а) Налейте в пробирку раствор иодида калия, подкислите его серной кислотой и добавьте немного пероксида водорода. Реакция протекает по схеме:
KJ +H 2 O 2 + H 2 SO 4 → J 2 + K 2 SO 4 + …
Что наблюдается? Какую функцию выполняет пероксид водорода в этой реакции?
Напишите уравнение реакции, составив схему электронного баланса. Укажите процессы окисления и восстановления, окислитель и восстановитель.
в) Налейте в пробирку раствор перманганата калия, подкислите его серной кислотой и добавьте пероксид водорода. Как меняется цвет раствора?
Реакция протекает по схеме:
KMnO 4 +H 2 O 2 + H 2 SO 4 → MnSO 4 + K 2 SO 4 + O 2 …
Напишите уравнение реакции, составив схему электронного баланса. Укажите процессы окисления и восстановления, окислитель и восстановитель. Какие свойства проявляет пероксид водорода в этой реакции?
Примечание: В ряде вышеприведенных окислительно-восстановительных реакций изменяется цвет раствора. По изменению цвета раствора можно судить о продуктах окисления-восстановления, если знать цвета соответствующих ионов.
Опыт 5. Влияние характера среды на протекание окислительно -восстановительных реакций.
В 3 пробирки налейте раствор перманганата калия. В первую пробирку добавьте 2 капли разбавленной серной кислоты (кислая среда), во вторую пробирку добавьте 2 капли дистиллированной воды (нейтральная среда), в третью добавьте 2 капли разбавленного раствора гидроксида натрия (щелочная среда). В каждую из пробирок добаьте порошкообразный сульфит натрия. Отметьте наблюдаемые явления.
Обратите внимание, что перманганат ион (MnO 4 -1) - фиолетового цвета, манганат ион (MnO 4 -2) - зеленого, оксид марганца (IV) (MnO 2) - бурого цвета, а ион Mn +2 - бесцветный.
Напишите уравнения наблюдаемых реакций. Для всех уравнений составьте уравнения электронного баланса и подберите коэффициенты. К какому типу относятся данные окислительно-восстановительные реакции?
Опыт 6. Реакции внутримолекулярного окисления-восстановления. Термическое разложение бихромата аммония. (Опыт проводятся лаборантом)
Поместите небольшое количество кристаллического бихромата аммония в виде горки в фарфоровую чашку. Нагрейте в пламени газовой горелки стеклянную палочку и внести ее в середину подготовленной горки. Палочку подержите несколько секунд до начала реакции. Отметьте наблюдаемые явления. Учитывая, что при термическом разложении бихромата аммония образуется оксид хрома (III), азот и вода, с помощью метода электронного баланса составьте уравнение реакции. Укажите окислитель и восстановитель.
Опыт 7.Реакции диспропорционирования (самоокисления – самовосстановления)
Внесите в пробирку 5-7 капель бромной воды и добавьте к ней по каплям разбавленного раствора гидроксида натрия до обесцвечивания раствора. Запишите уравнение реакции, принимая во внимание, что продуктами являются бромид натрия, гипобромид натрия (NaBrO) и вода. Составьте уравнения электронного баланса,
укажите окислитель и восстановитель?
1. Какие из приведенных ниже реакций являются окислительно-восстановительными?
2. Окисление или восстановление происходит при переходах:
3. Заполните приведенную ниже таблицу, используя следующие вещества:
4. Подберите коэффициенты и вычислите эквивалентную массу перманганата калия и нитрита натрия в следующих реакциях:
5. Подберите коэффициенты в уравнениях следующих межмолекулярных окислительно-восстановительных реакций:
6. Подберите коэффициенты в следующих уравнениях реакций диспропорционирования:
Лабораторная работа 14.
Тема: ГАЛЬВАНИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТЫ
Гальванический элемент – это химический источник электроэнергии, в котором энергия химической реакции преобразуется в электрическую энергию.
Гальванический элемент состоит из двух электродов – катода и анода, погруженных в растворы электролитов. Электролитами обычно являются соли тех металлов, из которых изготовлены электроды. Электрический контакт между растворами электролитов осуществляется с помощью пористой перегородки или электролитического «мостика», который изготовляется из U-образной стеклянной трубки, заполненной раствором электролита. Такой «мостик» проводит ток благодаря наличию ионов, но препятствует смешиванию электролитов.
Работа гальванического элемента основана на протекающей в нём окислительно-восстановительной реакции, причем процессы окисления и восстановления разделены, они протекают на разных электродах: окисление на аноде, а восстановление на катоде. Электроны движутся во внешней цепи от анода к катоду (от восстановителя к окислителю).
