации исходных веществ, C = ν / V),

а скорость обратной реакции v₂ = k₂ · C_С^с · C_В^d.

При достижении равновесия v₁ = v₂, или k₁ · [A]^a · [B]^b = k₂ · [C]^c · [D]^d (Будем обозначать равновесные концентрации квадратными скобками.), т.е.

k₁ / k₂ = [C]^c · [D]^d / [A]^a · [B]^b.

Обозначим константу k₁ / k₂ = K, она называется константой равновесия и зависит только от температуры.

Равновесные концентрации [A], [B], [C], [D] задают т.н. положение равновесия, его можно сместить, изменив равновесные концентрации. Чтобы сделать это, нужно совершить внешнее воздействие. Направление, куда смещается равновесие (в сторону исходных веществ – влево или в сторону продуктов – вправо), определяется т.н. принципом Ле Шателье: равновесие смещается в ту сторону, которая больше сопротивляется приложенному воздействию. Рассмотрим это на примерах.

1. Если реакция экзотермическая, например, N₂ + 3H₂ = 2NH₃ + Q, то увеличение температуры смещает равновесие влево (т.к. слева меньше теплоты), а уменьшение температуры – наоборот, вправо.

Если реакция эндотермическая, например, N₂ + O₂ = 2NO – Q, то увеличение температуры смещает равновесие вправо, а уменьшение – влево.

2. Если увеличиваем концентрации реагентов (добавляем реагент), то равновесие смещается в сторону продуктов, если уменьшаем – в сторону реагентов. Аналогично для продуктов (наоборот).

3. Если увеличиваем давление, то равновесие смещается туда, где меньше газов (где меньше сумма коэффициентов при газообразных веществах), например, в N₂ + 3H₂ = 2NH₃ увеличение давления сместит равновесие вправо (2 < 4), а уменьшение давления – влево.

4. Добавление катализатора не влияет на положение равновесия, т.к. катализатор одинаково ускоряет прямую и обратную реакции.

Принцип Ле Шателье действует и в жизни.