El concepto de "reacción compuesta" es el antónimo del concepto de "reacción de descomposición". Intenta, utilizando la técnica de la oposición, definir el concepto de "reacción compuesta". ¡Correcto! Tienes la siguiente redacción.
Consideremos este tipo de reacciones con la ayuda de otra forma nueva para usted de registrar procesos químicos: las llamadas cadenas de transiciones o transformaciones. Por ejemplo, esquema
muestra la conversión de fósforo en óxido de fósforo (V) P 2 O 5 , que, a su vez, se convierte en ácido fosfórico H 3 PO 4 .
El número de flechas en el esquema de transformación de sustancias corresponde al número mínimo de transformaciones químicas: reacciones químicas. En este ejemplo, estos son dos procesos químicos.
1er proceso. Obtención de óxido de fósforo (V) Р 2 O 5 a partir de fósforo. Obviamente, esta es una reacción de la combinación de fósforo con oxígeno.
Pongamos un poco de fósforo rojo en una cuchara para quemar sustancias y prendámosle fuego. El fósforo arde con una llama brillante, produciendo un humo blanco que consiste en pequeñas partículas de óxido de fósforo (V):
4P + 5O 2 \u003d 2P 2 O 5.
2do proceso. Pongamos una cucharada de fósforo ardiente en el matraz. Está lleno de humo denso de óxido de fósforo (V). Sacamos una cuchara del matraz, vertemos agua en el matraz y agitamos el contenido, después de cerrar el cuello del matraz con un corcho. El humo se diluye gradualmente, se disuelve en agua y finalmente desaparece por completo. Si se añade un poco de tornasol a la solución obtenida en el matraz, ésta se volverá roja, lo que es evidencia de la formación de ácido fosfórico:
P 2 O 5 + ZN 2 O \u003d 2H 3 RO 4.
Las reacciones que se llevan a cabo para llevar a cabo las transiciones en consideración proceden sin la participación de un catalizador, por lo que se denominan no catalíticas. Las reacciones consideradas anteriormente proceden solo en una dirección, es decir, son irreversibles.
Analicemos cuántas y qué sustancias entraron en las reacciones anteriores y cuántas y qué sustancias se formaron en ellas. En la primera reacción, se formó una sustancia compleja a partir de dos sustancias simples, y en la segunda, a partir de dos sustancias complejas, cada una de las cuales consta de dos elementos, se formó una sustancia compleja, que ya consta de tres elementos.
También se puede formar una sustancia compleja como resultado de la reacción de la combinación de sustancias complejas y simples. Por ejemplo, en la producción de ácido sulfúrico a partir de óxido de azufre (IV), se obtiene óxido de azufre (VI):
Esta reacción procede tanto en la dirección directa, es decir, con la formación del producto de reacción, como en la dirección inversa, es decir, el producto de reacción se descompone en las sustancias iniciales, por lo tanto, en lugar del signo igual, ponen el signo de reversibilidad.
Esta reacción involucra un catalizador: óxido de vanadio (V) V 2 O 5, que se indica arriba del signo de reversibilidad:
Una sustancia compleja también se puede obtener en una reacción compuesta. tres sustancias. Por ejemplo, el ácido nítrico se obtiene mediante una reacción cuyo esquema es:
NO2 + H2O + O2 → HNO3.
Considere cómo elegir los coeficientes para igualar el esquema de esta reacción química.
No es necesario igualar el número de átomos de nitrógeno: tanto en la parte izquierda como en la derecha del esquema, un átomo de nitrógeno cada una. Igualar el número de átomos de hidrógeno: delante de la fórmula ácida escribimos el coeficiente 2:
NO2 + H2O + O2 → 2HNO3.
pero en este caso, se violará la igualdad del número de átomos de nitrógeno: un átomo de nitrógeno permanece en el lado izquierdo y dos en el derecho. Escribimos el coeficiente 2 delante de la fórmula del óxido nítrico (IV):
2NO2 + H2O + O2 → 2HNO3.
Contemos el número de átomos de oxígeno: hay siete en el lado izquierdo del esquema de reacción y seis en el lado derecho. Para igualar el número de átomos de oxígeno (seis átomos en cada parte de la ecuación), recuerda que antes de las fórmulas de las sustancias simples, puedes escribir el coeficiente fraccionario 1/2:
2NO2 + H2O + 1/2O2 → 2HNO3.
Hagamos los coeficientes enteros. Para ello, reescribimos la ecuación duplicando los coeficientes:
4NO 2 + 2N 2 O + O 2 → 4HNO 3.
Cabe señalar que casi todas las reacciones compuestas son reacciones exotérmicas.
Experimento de laboratorio No. 15
Calcinación de cobre en la llama de una lámpara de alcohol
- Considere el alambre de cobre (placa) que le dieron y describa su apariencia. Encienda el alambre, sosteniéndolo con pinzas de crisol, en la parte superior de la llama de la lámpara de alcohol durante 1 minuto. Describe las condiciones de la reacción. Describe una señal que confirme que ha ocurrido una reacción química. Escribe una ecuación para la reacción. Nombre los materiales de partida y los productos de la reacción.
Explique si la masa del alambre de cobre (placa) ha cambiado después del final del experimento. Justifique su respuesta utilizando el conocimiento de la ley de conservación de la masa de las sustancias.
Palabras clave y frases
- Las reacciones de combinación son antónimos de las reacciones de descomposición.
- Reacciones catalíticas (incluidas las enzimáticas) y no catalíticas.
- Cadenas de transiciones, o transformaciones.
- Reacciones reversibles e irreversibles.
trabajar con computadora
- Hablar con aplicación electrónica. Estudie el material de la lección y complete las tareas sugeridas.
- Buscar en línea correos electrónicos, que pueden servir como fuentes adicionales que revelan el contenido de las palabras clave y frases del párrafo. Ofrezca al maestro su ayuda para preparar una nueva lección: haga un informe sobre las palabras y frases clave del siguiente párrafo.
preguntas y tareas
9.1. que son las reacciones quimicas
Recuerde que llamamos reacciones químicas a cualquier fenómeno químico de la naturaleza. Durante una reacción química, algunos enlaces químicos se rompen y se forman otros enlaces químicos. Como resultado de la reacción, se obtienen otras sustancias a partir de algunos químicos (ver Cap. 1).
Cumpliendo tarea al § 2.5, se familiarizó con la asignación tradicional de cuatro tipos principales de reacciones de todo el conjunto de transformaciones químicas, al mismo tiempo sugirió sus nombres: reacciones de combinación, descomposición, sustitución e intercambio.
Ejemplos de reacciones compuestas:
C + O 2 \u003d CO 2; (una)
Na2O + CO2 \u003d Na2CO3; (2)
NH 3 + CO 2 + H 2 O \u003d NH 4 HCO 3. (3)
Ejemplos de reacciones de descomposición:
2Ag2O4Ag+O2; (4)
CaCO 3 CaO + CO 2 ; (5)
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 N 2 + Cr 2 O 3 + 4H 2 O. (6)
Ejemplos de reacciones de sustitución:
CuSO 4 + Fe \u003d FeSO 4 + Cu; (7)
2NaI + Cl 2 \u003d 2NaCl + I 2; (ocho)
CaCO 3 + SiO 2 \u003d CaSiO 3 + CO 2. (9)
| Reacciones de intercambio- reacciones químicas en las que las sustancias iniciales, por así decirlo, intercambian sus partes constituyentes. |
Ejemplos de reacciones de intercambio:
Ba(OH)2 + H2SO4 = BaSO4 + 2H2O; (10)
HCl + KNO 2 \u003d KCl + HNO 2; (once)
AgNO 3 + NaCl \u003d AgCl + NaNO 3. (12)
La clasificación tradicional de las reacciones químicas no cubre toda su diversidad; además de las reacciones de los cuatro tipos principales, también existen muchas reacciones más complejas.
La selección de otros dos tipos de reacciones químicas se basa en la participación en ellas de las dos partículas no químicas más importantes: el electrón y el protón.
Durante algunas reacciones, hay una transferencia total o parcial de electrones de un átomo a otro. En este caso, cambian los estados de oxidación de los átomos de los elementos que componen las sustancias iniciales; de los ejemplos dados, estas son las reacciones 1, 4, 6, 7 y 8. Estas reacciones se llaman redox.
En otro grupo de reacciones, un ion hidrógeno (H+), es decir, un protón, pasa de una partícula reaccionante a otra. Tales reacciones se llaman reacciones ácido-base o reacciones de transferencia de protones.
