Sąvoka „sudėtinė reakcija“ yra priešinga sąvokai „skilimo reakcija“. Pabandykite, naudodami kontrapozicijos techniką, apibrėžti „prisijungimo reakcijos“ sąvoką. Teisingai! Turite tokią formuluotę.
Apsvarstykime tokio tipo reakcijas pasitelkdami dar vieną jums naują cheminių procesų registravimo formą - vadinamąsias perėjimų ar transformacijų grandines. Pavyzdžiui, schema
parodytas fosforo pavertimas fosforo oksidu (V) P 2 O 5, kuris savo ruožtu virsta fosforo rūgštimi H 3 PO 4.
Medžiagų transformacijos schemoje rodyklių skaičius atitinka minimalų cheminių virsmų - cheminių reakcijų skaičių. Šiame pavyzdyje tai yra du cheminiai procesai.
1 -asis procesas. Fosforo oksido (V) P 2 O 5 gavimas iš fosforo. Akivaizdu, kad tai yra fosforo ir deguonies derinimo reakcija.
Įdėkite raudoną fosforą į degantį šaukštą ir padegkite. Fosforas dega ryškia liepsna ir susidaro balti dūmai, susidedantys iš mažų fosforo (V) oksido dalelių:
4P + 5O 2 = 2P 2 O 5.
2 -asis procesas. Į kolbą įpilkite šaukštą degančio fosforo. Jis pripildytas tankių dūmų iš fosforo (V) oksido. Mes išimame šaukštą iš kolbos, įpilame vandens į kolbą ir suplakame turinį, prieš tai uždarę kolbos kaklą kamščiu. Dūmai pamažu plonėja, ištirpsta vandenyje ir galiausiai visai išnyksta. Jei į kolbą įpilkite šiek tiek lakmuso, jis tampa raudonas, o tai rodo fosforo rūgšties susidarymą:
Р 2 O 5 + ЗН 2 O = 2Н 3 РО 4.
Reakcijos, atliekamos atliekant svarstomus perėjimus, vyksta nedalyvaujant katalizatoriui; todėl jos vadinamos nekatalitinėmis. Aukščiau aptartos reakcijos vyksta tik viena kryptimi, ty yra negrįžtamos.
Paanalizuokime, kiek ir kokių medžiagų pateko į aukščiau aptartas reakcijas ir kiek bei kokių medžiagų jose susidarė. Pirmoje reakcijoje viena sudėtinga medžiaga buvo suformuota iš dviejų paprastų medžiagų, o antroji - iš dviejų sudėtingų medžiagų, kurių kiekviena susideda iš dviejų elementų, susidarė viena sudėtinga medžiaga, jau sudaryta iš trijų elementų.
Viena sudėtinga medžiaga taip pat gali susidaryti dėl sudėtingų ir paprastų medžiagų derinio reakcijos. Pavyzdžiui, gaminant sieros rūgštį iš sieros (IV) oksido, gaunamas sieros (VI) oksidas:
Ši reakcija vyksta tiek į priekį, tai yra, susidarius reakcijos produktui, tiek priešinga kryptimi, tai yra, reakcijos produktas suskyla į pradines medžiagas, todėl vietoj lygybės ženklo jie nustato grįžtamumą. ženklas.
Ši reakcija apima katalizatorių - vanadžio (V) oksidą V 2 O 5, kuris nurodytas virš grįžtamumo ženklo:
Sudėtinga medžiaga taip pat gali būti gaunama junginio reakcijos metu trys medžiagos... Pavyzdžiui, azoto rūgštis gaunama reaguojant, kurios schema:
NO 2 + H 2 O + O 2 → HNO 3.
Apsvarstykime, kaip pasirinkti šios cheminės reakcijos schemos išlyginimo koeficientus.
Nereikia lyginti azoto atomų skaičiaus: tiek kairėje, tiek dešinėje schemos dalyse po vieną azoto atomą. Išlyginkime vandenilio atomų skaičių - prieš rūgšties formulę užrašome koeficientą 2:
NO 2 + H 2 O + O 2 → 2HNO 3.
tačiau šiuo atveju bus pažeista azoto atomų skaičiaus lygybė - kairėje pusėje lieka vienas azoto atomas, o dešinėje - du. Parašykime koeficientą 2 prieš azoto oksido (IV) formulę:
2NO 2 + H 2 O + O 2 → 2HNO 3.
