Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие

Нажмите для полного просмотра!

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №2

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №3

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №4

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №5

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №6

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №7

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №8

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №9

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №10

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №11

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №12

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №13

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №14

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №15

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №16

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №17

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №18

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №19

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №20

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №21

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №22

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №23

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №24

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №25

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №26

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №27

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №28

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №29

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №30

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №31

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №32

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №33

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №34

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №35

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №36

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №37

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №38

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №39

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №40

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №41

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №42

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №43

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №44

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №45

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №46

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №47

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №48

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №49

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №50

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №51

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №52

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №53

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №54

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №55

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №56

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №57

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №58

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №59

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №60

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №61

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №62

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №63

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №64

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №65

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №66

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №67

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №68

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №69

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №70

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №71

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №72

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №73

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №74

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №75

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №76

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №77

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №78

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №79

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №80

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №81

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №82

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №83

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №84

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №85

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №86

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №87

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №88

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №89

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №90

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №91

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №92

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №93

Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие, слайд №94

Содержание ▲

Вы можете ознакомиться и скачать презентацию на тему Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие. Доклад-сообщение содержит 94 слайдов. Презентации для любого класса можно скачать бесплатно. Если материал и наш сайт презентаций Mypresentation Вам понравились – поделитесь им с друзьями с помощью социальных кнопок и добавьте в закладки в своем браузере.

Слайды и текст этой презентации

Слайд 1

Описание слайда:

Слайд 2

Описание слайда:

УДК 546.04 ББК 24.1 Рецензент: д.х.н. Киселев Ю.М. (химический факультет МГУ) Рекомендовано к изданию кафедрой неорганической химии МИТХТ (протокол № 3 от 10.11.2010) Е.В. Савинкина 2010 МИТХТ им. М.В. Ломоносова 2010 Утверждено Библиотечно-издательской комиссией МИТХТ им. М.В.Ломоносова в качестве учебного пособия для студентов 1 курса бакалавриата по направлениям 020100 62 (Химия), 240100 62 (Химическая технология и биотехнология), 150600 62 (Материаловедение и технология новых материалов), 280200 (Защита окружающей среды), 200500 62 (Метрология, стандартизация и сертификация), 080500 (Менеджмент). Один оптический диск Объем данных 2,9 Мб

Слайд 3

Описание слайда:

Рекомендуемая литература

Слайд 4

Описание слайда:

Введение Классификация и номенклатура неорганических веществ

Слайд 5

Описание слайда:

Химические частицы

Слайд 6

Описание слайда:

Вещество ансамбль любых химических частиц или их совокупностей 1 частица = 1 формульная единица Ar – вещество "аргон" (атомы) H2O – вещество "вода" (молекулы) NO3– – вещество "нитрат-ион" (ионы) KNO3 – вещество "нитрат калия" (совокупность катионов и анионов)

Слайд 7

Описание слайда:

Формульные единицы H2SO4 серная кислота NO2 диоксид азота CuSO4.5H2O пентагидрат сульфата меди

Слайд 8

Описание слайда:

Обменные реакции в растворе Правило Бертолле: Обменные реакции в растворе протекают практически до конца, если один из продуктов газ осадок слабый электролит

Слайд 9

Описание слайда:

Уравнения реакций: молекулярное BaCO3(т) + H2SO4(разб.) = BaSO4 + CO2 + H2O CuSO4 + K2S = CuS + K2SO4 ионное (сильные электролиты – в ионной форме) BaCO3(т) + 2H+ + SO42– = BaSO4 + CO2 + H2O Cu2+ + S2– = CuS (любая растворимая соль CuII + любой растворимый сульфид)

Слайд 10

Описание слайда:

Составление уравнений AlCl3 + Na2S + H2O  Al(OH)3 + H2S + NaCl Al3+ + S2– + H2O  Al(OH)3 + H2S 2Al3+ + 3S2– + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S 2AlCl3 + 3Na2S + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S + 6NaCl

Слайд 11

Описание слайда:

Классы неорганических веществ

Слайд 12

Описание слайда:

Простые вещества Неметаллы 22, включая 6 благородных газов Имеют высокие значения электроотрица-тельности (χ): F 4,1; O 3,5; N 3,1 Образуют анионы