Главной характеристикой гальванического элемента является его электродвижущая сила (ЭДС). ЭДС – это разность потенциалов электродов в состоянии, когда сила тока равна нулю, т.е. когда между электродами и растворами солей устанавливается химическое равновесие:
Обычно для создания гальванического элемента берут два разных металла, расположенных далеко друг от друга в электрохимическом ряду активности металлов (ряду напряжений), чтобы получить наибольшую ЭДС.
Для примера рассмотрим магниево-серебряный гальванический элемент.
Найдем в ряду напряжений эти металлы и их стандартные электродные потенциалы:
Магний – более активный металл, он при работе гальванического элемента является анодом, то есть окисляется, а на серебряном электроде происходит восстановление катионов серебра из раствора, то есть серебряный электрод является катодом:
Электрохимическая схема гальванического элемента и его токообразующая реакция в ионном виде записываются так:
Уравнение токообразующей реакции в молекулярном виде показы-вает, что данный гальванический элемент производит электроэнергию за счёт окислительно-восстановительной реакции вытеснения менее ак-тивного металла более активным из раствора его соли:
Mg + 2AgNO 3 = Mg(NO 3) 2 + 2Ag↓
Электродвижущая сила магниево-серебряного гальванического элемента при стандартных условиях рассчитывается по формуле:
При работе гальванического элемента в нестандартных условиях вначале необходимо вычислить электродные потенциалы катода и анода по уравнению Нернста:
где j 0 Me / Me n+ – стандартный электродный потенциал; Т – температура; n – число электронов, переходящих от восстановителя к окислителю; – молярная концентрация катионов металла в растворе электролита; R – молярная газовая постоянная; F – постоянная (число) Фарадея.
При стандартной температуре (298 К), но нестандартном значении концентрации катионов пользуются упрощенным вариантом этого уравнения:
Экспериментальная часть
Целью работы является изучение электрохимической активности наиболее известных металлов, сборке гальванического элемента и определение его ЭДС.
Опыт 1. Исследование электрохимической активности металлов
В шесть пробирок налить по 10 капель растворов солей магния, цинка, железа (II), олова (II), свинца (II), меди (II). Опустить в пробирки по кусочку магния, исключая первую пробирку. Отметить изменения, наблюдаемые в пробирках, написать уравнения реакций. Повторить опыт ещё пять раз, опуская цинк, железо, олово, свинец и медь во все пробирки, кроме тех, в которых содержится раствор соли того же самого металла. Написать уравнения наблюдаемых реакций. Опытные данные занести в таблицу, поставив знак "+" под ионами металлов в тех случаях, когда эти металлы вытеснялись из их солей, и знак "0", когда вытеснения не происходило.
Способность металлов восстанавливать друг друга из растворов их солей
| Металл | Ионы металла в растворе | |||||
| Mg 2+ | Zn 2+ | Fe 2+ | Sn 2+ | Pb 2+ | Cu 2+ | |
| Mg | –– | |||||
| Zn | –– | |||||
| Fe | –– | |||||
| Sn | –– | |||||
| Pb | –– | |||||
| Cu | –– |
В выводе охарактеризовать восстановительную способность изученных металлов и расположить их в ряд по уменьшению этого свойства. Соответствует ли расположение металлов в этом ряду их расположению в ряду электрохимической активности металлов?
Опыт 2. Cборка гальванического элемента и измерение его ЭДС
Собрать гальванический элемент, электродами которого служат цинк и медь. Для этого взять два химических стакана и заполнить их растворами солей с известной концентрацией: один – сульфатом цинка, а другой – сульфатом меди (II), и соединить их электролитическим мостиком. Электролитический мостик – это U-образная стеклянная трубка, заполненная раствором электролита, например хлорида или сульфата натрия, а в простейшем случае это лента фильтровальной бумаги, смоченная раствором любого электролита.
В первый стакан опустить цинковый электрод, во второй – медный. Подключить к клеммам вольтметр и замерить напряжение на электродах. В отчете отразить следующее: 1) записать собранный гальванический элемент его в виде электрохимической схемы; 3) написать схемы анодного и катодного процессов и уравнение токообразующей реакции; 4) вычислить теоретическое значение ЭДС, сравнить его с измеренным и рассчитать погрешность опыта; 5) в выводе объяснить, почему изме-ренное значение ЭДС отличается от теоретического.
Дополнительные задания к лабораторной работе
1. Расположите металлы железо, медь, марганец, магний, серебро в ряд по увеличению окислительных свойств их катионов.
2. Среди металлов свинец, золото, кадмий, кальций, медь укажите: а) взаимодействующие с соляной и разбавленной серной кислотами; б) вытесняющие никель из растворов его солей.