Suskaičiuokime deguonies atomų skaičių: kairėje reakcijos schemos pusėje yra septyni, dešinėje - šeši. Norėdami suvienodinti deguonies atomų skaičių (šeši atomai kiekvienoje lygties dalyje), atminkite, kad prieš paprastų medžiagų formules galite parašyti trupmeninį koeficientą 1/2:
2NO 2 + H 2 O + 1 / 2O 2 → 2HNO 3.
Sudarykime visus koeficientus. Norėdami tai padaryti, perrašome lygtį padvigubindami koeficientus:
4NO 2 + 2H 2 O + O 2 → 4HNO 3.
Reikėtų pažymėti, kad beveik visos sudėtinės reakcijos yra egzoterminės.
15 -asis laboratorinis eksperimentas
Vario kalcinavimas alkoholio lempos liepsnoje
- Išnagrinėkite jums suteiktą varinę vielą (plokštelę) ir apibūdinkite jos išvaizdą. Uždenkite vielą, laikydami ją tiglio žnyplėmis, 1 minutę viršutinėje spiritinės lempos liepsnos dalyje. Apibūdinkite reakcijos būklę. Apibūdinkite cheminės reakcijos požymį. Padarykite reakcijos lygtį. Kokios yra pradinės medžiagos ir reakcijos produktai?
Paaiškinkite, ar vario vielos (plokštelės) svoris pasikeitė nuo eksperimento pabaigos. Atsakymą pagrįskite žiniomis apie medžiagų masės išsaugojimo dėsnį.
Pagrindiniai žodžiai ir frazės
- Sudėtinės reakcijos yra skilimo reakcijų antonimai.
- Katalitinės (įskaitant fermentines) ir nekatalitinės reakcijos.
- Perėjimų ar transformacijų grandinės.
- Grįžtamos ir negrįžtamos reakcijos.
Darbas su kompiuteriu
- Pakalbek su elektroninė programa... Išstudijuokite pamokos medžiagą ir atlikite siūlomas užduotis.
- Raskite internete pašto adresus, kurie gali būti papildomi šaltiniai, atskleidžiantys pastraipos raktinių žodžių ir frazių turinį. Pasiūlykite padėti mokytojui paruošti naują pamoką, pranešdami apie raktinius žodžius ir frazes kitoje pastraipoje.
Klausimai ir užduotys
9.1. Kokios yra cheminės reakcijos
Prisiminkime, kad bet kokius cheminius gamtos reiškinius vadiname cheminėmis reakcijomis. Cheminės reakcijos metu kai kurie lūžta ir susidaro kiti cheminiai ryšiai. Dėl šios reakcijos iš kai kurių cheminių medžiagų gaunamos kitos medžiagos (žr. 1 skyrių).
Darant namų darbai prie § 2.5, jūs susipažinote su tradiciniu keturių pagrindinių reakcijų tipų atskyrimu nuo viso cheminių virsmų rinkinio, tuo pačiu pasiūlėte jų pavadinimus: derinio, skilimo, pakeitimo ir mainų reakcijos.
Sudėtinių reakcijų pavyzdžiai:
C + O2 = CO 2; (1)
Na 2 O + CO 2 = Na 2 CO 3; (2)
NH 3 + CO 2 + H 2 O = NH 4 HCO 3. (3)
Skilimo reakcijų pavyzdžiai:
2Ag 2 O 4Ag + O 2; (4)
CaCO 3 CaO + CO 2; (5)
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 N 2 + Cr 2 O 3 + 4H 2 O. (6)
Pakaitinių reakcijų pavyzdžiai:
CuSO 4 + Fe = FeSO 4 + Cu; (7)
2NaI + Cl 2 = 2NaCl + I 2; (aštuoni)
CaCO 3 + SiO 2 = CaSiO 3 + CO 2. (devyni)
| Keitimosi reakcijos- cheminės reakcijos, kai pirminės medžiagos, atrodo, keičiasi savo sudedamosiomis dalimis. |
Keitimosi reakcijų pavyzdžiai:
Ba (OH) 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2 H 2 O; (dešimt)
HCl + KNO 2 = KCl + HNO 2; (vienuolika)
AgNO 3 + NaCl = AgCl + NaNO 3. (12)
Tradicinė cheminių reakcijų klasifikacija neapima visos jų įvairovės - be keturių pagrindinių reakcijų tipų, yra ir daug sudėtingesnių reakcijų.
