36 Основные типы химических реакций . Овр, их классификация.Ионно-электронный метод уравнивания овр.

ОВР - реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих в-в. Степень окисления - кол-во е, перемещённых от 1 атома к др. Окисление - процесс отдачи е или повышение степени окисления эл. Восстановление - процесс присоединения е или понижение степени окисления эл. Межмолекулярные реакции-р-ии, в кот окислитель и восст представляют собой разные вещества. Внутримолекулярные реакцииии-р-ии, в кот окислитель и восст-атомы 1 и той же молекулы: N^-2₂H⁺¹₄=N⁰₂+2H⁰₂. В ОВР окисление и восстановление связаны: С+О₂=С⁺⁴О^-2₂. В некоторых ОВР происходит окисление и восстановление атомов или ионов 1 и того же эл: 3Н₂Mn⁶⁺O₄=2HMn⁷⁺O₄+Mn⁴⁺O₂+2H₂O. В ОВР наряду с окислителями и восстановителями могут участвовать ионы или мол среды: 5K₂S⁴⁺O₃+2KMn⁷⁺O₄+3H₂S⁶⁺O₄=

6K₂SO₄+3H₂O+2Mn²⁺SO₄.

Ионно-электронный метод уравнивания ОВР.

K⁺₂(Cr⁶⁺₂O^2-₇)^2-+3Na⁺₂(S⁴⁺O^2-₃)^2-+4H⁺₂(S⁶⁺O^-2₄)^2-Cr³⁺₂(SO₄)^2-₃+3Na⁺₂(S⁶⁺O^2-₄)^2-+K⁺₂S⁶⁺O^2-₄+4H₂О,

14H⁺+(Cr⁶⁺₂O₇)^2-+6e2Cr³⁺+7H₂O6 1

(S⁴⁺O₃)^2-+H₂O-2e(S⁶⁺O₄)^2-+2H⁺  3

Полуреакции пишем в соответствии с законом сохранения масс и с учётом числа атомов, кот отдают или присоединяют е.

14H⁺+(Cr⁶⁺₂O₇)^2-+3H₂O+3(SO₃)^2- 2Cr³⁺+7H₂O+3(SO₄)^2-+6H⁺.

Уравниваем катионы металлов, которые меняли степень окисления. Уравниваем количество анионов. Правильность подбора проверяем по кислороду.

ОВ процессы зависят от рН. Хорошо протекают в нейтральной среде.

K(Mn⁷⁺O₄)^-+Na₂SO₃+H₂SO₄ Na₂SO₄+Mn²⁺(SO4)^2-+H₂SO₄+H₂O (pH<7);

KMnO₄+Na₂SO₃+H₂O

Na₂SO₄+Mn⁴⁺O₂+KOH (pH7);

KMnO₄+Na₂SO₃+KOHNa₂SO₄+K₂(Mn⁶⁺O₄)^2-+H₂O (рН>7).

Окисление, восстановление.

Окисление-процесс отдачи е или повышение степени окисления эл. (Al-3e=Al³⁺, Н₂-2е=2Н⁺, Zn⁰-2e=Zn²⁺).Восстановление-процесс присоединения е или понижение степени окисления эл. (S+2e=S^2-, Cl₂+2e=2Cl, Fe³⁺+e=Fe²⁺) Восстановитель-в-во, отдающее е.Окислитель-в-во, принимающее е. Металлы обл восстановительными свойствами. В периодах с ↑порядкового № восстановительные св-ва ,а окислительные ↑ и становятся максимальными у галогенов(в 8 периоде Na-самый активный восстановитель, Cl-самый активный окислитель). У эл гл подгрупп с ↑ порядкового № ↑восстановительные свойства и окислительные. Лучшие восстановители-щелочные металлы, лучшие окислители-галогены. Неметаллы гл подгрупп 4-7 групп могут проявлять и окислит, и восстановит св-ва. Исключение F, кот проявляет тлк окислит св-ва. Элементы побочных подгрупп имеют металлический хар-рих простые вещ-ва явл восстановителями. Важн восстановители: металлы, Н, уголь, СО, HCl, H₂S, SO₂, H₂SO₃, FeSO₄, глюкоза, катод при электролизе. Важн окислители: галогены, анод при электролизе, H₂SO₄, KMnO₄,O₂, O₃, HNO₃, ионы благородных металлов.