3. Вычислите значение электродного потенциала цинка, если цинк находится в растворе своей соли с концентрацией катионов 0,01 М, а температура раствора равна 15 °С.
4. Вычислите значение электродного потенциала меди, если элек-трод находится в растворе соли меди (II) с концентрацией катионов 0,1 М, температура раствора равна 10 °С.
5. Напишите электрохимическую схему гальванического элемента, составленного из медного и марганцевого электродов с растворами со-лей меди (II) и марганца (II). Вычислите ЭДС элемента при стандартных условиях и при концентрации катионов в растворах 0,1М (температура стандартная).
6. Напишите схему двух гальванических элементов, в одном из ко-торых цинк является катодом, а в другом анодом; вычислите их ЭДС.
7. Приведена электрохимическая схема гальванического элемента:
Напишите схему катодного и анодного процессов, уравнение токообразующей реакции в молекулярном и ионном виде. Определите ЭДС элемента при стандартных условиях.
Лабораторная работа 15.
Тема: ЭЛЕКТРОЛИЗ
Электролизом называется совокупность окислительно-восстановительных процессов, происходящих при пропускании постоянного электрического тока через раствор или расплав электролита.
Пропускание тока через электролиты осуществляется с помощью электродов: катода, на котором происходит процесс восстановления, и анода, на котором осуществляется процесс окисления.
При электролизе растворов солей закономерности восстановления на катоде следующие.
1. Катионы металлов, расположенных в ряду напряжений правее железа (от кадмия до золота), восстанавливаются согласно уравнению:
Ме n+ + nе = Me
2. Катионы активных металлов, расположенных в левой части ряда напряжений (от лития до алюминия), не восстанавливаются. В этом случае на катоде происходит восстановление воды:
2Н 2 О + 2е = Н 2 + 2ОН -
3. Катионы металлов, расположенных в средней части ряда напряжений (марганец, цинк, хром, железо и др.), восстанавливаются на катоде вместе с восстановлением воды, т.е. параллельно идут два процесса, уравнения которых приведены выше.
Закономерности окисления на аноде следующие.
1. Простые анионы (Сl - , Br - , I - , S 2-), кроме F - -ионов, окисляются с образованием соответствующих простых веществ, например:
2Cl - – 2е = Сl 2
2. Сложные анионы (NO 3 - , SO 4 2- , PO 4 3- и др.) и F - -ионы не окисляются. В этом случае на аноде происходит окисление воды:
2Н 2 О – 4е = О 2 + 4Н +
Эти закономерности относятся к электролизу с инертным (нерастворимым) электродом: платина, графит, электродная сталь.
Но если анод изготовлен из металла, соль которого является электролитом, то в этом случае сам анод окисляется, переходя в раствор в виде катионов
Ме – nе = Me n+ ,
а на катоде происходит восстановление этого же металла
Ме n+ + nе = Me
Такой электролиз называется электролизом с активным (растворимым) анодом.
Экспериментальная часть
Целью работы является экспериментальное ознакомление с различными типами электролиза солей.
Опыт 1. Электролиз хлорида никеля (II) с инертными электродами
Собрать электролизер, используя графитовые стержни в качестве электродов. Залить в электролизер раствор хлорида никеля (II), включить электроды в сеть постоянного электрического тока и вести электролиз 5–6 мин. Наблюдать выделение металла на одном электроде (как этот электрод называется?) и газа (какого?) – на другом электроде (как он называется?).
В отчете нарисовать схему электролизера, описать опыт и наблюдения. Записать уравнения катодного и анодного процессов и общее уравнение электролиза хлорида никеля (II).
Опыт 2. Электролиз хлорида натрия с инертными электродами
Очистить электроды после первого опыта наждачной бумагой и вновь собрать электролизер. Залить в него раствор хлорида натрия и вести электролиз 5–6 мин. Наблюдать выделение газов (каких?) на обоих электродах. После проведения электролиза установить с помощью индикатора среду раствора.
В отчете описать наблюдения и результаты электролиза. Записать уравнения катодного и анодного процессов, образования щелочи в растворе и общее уравнение электролиза раствора хлорида натрия.
Опыт 3. Электролиз сульфата натрия с инертными электродами
Собрать электролизер так, как это было сделано в первом опыте, и наполнить его раствором сульфата натрия. Вести электролиз 5–6 мин, наблюдать выделение газов (каких?) на обоих электродах. В конце опыта отобрать пипеткой пробы раствора из катодной и анодной части электролизера и установить среду растворов.
В отчёте описать опыт и наблюдения, написать схемы процессов на электродах, «вторичных» процессов и общее уравнение реакции элек-тролиза.
