Сборник основных формул по химии для ВУЗов

Константа равновесия – это мера протекания прямой реакции.

К = О – прямая реакция не идет;

К =  – прямая реакция идет до конца;

К 1 – равновесие сдвинуто вправо;

К 1 – равновесие сдвинуто влево.

Константа равновесия реакции К связана с величиной изменения стандартной энергии Гиббса G для этой же реакции:

G = – RTlnK, или G = -2,3RTlgK, или К= 10^-0,435G/RT

Если К 1, то lgK 0 и G 0, т. е. если равновесие сдвинуто вправо, то реакция – переход от исходного состояния к равновесному – идет самопроизвольно.

Если К 1, то lgK 0 и G 0, т. е. если равновесие сдвинуто влево, то реакция самопроизвольно вправо не идет.

Закон смещения равновесия: если на систему, находящуюся в равновесии, оказывается внешнее воздействие, в системе возникает процесс, который противодействует внешнему воздействию.

5. Окислительно-восстановительные реакции

Окислительно-восстановите льные реакции – реакции, которые идут с изменением степеней окисления элементов.

Окисление – процесс отдачи электронов.

Восстановление – процесс присоединения электронов.

Окислитель – атом, молекула или ион, который принимает электроны.

Восстановитель – атом, молекула или ион, который отдает электроны.

Окислители, принимая электроны, переходят в восстановленную форму:

F₂ [ок. ] + 2e -> 2F [восст.].

Восстановители, отдавая электроны, переходят в окисленную форму:

Na⁰ [восст. ] – 1e -> Na⁺ [ок.].

Равновесие между окисленной и восстановленной формами характеризуется с помощью уравнения Нернста для окислительно-восстановительного потенциала:

где Е⁰ – стандартное значение окислительно-восстановительного потенциала; n – число переданных электронов; [восст. ] и [ок. ] – молярные концентрации соединения в восстановленной и окисленной формах соответственно.

Величины стандартных электродных потенциалов Е⁰ приведены в таблицах и характеризуют окислительные и восстановительные свойства соединений: чем поло-жительнее величина Е⁰, тем сильнее окислительные свойства, и чем отрицательнее значение Е⁰, тем сильнее восстановительные свойства.

Например, для F₂ + 2e -> 2FЕ⁰ = 2,87 вольт, а для Na⁺ + 1e -> Na⁰Е⁰ = -2,71 вольт (процесс всегда записывается для реакций восстановления).

Окислительно-восстановительная реакция представляет собой совокупность двух полуреакций, окисления и восстановления, и характеризуется электродвижущей силой (э.д.с.) Е⁰: Е⁰ = Е⁰_ок – Е⁰_восст, где Е⁰_ок и Е⁰_восст – стандартные потенциалы окислителя и восстановителя для данной реакции.

Э.д.с. реакции Е⁰ связана с изменением свободной энергии Гиббса G и константой равновесия реакции К:

G = – nFЕ⁰ или Е = (RT/nF)lnK.

Э.д.с. реакции при нестандартных концентрациях Е равна: Е = Е⁰ – (RT/nF) x IgK или Е = Е⁰ – (0,059/n)lgK.

В случае равновесия G = 0 и Е = 0, откуда Е = (0,059/n)lgK и К = 10^nE/0,059.

Для самопроизвольного протекания реакции должны выполняться соотношения: G  0 или К  1, которым соответствует условие Е⁰ 0. Поэтому для определения возможности протекания данной окислительно-восстановительной реакции необходимо вычислить значение Е⁰. Если Е⁰  0, реакция идет. Если Е⁰ 0, реакция не идет.

Химические источники тока

Гальванические элементы – устройства, преобразующие энергию химической реакции в электрическую энергию.

Гальванический элемент Даниэля состоит из цинкового и медного электродов, погруженных в растворы ZnSO₄ и CuSO₄ соответственно. Растворы электролитов сообщаются через пористую перегородку. При этом на цинковом электроде идет окисление: Zn -> Zn²⁺ + 2e, а на медном электроде – восстановление: Cu²⁺ + 2e -> Cu. В целом идет реакция: Zn + CuSO₄ = ZnSO₄ + Cu.

Анод – электрод, на котором идет окисление. Катод – электрод, на котором идет восстановление. В гальванических элементах анод заряжен отрицательно, а катод – положительно. На схемах элементов металл и раствор отделены вертикальной чертой, а два раствора – двойной вертикальной чертой.

Так, для реакции Zn + CuSO₄ = ZnSO₄ + Cu схемой гальванического элемента является запись: (-)Zn | ZnSO₄ || CuSO₄ | Cu(+).

Электродвижущая сила (э.д.с.) реакции равна Е⁰ = Е⁰_ок – Е⁰_восст = Е⁰(Cu²⁺/Cu) – Е⁰(Zn²⁺/Zn) = 0,34 – (-0,76) = 1,10 В. Из-за потерь напряжение, создаваемое элементом, будет несколько меньше, чем Е⁰. Если концентрации растворов отличаются от стандартных, равных 1 моль/л, то Е⁰_ок и Е⁰_восст вычисляются по уравнению Нернста, а затем вычисляется э.д.с. соответствующего гальванического элемента.

Сухой элемент состоит их цинкового корпуса, пасты NH₄Cl с крахмалом или мукой, смеси MnO₂ с графитом и графитового электрода. В ходе его работы идет реакция: Zn + 2NH₄Cl + 2MnO₂ = [Zn(NH₃)₂]Cl + 2MnOOH.

Схема элемента: (-)Zn | NH₄Cl | MnO₂, C(+). Э.д.с. элемента – 1,5 В.