Слайд 13

Описание слайда:

Диагональ амфотерности

Слайд 14

Описание слайда:

Классификация простых соединений (по составу) основана на отношении к кислороду самый распространенный элемент на Земле образует соединения со всеми элементами кроме He, Ne, Ar к воде самое распространенное соединение кислорода

Слайд 15

Описание слайда:

Классы неорганических соединений Оксиды ЭхО–IIу Na2O, CO2, ZnO (OF2, H2O2 к оксидам не относятся) Гидроксиды ЭхОу.nH2O NaOH, H2CO3, Zn(OH)2 Соли Na2CO3, NaHCO3, Zn2CO3(OH)2 Бинарные соединения NH3, OF2, CaC2

Слайд 16

Описание слайда:

Гидроксиды Э(ОН)n образуют не все элементы (SnO2.nH2O, SO2.nH2O и др.) Для n > 2:

Слайд 17

Описание слайда:

Гидроксиды Основные NaOH, Mg(OH)2 Амфотерные Pb(OH)2, AlO(OH) Кислотные H2SO4, HNO3

Слайд 18

Описание слайда:

Кислотные гидроксиды (кислородсодержащие кислоты) Большинство – в мета-форме

Слайд 19

Описание слайда:

Номенклатура кислородсодержащих кислот Традиционные H2CO3 угольная кислота CO32– карбонат HCO3– гидрокарбонат и т.д. Систематические НхЭОу "у"-оксо-Э(лат.корень)-ат(с.о. или заряд) водорода H2XeO4 тетраоксоксенонат(VI) водорода H4I2O9 нонаоксодииодат(VII) водорода H2S4O6 гексаокостетрасульфат(2–) водорода

Слайд 20

Описание слайда:

Основные гидроксиды (основания) Содержат гидроксидные группы, способные замещаться на кислотные остатки Всегда в орто-форме Номенклатура: LiOH гидроксид лития Cr(OH)2 гидроксид хрома(II)

Слайд 21

Описание слайда:

Важнейшее химическое свойство кислотных и основных гидроксидов взаимодействие их между собой с образованием солей (реакция нейтрализации, или солеобразования) 2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O

Слайд 22

Описание слайда:

Амфотерные гидроксиды Проявляются свойства и кислотных, и основных гидроксидов Основные свойства 2Al(OH)3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 6H2O Кислотные свойства Al(OH)3 + NaOH = Na[Al(OH)4] В орто- и мета-формах Al(OH)3 ортогидроксид алюминия AlO(OH) метагидроксид алюминия

Слайд 23

Описание слайда:

Оксиды Продукты полной дегидратации гидроксидов (реальной или мысленной) Кислотные H2SO4 = H2O + SO3 триоксид серы (ангидрид серной кислоты) Основные 2LiOH = H2O + Li2O оксид лития Амфотерные 2FeO(OH) = H2O + Fe2O3 оксид железа(III) Li2O + SO3 = Li2SO4

Слайд 24

Описание слайда:

Соли Средние Ba3(PO4)2 ортофосфат бария Кислые (содержат Н) Ba(H2PO4)2 дигидроортофосфат бария Основные (содержат ОН или О) CoNO3(OH) гидроксид-нитрат кобальта(II) Двойные (содержат > 1 катиона) KAl(SO4)2 сульфат алюминия-калия Смешанные (содержат > 1 аниона) Na3CO3(HCO3) гидрокарбонат-карбонат натрия

Слайд 25

Описание слайда:

Бинарные соединения LiH гидрид лития Mg3P2 дифосфид тримагния NF3 трифторид азота CS2 дисульфид углерода

Слайд 26

Описание слайда:

Комплексные соединения

Слайд 27

Описание слайда:

Комплексные соединения сложные частицы, образованные из реально существующих более простых Включают внутреннюю сферу (ковалентные связи) и внешнюю сферу (ионные связи) В растворе – диссоциация внешней сферы Na[Al(OH)4] = Na+ + [Al(OH)4]–

Слайд 28

Описание слайда:

Номенклатура комплексных соединений Число лигандов моно, ди, три, тетра, пента и т.д. Названия лигандов Анионные Cl– хлоро, H– гидридо, OH– гидроксо, O2– оксо, S2– тио Нейтральные H2O аква Катионные H+ гидро Комплексообразователь Нейтральный или катионный комплекс русский корень Анионный комплекс латинский корень Степень окисления

Слайд 29

Описание слайда:

Примеры [Cu(H2O)4]2+ катион тетрааквамеди(II) [Zn(OH)4]2– тетрагидроксоцинкат-ион [Cr(H2O)5OH]2+ катион гидроксопентааквахрома(III) K[BF4] тетрафтороборат калия

Слайд 30

Описание слайда:

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР)

Слайд 31

Описание слайда:

Степень окисления формальный (условный) заряд атома в соединении, вычисленный, исходя из предположения, что соединение состоит из ионов Степень окисления: ClVII, MoVI, F–I (римские цифры) Заряд иона в растворе: Ba2+, Na+, S2– (арабские цифры)

Слайд 32

Описание слайда:

Степень окисления не совпадает с истинным зарядом атома в соединении H+0,17Cl–0,17 не совпадает с валентностью (числом ковалентных связей) H–O–I–O–I–H

Слайд 33

Описание слайда:

Изменение степени окисления = перераспределение электронной плотности ("передача электронов") HClO + H2S = HCl + S + H2O

Слайд 34

Описание слайда:

Подбор коэффициентов в уравнениях ОВР Метод электронного баланса 1. Записывают формулы реагентов и продуктов, находят элементы, которые понижают и повышают степени окисления 2. Записывают атомы с указанием изменяющихся степеней окисления 3. Составляют уравнения полуреакций восстановления и окисления, соблюдая для каждой из них законы сохранения числа атомов и заряда 4. Находят наименьшее общее кратное (н.о.к.) числа переданных в каждой полуреакции электронов и подбирают дополнительные множители для уравнений полуреакций так, чтобы число принятых электронов стало равным числу отданных электронов 5. Проставляют полученные коэффициенты в схему реакции 6. Уравнивают числа остальных атомов

Слайд 35

Описание слайда:

Подбор коэффициентов в уравнениях ОВР Метод электронного баланса FeS2 + O2  Fe2O3 + SO2 FeII – 1e– = FeIII 2S–I – 10e– = 2SIV O2 + 4e– = 2O–II 4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2

Слайд 36

Описание слайда:

Подбор коэффициентов в уравнениях ОВР Метод электронно-ионных полуреакций 1. Записывают формулы реагентов и продуктов, находят окислитель, восстановитель и среду 2. Записывают формулы окислителя и восстановителя и соответствующие продукты реакции в ионном виде 3. Составляют ионные уравнения полуреакций восстановления и окисления, соблюдая для каждой из них законы сохранения числа атомов и заряда 4. Находят наименьшее общее кратное (н.о.к.) числа переданных в каждой полуреакции электронов и подбирают дополнительные множители для уравнений полуреакций так, чтобы число принятых электронов стало равным числу отданных электронов 5. Составляют ионное уравнение реакции 6. Уравнивают числа остальных атомов, участвующих в реакции, и получают уравнение реакции с подобранными коэффициентами

Слайд 37

Описание слайда:

Подбор числа атомов водорода и кислорода Кислотная среда [HI] = H+ [O–II] + 2H+ = H2O

Слайд 38

Описание слайда:

Типы ОВР Внутримолекулярные реакции 2HgIIO–II = O02 + 2Hg0 Дисмутация (диспропорционирование) 3AuIF = AuIIIF3 + 2Au0 Конмутация (синпропорционирование) N–IIIH4NIIIO2 = N02 + 2H2O

Слайд 39

Описание слайда:

Типы ОВР Межмолекулярные реакции 2Mg0 + O02 = 2MgIIO–II PbS–II + 4H2O–I2 = PbSVIO4 + 4H2O–II Конмутация 2H2S–II + SIVO2 = 3S0 + 2H2O Дисмутация 2NO2 + H2O = HNO2 + HNO3

Слайд 40

Описание слайда:

Типичные окислители и восстановители Окислители: Простые вещества – элементы с высокой электроотрицатель-ностью (F2, O2, Cl2 и т.д.) Сложные вещества – содержащие элементы в высоких степенях окисления (Fe3+, CrVI2O72–, MnVIIO4– и т.д.) Окислительная активность возрастает в кислотной среде

Слайд 41

Описание слайда:

Влияние среды Продукты реакции Формы соединений Cr(VI)/Cr(III): кисл. Cr2O72–/Cr3+ щел. CrO42–/[Cr(OH)6]3– Направление реакции кисл. IO3– + I–  I2 щел. I2  IO3– + I–

Слайд 42

Описание слайда:

Направление ОВР Br– + PbO2 + H+  Br2 + Pb2+ + H2O Br– + Fe3+ ≠ Br2 + Fe2+ Br2 + Fe2+  Br– + Fe3+ Количественная мера окислительной способности Ок (и восстановительной способности Вс) – электродный потенциал φ

Слайд 43

Описание слайда:

Электродный потенциал φ электрический потенциал электрода, на котором одновременно и с равными скоростями протекают полуреакция восстановления окисленной формы (Оф) и обратная ей полуреакция окисления соответствующей восстановленной формы (Вф)

Слайд 44

Описание слайда:

Разность потенциалов Δφ Оф(1) + Вф(2) Вф(1) + Оф(2) Оф(1) + n1e– Вф(1) Вф(2) – n1e– Оф(2)

Слайд 45

Описание слайда:

Стандартный водородный электрод

Слайд 46

Описание слайда:

Стандартный потенциал полуреакции восстановления φ° Оф + Н2 Вф + 2Н+ Δφ° = φ°(Оф/Вф) – φ°(Н+/Н2) = φ°(Оф/Вф) Данные приведены в справочниках Стандартные условия: ci = 1 моль/л (для каждого участника реакции в растворе) pi = 1 атм (для каждого газообразного участника реакции) Т = 298 К (обычно) ст.у. ≠ н.у. (0°С, 1 атм)

Слайд 47

Описание слайда:

Сравнение φ° ЭХРН Сила Ок и Вс

Слайд 48

Описание слайда:

Критерий протекания ОВР в стандартных условиях ОВР протекает в прямом направлении в стандартных условиях, если Δφ° = φ°(Ок) – φ°(Вс) > 0 В ОВР протекает в обратном направлении в стандартных условиях, если Δφ° = φ°(Ок) – φ°(Вс) < 0 В

Слайд 49

Описание слайда:

Уравнение Нернста На практике стандартные условия не используются Оф + ne– = Вф MnO4– + 8H+ + 5e– = Mn2+ + 4H2O Во время протекания реакции φ измерить нельзя, но можно вычислить По мере протекания реакции φ(Ок) , а φ(Вс)  Когда φ(Ок) = φ(Вс), реакция прекращается

Слайд 50

Описание слайда:

Критерий полноты протекания ОВР ОВР протекает в прямом направлении до конца при любых начальных условиях, если Δφ° > 0,4 В ОВР протекает в обратном направлении до конца при любых начальных условиях, если Δφ° < –0,4 В Можно изменить направление ОВР, меняя условия, если 0 < Δφ° < 0,4 В (в ст.у. ) или –0,4 < Δφ° < 0 В (в ст.у. )

Слайд 51

Описание слайда:

Пример Cu(т) + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2(г) + 2H2O Δφ° = –0,179 В В стандартных условиях  CuSO4 + SO2(г) + 2H2O = Cu(т) + 2H2SO4 При повышении c(H2SO4), удалении SO2  Температура почти не влияет на φ°, влияет на скорость реакции, удаление газообразных веществ

Слайд 52

Описание слайда:

Кинетические затруднения Обычно ОВР идут быстро, но не всегда Fe3+ + NH4+ ≠ N2 + Fe2+ + H+ Δφ° = 0,499 В 2 катиона I– + NO3– + H+ ≠ I2 + NO + H2O Δφ° = 0,420 В 2 аниона + Zn: NO3– + Zn + 3H+ = HNO2 + H2O + Zn2+ 2I– + 2HNO2 + 2H+ = I2 + 2NO + H2O анион + молекула

