ЗАНЯТТЯ №13

Тема: Оборотні та необоротні реакції. Хімічна рівновага. Принцип Ле-Шательє. Константа рівноваги.

Вплив зовнішніх факторів на хімічну рівновагу.

Актуальність: Знання основних понять і законів хімічної кіне­ти­­ки та хімічної рівноваги є необхідним для розуміння багатьох про­це­сів утворення хімічних сполук, перебігу хімічних реакцій та, особ­ли­во, біохімічних процесів в організмі людини. Знання принципів хімічної рівноваги дають змогу регулювати процеси, які відбуваються в організмі та вивчати ефективність дії лікарських препаратів. Знання про зміщення рівноваги хімічних реакцій дозволяє створювати опти­ма­ль­ні умови для їх протікання.

Навчальні цілі:

Знати: вплив основних факторів: концентрації, температури, тиску на швидкість та напрям протікання реакцій, вплив каталізатора на енер­­гію активації, гетерогенні і гомогенні системи, оборотні і необорот­ні реакції, правило Ле Шателье.

Вміти: визначати швидкість хімічних реакцій за законом діючих мас і законом Вант-Гоффа, визначати зміщення хімічної рівноваги у бік прямої чи зворотної реакції, розв'язувати розрахункові задачі.

Самостійна позааудиторна робота

! Написати в робочому зошиті:

1. Написати вираз: а) константи рівноваги; б) швидкості прямої і зворотної реакції.

Для реакцій:

А) СО₂(г) + С(тв) =СО (г) Б) N₂ + O₂ = 2NO

В) N₂ + 3H₂ = 2NH₃ Г) CO(г) + H₂O(г) = CO₂(г) + H₂

Д) 2SО₂(г) + О₂(г) = 2SО₃ (г) Ж) 2NO₂ = 2NO +O₂.

 

2. Як зміниться стан хімічної рівноваги в реакції при підви­щен­ні температури:

2NO + O₂ « 2NO₂, ∆ H = -78 кДж/моль?

а) не зміниться; б) зміститься вправо; в) зміститься вліво

г) спочатку швидкість прямого процесу зменшиться, а потім збіль­шиться.

3. Як зміниться стан хімічної рівноваги при підвищенні тиску такого процесу:

2NO + O₂ D 2NO₂, ∆ H = -78 кДж/моль?

а) спочатку швидкість прямого процесу збільшиться, а потім змен­шиться;

б) не зміниться; в) зміститься вправо; г) зміститься вліво.

6 Дати відповіді на тести:

1. З підвищенням температури рівновага зворотної хімічної реакції зміщується у бік:

а) продуктів; б) вихідних речовин;

в) екзотермічної реакції; г) ендотермічної реакції.

2. З підвищенням тиску рівновага зворотної хімічної реакції зміщується у бік:

а) продуктів; б) вихідних речовин;

в) де утворюється менша кількість газоподібних сполук;

г) де утворюється більша кількість газоподібних сполук.

3. Від якого фактора НЕ залежить константа рівноваги зво­рот­ної хімічної реакції?

а) температури; б) кількості газоподібних сполук;

в) концентрації; г) природи реагуючих речовин.

4. Як вплине на вихід продукту реакції 2CO + O₂ D 2CO₂ знижен­ня тиску:

а) не впливає; б) збільшиться;

в) зменшиться; г) спочатку зменшиться, а потім збільшиться.

5. Як вплине на вихід продукту реакції: CO + Cl₂ D COCl₂ підвищення тиску та концентрації хлору:

а) не впливає; б) збільшиться;

в) зменшиться; г) спочатку зменшиться, а потім збільшиться.

6. Як вплине на вихід продукту реакції 2CO + O₂ D 2CO₂ + Q зни­ження температури:

а) не впливає; б) збільшиться;

в) зменшиться; г) спочатку збільшиться, а потім зменшиться.