Entre los ejemplos dados, tales reacciones son las reacciones 3, 10 y 11. Por analogía con estas reacciones, las reacciones redox a veces se denominan reacciones de transferencia de electrones. Se familiarizará con RIA en el § 2 y con KOR en los siguientes capítulos.
REACCIONES COMPUESTAS, REACCIONES DE DESCOMPOSICIÓN, REACCIONES DE SUSTITUCIÓN, REACCIONES DE INTERCAMBIO, REACCIONES REDOX, REACCIONES ÁCIDO-BASE.
Escriba las ecuaciones de reacción correspondientes a los siguientes esquemas:
a) HgO Hg + O 2 ( t); b) Li2O + SO2Li2SO3; c) Cu(OH) 2 CuO + H 2 O ( t);
d) Al+I2AlI3; e) CuCl2 + Fe FeCl2 + Cu; e) Mg + H 3 PO 4 Mg 3 (PO 4) 2 + H 2 ;
g) Al + O 2 Al 2 O 3 ( t); i) KClO 3 + P P 2 O 5 + KCl ( t); j) CuSO4 + Al Al2 (SO4)3 + Cu;
l) Fe + Cl 2 FeCl 3 ( t); m) NH 3 + O 2 N 2 + H 2 O ( t); m) H 2 SO 4 + CuO CuSO 4 + H 2 O.
Especificar el tipo tradicional de reacción. Tenga en cuenta las reacciones redox y ácido-base. En las reacciones redox, indique los átomos de los cuales los elementos cambian sus estados de oxidación.
9.2. Reacciones redox
Considere la reacción redox que ocurre en los altos hornos durante la producción industrial de hierro (más precisamente, hierro fundido) a partir de mineral de hierro:
Fe 2 O 3 + 3CO \u003d 2Fe + 3CO 2.
Determinemos los estados de oxidación de los átomos que componen tanto los materiales de partida como los productos de reacción.
| Fe2O3 | + | = | 2Fe | + |
Como puede ver, el estado de oxidación de los átomos de carbono aumentó como resultado de la reacción, el estado de oxidación de los átomos de hierro disminuyó y el estado de oxidación de los átomos de oxígeno permaneció sin cambios. En consecuencia, los átomos de carbono en esta reacción se oxidaron, es decir, perdieron electrones ( oxidado), y los átomos de hierro a la reducción, es decir, unieron electrones ( recuperado) (ver § 7.16). Para caracterizar la OVR se utilizan los conceptos agente oxidante y agente reductor.
Así, en nuestra reacción, los átomos oxidantes son átomos de hierro y los átomos reductores son átomos de carbono.
En nuestra reacción, el agente oxidante es el óxido de hierro (III) y el agente reductor es el óxido de carbono (II).
En los casos en que los átomos oxidantes y los átomos reductores formen parte de la misma sustancia (ejemplo: reacción 6 del párrafo anterior), no se utilizan los conceptos "sustancia oxidante" y "sustancia reductora".
Por lo tanto, los agentes oxidantes típicos son sustancias que incluyen átomos que tienden a agregar electrones (en su totalidad o en parte), lo que reduce su estado de oxidación. De las sustancias simples, estas son principalmente halógenos y oxígeno, en menor medida azufre y nitrógeno. De sustancias complejas: sustancias que incluyen átomos en estados de oxidación más altos, no inclinados a formar iones simples en estos estados de oxidación: HNO 3 (N + V), KMnO 4 (Mn + VII), CrO 3 (Cr + VI), KClO 3 (Cl + V), KClO 4 (Cl + VII), etc.
Los agentes reductores típicos son sustancias que incluyen átomos que tienden a donar electrones en su totalidad o en parte, aumentando su estado de oxidación. De las sustancias simples, estas son hidrógeno, metales alcalinos y alcalinotérreos, así como aluminio. De las sustancias complejas: H 2 S y sulfuros (S -II), SO 2 y sulfitos (S + IV), yoduros (I -I), CO (C + II), NH 3 (N -III), etc.
En el caso general, casi todas las sustancias complejas y muchas simples pueden exhibir propiedades tanto oxidantes como reductoras. Por ejemplo:
SO 2 + Cl 2 \u003d S + Cl 2 O 2 (SO 2 es un agente reductor fuerte);
SO 2 + C \u003d S + CO 2 (t) (SO 2 es un agente oxidante débil);
C + O 2 \u003d CO 2 (t) (C es el agente reductor);
C + 2Ca \u003d Ca 2 C (t) (C es un agente oxidante).
Volvamos a la reacción discutida por nosotros al comienzo de esta sección.
| Fe2O3 | + | = | 2Fe | + |
Tenga en cuenta que, como resultado de la reacción, los átomos oxidantes (Fe + III) se convirtieron en átomos reductores (Fe 0) y los átomos reductores (C + II) se convirtieron en átomos oxidantes (C + IV). Pero el CO 2 bajo cualquier condición es un agente oxidante muy débil, y el hierro, aunque es un agente reductor, es mucho más débil que el CO bajo estas condiciones. Por lo tanto, los productos de reacción no reaccionan entre sí y no ocurre la reacción inversa. El ejemplo anterior es una ilustración del principio general que determina la dirección del flujo de OVR:
Las reacciones redox proceden en la dirección de la formación de un agente oxidante más débil y un agente reductor más débil.
Las propiedades redox de las sustancias solo pueden compararse en las mismas condiciones. En algunos casos, esta comparación puede hacerse cuantitativamente.
Al hacer su tarea para el primer párrafo de este capítulo, vio que es bastante difícil encontrar coeficientes en algunas ecuaciones de reacción (especialmente OVR). Para simplificar esta tarea en el caso de reacciones redox, se utilizan los siguientes dos métodos:
a) metodo de balanza electronica y
B) método de balance de iones de electrones.
Ahora estudiará el método de balance de electrones, y el método de balance de electrones y iones generalmente se estudia en instituciones de educación superior.
Ambos métodos se basan en el hecho de que los electrones en las reacciones químicas no desaparecen ni aparecen en ninguna parte, es decir, la cantidad de electrones que aceptan los átomos es igual a la cantidad de electrones que ceden otros átomos.
El número de electrones donados y recibidos en el método de balance de electrones está determinado por el cambio en el estado de oxidación de los átomos. Al utilizar este método, es necesario conocer la composición tanto de los materiales de partida como de los productos de reacción.
Considere la aplicación del método del balance electrónico usando ejemplos.
Ejemplo 1 Hagamos una ecuación para la reacción del hierro con el cloro. Se sabe que el producto de tal reacción es cloruro de hierro (III). Escribamos el esquema de reacción:
Fe + Cl 2 FeCl 3 .
Determinemos los estados de oxidación de los átomos de todos los elementos que componen las sustancias que participan en la reacción:
Los átomos de hierro donan electrones y las moléculas de cloro los aceptan. Expresamos estos procesos ecuaciones electronicas:
Fe-3 mi- \u003d Fe + III,
Cl2 + 2 mi-\u003d 2Cl-I.
Para que la cantidad de electrones dados sea igual a la cantidad de electrones recibidos, la primera ecuación electrónica debe multiplicarse por dos y la segunda por tres:
| Fe-3 mi- \u003d Fe + III, Cl2 + 2 mi– = 2Cl –I |
2 Fe - 6 mi- \u003d 2Fe + III, 3Cl2 + 6 mi– = 6Cl –I. |
Introduciendo los coeficientes 2 y 3 en el esquema de reacción, obtenemos la ecuación de reacción:
2Fe + 3Cl 2 \u003d 2FeCl 3.
Ejemplo 2 Compongamos una ecuación para la reacción de combustión del fósforo blanco en un exceso de cloro. Se sabe que el cloruro de fósforo (V) se forma en estas condiciones:
| +V–I | ||||
| P4 | + | Cl2 | PCl 5 . |
Las moléculas de fósforo blanco donan electrones (se oxidan) y las moléculas de cloro los aceptan (se reducen):
| P4-20 mi– = 4P + V Cl2 + 2 mi– = 2Cl –I |
1 10 |
2 20 |
P4-20 mi– = 4P + V Cl2 + 2 mi– = 2Cl –I |
P4-20 mi– = 4P + V 10Cl2 + 20 mi– = 20Cl –I |
Los factores obtenidos originalmente (2 y 20) tenían común divisor, por los cuales (como futuros coeficientes en la ecuación de reacción) y se dividieron. Ecuación de reacción:
P 4 + 10Cl 2 \u003d 4PCl 5.