Опыт 4. Электролиз сульфата меди (II) с инертными электродами
Собрать электролизер так, как это было сделано в первом опыте, наполнить его раствором CuSO 4 и вести электролиз 5–6 мин. Наблюдать выделение металла (какого?) на катоде и газа (какого?) на аноде.
В отчёте описать опыт и наблюдения, привести схемы электродных процессов и уравнения реакций.
Опыт 5. Электролиз сульфата меди (II) с активным анодом
Ничего не меняя в электролизере после четвёртого опыта, повернуть вилку электропитания на 180° и включить ее в сеть постоянного тока. В этом случае электрод, бывший катодом в четвертом опыте (покрытый слоем меди), становится анодом. Провести электролиз 5–6 мин, описать наблюдения, записать уравнения анодного и катодного процессов.
В отчете сделать общий вывод о закономерностях электролиза различных типов солей при использовании инертных электродов и активного анода.
Дополнительные задания к лабораторной работе
1. Приведите примеры металлов, которые можно получить элек-тролизом растворов их солей.
2. Установите последовательность восстановления металлов из расплава смеси: AlCl 3 , CuCl 2 , FeCl 2 , CdCl 2 .
3. Рассчитайте минимальное напряжение разложения, которое необходимо приложить к электродам для начала электролиза расплава хлорида алюминия.
4. Газообразными продуктами электролиза каких солей являются только хлор и водород?
5. Электролиз раствора какой соли приводит к увеличению её кон-центрации в растворе: FeCl 3 , NaNO 3 , Cu(NO 3) 2 , NaCl?
6. На рисунке изображен электролизер с угольными электродами. Какая соль находится в растворе: Na 2 CO 3 , CuSO 4 , Na 2 S, AgNO 3 ? Объясните свой выбор. Напишите уравнения происходящих процессов.
7. Вычислите объем газа, выделившегося на аноде при электролизе раствора нитрата натрия за 1 час, если сила тока равна 5А, а выход по току 90 %.
Лабораторная работа 16.
Тема: КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ
Коррозией называется разрушение металлов вследствие химического воздействия окружающей среды.
При коррозии металлы окисляются и теряют присущие им свойства. Коррозия приводит к большим материальным потерям, происходящим в результате нарушения целостности трубопроводов, цистерн, металлических частей машин, корпусов судов, морских сооружений и т.д. Безвозвратные потери металлов от коррозии составляют 8–10 % от ежегодного их выпуска.
По механизму протекания коррозия подразделяется на два типа:
1) химическую, которая наблюдается при взаимодействии металлов с сухими газами и жидкостями, не проводящими ток (неэлектролитами);
2) электрохимическую, которая наблюдается при взаимодействии металлов с растворами электролитов.
К электролитам относится вода обычная и морская, растворы солей, кислот и щелочей, влажные газы. Во влажных газах и в воздухе содержатся пары воды, которые адсорбируются на поверхности металлов, образуя тонкую невидимую для глаз пленку жидкой воды, в которой растворяются кислород, углекислый газ, сернистые газы, оксиды азота и другие газы, присутствующие в атмосфере; при этом образуются кислоты. Таким образом, во влажном воздухе на металлы действуют растворы электролитов.
Окислительно-восстановительная двойственность –
способность одного и того же вещества, в зависимости от реагентов и от условий проведения реакции, выступать как в роли окислителя, так и в роли восстановителя. В таких веществах содержится элемент в промежуточной степени окисления.
Окислительно-восстановительная двойственность характерна для простых веществ – неметаллов. Например, фосфор по отношению к металлам выступает в роли окислителя. В то же время фосфор выступает в роли восстановителя по отношению к фтору, кислороду или хлору.
Азотная кислота за счет азота в высшей степени окисления +5 может выступать только в роли окислителя. В аммиаке азот в низшей степени окисления -3, и, поэтому, за счет азота, аммиак может выступать только в роли восстановителя. А в азотистой кислоте HNO3 азот находится в промежуточной степени окисления =3. Азотистая кислота окисляется кислородом, и в этом случае азот – восстановитель. Но в реакции с сильным восстановителем, например, с иодоводородной кислотой, азотистая кислота – окислитель.
Методы получения наночастиц
Изучение
наноструктур интенсивно началось примерно двадцать лет назад, и уже занимает
определенное место в сфере применения. Хотя слово нанотехнология является
относительно новым, устройств...
Аннотация
Данная работа рассчитана для учителей химии. Урок предназначен для учащихся 10 класса с углубленным изучением предмета.