Dviejų kitų tipų cheminių reakcijų atranka grindžiama dviejų svarbiausių necheminių dalelių dalyvavimu jose: elektronu ir protonu.
Kai kurių reakcijų metu vyksta visiškas arba dalinis elektronų perkėlimas iš vieno atomo į kitą. Šiuo atveju keičiasi elementų, sudarančių pradines medžiagas, atomų oksidacijos būsenos; iš pateiktų pavyzdžių, tai yra 1, 4, 6, 7 ir 8. šios reakcijos redoksas.
Kitoje reakcijų grupėje vandenilio jonas (H +), tai yra protonas, pereina iš vienos reaguojančios dalelės į kitą. Tokios reakcijos vadinamos rūgščių-šarmų reakcijos arba protonų perdavimo reakcijos.
Tarp pateiktų pavyzdžių tokios reakcijos yra 3, 10 ir 11. Pagal analogiją šioms reakcijoms kartais vadinamos redokso reakcijos. elektronų perdavimo reakcijos... Jūs susipažinsite su IDR 2 skirsnyje ir su IDR kituose skyriuose.
JUNGINIŲ REAKCIJOS, SKYRIMO REAKCIJOS, PAKEITIMO REAKCIJOS, MAINŲ REAKCIJOS, MAŽINIMO-SUMAŽINIMO REAKCIJOS, PAGRINDINĖS RŪGSTYS.
Sudarykite reakcijos lygtis pagal šias schemas:
a) HgO Hg + O 2 ( t); b) Li 2 O + SO 2 Li 2 SO 3; c) Cu (OH) 2 CuO + H 2O ( t);
d) Al + I 2 AlI 3; e) CuCl2 + Fe FeCl2 + Cu; f) 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 (SO 4) 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.
Nurodykite tradicinį reakcijos tipą. Atkreipkite dėmesį į redokso ir rūgščių-šarmų reakcijas. Redokso reakcijose nurodykite atomus, kurių elementai keičia savo oksidacijos būsenas.
9.2. Redokso reakcijos
Apsvarstykite redokso reakciją, vykstančią aukštakrosnėse, kai pramoninė geležies (tiksliau - ketaus) gamyba iš geležies rūdos:
Fe 2 O 3 + 3CO = 2 Fe + 3CO 2.
Nustatykime atomų, kurie sudaro ir pradines medžiagas, ir reakcijos produktus, oksidacijos būsenas
| Fe 2 O 3 | + | = | 2Fe | + |
Kaip matote, dėl reakcijos padidėjo anglies atomų oksidacijos būsena, sumažėjo geležies atomų oksidacijos būsena, o deguonies atomų oksidacijos būsena išliko nepakitusi. Todėl šios reakcijos anglies atomai buvo oksiduojami, tai yra, jie prarado elektronus ( oksiduotas) ir geležies atomai - redukcija, tai yra, jie pridėjo elektronų ( atsigavo) (žr. 7.16 punktą). RVR apibūdinti naudojamos sąvokos oksiduojanti medžiaga ir reduktorius.
Taigi, mūsų reakcijoje oksiduojantys atomai yra geležies atomai, o redukuojantys - anglies atomai.
Mūsų reakcijoje oksidatorius yra geležies (III) oksidas, o reduktorius - anglies (II) oksidas.
Tais atvejais, kai oksiduojantys ir redukuojantys atomai yra tos pačios medžiagos dalis (pavyzdys: 6 reakcija iš ankstesnės pastraipos), terminai „oksidatorius“ ir „reduktorius“ nenaudojami.