7. Як вплине підвищення температури на вихід продуктів реакції

C + H₂O D CO + H₂ + Q:

а) не впливає; б) збільшиться;

в) зменшиться; г) спочатку збільшиться, а потім зменшиться.

8. Для якої з реакцій зменшення об’єму призведе до зміщення рівноваги:

а) CO + H₂O D CO₂ + H₂ + Q, б) 2NO₂ D N₂O₄ + Q.

9. Вказати, який фактор вплине на вихід продукту реакції

N₂ + 3H₂ D 2NH₃ + Q:

а) підвищення температури, б) зменшення об’єму;

в) збільшення об’єму; г) збільшення концентрації NH₃.

 

Контрольні питання:

1. Які реакції називаються необоротними, оборотними?

2. Що таке хімічна рівновага?

3. Що таке константа рівноваги?

4. За яких умов порушується хімічна рівновага?

5. Як впливає на зміщення рівноваги:

а) концентрація, б) температура,

в) тиск, г) каталізатор?

6. Що стверджує правило Ле Шательє?

7. Прогнозування зміщення хімічної рівноваги на основі принципу Ле-Шательє.

8. Застосування правила Ле Шателье.

 

Самостійна робота на занятті

Відповідати на питання викладача з використанням записів на дошці. Вирішувати розрахункові задачі, запропоновані викладачем.

Для реакцій:

А) 2NO + Cl₂ = 2NOCl Б) 2СО + О₂ = 2СО₂

В) 2Н₂ + О₂ = 2H₂O(г) Г) 2NO + О₂ = 2NO₂

Д) С(тв) + Н₂О (г) = СО + Н₂ Е) 2N₂O + O₂ = 4NO.

 

1. Написати вираз:

а) константи рівноваги; б) швидкості прямої і зворотної реакції.

2. У яку сторону зміститься рівновага:

а) при підвищенні темпера­тури;

б) при підвищенні тиску;

в) при збільшенні концентрації вихідних речовин;

г) при застовуванні каталізатора:

1) 2Н₂ + О₂ = 2Н₂О + Q 2) 2SO₂ + О₂ = 2SO₃ + Q

3) 3О₂ = 2О₃ – Q 4) Н₂ + Cl₂ = 2НCl – Q.

3. У реакції: СО₂ (г) + С(тв) «2СО, ∆ H⁰ = +72, 6 кДж/моль, для зміщення рівноваги в бік утворення продуктів реакції потрібно:

а) збільшити тиск і температуру;

б) зменшити тиск і збільшити температуру;

в) зменшити тиск і температуру;

г) збільшити тиск і зменшити температуру;

д) не впливає зміна тиску і температури.

4. Чи відбудуться зміни швидкості рівноважного процесу:

2НІ(г) « Н₂(г) + І₂(г), ∆ H = -53 кДж/моль, якщо збільшити об’єм систе­ми у два рази?

а) не відбудуться;

б) прискориться прямий процес;

в) прискориться зворотній процес;

г) спочатку зменшиться швидкість прямого процесу, а потім збі­ль­­шиться.

 

 

Розділ 5. ОКИСНО-ВІДНОВНІ РЕАКЦІЇ

 

План

§5.1. Процеси окиснення і відновлення.

§5.2. Окисно-відновні реакції, найважливіші окисники і відновники. Окисно-відновний дуалізм.

§5.3. Типи окисно-відновних реакцій та вплив різних факторів на їх перебіг.

§5.4. Складання рівнянь окисно-відновних реакцій.

§5.5. Реакції з участю перманганату калію (KMnO₄) як окисника.

 

§5.1. Процеси окиснення і відновлення

Нерівномірність розподілу електронів між атомами в сполуках дістала назву окислюваності. Умовний заряд, якого набуває атом елемента при зміщенні електронів від одного атома до другого, називається СТУПЕНЕМ ОКИСНЕННЯ елемента.