Ejemplo 3 Compongamos una ecuación para la reacción que ocurre durante la tostación del sulfuro de hierro (II) en oxígeno.
Esquema de reacción:
| +III –II | +IV –II | |||||
| + | O2 | + |
En este caso, los átomos de hierro (II) y azufre (-II) se oxidan. La composición del sulfuro de hierro (II) contiene átomos de estos elementos en una proporción de 1:1 (ver índices en la fórmula más simple).
Balance electrónico:
| 4 | Fe + II - mi– = Fe+III S-II-6 mi– = S + IV |
Total regalado 7 mi – |
| 7 | O 2 + 4e - \u003d 2O - II |
Ecuación de reacción: 4FeS + 7O 2 = 2Fe 2 O 3 + 4SO 2.
Ejemplo 4. Compongamos una ecuación para la reacción que ocurre durante la cocción del disulfuro de hierro (II) (pirita) en oxígeno.
Esquema de reacción:
| +III –II | +IV –II | |||||
| + | O2 | + |
Como en el ejemplo anterior, aquí también se oxidan tanto los átomos de hierro (II) como los de azufre, pero con un estado de oxidación I. Los átomos de estos elementos se incluyen en la composición de la pirita en una proporción de 1:2 (ver índices en la fórmula más simple). Es a este respecto que reaccionan los átomos de hierro y azufre, lo que se tiene en cuenta al compilar el balance electrónico:
| Fe+III- mi– = Fe+III 2S-I-10 mi– = 2S + IV |
Total dar 11 mi – | |
| O 2 + 4 mi– = 2O –II |
Ecuación de reacción: 4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2.
También hay casos más complejos de OVR, conocerá algunos de ellos haciendo su tarea.
ÁTOMO OXIDANTE, ÁTOMO REDUCTOR, SUSTANCIA OXIDANTE, SUSTANCIA REDUCTORA, MÉTODO DE BALANCE DE ELECTRONES, ECUACIONES ELECTRÓNICAS.
1. Hacer un balance electrónico para cada ecuación OVR dada en el texto del § 1 de este capítulo.
2. Inventa las ecuaciones del OVR que descubriste al completar la tarea del § 1 de este capítulo. Esta vez, utilice el método de saldo electrónico para colocar las probabilidades. 3. Mediante el método del balance electrónico, formule las ecuaciones de reacción correspondientes a los siguientes esquemas: a) Na + I 2 NaI;
b) Na+O2Na2O2;
c) Na2O2 + Na Na2O;
d) Al + Br2AlBr3;
e) Fe + O 2 Fe 3 O 4 ( t);
e) Fe 3 O 4 + H 2 FeO + H 2 O ( t);
g) FeO + O 2 Fe 2 O 3 ( t);
i) Fe 2 O 3 + CO Fe + CO 2 ( t);
j) Cr + O 2 Cr 2 O 3 ( t);
l) CrO 3 + NH 3 Cr 2 O 3 + H 2 O + N 2 ( t);
m) Mn2O7 + NH3MnO2 + N2 + H2O;
m) MnO2 + H2Mn + H2O ( t);
n) MnS + O 2 MnO 2 + SO 2 ( t)
p) PbO 2 + CO Pb + CO 2 ( t);
c) Cu 2 O + Cu 2 S Cu + SO 2 ( t);
t) CuS + O 2 Cu 2 O + SO 2 ( t);
y) Pb 3 O 4 + H 2 Pb + H 2 O ( t).
9.3. reacciones exotérmicas. entalpía
¿Por qué ocurren las reacciones químicas?
Para responder a esta pregunta, recordemos por qué los átomos individuales se combinan en moléculas, por qué se forma un cristal iónico a partir de iones aislados, por qué opera el principio de mínima energía durante la formación de la capa electrónica de un átomo. La respuesta a todas estas preguntas es la misma: porque es energéticamente beneficioso. Esto significa que se libera energía durante tales procesos. Objeciones por las que parece que las reacciones químicas deberían proceder por la misma razón. De hecho, se pueden llevar a cabo muchas reacciones, durante las cuales se libera energía. Se libera energía, generalmente en forma de calor.
Si el calor no tiene tiempo para eliminarse durante una reacción exotérmica, entonces el sistema de reacción se calienta.
Por ejemplo, en la reacción de combustión del metano
CH 4 (g) + 2O 2 (g) \u003d CO 2 (g) + 2H 2 O (g)
se libera tanto calor que el metano se utiliza como combustible.
El hecho de que se libere calor en esta reacción se puede reflejar en la ecuación de reacción:
CH 4 (g) + 2O 2 (g) \u003d CO 2 (g) + 2H 2 O (g) + q
Este llamado ecuación termoquímica. Aquí el símbolo "+ q" significa que cuando se quema metano, se libera calor. Este calor se llama el efecto térmico de la reacción.
¿De dónde proviene el calor liberado?
Sabes que en las reacciones químicas, los enlaces químicos se rompen y se forman. V este caso los enlaces se rompen entre los átomos de carbono e hidrógeno en las moléculas de CH 4 , así como entre los átomos de oxígeno en las moléculas de O 2 . En este caso, se forman nuevos enlaces: entre átomos de carbono y oxígeno en moléculas de CO 2 y entre átomos de oxígeno e hidrógeno en moléculas de H 2 O. Para romper enlaces, necesita gastar energía (ver "energía de enlace", "energía de atomización" ), y al formar enlaces se libera energía. Obviamente, si los enlaces "nuevos" son más fuertes que los "antiguos", se liberará más energía de la que se absorberá. La diferencia entre la energía liberada y absorbida es el efecto térmico de la reacción.
El efecto térmico (cantidad de calor) se mide en kilojulios, por ejemplo:
2H 2 (g) + O 2 (g) \u003d 2H 2 O (g) + 484 kJ.
Tal récord significa que se liberarán 484 kilojulios de calor si dos moles de hidrógeno reaccionan con un mol de oxígeno y se forman dos moles de agua gaseosa (vapor).
De este modo, en las ecuaciones termoquímicas, los coeficientes son numéricamente iguales a las cantidades de sustancia de los reactivos y productos de reacción.
¿Qué determina el efecto térmico de cada reacción específica?
El efecto térmico de la reacción depende
a) de los estados de agregación de las sustancias iniciales y productos de reacción,
b) sobre la temperatura y
c) de si la transformación química se produce a volumen constante oa presión constante.
Adiccion efecto térmico reacciones del estado de agregación de las sustancias se debe a que los procesos de transición de un estado de agregación a otro (como algunos otros procesos físicos) van acompañados de la liberación o absorción de calor. Esto también se puede expresar mediante una ecuación termoquímica. Ejemplo - termo ecuacion quimica condensación de vapor de agua:
H 2 O (g) \u003d H 2 O (g) + q
En las ecuaciones termoquímicas y, si es necesario, en las ecuaciones químicas ordinarias, los estados agregados de las sustancias se indican mediante índices de letras:
(d) - gasolina,
(g) - líquido,
(t) o (cr) es una sustancia sólida o cristalina.
La dependencia del efecto térmico de la temperatura está asociada con diferencias en las capacidades caloríficas.
materiales de partida y productos de reacción.
Dado que, como resultado de una reacción exotérmica a presión constante, el volumen del sistema siempre aumenta, parte de la energía se gasta en realizar trabajo para aumentar el volumen, y el calor liberado será menor que en el caso de la misma reacción. a volumen constante.
Los efectos térmicos de las reacciones generalmente se calculan para reacciones que se desarrollan a volumen constante a 25 °C y se indican con el símbolo q o
Si la energía se libera solo en forma de calor y la reacción química se desarrolla a un volumen constante, entonces el efecto térmico de la reacción ( QV) es igual al cambio energía interna(D tu) sustancias que participan en la reacción, pero de signo contrario:
Q V = - tu.
La energía interna de un cuerpo se entiende como la energía total de las interacciones intermoleculares, los enlaces químicos, la energía de ionización de todos los electrones, la energía de enlace de los nucleones en los núcleos y todos los demás tipos de energía conocidos y desconocidos “almacenados” por este cuerpo. El signo "-" se debe a que cuando se libera calor, la energía interna disminuye. Es decir
tu= – QV .