Конспект
Тема урока: «Окислительно – восстановительная двойственность серы на примере сульфита натрия»
ЦЕЛЬ:
Обучающая
Обеспечить углубление сведений об окислительно – восстановительной двойственности серы в степени +4 на примере сульфита натрия, закрепление умений составления окислительно – восстановительных реакций методом электронного баланса.
Развивающая
Организовать формирование личностных качеств обучающихся:
склонность к анализу, сравнению, сопоставлению химических свойств соединений серы +4 с другими ее формами
навыков ведения учебного диалога, организации и планирования учебного сотрудничества в группе
навыков проведения экспериментов
Воспитывающая
Способствовать формированию у обучающихся ответственного отношения к деятельности, коммуникативной компетентности, установления межличностных отношений и бережного отношения к окружающему миру
Соблюдения правил безопасной работы с веществами и лабораторным оборудованием
Задачи урока
создать педагогические условия для овладения естественно – научными способами деятельности: наблюдение, эксперимент, учебное исследование
формировать надпредметные умения: обобщать путем сравнения, рассуждать по аналогии, систематизировать, выявлять причинно – следственные связи, работать с таблицами (в том числе и Периодической системой химических элементов)
побудить к осознанию значимости химических знаний в бытовой и производственной деятельности
акцентировать внимание на безопасное обращение с химическими веществами
Тип урока : углубление знаний по теме «Сера и ее соединения»
Ход урока
1.Организационный момент:
Учитель: Добрый день, ребята! Я рада вас видеть и очень хочу начать работу с вами! Хорошего вам настроения и успехов!
2. Постановка цели урока. Мотивация учебной деятельности учащихся.
Учитель: Сейчас мы поработаем с материалом, который внешне далек от химии, но поможет сформулировать тему урока.
Внимание на доску! (слайд 2).
Ознакомьтесь с содержанием слайда. Ответьте на вопрос! Где вы поставите запятую в этом предложении.
Предполагаемый ответ: Помочь, нельзя оставить!
Учитель: Есть другое мнение? (Нет).
Какой другой вариант постановки запятой имеется?
Предполагаемый ответ : Помочь нельзя, оставить!
Учитель: Как повлияла постановка запятой на смысл данного суждения?
Предполагаемый ответ: в первом случае – помочь, во втором – нет помощи.
Учитель: Как, одним словом можно назвать эти два противоположных мнения?
Предполагаемый ответ: дуализм, противоположность и другие.
Учитель: Скажите, есть ли в химии подобная ситуация? Подумайте, имеются ли соединения, которые ведут себя по-разному, в зависимости от условий!
Предполагают. Слайд 3.(Варианты ответов)
Учитель: Итак, молодцы, откройте тетради, запишите число и тему:
«Окислительно – восстановительная двойственность серы на примере сульфита натрия».
Учащиеся записывают в тетрадь тему урока.
Давайте на основании проделанной работы, сейчас определим цель занятия .
Учащиеся предполагают цель урока. (Изучить окислительно – восстановительную двойственность серы и др. варианты)
Учитель : цель нашего урока экспериментально доказать двойственность соединений серы на примере сульфита натрия.
3. Актуализация знаний.
Учитель : Но прежде, ответьте на следующие вопросы? (Слайд 4)
Что такое окислитель? (Окислитель - частица (атом, молекула, ион), которая отдает электроны).
Что такое восстановитель? (Восстановитель – частица, которая присоединяет электроны).
В чем заключается окислительно – восстановительная двойственность? (Если в состав вещества входит элемент с промежуточной степенью окисления, он может как повышать, так и понижать ее, т.е. может участвовать и в процессе окисления, и в процессе восстановления. Следовательно, данное вещество может быть и окислителем, и восстановителем. Это зависит от второго участника реакции).
Какие степени окисления характерны для серы и ее соединений?(-2,0,+4,+6)
(Слайд 5) Как вы думаете, о какой степени окисления на сегодняшнем уроке пойдет речь? (+4, потому что в сульфите натрия степень окисления серы +4).
Учитель: Мы ответили на все вопросы и теперь готовы перейти к доказательству двойственности. Итак, переходим к эксперименту.
4. Динамичная пауза
Каждый из вас получил карточку, в которой указано номер пищевой добавки класса сульфитов. Займите места в группе за столом, который соответствует полученному вами номеру. (Ребята пересаживаются). В группе выберите координатора. (Пауза).
Координаторы, поднимите руку. Ваша задача в процессе экспериментальной работы заполнять инструктивную карту по результатам деятельности вашей группы.
5. Постановка проблемно – развивающего эксперимента.
Учитель: Ребята, помните правила при работе с реактивами и лабораторным оборудованием. Если вы забыли, на столах лежат памятки. (Слайд 6).
Приступаем!