Слайд 53

Описание слайда:

Пример Какие галогениды могут быть окислены катионом Fe3+ в стандартных условиях? 2Г– + 2Fe3+ = Г2 + 2Fe2+ Оф/Вф φ°, В Δφ°, В ст.у. Fe3+/Fe2+ 0,77 F2/F– 2,86 –2,09  Cl2/Cl– 1,36 –0,59  Br2/Br– 1,07 –0,30  I2/I– 0,54 +0,23 

Слайд 54

Описание слайда:

Диаграмма Латимера

Слайд 55

Описание слайда:

Диаграмма Латимера

Слайд 56

Описание слайда:

Зависимость φ° от среды Оф + hH+ + ne– = Вф + H2O IO3– + I–  I2 ? φ°(I2/I–) = 0,54 В 2IO3– + 12H+ + 10e– = I2 + 6H2O φ°щел.(IO3–/I2) = 0,196 В φ°кисл.(IO3–/I2) = 0,196 + 0,828(12/10) = 1,190 В

Слайд 57

Описание слайда:

Зависимость φ° от среды

Слайд 58

Описание слайда:

Стехиометрические расчеты по уравнению реакции n, моль M, г/моль VM, л/моль с, моль/л (М)

Слайд 59

Описание слайда:

Стехиометрические расчеты по уравнению реакции

Слайд 60

Описание слайда:

Задача Смешали 0,2 л 0,25 М водного раствора KMnO4 и 0,2 л 0,25 М водного раствора KI. Определить массу осадка.

Слайд 61

Описание слайда:

Задача n(KMnO4) = c(KMnO4)V(p.KMnO4) n(KMnO4) = 0,25 . 0,2 = 0,05 (моль) n(KI) = c(KI)V(p.KI) neq(KI) = 0,25 . 0,2 = 0,05 (моль) По уравнению реакции n(KMnO4)/2 = n(KI)/6 = n(MnO2)/2 = n(I2)/3 KMnO4 в избытке, расчет по KI n(MnO2) = m(MnO2) / M(MnO2) m(MnO2) = n(KI)M(MnO2) / 3 m(I2) = n (KI)M(I2) / 2

Слайд 62

Описание слайда:

Стехиометрические расчеты по закону эквивалентов Эквивалент – условная (реально не существующая) частица, в z раз меньшая, чем формульная единица z – эквивалентное число (≥1) Для ОВР (в уравнении полуреакции) K2Cr2O7 + 4H2SO4 + 6HCl = 3Cl2 + Cr2(SO4)3 + 7H2O + K2SO4 Cr2O72– + 14H+ + 6e– = 2Cr3+ + 7H2O 2Cl– – 2e– = Cl2 z(Cr2O72–) = 6, z(Cr3+) = 3, z(Cl–) = 1, z(Cl2) = 2

Слайд 63

Описание слайда:

Основные соотношения Формульная единица n, моль M, г/моль VM, л/моль с, моль/л (М)

Слайд 64

Описание слайда:

Задача (решение по закону эквивалентов) Смешали 0,2 л 0,25 М водного раствора KMnO4 и 0,2 л 0,25 М водного раствора KI. Определить массу осадка.

Слайд 65

Описание слайда:

Задача (решение по закону эквивалентов) neq(KMnO4) = z(KMnO4)c(KMnO4)V(p.KMnO4) neq(KMnO4) = 3 . 0,25 . 0,2 = 0,15 (моль) neq(KI) = z(KI)c(KI)V(p.KI) neq(KI) = 1 . 0,25 . 0,2 = 0,05 (моль) KMnO4 в избытке, расчет по KI neq(MnO2) = z(MnO2)m(MnO2) / M(MnO2) = neq(KI) m(MnO2) = neq(MnO2)M(MnO2) / z(MnO2) = neq(KI)M(MnO2) / z(MnO2) m(I2) = neq(KI)M(I2) / z(I2)

Слайд 66

Описание слайда:

Химическое равновесие Основные положения Закон действующих масс Смещение равновесия

Слайд 67

Описание слайда:

Химические реакции Обратимые A + B D + E 1 – прямая реакция 2 – обратная реакция H2 + I2 2HI D + E A + B

Слайд 68

Описание слайда:

Система Произвольно выбранная часть пространства, содержащая одно или несколько веществ и отделенная от окружающей среды поверхностью раздела (реальной или мысленной) Параметры системы: p, V, T, c, ...