Si la reacción procede a presión constante, entonces el volumen del sistema puede cambiar. Parte de la energía interna también se gasta en el trabajo para aumentar el volumen. En este caso
U = -(Q P + A) = –(Q P + PV),
donde Qp es el efecto térmico de una reacción que se desarrolla a presión constante. De aquí
Q P = - ARRIBAV .
Un valor igual a arriba+pV fue nombrado Cambio de entalpia y denotado por D H.
H=arriba+pV.
Por eso
Q P = - H.
Así, cuando se libera calor, la entalpía del sistema disminuye. De ahí el antiguo nombre de esta cantidad: "contenido de calor".
En contraste con el efecto térmico, el cambio de entalpía caracteriza la reacción, independientemente de si procede a volumen constante oa presión constante. Las ecuaciones termoquímicas escritas usando el cambio de entalpía se llaman ecuaciones termoquímicas en forma termodinámica. En este caso, se da el valor del cambio de entalpía en condiciones estándar (25 °C, 101,3 kPa), denotado sobre. Por ejemplo:
2H 2 (g) + O 2 (g) \u003d 2H 2 O (g) sobre= – 484 kJ;
CaO (cr) + H 2 O (l) \u003d Ca (OH) 2 (cr) sobre= - 65 kJ.
La dependencia de la cantidad de calor liberado en la reacción ( q) del efecto térmico de la reacción ( q o) y la cantidad de sustancia ( norte B) uno de los participantes en la reacción (sustancia B - la sustancia de partida o producto de reacción) se expresa mediante la ecuación:
Aquí B es la cantidad de sustancia B, dada por el coeficiente frente a la fórmula de la sustancia B en la ecuación termoquímica.
Tarea
Determine la cantidad de sustancia de hidrógeno quemada en oxígeno si se liberaran 1694 kJ de calor.
Solución
2H 2 (g) + O 2 (g) \u003d 2H 2 O (g) + 484 kJ. |
|
|
Q = 1694 kJ, 6. El efecto térmico de la reacción de interacción del aluminio cristalino con el cloro gaseoso es de 1408 kJ. Escribe la ecuación termoquímica para esta reacción y determina la masa de aluminio requerida para producir 2816 kJ de calor usando esta reacción. 9.4. reacciones endotérmicas. entropía Además de las reacciones exotérmicas, son posibles reacciones en el curso de las cuales se absorbe calor y, si no se suministra, el sistema de reacción se enfría. Tales reacciones se llaman endotérmico. El efecto térmico de tales reacciones es negativo. Por ejemplo: Por lo tanto, la energía liberada durante la formación de enlaces en los productos de estas y otras reacciones similares es menor que la energía requerida para romper los enlaces en los materiales de partida.
Tomemos dos matraces y llenemos uno de ellos con nitrógeno (gas incoloro) y el otro con dióxido de nitrógeno (gas marrón) para que tanto la presión como la temperatura en los matraces sean iguales. Se sabe que estas sustancias no entran en una reacción química entre sí. Conectamos firmemente los matraces con sus cuellos y los colocamos verticalmente, de modo que el matraz con dióxido de nitrógeno más pesado quede en el fondo (Fig. 9.1). Después de un tiempo, veremos que el dióxido de nitrógeno marrón se esparce gradualmente en el matraz superior y el nitrógeno incoloro penetra en el inferior. Como resultado, los gases se mezclan y el color del contenido de los matraces se vuelve el mismo. De este modo,
Ecuaciones de relación entre entropía ( S) y otras cantidades se estudian en los cursos de física y química física. Unidad de entropía [ S] = 1 J/K. G= H-T S La condición para la ocurrencia espontánea de la reacción: GRAMO< 0. En temperaturas bajas el factor que determina la posibilidad de la reacción en mayor medida es el factor de energía, y en alto - el de entropía. De la ecuación anterior, en particular, está claro por qué las reacciones de descomposición que no ocurren a temperatura ambiente (la entropía aumenta) comienzan a desarrollarse a una temperatura elevada. REACCIÓN ENDOTERMICA, ENTROPÍA, FACTOR DE ENERGÍA, FACTOR DE ENTROPÍA, ENERGÍA DE GIBBS. 2CuO (cr) + C (grafito) \u003d 2Cu (cr) + CO 2 (g) es -46 kJ. Escriba la ecuación termoquímica y calcule cuánta energía necesita gastar para obtener 1 kg de cobre en tal reacción. CaCO 3 (cr) \u003d CaO (cr) + CO 2 (g) - 179 kJ Se formaron 24,6 litros de dióxido de carbono. Determine cuánto calor se desperdició inútilmente. ¿Cuántos gramos de óxido de calcio se formaron en este caso? |
La clasificación de las reacciones químicas en química inorgánica y orgánica se lleva a cabo sobre la base de varias características de clasificación, cuyos detalles se dan en la siguiente tabla.
Al cambiar el estado de oxidación de los elementos.
El primer signo de clasificación es cambiando el grado de oxidación de los elementos que forman los reactivos y productos.
a) redox
b) sin cambiar el estado de oxidación
redox llamadas reacciones acompañadas de un cambio en los estados de oxidación elementos químicos incluido en los reactivos. a la redox química Inorgánica incluyen todas las reacciones de sustitución y aquellas reacciones de descomposición y compuestas en las que participa al menos una sustancia simple. Las reacciones que se desarrollan sin cambiar los estados de oxidación de los elementos que forman los reactivos y los productos de reacción incluyen todas las reacciones de intercambio.
Según el número y composición de reactivos y productos
Las reacciones químicas se clasifican según la naturaleza del proceso, es decir, según el número y composición de los reactivos y productos.
Reacciones de conexión llamadas reacciones químicas, como resultado de las cuales se obtienen moléculas complejas a partir de varias más simples, por ejemplo:
4Li + O2 = 2Li2O
Reacciones de descomposición llamadas reacciones químicas, como resultado de las cuales se obtienen moléculas simples a partir de otras más complejas, por ejemplo:
CaCO 3 \u003d CaO + CO 2
Las reacciones de descomposición pueden verse como procesos inversos al compuesto.
reacciones de sustitución Se llaman reacciones químicas, como resultado de las cuales un átomo o un grupo de átomos en una molécula de una sustancia es reemplazado por otro átomo o grupo de átomos, por ejemplo:
Fe + 2HCl \u003d FeCl 2 + H 2
Su contraste- la interacción de una sustancia simple con una compleja. Tales reacciones existen en química orgánica.
Sin embargo, el concepto de "sustitución" en materia orgánica es más amplio que en química inorgánica. Si cualquier átomo o grupo funcional en la molécula de la sustancia original es reemplazado por otro átomo o grupo, estas también son reacciones de sustitución, aunque desde el punto de vista de la química inorgánica, el proceso parece una reacción de intercambio.
- intercambio (incluida la neutralización).
Reacciones de intercambio llámese reacciones químicas que ocurren sin cambiar los estados de oxidación de los elementos y conducen al intercambio de las partes constituyentes de los reactivos, por ejemplo:
AgNO 3 + KBr = AgBr + KNO 3
Corre en la dirección opuesta si es posible.
Si es posible, proceda en la dirección opuesta: reversible e irreversible.
reversible Llamadas reacciones químicas que ocurren a una temperatura dada simultáneamente en dos direcciones opuestas con velocidades proporcionales. Al escribir las ecuaciones de tales reacciones, el signo igual se reemplaza por flechas en direcciones opuestas. El ejemplo más simple Reacción reversible es la síntesis de amoníaco por la interacción de nitrógeno e hidrógeno:
N2 + 3H2 ↔2NH3
irreversible se llaman reacciones que proceden solo en la dirección directa, como resultado de lo cual se forman productos que no interactúan entre sí. Irreversibles incluyen reacciones químicas, como resultado de lo cual se forman compuestos mal disociados, hay una liberación un número grande energía, así como aquellos en los que los productos finales salen de la esfera de reacción en forma gaseosa o en forma de precipitado, por ejemplo:
HCl + NaOH = NaCl + H2O
2Ca + O 2 \u003d 2CaO
BaBr2 + Na2SO4 = BaSO4 ↓ + 2NaBr
Por efecto térmico
exotérmico Son reacciones químicas que liberan calor. Símbolo cambios en la entalpía (contenido de calor) ΔH y el efecto térmico de la reacción Q. Para reacciones exotérmicas, Q > 0 y ΔH< 0.
endotérmico llamadas reacciones químicas que tienen lugar con la absorción de calor. Para reacciones endotérmicas Q< 0, а ΔH > 0.
