Принцип ле-шателье.смещение химического равновесия.

Положение химического равновесия зависит от следующих парамктров реакции: температуры, давления и концентрации. Влияние, которое оказывают эти факторы на химическую реакцию, подчиняются закономерности, которая была высказана в общем виде в 1884 году французским ученым Ле-Шателье. Современная формулировка принципа Ле-Шателье такова:

Если на систему,находящуюся в состоянии равновесия, оказать внешнее воздействие, то система перейдет в другое состояние так, чтобы уменьшить эффект внешнего воздействия.

1. Влияние температуры. В каждой обратимой реакции одно из направлений отвечает экзотермическому процессу, а другое - эндотермическому.

N2 + 3H2 2NH3 + Q

Прямая реакция - экзотермическая, а обратная реакция - эндотермическая. Влияние изменения температуры на положение химического равновесия подчиняется следующим правилам:

При повышении температуры химическое равновесие смещается в направлении эндотермической реакции, при понижении температуры - в направлении экзотермической реакции.

2. Влияние давления. Во всех реакциях с участием газообразных веществ, сопровождающихся изменением объема за счет изменения количества вещества при переоходе от исходных веществ к продуктам, на положение равновесия влияет давление в системе.
Влияние давления на положение равновесия подчиняется следующим правилам:

При повышении давления равновесие сдвигается в направлении образования веществ (исходных или продуктов) с меньшим объемом; при понижении давления равновесие сдвигается в направлении образования веществ с большим объемом

Таким образом, при переходе от исходных веществ к продуктам объем газов уменьшился вдвое. Значит, при повышении давления равновесие смещается в сторону образования NH3, о чем свидетельствуют следующие данные для реакции синтеза аммиака при 400 0С:

давление, МПа	0,1
объемная доля NH3, %	0,4

3. 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.

Окислители и восстановители.Простые и сложные вещества.Процессы окисления и восстановления.

Окислитель-принимает электроны, понижает степень окисления

Восстановитель-отдает электроны, понижает степень окисления

Окисление –процесс отдачи электронов

Восстановление-процесс принятия электронов

Простые вещества — это вещества, образованные из атомов одного элемента.(С,Fe,Cl2,и т.д.)

Сложные вещества, или химические соединения, -- это вещества, образованные атомами разных элементов.(CuO,H2SO4,CO2 ит.д.)

№37 Окислительные свойства KMnO4 и применение в медицине

Медицинское применение

Разбавленные растворы (около 0,1 %) перманганата калия нашли широчайшее применение в медицине как антисептическое средство, для полоскания горла, промывания ран, обработки ожогов. В качестве рвотного средства для приёма внутрь при некоторых отравлениях используют разбавленный раствор.

Окислительные свойства перманганата калия в кислой среде:
2KMnO₄+10KJ+8H₂SO₄(р)=2MnSO₄+6K₂SO₄+5J₂+8H₂O
Mn⁷⁺+5е=Mn²⁺
2J^--2е=J₂⁰
2KMnO₄+10FeSO₄+8H₂SO₄(р)=2MnSO₄+K₂SO₄+5Fe₂(SO₄)₃+8H₂O
Mn⁷⁺+5е=Mn²⁺
Fe²⁺-е=Fe³⁺
2KMnO₄+5Na₂SO₃+3H₂SO₄(р)=2MnSO₄+K₂SO₄+5Na₂SO₄+3H₂O
Mn⁷⁺+5е=Mn²⁺
S⁴⁺-2е=S⁶⁺
Окислительные свойства перманганата калия в нейтральной среде:
2KMnO₄+3Na₂SO₃+H₂O=2MnO₂+K₂SO₄+3Na₂SO₄+2KOH
Mn⁷⁺+3е=Mn⁴⁺
S⁴⁺-2е=S⁶⁺
2KMnO₄+3MnSO₄+2H₂O=5MnO₂+K₂SO₄+2H₂SO₄
Mn⁷⁺+3е=Mn⁴⁺
Mn²⁺-2е=Mn⁴⁺
2KMnO₄+6KI+4H₂O=2MnO₂+3I₂⁰+8KOH
Mn⁷⁺+3е=Mn⁴⁺
2J^--2е=J₂⁰
Окислительные свойства перманганата калия в щелочной среде:
2KMnO₄+Na₂SO₃+2KOH=2K₂MnO₄+Na₂SO₄+H₂O
Mn⁷⁺+1е=Mn⁶⁺
S⁴⁺-2е=S⁶⁺