Значна частина реакцій відбувається не тільки із зміною складу молекул, але і з переходом електронів від одних атомів до інших, а значить і зі зміною ступеня окиснення атомів. В таких реакціях йде два паралельні процеси: окиснення і відновлення.

ОКИСНЕННЯ – це процес віддачі електронів, в результаті яко­го ступінь окиснення атомів підвищується.

ВІДНОВЛЕННЯ – це процес приєднання електронів, в резу­ль­таті якого ступінь окиснення знижується.

Атом, який віддає електрониіокисню­єть­ся називається ВІДНОВНИК: Н20 – 2е– = 2Н+ Атом, який приймає електрони, відновлю­єть­ся і називається ОКИСНИК: N20 + 6е– = 2N3–

ОКИСНО-ВІДНОВНИМИ називаються реакції, у результаті яких змінюються ступені окиснення елементів.

2Mg⁰ + O₂⁰ ® 2Mg⁺²O^-2

Окиснення і відновлення – єдиний процес, що відбувається одночасно; одні речовини віддають електрони, а інші їх приймають. При цьому кількість електронів, відданих відновником, дорівнює кількості електронів, приєднаних окисником.

 

	ВІДНОВЛЕННЯ
	◄ ─ ─ ─ ─ ─ ─ ─ ─ ─ ─ ─ ─ ─ ─ ─ ─ ─ ─ ─
Ступені окиснення	-4 -3 -2 -1 0 +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7
	─ ─ ─ ─ ─ ─ ─ ─ ─ ─ ─ ─ ─ ─ ─ ─ ─ ─ ─ ►
	ОКИСНЕННЯ

Наведені визначення можна зобразити схемою:

Са + Cl2 = CaCl2 Відновник Ca0 – 2еˉ = Ca+2 процес окиснення Окисник Cl20 + 2еˉ = 2Cl¯ процес відновлення

Процеси окиснення і відновлення йдуть одночасно, а загальна кількість електронів залишається постійною.

ЗНАЧЕННЯ ОКИСНО-ВІДНОВНИХ РЕАКЦІЙ

Окисно-відновні реакції лежать в основі дуже важливих процесів в організмі людини: травлення, дихання, біосинтезу, зору, процесів обміну речовин та інших. Окисно-відновні процеси в мітохондріях є основним джерелом енергії для життєдіяльності всіх клітин і орга­нізму в цілому.

§ 5.2. Найважливіші окисники і відновники.

Окисно-відновний дуалізм

Типові ОКИСНИКИ – це атоми або йони в максимальній для даного елементу ступені окиснення. Вони можуть тільки відновлю­ва­тися, а їх ступінь окиснення тільки знижуватися.

Група ОКИСНИКІВ	Хімічні елементи	Приклади речовин
Електричний струм на аноді	—	—
Галогени у вищих позитивних ступенях окиснення	Cl+7, Br+7, I+7	НСlO4, НВrО4, НІО4
Галогени в проміжних позитивних ступенях окиснення	Cl+1, Cl+3, Cl+5 Br+1, Br+3, Br+5	КСlO3, НСlO3, NаВrО3
Халькогени і інші неметали в позитивних ступенях окиснення	S+6, S+4, N+3, N+5	H2SO4, SO2, HNO3
Неметали – прості речовини (нульовий ступінь окиснення)	F0, Cl0, O20, S0, Br0	F2, Cl2, O3, O2, S, Вr2
Неметали в проміжних негативних ступенях окиснення	О-1, N-2	H2О2, BaO2, N2H4
Метали у вищих позитивних ступе­нях окиснення	Мn+7, Сr+6, Sn+4	КМnО4, К2СrO4, Н2Сr2O7, SnCl4
Метали в проміжних позитивних Ст. Ок. проявляють окисно-відновну (О-В) подвійність	Fe+2, Cu+1, Sn+2	FeCl2, Cu2Cl2, SnSO4

Типові ВІДНОВНИКИ – це атоми або йони з мінімальним для донного елементу ступенем окиснення. Вони можуть тільки окиснюватися, а їх ступінь окиснення тільки підвищуватися.