Taigi tipiškos oksiduojančios medžiagos yra medžiagos, kuriose yra atomų, kurie linkę (visiškai arba iš dalies) prijungti elektronus, sumažindami jų oksidacijos būseną. Iš paprastų medžiagų tai daugiausia halogenai ir deguonis, mažesniu mastu siera ir azotas. Iš sudėtingų medžiagų - medžiagos, kuriose yra aukštesnės oksidacijos būsenos atomų, kurios nėra linkusios susidaryti paprastų jonų šiose oksidacijos būsenose: HNO 3 (N + V), KMnO 4 (Mn + VII), CrO 3 (Cr + VI), KClO 3 (Cl + V), KClO 4 (Cl + VII) ir kt.
Tipiškos redukuojančios medžiagos yra medžiagos, kuriose yra atomų, kurie linkę visiškai arba iš dalies atsisakyti elektronų, padidindami jų oksidacijos būseną. Iš paprastų medžiagų tai yra vandenilis, šarminiai ir šarminių žemių metalai ir aliuminis. Iš sudėtingų medžiagų - H 2 S ir sulfidų (S – II), SO 2 ir sulfitų (S + IV), jodidų (I - I), CO (C + II), NH 3 (N –III) ir kt.
Apskritai, beveik visos sudėtingos ir daug paprastų medžiagų gali turėti ir oksiduojančių, ir redukuojančių savybių. Pavyzdžiui:
SO 2 + Cl 2 = S + Cl 2 O 2 (SO 2 yra stiprus reduktorius);
SO 2 + C = S + CO 2 (t) (SO 2 yra silpnas oksidatorius);
C + O 2 = CO 2 (t) (C yra reduktorius);
C + 2Ca = Ca 2 C (t) (C yra oksidatorius).
Grįžkime prie reakcijos, kurią analizavome šio skyriaus pradžioje.
| Fe 2 O 3 | + | = | 2Fe | + |
Atkreipkite dėmesį, kad dėl reakcijos oksiduojantys atomai (Fe + III) virto redukuojančiais atomais (Fe 0), o redukuojantys atomai (C + II) - oksiduojančiais atomais (C + IV). Bet CO 2 bet kokiomis sąlygomis yra labai silpnas oksidatorius, o geležis, nors ir yra reduktorius, tokiomis sąlygomis yra daug silpnesnė nei CO. Todėl reakcijos produktai nereaguoja tarpusavyje, o atvirkštinė reakcija nevyksta. Pateiktas pavyzdys iliustruoja bendrą principą, kuris nustato ORR srauto kryptį:
Redokso reakcijos vyksta silpnesnio oksidatoriaus ir silpnesnio reduktoriaus susidarymo kryptimi.
Medžiagų redokso savybes galima palyginti tik tomis pačiomis sąlygomis. Kai kuriais atvejais šį palyginimą galima atlikti kiekybiškai.
Pabaigę namų darbus pirmoje šio skyriaus pastraipoje įsitikinote, kad kai kuriose reakcijos lygtyse (ypač OVR) gana sunku rasti koeficientus. Siekiant supaprastinti šią užduotį redokso reakcijų atveju, naudojami šie du metodai:
a) elektroninis balanso metodas ir
b) elektronų jonų balanso metodas.
Elektroninio balanso metodą išmoksite dabar, o elektroninio jonų balanso metodas dažniausiai mokomas aukštosiose mokyklose.
Abu šie metodai yra pagrįsti tuo, kad elektronai cheminėse reakcijose niekur nedingsta ir neatsiranda iš niekur, tai yra, atomų gaunamų elektronų skaičius yra lygus kitų atomų dovanotų elektronų skaičiui.
Elektroninio balanso metodu paaukotų ir gautų elektronų skaičių lemia atomų oksidacijos būsenos pokytis. Taikant šį metodą, būtina žinoti ir pradinių medžiagų, ir reakcijos produktų sudėtį.
Panagrinėkime elektroninio balanso metodo taikymą, naudodami pavyzdžius.
