Химическая реакция, протекающая в пределах одной фазы, – гомогенная реакция. Все реакции делятся на обратимые и необратимые. Необратимые реакции протекают в одном направлении до конца. Обратимые реакции протекают при одних и тех же заданных условиях одновременно в двух противоположных направлениях.

А+В ↔ С+Д

Обратимая реакция протекает только до определенного момента, когда V_пр и V_обр  становятся одинаковыми, то есть в системе наступает динамическое равновесие.

V₁ = k₁[A][B]

V₂ = k₂[C][Д]

V₁ = V₂ , следовательно k₁[A][B] = k₂[C][Д], следовательно:

                           или

К – константа равновесия.

В общем виде:

аА + вВ ↔сС + dД

Ле Шателье (1887г): если изменить одно из условий, при котором установилось равновесие (t, p, C), то произойдет смещение равновесия в направлении процесса, препятствующего производимому изменению.

Увеличение температуры вызывает усиление эндотермической реакции.

Увеличение давления смещает равновесие в сторону образования меньшего числа молекул.

Увеличение концентрации веществ, стоящих в одной части равенства, вызывает образование веществ в другой части равенства.

5.  ОКИСЛИТЕЛЬНО - ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ ПРОЦЕССЫ

Окислительно – восстановительные реакции (ОВР) сопровождаются оттягиванием или перемещением части или всех валентных электронов от одного атома или иона к другому атому или иону.

Окисление – отдача электронов.

Восстановление – принятие электронов.

Атомы, которые присоединяют электроны – окислители; атомы или ионы, которые отдают электроны – восстановители.

Степень окисления – это кажущийся заряд атома, возникающий после отдачи или принятия электронов в ионных соединениях или оттягивания электронных пар от одного атома к другому в молекулах полярных соединений.

Абсолютную величину окислительно – восстановительную потенциала измерить невозможно. Поэтому измеряют относительную величину по отношению к водородному электроду, потенциал которого в реакции 2Н⁺+2ē→Н₂⁰ принимают равным нулю.

Зависимость окислительно – восстановительного потенциала от концентрации окисленной и восстановленной формы в растворе описывается формулой Нернста.

                                 ;

                                                  или

Например, Сl₂ + 2Fe²⁺ = 2Fe³⁺  + 2Cl^-.

Eh вычисляется для каждой из окислительно – восстановительных пар по формулам.

                                  .

Эквивалент окислителя (восстановителя) равен количеству окислителя (восстановителя), которое соответствует одному присоединенному (отданному) электрону в данной окислительно – восстановительной реакции.

Окислители и восстановители различаются между собой по активности. Возможность и направленность протекания окислительно – восстановительных процессов  определяется количественной характеристикой химической активности окислителя и восстановителя – окислительно – восстановительным потенциалом.

Работа гальванических элементов основана на протекании реакции окисления – восстановления. В медно – цинковом   гальваническом элементе.

Zn⁰ + Cu²⁺ → Cu⁰ + Zn²⁺

Zn-2ē → Zn²⁺

Cu²⁺ +2ē → Cu⁰.

Степень окисления может иметь положительное, нулевое и отрицательное значение. Она вычисляется как алгебраическая сумма полярных связей. Степень окисления атомов в ионных соединениях по величине и знаку соответствует заряду иона, а у атомов неполярных молекул (Н₂ и О₂ и др.) равна нулю, так как отсутствует одностороннее оттягивание общих электронных пар электронов.

2КМnO₄ + 5H₂C ⁺²₂O₄ + 3 H₂SO₄ = 10 ⁺⁴CO₂ + 2MnSO₄ + 8 H₂O + K₂SO₄

^{Пеманганат                     Щавелевая}

^{калия                                кислота}

Н — О — С  

              | \

             O O

              | /

Н — О — С

^{щавелевая кислота}

К типичным окислителям относятся Сl₂, F₂, O₂, КМnО₄  и другие, в которых содержаться атомы, имеющие высшую степень окисления.

Восстановители – водород, металлы, сероводород и другие водородные соединения.

Окислительная способность соединений зависит от рН в тех реакциях, где одним компонентом является вода или ионы Н⁺. Зависимость окислительно – восстановительного потенциала Е_h от концентрации ионов Н⁺ можно рассчитать по формуле Нернста.

            , так как Е₀ =0 (для водорода), то

                                      ; 

-lg [H⁺] = рН, а отрицательный логарифм давления молекулярного водорода обозначают через rH₂. , таким образом

Е_h = 0.029 (-2pH + rH₂).

Это уравнение позволяет охарактеризовать окислительно – восстановительные свойства среды:

- чем меньше rH₂, тем легче идут процесса восстановления;

- увеличение rH₂ способствуют протеканию окислительных процессов.

При равенстве молярных концентраций кислорода и водорода rH₂ =28; для водного раствора насыщенного водородом rH₂ =0.