Опыт 1. Окисление сульфита натрия с хлоридом железа (III). (Слайд 7).Группы работают строго по инструктивной карте.
Методика опыта.
Реактивы и оборудование: раствор сульфита натрия, 10% -ный раствор хлорида железа (III); пробирки, спиртовка.
Выполнение опыта: В пробирку с раствором хлорида железа (III)добавляют раствор гидросульфита натрия. Интенсивность окраски раствора значительно возрастает. При нагревании полученного раствора цвет постепенно изменяется: сначала окраска ослабевает, а затем раствор становиться бесцветным.
Учитель: 1. Почему в начале опыта окраска раствора значительно усиливается? (Растворы солей железа (III), подвергших сильному гидролизу, окрашены в темно – коричневый цвет. Поэтому, на первом этапе происходила не ОВР, а преимущественно гидролиз).
2. Почему желтовато – коричневая окраска раствора хлорида железа (III) исчезает только при нагревании? (При нагревании раствора между этими веществами протекает ОВ процесс, т.к. нагревание способствует усилению окислительных свойств хлорида железа (III).
Учитель: запишите уравнение реакции на доске.
Один представитель группы записывает уравнение реакции и составляет электронный баланс. Осуществляется взаимопроверка.
2FeCl3 + Na2SO3 + H2O = 2FeCl2+ Na2SO4+ 2HCl
Fe+3 +1e → Fe+2 │2
S+4 -2e → S+6 │1
Fe+3 - окислитель
S+4 - восстановитель
Каждая группа формулирует вывод по данному опыту. Координатор, одной из групп зачитывает вывод.
Предполагаемый ответ: Сульфит натрия проявляет восстановительные свойства. Хлорид железа (III) окисляет сульфит натрия только при нагревании, поскольку в этих условиях его окислительная способность более высокая.
Учитель : Приступаем ко второму опыту: окисление сульфата железа (II) сульфитом натрия. (Слайд 8).
Методика:
Реактивы и оборудование: раствор сульфита натрия, 10% - ный раствор сульфата железа (II), раствор гексацианоферрата (II) калия; пробирки.
Обратимые и необратимые химические реакции и состояние химического равновесия. Качественная характеристика состояния химического равновесия и его отличие от кинетически заторможенного состояния системы.
Необратимые химические реакции протекают до конца-до полного израсходования одного из реагирующих веществ. Обратимые реакции протекают не до конца, т.е ни одно из реагирующих веществ не расходуется полностью. Это различие связано с тем, что необратимая реакция протекает в одном направлении. Обратимая же реакция может протекать как в прямом, так и в обратном направлениях.
Необратимая реакция:
Когда скорости прямой и обратной реакций становится одинаковыми, наступает химическое равновесие. Качественной характеристикой химического равновесия служит величина, называемая константой химического равновесия.
В момент равновесия V1=V2. В момент равновесия реакции продолжают идти, но концентрации реагентов не меняются. Кинетически заторможенное состояние, когда V1,2=0(резкое понижение t примерно 200С)
9 . Закон действующих масс. Константа химического равновесия и ее связь со стандартным изменением энергии Гиббса и энергии Гельмгольца процесса.
Закон действующих масс (открыт Гульдбергом и Вааге)-при постоянной температуре скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, причем каждая концентрация входит в произведение в степени, равной коэффициенту, стоящему перед формулой данного вещества в уравнении реакции.
Для необратимых реакций:
Vпр.=K(H2)(I2)
K1(H2)(I2)=K2(HI)^2
K1/K2=Kрав.=(HI)^2/(H2)(I2)
В приложениях «свободной энергией» иногда называют не свободную энергию Гельмгольца, а энергию Гиббса. Это связано с тем, что энергия Гиббса также является мерой максимальной работы, но в данном случае рассматривается только работа над внешними телами, исключая среду:
Константа равновесия K связана со свободной энергией Гиббса ΔG следующим образом:
ΔG=−RT⋅lnK.
Приведенное уравнение позволяет по величине ΔG° вычислить К, а затем и равновесные концентрации (парциальные давления) реагентов. Из этого уравнения видно, что константа равновесия очень чувствительна к изменению температуры (если выразить отсюда константу, то температура будет в показателе степени). Для эндотермических процессов повышение температуры отвечает увеличению константы равновесия, для экзотермических - ее уменьшению. От давления константа равновесия не зависит, кроме случаев очень большого давления.
Зависимость константы равновесия от энтальпийного и энтропийного факторов свидетельствует о влиянии на нее природы реагентов.
10. Зависимость энергии Гиббса процесса и константы равновесия от температуры. Принцип Ле Шателье – Брауна. 