Група ВІДНОВНИКІВ	Хімічні елементи	Приклади речовин
Електричний струм на катоді	—	—
Метали – прості речовини (нульовий ступінь окиснення)	Na0, Ca0, Fe0	Na, Ca, Fe
Неметали в низькому негативному ступені окиснення	C1-1, N-3, S-2	HCl, NH3, ZnS
Метали в проміжному позитивному ступені окиснення	Fe+2, Cr+2, Cu+1	FeSO4, CrCl2, Cu2Cl2
Неметали в проміжному негативному ступені окиснення	О-1, N-2	Н2О2, N2H4
Неметали – прості речовини (нульовий ступінь окиснення)	S0, P0, С0, I0	S, P4, C, I2
Неметали в проміжному позитивному ступені проявляють О-В подвійність	P+3, S+4, С+2	PCl3, SO2, CO

Речовини, атоми яких знаходяться в проміжному для даного еле­менту ступені окиснення, проявляють ОКИСНО-ВІДНОВНУ ПО­ДВІЙНІСТЬ, тобто вони можуть виступати в ролі окиснюва­чів для одних речовин і в ролі відновників для інших.

До таких речовин відносяться, наприклад: Н₂О₂, Na₂S₂О₃, NО, NO₂, SO₂ і інші.

Наприклад:

S-2 H2S   відновник

S0 S+4 S, SO2, H2SO3   можуть бути окисником і відновником

S+6 SO3, H2SO4   окисник

§5.3. Типи окисно-відновних реакцій та вплив на них різних факторів

Виділяють 4 типи окисно-відновних реакцій.

1. Міжмолекулярні реакції, при яких атоми, які змінюють сту­пінь окиснення, знаходяться в різних молекулах. Наприклад:

Mn⁺⁴ О₂ + 4H C1^-1 = Мn⁺² Cl₂ + Cl₂⁰ + 2Н₂О

Мn⁺⁴ як окисник приймає 2 електрони і відновлюється до Мn⁺², а аніон хлору (відновник) віддає один електрон і окиснюється до атомарного хлору. Два атоми хлору утворюють молекулу Cl₂.

Mn⁺⁴ + 2е = Мn⁺² │ 1

2Сl^– – 2е = Cl⁰₂ │ 1

Mn⁺⁴ + 2Сl^– = Мn⁺² + Cl⁰₂

У окисно-відновному процесі беру участь дві молекули HCI, ще дві молекули НCl потрібні для сполучення катіона Мn⁺² в сіль МnCl₂.

2. Внутрішньомолекулярні реакції, при яких атоми, що змінюють ступінь окиснения, знаходяться в одній і тій же молекулі. До такого типу реакцій відноситься термічний розклад сполук, наприклад: HgO, KCIO₃, AgNO₃ та ін.

2Hg⁺²О^-2 = 2Hg⁰ + О₂⁰

2КCl⁺⁵О₃^-2= 2КСl^-1 + 3O₂⁰

3. Реакції диспропорціонування (самоокиснення-самовіднов­лен­ня), в яких в обміні електронами беруть участь атоми одного еле­менту з однаковою ступіню окиснення:

4К Cl⁺⁵ О₃ = 3К Сl⁺⁷ О₄ + К Сl^-1

Сl⁺⁵ - 2е = Cl⁺⁷ │ 3 окиснення

3Cl⁺⁵ + 6е = Сl^-1 │ 3 відновлення

4. Реакції контрпропорціонування, в яких атоми одного і того ж елементу вирівнюють ступінь окислення:

N^-3 H₄ N⁺³ О₂ = N₂⁰ + 2Н₂О

 