Las reacciones de acoplamiento serán generalmente reacciones exotérmicas y las reacciones de descomposición serán endotérmicas. Una rara excepción es la reacción de nitrógeno con oxígeno - endotérmica:
N2 + O2 → 2NO - q
Por fase
homogéneo llamadas reacciones que ocurren en un medio homogéneo (sustancias homogéneas, en una fase, por ejemplo, g-g, reacciones en soluciones).
heterogéneo llamadas reacciones que ocurren en un medio no homogéneo, en la superficie de contacto de las sustancias reaccionantes que se encuentran en diferentes fases, por ejemplo, sólido y gaseoso, líquido y gaseoso, en dos líquidos inmiscibles.
Mediante el uso de un catalizador
Un catalizador es una sustancia que acelera una reacción química.
reacciones catalíticas proceder solo en presencia de un catalizador (incluidos los enzimáticos).
Reacciones no catalíticas funcionar en ausencia de un catalizador.
Por tipo de ruptura
Según el tipo de ruptura del enlace químico en la molécula inicial, se distinguen reacciones homolíticas y heterolíticas.
homolítico llamadas reacciones en las que, como resultado de la ruptura de enlaces, se forman partículas que tienen un electrón desapareado: radicales libres.
heterolítico llamadas reacciones que proceden a través de la formación de partículas iónicas: cationes y aniones.
- homolítico (igual brecha, cada átomo recibe 1 electrón)
- heterolítico (brecha desigual - uno obtiene un par de electrones)
Radical Las reacciones químicas (en cadena) que involucran radicales se denominan, por ejemplo:
CH 4 + Cl 2 hv → CH 3 Cl + HCl
Iónico llamadas reacciones químicas que tienen lugar con la participación de iones, por ejemplo:
KCl + AgNO 3 \u003d KNO 3 + AgCl ↓
Las reacciones heterolíticas se denominan electrofílicas. compuestos orgánicos con electrófilos - partículas que llevan una carga positiva total o fraccionada. Se dividen en reacciones de sustitución electrofílica y adición electrofílica, por ejemplo:
C 6 H 6 + Cl 2 FeCl3 → C 6 H 5 Cl + HCl
H 2 C \u003d CH 2 + Br 2 → BrCH 2 -CH 2 Br
Nucleófilo se refiere a reacciones heterolíticas de compuestos orgánicos con nucleófilos, partículas que llevan un número entero o fraccionario. carga negativa. Se subdividen en sustitución nucleofílica y reacciones de adición nucleofílica, por ejemplo:
CH 3 Br + NaOH → CH 3 OH + NaBr
CH 3 C (O) H + C 2 H 5 OH → CH 3 CH (OC 2 H 5) 2 + H 2 O
Clasificación de las reacciones orgánicas
Clasificación reacciones orgánicas se muestra en la tabla:
7.1. Principales tipos de reacciones químicas.
Las transformaciones de las sustancias, acompañadas de un cambio en su composición y propiedades, se denominan reacciones químicas o interacciones químicas. En las reacciones químicas, no hay cambio en la composición de los núcleos de los átomos.
Fenómenos en los que la forma o el estado fisico Las sustancias o la composición de los núcleos de los átomos cambia, se denominan físicas. Un ejemplo de fenómenos físicos es el tratamiento térmico de los metales, en los que cambia su forma (forja), fusión de metales, sublimación de yodo, transformación del agua en hielo o vapor, etc., así como reacciones nucleares, como resultado de lo cual los átomos de otros elementos se forman a partir de los átomos de un elemento.
Los fenómenos químicos pueden ir acompañados de transformaciones físicas. Por ejemplo, como resultado de reacciones químicas en una celda galvánica, surge una corriente eléctrica.
Las reacciones químicas se clasifican según varios criterios.
1. Según el signo del efecto térmico, todas las reacciones se dividen en endotérmico(que fluye con absorción de calor) y exotérmico(que fluye con la liberación de calor) (ver § 6.1).
2. Según el estado de agregación de los materiales de partida y productos de reacción, existen:
reacciones homogéneas, en el que todas las sustancias están en la misma fase:
2 KOH (p-p) + H 2 SO 4 (p-p) = K 2 SO (p-p) + 2 H 2 O (g),
CO (g) + Cl 2 (g) \u003d COCl 2 (g),
SiO 2 (c) + 2 Mg (c) \u003d Si (c) + 2 MgO (c).
reacciones heterogéneas, sustancias en las que se encuentran en diferentes fases:
CaO (c) + CO 2 (g) \u003d CaCO 3 (c),
CuSO 4 (solución) + 2 NaOH (solución) \u003d Cu (OH) 2 (c) + Na 2 SO 4 (solución),
Na 2 SO 3 (solución) + 2HCl (solución) \u003d 2 NaCl (solución) + SO 2 (g) + H 2 O (l).
3. De acuerdo con la capacidad de fluir solo en la dirección de avance, así como en las direcciones de avance y retroceso, se distinguen irreversible y reversible reacciones químicas (ver § 6.5).
4. Por la presencia o ausencia de catalizadores, se distinguen catalítico y no catalítico reacciones (ver § 6.5).
5. Según el mecanismo de las reacciones químicas, se dividen en iónico, radical y otros (el mecanismo de las reacciones químicas que ocurren con la participación de compuestos orgánicos se considera en el curso de química orgánica).
6. Según el estado de los estados de oxidación de los átomos que componen los reactivos, se producen las reacciones sin cambios en el estado de oxidaciónátomos, y con un cambio en el estado de oxidación de los átomos ( reacciones redox) (ver § 7.2) .
7. Según el cambio en la composición de los materiales de partida y los productos de reacción, las reacciones se distinguen compuesto, descomposición, sustitución e intercambio. Estas reacciones pueden proceder con y sin cambios en los estados de oxidación de los elementos. Tabla . 7.1.
Tabla 7.1
Tipos de reacciones químicas
Ejemplos de reacciones que ocurren sin cambiar el estado de oxidación de los elementos. |
Ejemplos de reacciones redox |
||
Conexiones (a partir de dos o más sustancias se forma una nueva sustancia) |
HCl + NH 3 \u003d NH 4 Cl; SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4 |
H 2 + Cl 2 \u003d 2HCl; 2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3 |
|
expansiones (varias sustancias nuevas se forman a partir de una sustancia) |
A = B + C + D |
MgCO 3 MgO + CO 2 ; H 2 SiO 3 SiO 2 + H 2 O |
2AgNO3 2Ag + 2NO2 + O2 |
sustituciones (durante la interacción de sustancias, los átomos de una sustancia reemplazan a los átomos de otra sustancia en la molécula) |
A + BC = AB + C |
CaCO3 + SiO2 CaSiO3 + CO2 |
Pb(NO3)2 + Zn = Mg + 2HCl \u003d MgCl 2 + H 2 |
|
(dos sustancias intercambian sus constituyentes, formando dos nuevas sustancias) |
AB + CD = AD + CB |
AlCl3 + 3NaOH = Ca(OH)2 + 2HCl = CaCl2 + 2H2O |
7.2. Reacciones redox
Como se mencionó anteriormente, todas las reacciones químicas se dividen en dos grupos:
Las reacciones químicas que ocurren con un cambio en el estado de oxidación de los átomos que componen los reactivos se denominan reacciones redox.
Oxidación es el proceso de donación de electrones por parte de un átomo, molécula o ion:
Na o - 1e \u003d Na +;
Fe 2+ - e \u003d Fe 3+;
H 2 o - 2e \u003d 2H +;
2 dormitorios - - 2e \u003d dormitorios 2 o.
Recuperación es el proceso de agregar electrones a un átomo, molécula o ion:
S o + 2e = S 2–;
Cr 3+ + e \u003d Cr 2+;
Cl 2 o + 2e \u003d 2Cl -;
Mn 7+ + 5e \u003d Mn 2+.
Los átomos, moléculas o iones que aceptan electrones se denominan oxidantes. restauradores son átomos, moléculas o iones que donan electrones.
Tomando electrones, el agente oxidante se reduce durante el curso de la reacción y el agente reductor se oxida. La oxidación siempre va acompañada de reducción y viceversa. De este modo, el numero de electrones donados por el agente reductor siempre es igual al numero de electrones aceptados por el agente oxidante.