Зависимость константы равновесия от температуры. Обычно константа равновесия изменяется с изменением температуры. Если в ходе реакции выделяется тепло, то с повышением температуры реакция замедляется и K уменьшается. Напротив, когда тепло в ходе реакции поглощается, константа равновесия с повышением температуры увеличивается. Температурная зависимость константы равновесия выражается в виде
dLnKр/dT=дельтаH/RT^2
где DН – теплота химического процесса (т.е. теплота химической реакции, теплота растворения и т.д.).
Принцип Ле Шателье : Если на систему, находяющуюся в равновесии, оказать какое-либо воздействие, то в результате протекающих в ней процессов равновесие сместится в таком направлении, что оказанное воздействие уменьшится.
Влияние температуры зависит от знака теплового эффекта реакции. При повышении температуры химическое равновесие смещается в направлении эндотермической реакции, при понижении температуры - в направлении экзотермической реакции. В общем же случае при изменении температуры химическое равновесие смещается в сторону процесса, знак изменения энтропии в котором совпадает со знаком изменения температуры.
Влияние давления
Давление существенно влияет на положение равновесия в реакциях с участием газообразных веществ, сопровождающихся изменением объёма за счёт изменения количества вещества при переходе от исходных веществ к продуктам:
При повышении давления равновесие сдвигается в направлении, в котором уменьшается суммарное количество молей газов и наоборот.
В реакции синтеза аммиака количество газов уменьшается вдвое: N2 + 3H2 ↔ 2NH3
Значит, при повышении давления равновесие смещается в сторону образования NH3.
Влияние инертных газов
Введение в реакционную смесь или образование в ходе реакции инертных газов действует так же, как и понижение давления, поскольку понижается парциальное давление реагирующих веществ. Следует отметить, что в данном случае в качестве инертного газа рассматривается газ, не участвующий в реакции. В системах с уменьшением количества молей газов инертные газы смещают равновесие в сторону исходных веществ, поэтому в производственных процессах, в которых могут образовываться или накапливаться инертные газы, требуется периодическая продувка газоводов.
Влияние концентрации
Влияние концентрации на состояние равновесия подчиняется следующим правилам:
При повышении концентрации одного из исходных веществ равновесие сдвигается в направлении образования продуктов реакции;
При повышении концентрации одного из продуктов реакции равновесие сдвигается в направлении образования исходных веществ.
Сопряженные пары окислитель-восстановитель. Окислительно-восстановительная двойственность.
В простых веществах число электроном соответствует числу протонов. В сложных веществах электроны смещаются от одного атома к другому, такое неравномерное распределение электронов получила название окисленности. Числу электронов смещенных от одного атома к другому называется степень окисления.
Окислитель содержит в своем составе элемент, понижающий степень своей окисленности, а восстановитель содержит элемент, степень окисленности которого повышается в ходе реакции.
Отдача электронов, сопровождающаяся повышением степени окисленности элемента,-называется окислением.
Cu0 (– 2e)=Cu2+
Присоединение электронов, сопровождающееся понижением степени окисленности элемента, называется восстановлением.
Cu0 и Cu2+ - Сопряженная пара
Если элемент находится в промежуточной степени окисленности,то его атомы могут, в зависимости от условий, как принимать, так и отдавать электроны. Поэтому соединения, содержащие элементы в промежуточной степени окисленности, обладают окислительно-восстановительной двойственностью- способностью вступать как с окислителями, так и с восстановителями.
Так, азот образует соединения, в которых степень его окисленности изменяется от – 3(аммиак) до +5(азотная кислота).
Похожая информация.
В одну пробирку поместить 2-3 капли раствора иодида калия, в другую столько же раствора перманганата калия. Подкислить оба раствора добавлением такого же объема раствора серной кислоты. В обе пробирки добавить раствор пероксида водорода Н 2 О 2 до изменения окраски. Что наблюдается? Пузырьки какого газа выделяются во второй пробирке?
В первую пробирку добавьте несколько капель крахмала. О чем говорит изменение окраски крахмала?
Составьте уравнения реакций. Сделайте вывод об окислительно-восстановительных свойствах пероксида водорода.
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ
1 Что называется степенью окисления?
2 Какие вещества являются окислителями, восстановителями?
3 Какие типы окислительно-восстановительных реакций существуют? Привести примеры.
4 Каким соединениям присуща окислительно-восстановительная двойственность?