1 pavyzdys. Sudarykime geležies reakcijos su chloru lygtį. Yra žinoma, kad šios reakcijos produktas yra geležies (III) chloridas. Parašykime reakcijos schemą:
Fe + Cl 2 FeCl 3.
Nustatykime visų elementų, sudarančių medžiagas, dalyvaujančias reakcijoje, atomų oksidacijos būsenas:
Geležies atomai dovanoja elektronus, o chloro molekulės juos gauna. Išreikškime šiuos procesus elektronines lygtis:
Fe - 3 e- = Fe + III,
Cl 2 + 2 e -= 2Cl –I.
Kad dovanotų elektronų skaičius būtų lygus gautų elektronų skaičiui, pirmoji elektroninė lygtis turi būti padauginta iš dviejų, o antroji iš trijų:
| Fe - 3 e- = Fe + III, Cl 2 + 2 e- = 2Cl –I |
2Fe - 6 e- = 2 Fe + III, 3Cl 2 + 6 e- = 6Cl –I. |
Įvedę 2 ir 3 koeficientus į reakcijos schemą, gauname reakcijos lygtį:
2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3.
2 pavyzdys. Sudarykime reakcijos lygtį balto fosforo deginimui chloro pertekliuje. Yra žinoma, kad fosforo (V) chloridas susidaro tokiomis sąlygomis:
| + V –I | ||||
| P 4 | + | Cl 2 | PCl 5. |
Baltosios fosforo molekulės dovanoja elektronus (yra oksiduojamos), o chloro molekulės jas gauna (sumažėja):
| P 4–20 e- = 4P + V Cl 2 + 2 e- = 2Cl –I |
1 10 |
2 20 |
P 4–20 e- = 4P + V Cl 2 + 2 e- = 2Cl –I |
P 4–20 e- = 4P + V 10Cl 2 + 20 e- = 20Cl –I |
Iš pradžių gauti veiksniai (2 ir 20) turėjo bendras daliklis, pagal kuriuos (kaip būsimi koeficientai reakcijos lygtyje) ir buvo padalyti. Reakcijos lygtis:
P 4 + 10Cl 2 = 4PCl 5.
3 pavyzdys. Sudarykime reakcijos, kuri vyksta deginant geležies (II) sulfidą, lygtį.
Reakcijos schema:
| + III –II | + IV –II | |||||
| + | O 2 | + |
Šiuo atveju oksiduojami ir geležies (II), ir sieros (- II) atomai. Šių elementų atomai yra įtraukti į geležies (II) sulfido sudėtį santykiu 1: 1 (žr. Paprasčiausios formulės indeksus).
Elektroninis balansas:
| 4 | Fe + II - e- = Fe + III S –II - 6 e- = S + IV |
Iš viso duokite 7 e – |
| 7 | O 2 + 4e - = 2O –II |
Reakcijos lygtis: 4FeS + 7O 2 = 2Fe 2 O 3 + 4SO 2.
4 pavyzdys. Sudarykime reakcijos, vykstančios deginant geležį (II) disulfidą (piritą), lygtį.
Reakcijos schema:
| + III –II | + IV –II | |||||
| + | O 2 | + |
Kaip ir ankstesniame pavyzdyje, čia taip pat yra oksiduojami geležies (II) ir sieros atomai, tačiau esant oksidacijos būsenai I. Šių elementų atomai yra pirito sudėtyje santykiu 1: 2 (žr. indeksai paprasčiausioje formulėje). Šiuo atžvilgiu geležies ir sieros atomai reaguoja, į tai atsižvelgiama rengiant elektroninį balansą:
| Fe + III - e- = Fe + III 2S –I – 10 e- = 2S + IV |
Iš viso duokite 11 e – | |
| O 2 + 4 e- = 2O –II |
Reakcijos lygtis: 4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2.
Taip pat yra sudėtingesnių OVR atvejų, su kai kuriais iš jų susipažinsite atlikdami namų darbus.
ATOMOXIDIZATORIUS, ATOMAS REDUKTORIUS, MEDŽIAGAS OXIDIZATORIUS, MEDŽIAGAS SUMAŽINANTIS, ELEKTRONINIO BALANSO METODAS, ELEKTRONINĖS LYGINĖS.