7.2.1. Estado de oxidación
El estado de oxidación es la carga condicional (formal) de un átomo en un compuesto, calculada suponiendo que se compone únicamente de iones. El grado de oxidación generalmente se indica con un número arábigo en la parte superior del símbolo del elemento con un signo "+" o "-". Por ejemplo, Al 3+, S 2–.
Para encontrar los estados de oxidación se guían las siguientes reglas:
el estado de oxidación de los átomos en sustancias simples es cero;
la suma algebraica de los estados de oxidación de los átomos en una molécula es cero, en un ion complejo: la carga del ion;
el estado de oxidación de los átomos de metales alcalinos es siempre +1;
el átomo de hidrógeno en compuestos con no metales (CH 4, NH 3, etc.) presenta un estado de oxidación de +1, y con metales activos su estado de oxidación es -1 (NaH, CaH 2, etc.);
el átomo de flúor en los compuestos siempre exhibe un estado de oxidación de –1;
el grado de oxidación del átomo de oxígeno en los compuestos suele ser -2, excepto los peróxidos (H 2 O 2, Na 2 O 2), en los que el grado de oxidación del oxígeno es -1, y algunas otras sustancias (superóxidos, ozónidos , fluoruros de oxígeno).
El estado de oxidación positivo máximo de los elementos de un grupo suele ser igual al número de grupo. Las excepciones son el flúor, el oxígeno, ya que su mayor estado de oxidación es inferior al número del grupo en el que se encuentran. Los elementos del subgrupo cobre forman compuestos en los que su estado de oxidación supera el número de grupo (CuO, AgF 5, AuCl 3).
El estado de oxidación negativo máximo de los elementos en los principales subgrupos de la tabla periódica se puede determinar restando el número de grupo de ocho. Para el carbono, esto es 8 - 4 \u003d 4, para el fósforo - 8 - 5 \u003d 3.
En los subgrupos principales, al moverse de arriba hacia abajo, la estabilidad del estado de oxidación positivo más alto disminuye, en los subgrupos secundarios, por el contrario, la estabilidad de los estados de oxidación más altos aumenta de arriba hacia abajo.
La condicionalidad del concepto del grado de oxidación puede demostrarse con el ejemplo de algunos compuestos inorgánicos y orgánicos. En particular, en los ácidos fosfina (fósforo) H 3 RO 2, fosfónico (fósforo) H 3 RO 3 y fosfórico H 3 RO 4, los estados de oxidación del fósforo son respectivamente +1, +3 y +5, mientras que en todos estos compuestos el fósforo es pentavalente. Para el carbono en metano CH 4, metanol CH 3 OH, formaldehído CH 2 O, ácido fórmico HCOOH y monóxido de carbono (IV) CO 2, los estados de oxidación del carbono son –4, –2, 0, +2 y +4, respectivamente , mientras que la valencia del átomo de carbono en todos estos compuestos es cuatro.
A pesar de que el estado de oxidación es un concepto condicional, es ampliamente utilizado en la preparación de reacciones redox.
7.2.2. Los agentes oxidantes y reductores más importantes.
Los oxidantes típicos son:
1. Sustancias simples cuyos átomos tienen una alta electronegatividad. Estos son, en primer lugar, los elementos de los principales subgrupos de los grupos VI y VII del sistema periódico: oxígeno, halógenos. De las sustancias simples, el agente oxidante más poderoso es el flúor.
2. Compuestos que contienen algunos cationes metálicos en altos estados de oxidación: Pb 4+, Fe 3+, Au 3+, etc.
3. Compuestos que contienen algunos aniones complejos, cuyos elementos se encuentran en estados de oxidación muy positivos: 2–, – –, etc.
Los restauradores incluyen:
1. Sustancias simples cuyos átomos tienen baja electronegatividad - metales activos. Los no metales, como el hidrógeno y el carbono, también pueden exhibir propiedades reductoras.
2. Algunos compuestos metálicos que contienen cationes (Sn 2+, Fe 2+, Cr 2+), que al donar electrones pueden aumentar su estado de oxidación.
3. Algunos compuestos que contienen iones tan simples como, por ejemplo, I -, S 2-.
4. Compuestos que contienen iones complejos (S 4+ O 3) 2–, (НР 3+ O 3) 2–, en los que los elementos pueden, mediante la donación de electrones, aumentar su grado positivo oxidación.
En la práctica de laboratorio, los siguientes agentes oxidantes se usan con mayor frecuencia:
permanganato de potasio (KMnO 4);
dicromato de potasio (K2Cr2O7);
ácido nítrico (HNO 3);
concentrado ácido sulfurico(H2SO4);
peróxido de hidrógeno (H 2 O 2);
óxidos de manganeso (IV) y plomo (IV) (MnO 2 , PbO 2);
nitrato de potasio fundido (KNO 3) y fundidos de algunos otros nitratos.
Los agentes reductores utilizados en la práctica de laboratorio incluyen:
- magnesio (Mg), aluminio (Al) y otros metales activos;
- hidrógeno (H 2 ) y carbono (C);
- yoduro de potasio (KI);
- sulfuro de sodio (Na 2 S) y sulfuro de hidrógeno (H 2 S);
- sulfito de sodio (Na2SO3);
- cloruro de estaño (SnCl2).
7.2.3. Clasificación de las reacciones redox
Las reacciones redox se suelen dividir en tres tipos: reacciones intermoleculares, intramoleculares y de desproporción (autooxidación-autorrecuperación).
Reacciones intermoleculares ocurren con un cambio en el estado de oxidación de los átomos que se encuentran en diferentes moléculas. Por ejemplo:
2 Al + Fe 2 O 3 Al 2 O 3 + 2 Fe,
C + 4 HNO 3 (conc) = CO 2 + 4 NO 2 + 2 H 2 O.
A reacciones intramoleculares incluyen aquellas reacciones en las que el agente oxidante y el agente reductor son parte de la misma molécula, por ejemplo:
(NH 4 ) 2 Cr 2 O 7 N 2 + Cr 2 O 3 + 4 H 2 O,
2 KNO 3 2 KNO 2 + O 2 .
V reacciones de desproporción(autooxidación-autocuración) un átomo (ion) del mismo elemento es a la vez un agente oxidante y un agente reductor:
Cl 2 + 2 KOH KCl + KClO + H 2 O,
2 NO 2 + 2 NaOH \u003d NaNO 2 + NaNO 3 + H 2 O.
7.2.4. Reglas básicas para compilar reacciones redox.
La preparación de reacciones redox se lleva a cabo de acuerdo con los pasos presentados en la tabla. 7.2.
Tabla 7.2
Etapas de compilación de ecuaciones de reacciones redox.
Acción |
|
Determinar el agente oxidante y el agente reductor. |
|
Determine los productos de la reacción redox. |
|
Elabore un balance de electrones y utilícelo para ordenar los coeficientes de las sustancias que cambian sus estados de oxidación. |
|
Ordena los coeficientes de otras sustancias que intervienen y se forman en la reacción redox. |
|
Verifique la ubicación correcta de los coeficientes contando la cantidad de materia de átomos (generalmente hidrógeno y oxígeno) ubicados en los lados izquierdo y derecho de la ecuación de reacción. |
Considere las reglas para compilar reacciones redox usando el ejemplo de la interacción de sulfito de potasio con permanganato de potasio en un ambiente ácido:
1. Determinación del agente oxidante y agente reductor
El manganeso, que se encuentra en el estado de oxidación más alto, no puede donar electrones. Mn 7+ aceptará electrones, es decir es un agente oxidante.
El ion S 4+ puede donar dos electrones y pasar a S 6+ , es decir es restaurador. Así, en la reacción bajo consideración, K 2 SO 3 es un agente reductor y KMnO 4 es un agente oxidante.
2. Establecimiento de productos de reacción.
K 2 SO 3 + KMnO 4 + H 2 SO 4?
Dando dos electrones a un electrón, S 4+ entra en S 6+. El sulfito de potasio (K 2 SO 3) se convierte así en sulfato (K 2 SO 4). En un ambiente ácido, Mn 7+ acepta 5 electrones y en una solución de ácido sulfúrico (medio) forma sulfato de manganeso (MnSO 4). Como resultado de esta reacción, también se forman moléculas adicionales de sulfato de potasio (debido a los iones de potasio que forman el permanganato), así como moléculas de agua. Por lo tanto, la reacción considerada se puede escribir como:
K 2 SO 3 + KMnO 4 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + MnSO 4 + H 2 O.