№38 окислительно –востоновительная двойственность свойств пероксид водорода И применение

Окислительно-восстановительные свойства

Пероксид водорода обладает окислительными, а также восстановительными свойствами. Он окисляет нитриты в нитраты, выделяет иод из иодидов металлов, расщепляетненасыщенные соединения по месту двойных связей. Пероксид водорода восстанавливает соли золота и серебра, а также кислород при реакции с водным раствором перманганата калия в кислой среде.

При восстановлении Н₂O₂ образуется Н₂O или ОН-, например:

При действии сильных окислителей H₂O₂ проявляет восстановительные свойства, выделяя свободный кислород:

Реакцию KMnO₄ с Н₂O₂ используют в химическом анализе для определения содержания Н₂O₂:

Окисление органических соединений пероксидом водорода (например, сульфидов и тиолов) целесообразно проводить в среде уксусной кислоты.

Применение. В медицине растворы пероксида водорода применяются как антисептическое средство. При контакте с повреждённой кожей и слизистыми пероксид водорода под влиянием фермента каталазы распадается с выделением кислорода, что способствует сворачиванию крови^{[источник не указан 245 дней]} и создаёт неблагоприятные условия для развития микроорганизмов. Однако такое действие непродолжительно и обладает слабым эффектом. Тем не менее, пероксид водорода (аптечное название — перекись водорода, 3 %) применяется при первичной обработке ран (в том числе открытых).

№39

№40 Окислительно-восстановительные потенциалы

Количественной мерой окислительной способности окислителя (и одновременно восстановительной способностиего восстановленной формы) является электрический потенциал электрода φ (электродный потенциал), на котором одновременно и с равными скоростями протекают полуреакция его восстановления и обратная ей полуреакция окисления соответствующей восстановленной формы.

Этот окислительно-восстановительный потенциал измеряется по отношению к стандартному водородному электроду и характеризует пару «окисленная форма – восстановленная форма» (поэтому выражения «потенциал окислителя» и «потенциал восстановителя», строго говоря, неверны). Чем выше потенциал пары, тем сильнее выражена окислительная способность окислителя и, соответственно, слабее – восстановительная способность восстановителя.

И напротив: чем ниже потенциал (вплоть до отрицательных значений), тем сильнее выражены восстановительные свойства восстановленной формы и слабее - окислительные свойства сопряженного с ней окислителя.

Направление протекания реакции Движущие силы химической реакции обусловлены ее стремлением к уменьшению запаса энергии, т.е. к уменьшению энтальпии при p = const и ее стремлением к увеличению энтропии.

В ходе химической реакции участвующие частицы перегруппировываются таким образом, чтобы уменьшалась энергия системы; это проявляется в их сближении и взаимодействии. Вместе с тем реагирующие частицы обладают отчетливой тенденцией к беспорядочному расположению. Эти два фактора обусловливают химическую обратимость реакций; преобладающее направление реакции определяется значением и знаком величин ΔH и ΔS.

критерием самопроизвольного протекания химических реакций является отрицательное значение энергии Гиббса: ΔG < 0

Для экзотермических реакций (ΔH < 0) величина ΔG также, как правило, меньше нуля, поскольку в уравнении ΔG = ΔH - TΔS при ΔS > 0 вычитаемое будет всегда отрицательным, а при ΔS < 0 - положительным, но небольшим по значению вплоть до очень высоких температур, и, следовательно, не превышающим отрицательного значения ΔH.

Для эндотермических реакций (ΔH > 0), имеющих ΔS < 0, их протекание в заданном направлении невозможно ни при какой температуре, т.к. всегда ΔG > 0. Для реакций с ΔS > 0 их протекание возможно, но только при таких высоких температурах, когда вычитаемое (- TΔS) превысит положительное значение энтальпии реакции.

№42