44.Энтальпийный и энтропийный факторы протекания процесса. Термодинамический анализ возможности протекания процесса. Смещение хим. Равновесия. Принцип Ле Шателье.

ТД изучает взаимное превращение Q в др виды Е. ТД имеет 2 особенности: изучает процессы вне пространства и времени; из немногочисленных общих положений методом дедукции получает опред соотношения, относящиеся к данному явлению. Е-общая мера кол-ва движения и взаимод всех видов материи. ТДС-мысленно выделенная из среды совокупность материальных объектов, где происходит обмен m и Е. Открытая-обмен m и Q; закрытая-телообмен,массы обмена нет; изолир. Т-интенсивность теплового движения микрочастиц, образующих систему, тепловое состояние системы. Q-мера Е, переданная от 1 тела к др за счёт разности tº. А-мера Е, переданная от 1 тела к др за счёт перемещения масс под действием сил. Р-параметр состояния системы, зависящий от внутр свойств состояния системы. Определяется натиском молекул на заключающий газ сосуд.[Р=F/S] f(T,P,V)=0-уравнение состояния системы. ТД параметры : на экстенсивные(зависят от m) и интенсивные(не зависят от m). При проведении ХР меняется U. U включает все виды энергии системы, кроме Е_к движения системы, как целого, и Е_п её положения. U хар-ет запас Е изолированной системы, зависит от состояния системы. U нельзя измерить. U представляет собой способность системы к совершению А или передаче Q.U можно определить при переходе из 1 состояния в др: U=U₂-U₁. U можно измерить с помощью А и Q, т.к. система может обмениваться с окруж средой веществом или Е в форме Q и А. U-экстенсивная ф-я(зависит от m).Физич смысл U: U=-Q (тепловой эффект при V=const, взятый с обратным знаком)

Первый закон термодинамики в применении к изобарному, изохорному, изотермическому, адиабатическому процессам

I закон термодинамики: теплота, подведенная к системе, тратится на изменение внутренней энергии и на работу расширения газа

1) изобарный процесс: Р=const

2) изохорный процесс: V=const

3) изотермический процесс: T=const

4) адиабатический процесс:

Изменение внутренней энергии происходит за счет работы расширения газа

Третий закон термодинамики (постулат Планка).

В отличие от других термодинамических функций, можно определить не только изменение, но и абсолютное значение энтропии. Это вытекает из высказанного в 1911г. М. Планком постулата, согласно которому "при абсолютном нуле энтропия идеального кристалла равна нулю". Этот постулат получил название третьего закона термодинамики. По мере повышения температуры растет скорость различных видов движений частиц, т.е. число микросостояний и соответственно термодинамическая вероятность и энтропия вещества.

Принцип сдвига химического равновесия, принцип Ле-Шателье

Принцип Ле-Шателье (принцип сдвига равновесия): если на систему, находящуюся в равновесии, оказывается внешнее воздействие, то равновесие смещается в таком направлении, которое ослабляет внешнее воздействие.

1. Чтобы сдвинуть равновесие в сторону исходных веществ (вправо), нужно увеличить их концентрацию.

2. При увеличении температуры равновесие сдвигается в сторону эндотермического процесса (вправо).

3. Увеличение давления сдвигает равновесие в сторону образования меньших объемов (меньшего количества моль)

Изменение энтальпии и энтропии при растворении.

Растворение рассматривается как совокупность физических химических явлений, выделяя при этом три основных процесса:

А)разрушение химических и межмолекулярных связей в растворяющих газах, жидкостях или твёрдых телах(в том числе и связей в кристалле) требующих затраты энергии. Энтальпия системы при этом растёт.

Б) химическое взаимодействие растворителя с растворяющимся веществом, вызванное образованием новых соединений – сольватов или гидратов – и сопровождающееся выделением энергии. Энтальпия уменьшается.

В)Самопроизвольное перемешивание раствора или равномерное распределение сольватов(гидратов) в растворителе, связаное с диффузией и требующее затраты энергии. Энтальпия растёт.