3. Compilación del balance de electrones
Para compilar el balance de electrones, es necesario indicar aquellos estados de oxidación que cambian en la reacción considerada:
K 2 S 4+ O 3 + KMn 7+ O 4 + H 2 SO 4 = K 2 S 6+ O 4 + Mn 2+ SO 4 + H 2 O.
Mn 7+ + 5 e \u003d Mn 2+;
S 4+ - 2 e \u003d S 6+.
El número de electrones donados por el agente reductor debe ser igual al número de electrones recibidos por el agente oxidante. Por lo tanto, en la reacción deben participar dos Mn 7+ y cinco S 4+:
Mn 7+ + 5 e \u003d Mn 2+ 2,
S 4+ - 2 e \u003d S 6+ 5.
Así, el número de electrones cedidos por el agente reductor (10) será igual al número de electrones recibidos por el agente oxidante (10).
4. Disposición de coeficientes en la ecuación de reacción.
De acuerdo con el balance de electrones, es necesario anteponer un factor de 5 al K 2 SO 3, y 2 al KMnO 4. En el lado derecho, anteponemos un factor de 6 al sulfato de potasio, ya que se agrega una molécula a las cinco moléculas de K 2 SO 4 formadas durante la oxidación del sulfito de potasio K 2 SO 4 como resultado de la unión de los iones de potasio que componen el permanganato. Ya que como agente oxidante en la reacción participan dos moléculas de permanganato, en el lado derecho también se forman dos moléculas de sulfato de manganeso. Para unir los productos de reacción (iones de potasio y manganeso, que forman parte del permanganato), es necesario Tres moléculas de ácido sulfúrico, por lo tanto, como resultado de la reacción, Tres moléculas de agua. Finalmente obtenemos:
5 K 2 SO 3 + 2 KMnO 4 + 3 H 2 SO 4 = 6 K 2 SO 4 + 2 MnSO 4 + 3 H 2 O.
5. Comprobación de la colocación correcta de los coeficientes en la ecuación de reacción
El número de átomos de oxígeno en el lado izquierdo de la ecuación de reacción es:
5 3 + 2 4 + 3 4 = 35.
En el lado derecho, este número será:
6 4 + 2 4 + 3 1 = 35.
El número de átomos de hidrógeno en el lado izquierdo de la ecuación de reacción es seis y corresponde al número de estos átomos en el lado derecho de la ecuación de reacción.
7.2.5. Ejemplos de reacciones redox que involucran agentes oxidantes y reductores típicos
7.2.5.1. Reacciones intermoleculares de oxidación-reducción
A continuación, las reacciones redox que involucran permanganato de potasio, dicromato de potasio, peróxido de hidrógeno, nitrito de potasio, yoduro de potasio y sulfuro de potasio se consideran como ejemplos. Las reacciones redox que involucran otros agentes oxidantes y reductores típicos se analizan en la segunda parte del manual ("Química inorgánica").
Reacciones redox que involucran permanganato de potasio
Dependiendo del medio (ácido, neutro, alcalino), el permanganato de potasio, actuando como agente oxidante, da varios productos de reducción, Fig. 7.1.
Arroz. 7.1. Formación de productos de reducción de permanganato de potasio en diversos medios.
A continuación se muestran las reacciones de KMnO 4 con sulfuro de potasio como agente reductor en varios medios, ilustrando el esquema, fig. 7.1. En estas reacciones, el producto de oxidación del ion sulfuro es azufre libre. En un ambiente alcalino, las moléculas de KOH no participan en la reacción, sino que solo determinan el producto de reducción del permanganato de potasio.
5 K 2 S + 2 KMnO 4 + 8 H 2 SO 4 \u003d 5 S + 2 MnSO 4 + 6 K 2 SO 4 + 8 H 2 O,
3 K 2 S + 2 KMnO 4 + 4 H 2 O 2 MnO 2 + 3 S + 8 KOH,
K 2 S + 2 KMnO 4 – (KOH) 2 K 2 MnO 4 + S.
Reacciones redox que involucran dicromato de potasio
En un ambiente ácido, el dicromato de potasio es un agente oxidante fuerte. Una mezcla de K 2 Cr 2 O 7 y H 2 SO 4 concentrado (pico crómico) se usa ampliamente en la práctica de laboratorio como agente oxidante. Al interactuar con un agente reductor, una molécula de dicromato de potasio acepta seis electrones, formando compuestos de cromo trivalente:
6 FeSO 4 + K 2 Cr 2 O 7 +7 H 2 SO 4 \u003d 3 Fe 2 (SO 4) 3 + Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 +7 H 2 O;
6 KI + K 2 Cr 2 O 7 + 7 H 2 SO 4 \u003d 3 I 2 + Cr 2 (SO 4) 3 + 4 K 2 SO 4 + 7 H 2 O.
Reacciones redox que involucran peróxido de hidrógeno y nitrito de potasio
El peróxido de hidrógeno y el nitrito de potasio exhiben propiedades predominantemente oxidantes:
H 2 S + H 2 O 2 \u003d S + 2 H 2 O,
2 KI + 2 KNO 2 + 2 H 2 SO 4 \u003d I 2 + 2 K 2 SO 4 + H 2 O,
Sin embargo, cuando interactúan con agentes oxidantes fuertes (como, por ejemplo, KMnO 4), el peróxido de hidrógeno y el nitrito de potasio actúan como un agente reductor:
5 H 2 O 2 + 2 KMnO 4 + 3 H 2 SO 4 = 5 O 2 + 2 MnSO 4 + K 2 SO 4 + 8 H 2 O,
5 KNO 2 + 2 KMnO 4 + 3 H 2 SO 4 = 5 KNO 3 + 2 MnSO 4 + K 2 SO 4 + 3 H 2 O.
Cabe señalar que, dependiendo del medio, el peróxido de hidrógeno se reduce según el esquema de la Fig. 7.2.
Arroz. 7.2. Posibles productos de la reducción con peróxido de hidrógeno
En este caso, como resultado de las reacciones, se forman agua o iones de hidróxido:
2 FeSO 4 + H 2 O 2 + H 2 SO 4 = Fe 2 (SO 4) 3 + 2 H 2 O,
2 KI + H 2 O 2 \u003d YO 2 + 2 KOH.
7.2.5.2. Reacciones redox intramoleculares
Las reacciones redox intramoleculares ocurren, por regla general, cuando se calientan sustancias, cuyas moléculas contienen un agente reductor y un agente oxidante. Ejemplos de reacciones de reducción-oxidación intramoleculares son los procesos de descomposición térmica de nitratos y permanganato de potasio:
2 NaNO3 2 NaNO2 + O2,
2 Cu(NO 3) 2 2 CuO + 4 NO 2 + O 2,
Hg (NO 3) 2 Hg + NO 2 + O 2,
2 KMnO 4 K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2 .
7.2.5.3. Reacciones de desproporción
Como se señaló anteriormente, en las reacciones de desproporción, el mismo átomo (ion) es tanto un agente oxidante como un agente reductor. Considere el proceso de compilación de este tipo de reacción usando el ejemplo de la interacción de azufre con álcali.
grados característicos oxidación de azufre: – 2, 0, +4 y +6. Actuando como agente reductor, el azufre elemental dona 4 electrones:
Entonces – 4e = S 4+.
Azufre – El agente oxidante acepta dos electrones:
S o + 2e \u003d S 2–.
Así, como resultado de la reacción de desproporción del azufre, se forman compuestos, los estados de oxidación del elemento en el que se encuentran – 2 y derecha +4:
3 S + 6 KOH \u003d 2 K 2 S + K 2 SO 3 + 3 H 2 O.
Cuando el óxido nítrico (IV) se desproporciona en álcali, se obtienen nitrito y nitrato, compuestos en los que los estados de oxidación del nitrógeno son respectivamente +3 y +5:
2 norte 4+ O 2 + 2 KOH = KN 3+ O 2 + KN 5+ O 3 + H 2 O,
La desproporción de cloro en una solución alcalina fría conduce a la formación de hipoclorito, y en una caliente, clorato:
Cl 0 2 + 2 KOH \u003d KCl - + KCl + O + H 2 O,
Cl 0 2 + 6 KOH 5 KCl - + KCl 5+ O 3 + 3H 2 O.
7.3. Electrólisis
oxidativo– proceso de recuperación fluyen en soluciones o se derriten cuando una corriente constante pasa a través de ellos corriente eléctrica se llama electrólisis. En este caso, los aniones se oxidan en el electrodo positivo (ánodo). Los cationes se reducen en el electrodo negativo (cátodo).
