Контрольные вопросы

1. Какие реакции называются окислительно-восстановительными? Что такое окислитель и восстановитель? Какие важнейшие процессы, протекающие в природе и осуществляемые в технике, относятся к окислительно-восстановительным?

2. Что такое степень окисленности элемента?

3. Определите степень окисленности атомов элементов в соединениях и ионах: CrO , HNO₃, KClO₃, SO , PO , K₃PO₃, NaPO₃, SiH₄, NH , NH₄ClO₄, N₂, CaH₂.

4. Укажите, какие из приведенных ниже веществ являются окислителями, какие - восстановителями: FeCl₂, Cl₂, Zn, NН₃, PbO₂, KClO₄, F₂, НСl, Nа₂SO₃, KI, K₂Cr₂O₇, KMnO₄, HNO₃?

5. Уравняйте реакции:

KМnO₄ + KI + H₂SO₄ → K₂SO₄ + MnSO₄ + I₂ + H₂O

FeCl₃ + SnCl₂ → FeCl₂ + SnCl₄

KMnO₄ + NН₃ → KNОз + MnO₂ + KОН + H₂O

K₂Сr₂O₇ + HClO₄ + HI → Сr(СlO₄)₃ + KClO₄ + I₂ + H₂O

I₂ + Cl₂ + H₂O → НIO₃ + HCl

Cl₂ + KОН → KCl + KClO₃ + H₂O

Укажите окислитель и восстановитель. Определите тип окислительно-восстановительной реакции.

Лабораторная работа № 3

Скорость химических реакций и химическое

равновесие

Теоретическое введение

Скорость химических реакций – это изменение концентрации реагирующих веществ (продуктов реакции) в единицу времени. Концентрацию (С) реагирующих веществ обычно выражают количеством молей в 1 л, время (τ) – в секундах, минутах и т.д.:

υ = ± , (3.1)

где ΔС – изменение концентраци любого из реагирующих веществ;

Δτ – время, за которое протекает реакция.

При определении скоростей учитывается, что реакции могут быть гомогенными – протекающими в системах, состоящих из одной фазы, или гетерогенными – протекающими в системах, состоящих более чем из одной фазы.

Скорость гомогенной реакции зависит от:

1. природы реагирующих веществ;

2. условий, при которых протекает реакция – концентраций реагирующих веществ, температуры, давления (для газов);

3. присутствия катализатора.

Скорость гетерогенной реакции кроме вышеперечисленных факторов зависит от поверхности раздела фаз.

Зависимость скорости реакции от концентрации выражается законом действия масс:

п ри постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.

Для уравнения реакции

mΑ+nB=Α_mB_n (3.2)

математически этот закон можно выразить в следующем виде:

υ=k[Α]^m·[B]ⁿ, (3.3)

где υ – скорость реакции;

[Α] и [B] – молярные равновесные концентрации реагирующих веществ;

m и n – коэффициенты в уравнении реакции;

k – константа скорости реакции, численно равная скорости реакции при концентрациях реагирующих веществ, равных единице.

Закон действия масс применим только к газообразным и растворенным веществам, так как твердые вещества реагируют только с поверхности.

Зависимость скорости реакции от температуры определяется правилом Вант-Гоффа:

п ри повышении температуры на каждые 10 градусов скорость большинства реакций возрастает в 2-4 раза.

Число, показывающее во сколько раз возрастает скорость реакции при повышении температуры на 10 градусов, называется температурным коэффициентом данной реакции и обозначается буквой γ:

(3.4)

где и - скорости реакции при начальной (t₁) и конечной (t₂) температуре;

t₁ и t₂ – начальная и конечная температуры, соответственно.

Существенное влияние на скорость реакций оказывают катализаторы – вещества, которые способны изменять скорость реакций, причем химический состав и количество самих катализаторов остается неизменным.

Если катализатор и реагирующие вещества находятся в одной фазе, то катализ называют гомогенным, если в разных фазах – гетерогенным.

Химические реакции, в результате которых исходные вещества полностью превращаются в продукты реакции, называются необратимыми.

Реакции, идущие одновременно в двух противоположных направлениях (прямом и обратном), называют обратимыми.

Состояние, когда скорости прямой и обратной реакций становятся одинаковыми и когда концентрации всех участников реакции перестают изменяться, называется химическим равновесием.

В общем случае, если имеет место обратимая реакция, протекающая по схеме:

mA + nB ↔pC + qD (3.5)

то в состоянии химического равновесия отношение произведений равновесных концентраций продуктов реакции к произведению равновесных концентраций исходных веществ, возведенных в степени их стехиометрических коэффициентов, есть величина постоянная для данной реакции при данной температуре, называемая константой химического равновесия К:

(3.6)

Каждое химическое равновесие устанавливается при определенном значении трех параметров, которые его характеризуют:

1. концентрация реагирующих веществ, С;

2. температура, Т;

3. давление (для газов), р.

Изменение одного из этих параметров определяет характер внешнего воздействия на систему и приводит к нарушению равновесия.Направление смещения равновесия определяется принципом Ле Шателье:

е сли на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказать какое-либо внешнее воздействие, то равновесие сместиться в таком направлении, которое вызовет ослабление оказанного воздействия.

1. Повышение температуры приводит к смещению равновесия в сторону эндотермической реакции (Q<0, ΔΗ>0)..

2. Понижение температуры приводит к смещению равновесия в сторону экзотермической реакции (Q>0, ΔΗ<0).

3. Повышение давления вызывает смещение равновесия в том направлении, которое приводит к уменьшению объема системы (общего числа молей газообразных веществ).

4. Понижение давления вызывает смещение равновесия в сторону увеличения объема системы (общего числа молей газообразных веществ).

5. Увеличение концентраций одного из исходных веществ, либо уменьшение концентрации одного из продуктов реакции приводит к смещению равновесия в сторону прямой реакции.

6. Уменьшение концентрации одного из исходных веществ, либо увеличение концентрации одного из продукта реакции, приводит к смещению равновесия в сторону обратной реакции.