ФАКТОРИ, ЩО ВПЛИВАЮТЬ НА ОКИСНО-ВІДНОВНІ

РЕАКЦІЇ:

Ø природа реагуючих речовин, наприклад:

3Cu + 8HNO_3(розв.) = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

5Mg +12HNO_3(розв.) = 5Mg(NO₃)₂ + N₂ + 6H₂O

Mg - більш активний відновник;

Ø концентрація окисника, наприклад:

Zn + H₂SO_4(розв.) = ZnSO₄ + H₂

Zn + 2H₂SO_4(конц.) = ZnSO₄ + SO₂ + 2H₂О

Ø температура (t₂ > t₁), наприклад:

3Zn + 4H₂SO_4(конц.) 3ZnSO₄ + S + 4H₂O

4Zn + 5H₂SO_4(конц.) 4ZnSO₄ + H₂S + 4H₂O

Ø рН середовища, наприклад:

2K Mn⁺⁷ O₄ + 5NaNO₂ + 3H₂SO₄ = 2 Mn⁺² SO₄ + 5NaNO₃ + K₂SO₄ + 3H₂O (рН < 7)

2K Mn⁺⁷ O₄ + 3NaNO₂ + H₂O = 2 Mn⁺⁴ O₂ + 3NaNO₃ + 2KOH (рН = 7)

2K Mn⁺⁷ O₄ + NaNO₂ + 2KOH = 2K₂ Mn⁺⁶ O₄ + NaNO₃ + H₂O (рН> 7)

Відновлення окисника відбувається найбільше у кислому сере­до­вищі.

 

§ 5.4. Складання рівнянь окисно-відновних реакцій

Коефіцієнти в окисно-відновних реакціях повинні урівнювати не тільки кількість атомів, але і число електронів в лівій і правій частинах рівняння. Коефіцієнти можуть бути розставлені МЕТОДОМ ЕЛЕКТРОННОГО БАЛАНСУ.

ЕЛЕКТРОННИЙ БАЛАНС – метод знаходження коефіці­єн­тів в рівняннях окисно-відновних реакцій, в якому розглядається обмін електронами між атомами елементів, що змінюють свій сту­пінь окиснення. Число електронів, віддане відновником рівне чис­лу електронів, одержаних окисником.

Рівняння складається в декілька стадій:

1). Записують схему реакції:

KMnO₄ + HCl ® KCl + MnCl₂ + Cl₂­ + H₂O

2). Ставлять ступені окиснення над знаками елементів, які їх змі­ню­­­ють:

KMn⁺⁷O₄ + HCl^-1 ® KCl + Mn⁺²Cl₂ + Cl₂⁰­ + H₂O

3). Виділяють елементи, що змінюють ступені окиснення і визна­чають число електронів, які віддаються відновником і приймаються окисником.

Mn⁺⁷ + 5ē ® Mn⁺²

2Cl^-1 - 2ē ® Cl₂⁰

4). Урівнюють число прийнятих і відданих електронів, встановлюючи тим самим коефіцієнти для сполук, в яких присутні елементи зі зміним ступенем окиснення:

Mn+7 + 5ē ® Mn+2
2Cl-1 - 2ē ® Cl20

––––––––––––––––––––––––

2Mn⁺⁷ + 10Cl^-1 ® 2Mn⁺² + 5Cl₂⁰

5). Підбирають коефіцієнти для решти учасників реакції.

2KMn⁺⁷O₄ + 16HCl^-1 ® 2KCl + 2Mn⁺²Cl₂ + 5Cl₂⁰ + 8H₂O

6).Перевіряють, чи відповідає число атомів всіх елементів в лівій частині рівняння числу атомів в правій частині рівняння.

7). Перевіряють, чи відповідає число атомів Оксигену в лівій і пра­вій частинах рівняння. Це називається «перевірка з киснем»

§5.5. Реакції з участю перманганату калію (KMnO₄)