2 Na 2 CO 3 4 Na + O 2 + 2CO 2.
con electrólisis soluciones acuosas electrolitos, junto con las transformaciones del soluto, procesos electroquimicos con la participación de iones de hidrógeno e iones de hidróxido de agua:
cátodo (-): 2 H + + 2e \u003d H 2,
ánodo (+): 4 OH - - 4e \u003d O 2 + 2 H 2 O.
En este caso, el proceso de recuperación en el cátodo ocurre de la siguiente manera:
1. Los cationes metálicos activos (hasta Al 3+ inclusive) no se reducen en el cátodo, sino que se reduce el hidrógeno.
2. Los cationes metálicos ubicados en la serie de potenciales de electrodo estándar (en la serie de voltajes) a la derecha del hidrógeno se reducen en el cátodo a metales libres durante la electrólisis.
3. Los cationes metálicos ubicados entre Al 3+ y H + se reducen en el cátodo simultáneamente con el catión hidrógeno.
Los procesos que ocurren en soluciones acuosas en el ánodo dependen de la sustancia de la que está hecho el ánodo. Hay ánodos insolubles ( inerte) y solubles ( activo). El grafito o el platino se utilizan como material de ánodos inertes. Los ánodos solubles están hechos de cobre, zinc y otros metales.
Durante la electrólisis de soluciones con un ánodo inerte, se pueden formar los siguientes productos:
1. Durante la oxidación de los iones de haluro, se liberan halógenos libres.
2. Durante la electrólisis de soluciones que contienen aniones SO 2 2– , NO 3 – , PO 4 3–, se libera oxígeno, es decir, no son estos iones los que se oxidan en el ánodo, sino las moléculas de agua.
Teniendo en cuenta las reglas anteriores, considere como ejemplo la electrólisis del agua. soluciones de NaCl, CuSO 4 y KOH con electrodos inertes.
una). En solución, el cloruro de sodio se disocia en iones.
Las reacciones químicas, sus propiedades, tipos, condiciones de flujo, etc., son una de las piedras angulares de una ciencia interesante llamada química. Intentemos averiguar qué es una reacción química y cuál es su función. Entonces, una reacción química en química se considera como la transformación de una o más sustancias en otras sustancias. Al mismo tiempo, sus núcleos no cambian (a diferencia de las reacciones nucleares), pero hay una redistribución de electrones y núcleos y, por supuesto, aparecen nuevos elementos químicos.
Reacciones químicas en la naturaleza y la vida cotidiana.
Usted y yo estamos rodeados de reacciones químicas, además, nosotros mismos las llevamos a cabo regularmente mediante diversas acciones domésticas, cuando, por ejemplo, encendemos un fósforo. Especialmente muchas reacciones químicas sin sospechar (y tal vez sospechar) que los cocineros hacen cuando preparan la comida.
Por supuesto, muchas reacciones químicas tienen lugar en condiciones naturales: la erupción de un volcán, el follaje y los árboles, pero qué puedo decir, casi cualquier proceso biológico puede atribuirse a ejemplos de reacciones químicas.
Tipos de reacciones químicas
Todas las reacciones químicas se pueden dividir en simples y complejas. Las reacciones químicas simples, a su vez, se dividen en:
- reacciones compuestas,
- reacciones de descomposición,
- reacciones de sustitución,
- reacciones de intercambio.
Reacción química del compuesto.
Según la muy acertada definición del gran químico D. I. Mendeleev, la reacción de un compuesto tiene lugar cuando “se produce una de sus dos sustancias”. Un ejemplo de una reacción química de un compuesto puede ser el calentamiento de polvos de hierro y azufre, en el que se forma sulfuro de hierro a partir de ellos: Fe + S = FeS. Otro ejemplos claros Esta reacción es la combustión de sustancias simples, como el azufre o el fósforo en el aire (tal vez, tal reacción también se puede llamar reacción química térmica).
Reacción química de descomposición
Es simple, la reacción de descomposición es lo opuesto a la reacción compuesta. Produce dos o más sustancias a partir de una sustancia. un ejemplo sencillo una reacción de descomposición química puede ser una reacción de descomposición de la tiza, durante la cual se forma cal viva a partir de la propia tiza y dióxido de carbono.
Reacción de sustitución química
La reacción de sustitución se lleva a cabo cuando una sustancia simple interactúa con una compleja. Demos un ejemplo de una reacción de sustitución química: si metemos un clavo de acero en una solución con sulfato de cobre, en el curso de este experimento químico simple obtendremos sulfato de hierro (el hierro desplazará al cobre de la sal). La ecuación para tal reacción química se vería así:
Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu
Reacción de intercambio químico
Las reacciones de intercambio tienen lugar exclusivamente entre complejos productos quimicos, durante el cual cambian sus partes. Muchas de estas reacciones tienen lugar en varias soluciones. Neutralización del ácido por la bilis buen ejemplo reacción de intercambio químico.
NaOH + HCl → NaCl + H2O
Esta es la ecuación química de esta reacción, en la que un ion de hidrógeno del compuesto de HCl se intercambia con un ion de sodio del compuesto de NaOH. La consecuencia de esta reacción química es la formación de una solución salina.
Signos de reacciones químicas.
Según los signos de aparición de reacciones químicas, se puede juzgar si ha pasado o no una reacción química entre los reactivos. Aquí hay ejemplos de signos de reacciones químicas:
- Cambio de color (plancha ligera, p. ej. durante aire húmedo cubierto con una capa marrón, como resultado de una reacción química de la interacción del hierro y).
- Precipitación (si se pasa bruscamente dióxido de carbono a través de una solución de cal, obtendremos una precipitación de un precipitado blanco insoluble de carbonato de calcio).
- Evolución de gas (si se cae en bicarbonato de sodio ácido cítrico, se obtiene la liberación de dióxido de carbono).
- La formación de sustancias débilmente disociadas (todas las reacciones dan como resultado la formación de agua).
- El brillo de la solución (un ejemplo aquí son las reacciones que ocurren con una solución de luminol, que emite luz durante las reacciones químicas).
En general, es difícil distinguir qué signos de reacciones químicas son los principales, diferentes sustancias y diferentes reacciones tienen sus propios signos.
Cómo determinar el signo de una reacción química.
Puede determinar el signo de una reacción química visualmente (con un cambio de color, brillo) o por los resultados de esta misma reacción.
La velocidad de una reacción química
La velocidad de una reacción química generalmente se entiende como el cambio en la cantidad de uno de los reactivos por unidad de tiempo. Además, la velocidad de una reacción química es siempre un valor positivo. En 1865, el químico N. N. Beketov formuló la ley de acción de masas, que establece que "la velocidad de una reacción química en un momento dado es proporcional a las concentraciones de reactivos elevados a potencias iguales a sus coeficientes estequiométricos".
Los factores en la velocidad de una reacción química incluyen:
- la naturaleza de los reactivos
- la presencia de un catalizador
- temperatura,
- presión,
- el área superficial de los reactivos.
Todos ellos tienen la influencia más directa en la velocidad de una reacción química.
Equilibrio de una reacción química.
El equilibrio químico es un estado de un sistema químico en el que ocurren varias reacciones químicas y las velocidades en cada par de reacciones directa e inversa son iguales. Por lo tanto, se destaca la constante de equilibrio de una reacción química: este es el valor que determina para una reacción química dada la relación entre las actividades termodinámicas de las sustancias iniciales y los productos en el estado. equilibrio químico. Conociendo la constante de equilibrio, puede determinar la dirección de una reacción química.
Condiciones para la ocurrencia de reacciones químicas.
Para iniciar reacciones químicas, es necesario crear las condiciones apropiadas para esto:
- poner sustancias en estrecho contacto.
- calentar sustancias a una cierta temperatura (la temperatura de la reacción química debe ser apropiada).
Efecto térmico de una reacción química.
Este es el nombre que se le da al cambio en la energía interna del sistema como resultado de la ocurrencia de una reacción química y la transformación de las sustancias iniciales (reactivos) en productos de reacción en cantidades correspondientes a la ecuación de reacción química bajo las siguientes condiciones :
- el único trabajo posible en este caso es sólo el trabajo contra la presión externa.
- las materias primas y los productos obtenidos como resultado de una reacción química tienen la misma temperatura.
Reacciones químicas, vídeo.
Y para terminar, un interesante video sobre las reacciones químicas más asombrosas.