1. Sudarykite elektroninį balansą kiekvienai ORP lygčiai, pateiktai šio skyriaus 1 straipsnio tekste.
2. Sudarykite OVR lygtis, kurias radote priskirdami šio skyriaus 1 daliai. Šį kartą šansams nustatyti naudokite elektroninio balanso metodą. 3. Naudodami elektroninio balanso metodą, sudarykite reakcijos lygtis, atitinkančias šias schemas: a) Na + I 2 NaI;
b) Na + O 2 Na 2 O 2;
c) Na 2 O 2 + Na Na 2 O;
d) Al + Br2 AlBr 3;
e) Fe + O 2 Fe 3 O 4 ( t);
f) 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) Mn 2 O 7 + NH 3 MnO 2 + N 2 + H 2 O;
m) MnO 2 + H 2 Mn + H 2 O ( 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);
m) CuS + O 2 Cu 2 O + SO 2 ( t);
y) Pb 3 O 4 + H 2 Pb + H 2 O ( t).
9.3. Egzoterminės reakcijos. Entalpija
Kodėl vyksta cheminės reakcijos?
Norėdami atsakyti į šį klausimą, prisiminkime, kodėl atskiri atomai susijungia į molekules, kodėl iš izoliuotų jonų susidaro joninis kristalas, kodėl susidarius atomo elektronų apvalkalui veikia mažiausios energijos principas. Atsakymas į visus šiuos klausimus yra tas pats: nes tai naudinga energijai. Tai reiškia, kad tokių procesų metu išsiskiria energija. Atrodytų, kad cheminės reakcijos turėtų vykti dėl tos pačios priežasties. Iš tiesų galima atlikti daugybę reakcijų, kurių metu išsiskiria energija. Paprastai energija išsiskiria šilumos pavidalu.
Jei egzoterminės reakcijos metu šiluma nespėja pašalinti, reakcijos sistema įkaista.
Pavyzdžiui, degant metano reakcijai
CH 4 (g) + 2O 2 (g) = CO 2 (g) + 2H 2 O (g)
išsiskiria tiek šilumos, kad metanas naudojamas kaip kuras.
Tai, kad šioje reakcijoje išsiskiria šiluma, gali atsispindėti reakcijos lygtyje:
CH 4 (g) + 2O 2 (g) = CO 2 (g) + 2H 2 O (g) + Q.
Tai vadinamasis termocheminė lygtis... Čia yra simbolis „+“ Q"reiškia, kad deginant metaną išsiskiria šiluma. Ši šiluma vadinama reakcijos šiluminis poveikis.
Iš kur atsiranda išskiriama šiluma?
Jūs žinote, kad cheminės reakcijos nutrūksta ir sudaro cheminius ryšius. V Ši byla ryšiai nutrūksta tarp anglies ir vandenilio atomų CH 4 molekulėse, taip pat tarp deguonies atomų O 2 molekulėse. Šiuo atveju susidaro naujos jungtys: tarp anglies ir deguonies atomų CO2 molekulėse ir tarp deguonies ir vandenilio atomų H2O molekulėse. Norėdami nutraukti ryšius, turite išleisti energiją (žr. energija "), o susidarymo jungčių metu energija išsiskiria. Akivaizdu, kad jei „naujosios“ jungtys yra stipresnės už „senąsias“, tada bus išleista daugiau energijos nei absorbuojama. Skirtumas tarp išleistos ir sugertos energijos yra šiluminis reakcijos poveikis.
Šiluminis efektas (šilumos kiekis) matuojamas kilodžauliais, pavyzdžiui:
2H2 (g) + O2 (g) = 2H2O (g) + 484 kJ.
Toks rekordas reiškia, kad 484 kilodžauliai šilumos išsiskiria, jei du moliai vandenilio reaguoja su vienu moliu deguonies ir susidaro du moliai dujinio vandens (vandens garai).
Taigi, termocheminėse lygtyse koeficientai yra skaitmeniškai lygūs reagentų ir reakcijos produktų medžiagos kiekiams.