Слайд 69

Описание слайда:

Системы Гомогенные (состоят из одной фазы)

Слайд 70

Описание слайда:

Равновесное состояние Такое состояние системы, когда при постоянных внешних условиях параметры системы не изменяются во времени

Слайд 71

Описание слайда:

Химическое равновесие Истинное CO + H2O CO2 + H2

Слайд 72

Описание слайда:

Признаки истинного химического равновесия Признаки 1. В отсутствие внешних воздействий состояние системы остается неизменным. 2. При наличие внешних воздействий система переходит в другое состояние равновесия. 3. При прекращении внешних воздействий система возвращается в исходное состояние. 4. Состояние системы не зависит от того, с какой стороны она подходит к равновесию.

Слайд 73

Описание слайда:

A B n(В) 100% выход В 0 время

Слайд 74

Описание слайда:

Закон действующих масс Като Максимилиан Гульдберг и Петер Вааге (1864–1867): В условиях химического равновесия при постоянной температуре отношение произведения молярных концентраций продуктов реакции, взятых в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам, к произведению молярных концентраций остающихся неизрасходованными исходных веществ, также взятых в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам, является величиной постоянной

Слайд 75

Описание слайда:

Закон действующих масс (гомогенные системы) aA + bB dD + eE c(A) = [A] = const c(B) = [B] = const c(D) = [D] = const c(E) = [E] = const

Слайд 76

Описание слайда:

Закон действующих масс (гетерогенные системы) aA(ж) + bB(г) dD(т) + eE(г)

Слайд 77

Описание слайда:

Константы гетерогенных равновесий BaSO4(т) Ba2+ + SO42– Kc = [Ba2+][SO42–] Hg(ж) Hg(г) Kc = [Hg] CaCO3(т) CaO(т) + CO2(г) Kc = [CO2]

Слайд 78

Описание слайда:

Константа равновесия При постоянной температуре является величиной постоянной Не зависит от концентраций участников реакции Kc = 0, если реакция не идет: A + B  Kc = , если реакция идет до конца: A + B = D + E

Слайд 79

Описание слайда:

Сложные химические реакции Известны константы равновесия для реакций (I) 2 CO2 2 CO + O2; Kc(I) (II) 2 SO2 + O2 2 SO3; Kc(II) Определите константу химического равновесия для реакции (III) SO2 + CO2 SO3 + CO; Kc = ?

Слайд 80

Описание слайда:

Сложные химические реакции (I) 2 CO2 2 CO + O2 (II) 2 SO2 + O2 2 SO3 (III) SO2 + CO2 SO3 + CO (I) + (II) = 2 (III) => Kc(I) Kc(II) = Kc2

Слайд 81

Описание слайда:

Задача Константа равновесия для реакции PCl5(г) PCl3(г) + Cl2(г) при некоторой температуре Kc = 0,04. Рассчитайте равновесные концентрации реагента и продуктов, если начальная концентрация пентахлорида фосфора c0(PCl5) = 1,2 моль/л

Слайд 82

Описание слайда:

Задача PCl5 PCl3 + Cl2 Концентрация, моль/л с0 1,2 0 0 с х х х [В] 1,2 – x x x [B] 1,0 0,2 0,2

Слайд 83

Описание слайда:

Задача Константа равновесия для реакции 2 NO2(г) 2 NO(г) + O2(г) при некоторой температуре Kc = 12,8. Определите начальную концентрацию диоксида азота, если равновесная концентрация кислорода 0,2 моль/л.

Слайд 84

Описание слайда:

Задача 2NO2 2NO + O2 Концентрация, моль/л с0 ? 0 0 с 2х 2х х [В] c0 – 2x 2x x [B] c0 – 0,4 0,4 0,2

Слайд 85

Описание слайда:

Сдвиг химического равновесия Анри Луи Ле Шателье (1884): Любое воздействие на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, вызывает в ней изменения, стремящиеся ослабить это воздействие