ЗАНЯТТЯ №13Тема: 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.
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.
Наведені визначення можна зобразити схемою:
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.
Типові ВІДНОВНИКИ – це атоми або йони з мінімальним для донного елементу ступенем окиснення. Вони можуть тільки окиснюватися, а їх ступінь окиснення тільки підвищуватися.
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:
§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
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 + 8HNO3(розв.) = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O 5Mg +12HNO3(розв.) = 5Mg(NO3)2 + N2 + 6H2O Mg - більш активний відновник; Ø концентрація окисника, наприклад: Zn + H2SO4(розв.) = ZnSO4 + H2 Zn + 2H2SO4(конц.) = ZnSO4 + SO2 + 2H2О Ø температура (t2 > t1), наприклад: 3Zn + 4H2SO4(конц.) 4Zn + 5H2SO4(конц.) 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.
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:
–––––––––––––––––––––––– 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)
|
Mn+4 + 2Сl– = Мn+2 + Cl02
3ZnSO4 + S + 4H2O
4ZnSO4 + H2S + 4H2O
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.