5 Методом электронного баланса подберите коэффициенты в окислительно-восстановительных реакциях:
А) K 2 S + KМnO 4 + Н 2 SO 4 S + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O
Б) Zn + K 2 CrO 7 + H 2 SO 4 ZnSO 4 + Cr 2 (SO 4) + H 2 SO 4 + H 2 O
В) NaJ + KMnO 4 + KOH J 2 + K 2 MnO 4 + NaOH
КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ
Комплексными соединениями называются определенные химические соединения, образованные сочетанием отдельных компонентов и представляющие собой сложные ионы или молекулы, способные к существованию как в кристаллическом, так и в растворенном состоянии.
В молекуле комплексного соединения один из атомов, обычно положительно заряженный, занимает центральное место и называется комплексообразователем , или центральным атомом . В непосредственной близости к нему расположены (координированы ) противоположно заряженные ионы или нейтральные молекулы, называемые лигандами . Коплексообразователь и лиганды составляют внутреннюю сферу комплексного соединения. Общее число s-связей, образуемых комплексообразователем с лигандами, называется координационным числом центрального иона. По числу s-связей, образуемых лигандом с комплексообразователем лиганды делятся на моно -, ди - и более дентатные лиганды.
За пределами внутренней сферы комплексного соединения находится его внешняя сфера , содержащая положительно заряженные ионы (если внутренняя сфера комплексного соединения заряжена отрицательно) или отрицательно заряженные ионы (если комплексный ион заряжен положительно); в случае незаряженной внутренней сферы внешняя сфера отсутствует.
Ионы, находящиеся во внешней сфере, связаны с комплексным ионом, в основном, силами электростатического взаимодействия и в растворах легко отщепляются подобно ионам сильных электролитов. Лиганды, находящиеся во внутренней сфере комплекса, связаны с комплексообразователем ковалентными связями, и их диссоциация в растворе осуществляется, как правило, в незначительной степени. Поэтому с помощью качественных химических реакций обычно обнаруживаются только ионы внешней сферы. В формулах комплексных соединений внутреннюю сферу отделяют от внешней квадратными скобками.
Названия комплексных солей образуют по общему правилу: сначала называют анион, а затем – катион в родительном падеже. При этом в названии аниона употребляется корень латинского наименования комплексообразователя, а в названии катиона – его русское наименование в родительном падеже. Название комплексного катиона составляют следующим образом: сначала указывают числа (используя греческие числительные: ди, три, тетра, пента, гекса и т.д.) и названия отрицательно заряженных лигандов с окончанием «о» (CI - - хлоро,SO 4 2- -сульфато, ОН - - гидроксо и т.п.); затем указывают числа и названия нейтральных лигандов, причем вода называется аква, а аммиак – аммин; последним называют комплексообразователь, указывая степень его окисленности (в скобках римскими цифрами после названия компексообразователя).
Название комплексного аниона составляют аналогично названию катиона и заканчивают суффиксом «ат».
Названия нейтральных комплексных частиц образуют так же, как и катионов, но комплексообразователь называют в именительном падеже, а степень его окисленности не указывают, так как она определяется электронейтральностью комплекса. Например, – дихлордиамминплатина.
По принадлежности к определенному классу соединений различают:
Комплексные кислоты – H 2 , H;
Комплексные основания – OH, (OH) 3 ;
Комплексные соли – K 2 , CI 3 .
По природе лигандов . Если лигандом является вода, комплексы называются аквакомплексами: SO 4 , (NO 3) 2 . Комплексы, образованные аммиаком, - аммиакаты: CI, CI, SO 4 , CI 2 . оксалатные, карбонатные, цианидные, галогенидные и другие комплексы, содержащие в качестве лигандов анионы различных кислот, называют ацидокомплексами. Например, K 4 и K 2 – цианидный и иодидный ацидокомплексы. Соединения с ОН-группами в виде лигандов называют гидроксокомплексами, например: K 3 .
По знаку заряда комплекса различают:
Катионные комплексы – CI 3 , CI 2 ;
Анионные комплексы – Li, K 2 ;
Нейтральные комплексы – , .
Нейтральные комплексы не имеют внешней сферы. Более сложными являются бикомплексы, состоящие из комплексных катионов и анионов, например .
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА
Опыт 1. Свойства некоторых аквакомплексов (кристаллогидратов )
В фарфоровые тигли поместите 1–2 микрошпателя кристаллогидратов CuSO 4 ·5Н 2 О, CoCl 2 ·6H 2 O, CrCl 3 ·6H 2 O, NiSO 4 ·7H 2 O. Нагревайте кристаллогидраты на плитке, перемешивая их время от времени стеклянной палочкой. Обратите внимание на изменение цвета кристаллов. После того, как тигли остынут, добавьте в них 1–2 капли воды и вновь отметьте изменение окраски раствора.
Объясните, почему изменяется окраска исследуемых веществ при нагревании и при растворении. Напишите уравнения реакций.