Kas lemia kiekvienos konkrečios reakcijos šiluminį poveikį?
Reakcijos šiluminis poveikis priklauso
a) iš pradinių medžiagų ir reakcijos produktų agregatinės būsenos,
b) dėl temperatūros ir
c) ar cheminė transformacija vyksta esant pastoviam tūriui ar esant pastoviam slėgiui.
Priklausomybė terminis efektas medžiagų agregacijos būsenos reakcijos yra susijusios su tuo, kad perėjimo iš vienos agregacijos būsenos į kitą (kaip ir kai kurių kitų fizinių procesų) procesus lydi šilumos išsiskyrimas arba sugėrimas. Tai taip pat galima išreikšti termochemine lygtimi. Pavyzdys - termo cheminė lygtis vandens garų kondensacija:
H 2 O (g) = H 2 O (g) + Q.
Termocheminėse lygtyse ir, jei reikia, įprastose cheminėse lygtyse, bendros medžiagų būsenos nurodomos raidžių indeksais:
g) dujos,
g) - skystas,
(t) arba (cr) - kieta arba kristalinė medžiaga.
Šiluminio poveikio priklausomybė nuo temperatūros yra susijusi su šilumos pajėgumų skirtumais
pradinės medžiagos ir reakcijos produktai.
Kadangi sistemos tūris visada padidėja dėl egzoterminės reakcijos esant pastoviam slėgiui, dalis energijos išleidžiama darbui, kad padidėtų tūris, ir išsiskirianti šiluma bus mažesnė nei tos pačios reakcijos atveju esant pastoviam slėgiui tūrio.
Reakcijų šilumos poveikis paprastai apskaičiuojamas reakcijoms, vykstančioms pastoviu tūriu esant 25 ° C temperatūrai, ir žymimas simboliu Q o.
Jei energija išsiskiria tik šilumos pavidalu ir cheminė reakcija vyksta pastoviu tūriu, tada reakcijos šilumos efektas ( Q V) yra lygus pokyčiui vidinė energija(D U) medžiagos, dalyvaujančios reakcijoje, tačiau turinčios priešingą ženklą:
Q V = - U.
Kūno vidinė energija suprantama kaip bendra tarpmolekulinių sąveikų energija, cheminiai ryšiai, visų elektronų jonizacijos energija, branduolių branduolių jungčių energija ir visos kitos žinomos ir nežinomos energijos rūšys, kurias „saugo“ šis kūnas. Ženklas „-“ atsirado dėl to, kad išsiskyrus šilumai vidinė energija mažėja. Tai yra
U= – Q V .
Jei reakcija vyksta esant pastoviam slėgiui, sistemos tūris gali pasikeisti. Dalis vidinės energijos taip pat eina į darbą, kad padidėtų garsumas. Tokiu atveju
U = -(Q P + A) = –(Q P + PV),
kur Q p- reakcijos, vykstančios esant pastoviam slėgiui, šiluminis poveikis. Iš čia
Q P = - AUKŠTYNV .
Kiekis, lygus U + PV gavo pavadinimą entalpijos pokytis ir žymimas D. H.
H =U + PV.
Vadinasi
Q P = - H.
Taigi, išsiskiriant šilumai, sistemos entalpija mažėja. Taigi senas šio kiekio pavadinimas: „šilumos kiekis“.
Priešingai nei šiluminis efektas, entalpijos pokytis apibūdina reakciją, nepriklausomai nuo to, ar ji vyksta esant pastoviam tūriui, ar pastoviam slėgiui. Vadinamos termocheminės lygtys, parašytos naudojant entalpijos pokyčius termocheminės lygtys termodinaminėje formoje... Šiuo atveju pateikiama entalpijos pokyčio vertė standartinėmis sąlygomis (25 ° C, 101,3 kPa), žymima H apie... Pavyzdžiui:
2H 2 (g) + O 2 (g) = 2H 2 O (g) H apie= - 484 kJ;
CaO (cr) + H 2 O (l) = Ca (OH) 2 (cr) H apie= - 65 kJ.
