Окислительно-восстановительная реакция между водородом и фтором

Виды окислительно-восстановительных реакций

Межмолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах разных веществ, например:

Н₂S + Cl₂ → S + 2HCl

Внутримолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах одного и того же вещества, например:

2H₂O → 2H₂ + O₂

Диспропорционирование (самоокисление-самовосстановление) — реакции, в которых один и тот же элемент выступает и как окислитель, и как восстановитель, например:

Cl₂ + H₂O → HClO + HCl

Репропорционирование (конпропорционирование) — реакции, в которых из двух различных степеней окисления одного и того же элемента получается одна степень окисления, например:

NH₄NO₃ → N₂O + 2H₂O

Пример:

Окислительно-восстановительная реакция между водородом и фтором

Разделяется на две полуреакции:

1) Окисление:

2) Восстановление:

Важнейшие восстановители и окислители (коротко и подробно) Краткий перечень важнейших окислителей и восстановителей:

Восстановители	Окислители
Металлы, Водород, Уголь, Окись углерода (II) (CO) Сероводород (H2S), Оксид серы (IV) (SO2), Cернистая кислота H2SO3 и ее соли, Галогеноводородные кислоты и их соли, Катионы металлов в низших степенях окисления: SnCl2, FeCl2, MnSO4, Cr2(SO4)3, Азотистая кислота HNO2, Аммиак NH3, Гидразин NH2NH2, Оксид азота(II) (NO), Катод при электролизе.	Галогены, Перманганат калия(KMnO4) манганат калия (K2MnO4) оксид марганца (IV) (MnO2) Дихромат калия (K2Cr2O7) хромат калия (K2CrO4) Азотная кислота (HNO3) Серная кислота (H2SO4) концентрированная Оксид меди(II) (CuO) оксид свинца(IV) (PbO2) оксид серебра (Ag2O) пероксид водорода (H2O2) Хлорид железа(III) (FeCl3), Бертоллетова соль (KClO3) Анод при электролизе.

12) Химическая термодинамика - это обобщение термодинамики на случай, когда в системе протекают химические процессы.

Функции состояния термодинамической системы

Параметры состояния определяют функции состояния, тем или иным образом однозначно характеризующие энергию этого состояния. Однозначность проявляется в том, что функции состояния не зависят от истории системы, т.е. от того, как она попала в данное состояние.

Отметим пока в качестве примера такую функцию состояния системы как внутренняя энергия U.

Энтальпия

Рассмотрим изобарический процесс P=const. Система переходит из состояния 1 в состояние 2 с тепловым эффектом Q_P Для него:

Q = Q_P; U = U₂ - U₁; W=P(V₂ - V₁)

Отсюда:

Q_P = U₂ - U₁+ P(V₂ - V₁)=(U₂ + PV₂) - (U₁ + PV₁)

Выражения в скобках являются выражениями новой функции состояния, которая называется энтальпия и обозначается H:

H=U+PV

Из проведенного анализа ясно, что:

Q_P =H

Т.е. энтальпия - это функция состояния термодинамической системы, определяющая тепловой эффект изобарического процесса.

Энтальпия - экстенсивная и аддитивная функция состояния.

13) В термохимии, в отличие от химической термодинамики, процессы рассматриваются с точки зрения окружающей среды, а потому знаки тепловых эффектов обратные - «+» для экзотермических и «-» для эндотермических процессов. Иными словами:

Q_х.р. = - H_х.р. (или Q_r = -H_r) Индекс r- от reaction, реакция

При записи стехиометрических уравнений в термохимии обязательно указывается агрегатное состояние реагентов и продуктов реакции, а также тепловой эффект:

2H₂O_ж + 2Na_тв = 2NaOH_р-р + H_{2 г} + Q_х.р.а (- H_х.р.а.) (а)

Поскольку энтальпия - функция аддитивная, то при изменении стехиометрических коэффициентов меняется и тепловой эффект химической реакции:

H₂O_ж + Na_тв = NaOH_р-р + ½ H_{2 г} + Q_х.р.б (- H_х.р.б.) (б)

И Q_х.р.а = 2 Q_х.р.б

В термохимии введено важное понятие о теплоте образования химического соединения.

Теплота образования химического соединения - это удельный тепловой эффект реакции образования химического соединения из простых веществ, находящихся в стабильном состоянии при стандартных условиях.

Стандартное состояние - это состояние чистого вещества при давлении 1,013*10⁵Па (1 атм) и определенной температуре (обычно - 298К).

Тепловые эффекты химических реакций подчиняются закону Гесса

Он гласит: тепловой эффект химической реакции определяется только начальным и конечным состоянием реакционной системы и не зависит от пути протекания процесса.

Под путем процесса понимается количество промежуточных реакций.

Так, например, сгорание графита можно провести двумя путями.

1. Прямое взаимодействие:

C_графит + O_{2 г.} = CO_{2 г.} + Q_х.р.1 (1)

2.Через промежуточное окисление графита до монооксида углерода (угарного газа):

C_графит + ½ O_{2 г.} = CO _г. + Q_х.р.2 (2)

CO _г. + ½ O_{2 г.} = CO_{2 г.} + Q_х.р.3 (3)

В соответствии с законом Гесса, если просуммировать уравнения (2) и (3), и сравнить результат с уравнением (1), мы получим:

Q_х.р.2 + Q_х.р.3 = Q_х.р.1

Закон Гесса позволяет вычислять тепловые эффекты химических реакций, которые сложно осуществить экспериментально, исходя из данных по более простым реакциям.

Важным следствием из закона Гесса является утверждение о том, что тепловой эффект химической реакции может быть вычислен как разность сумм теплот образования продуктов реакции и теплот образования реагентов.

Так, для реакции:

aA + bB = cC + dD + Q_х.р.

H_х.р.. = (c_fH⁰_{298 C} + d_fH⁰_{298 D}) - (a_fH⁰_{298 A} + b_fH⁰_{298 B})

Или: H_х.р. = -

Где - стехиометрические коэффициенты, а индекс i относится к реагентам, а индекс j - к продуктам реакции.

 

Разность энергий начального и конечного состояний определяет изменение энергии Гиббса системы и обозначается G (энергия Гиббса р-ции). Необходимое условие самопроизвольного (т. е. без подвода энергии извне) протекания р-ции-уменьшение энергии Гиббса в ходе р-ции (G < 0).

Энергия Гиббса — это величина, показывающая изменение энергии в ходе химической реакции и дающая таким образом ответ на вопрос о принципиальной возможности протекания химической реакции; это термодинамический потенциал следующего вида:

Классическим определением энергии Гиббса является выражение

где — внутренняя энергия, — давление, — объём, — абсолютная температура, — энтропия.