Reakcijoje išsiskiriančio šilumos kiekio priklausomybė ( Q) nuo reakcijos šiluminio poveikio ( Q o) ir medžiagos kiekis ( n B) vienas iš reakcijos dalyvių (medžiaga B - pradinė medžiaga arba reakcijos produktas) išreiškiama lygtimi:
Čia B yra medžiagos B kiekis, pateiktas pagal koeficientą prieš medžiagos B formulę termocheminėje lygtyje.
Užduotis
Nustatykite deguonies sudegintos vandenilio medžiagos kiekį, jei išsiskyrė 1694 kJ šilumos.
Sprendimas
2H2 (g) + O2 (g) = 2H2O (g) + 484 kJ. |
|
|
Q = 1694 kJ, 6. Kristalinio aliuminio ir dujinio chloro sąveikos reakcijos šiluminis efektas yra 1408 kJ. Užrašykite šios reakcijos termocheminę lygtį ir nustatykite aliuminio masę, reikalingą 2816 kJ šilumai gauti naudojant šią reakciją. 9.4. Endoterminės reakcijos. Entropija Be egzoterminių reakcijų, galimos reakcijos, kurių metu sugeriama šiluma, o jei ji nėra tiekiama, reakcijos sistema atšaldoma. Tokios reakcijos vadinamos endoterminis. Tokių reakcijų šiluminis poveikis yra neigiamas. Pavyzdžiui: Taigi energija, išsiskirianti formuojant ryšius šių ir panašių reakcijų produktuose, yra mažesnė už energiją, reikalingą pradinėms medžiagoms suskaidyti.
Paimkite dvi kolbas ir vieną iš jų užpildykite azotu (bespalvėmis dujomis), o kitą - azoto dioksidu (rudos dujos), kad slėgis ir temperatūra kolbose būtų vienodi. Yra žinoma, kad šios medžiagos tarpusavyje nereaguoja į cheminę reakciją. Tvirtai sujungsime kolbas su kaklais ir pastatysime vertikaliai, kad kolba su sunkesniu azoto dioksidu būtų apačioje (9.1 pav.). Po kurio laiko pamatysime, kad rudas azoto dioksidas pamažu plinta į viršutinę kolbą, o bespalvis azotas - į apatinę. Dėl to dujos susimaišo ir kolbų turinio spalva tampa tokia pati. Taigi,
Sujungimo lygtys tarp entropijos ( S) ir kiti kiekiai mokomi fizikos ir fizinės chemijos kursuose. Entropijos matavimo vienetas [ S] = 1 J / K. G = H - T. S Savaiminės reakcijos sąlygos: G< 0. At žemos temperatūros Reakcijos galimybę lemiantis veiksnys yra energijos koeficientas, o esant dideliam - entropija. Visų pirma iš aukščiau pateiktos lygties matyti, kodėl kambario temperatūroje neįvykusios skilimo reakcijos (padidėja entropija) pradeda kilti aukštesnėje temperatūroje. ENDOTERMINĖ REAKCIJA, ĮVADAS, ENERGIJOS VEIKSNIS, ENTROPINIS VEIKSNIS, GIBBS ENERGIJA. 2CuO (cr) + C (grafitas) = 2Cu (cr) + CO 2 (g) yra –46 kJ. Užsirašykite termocheminę lygtį ir apskaičiuokite, kiek energijos reikia išleisti, kad tokia reakcija gautų 1 kg vario. CaCO 3 (cr) = CaO (cr) + CO 2 (g) - 179 kJ susidarė 24,6 litro anglies dioksido. Nustatykite, kiek šilumos buvo iššvaistyta. Kiek gramų kalcio oksido susidarė? |
Cheminių reakcijų klasifikavimas neorganinėje ir organinėje chemijoje atliekamas remiantis įvairiomis klasifikavimo charakteristikomis, apie kurias informacija pateikta žemiau esančioje lentelėje.
Keičiant elementų oksidacijos būseną
Pirmasis klasifikavimo ženklas grindžiamas elementų, sudarančių reagentus ir produktus, oksidacijos būsenos pasikeitimu.
a) redoksas
b) nekeičiant oksidacijos būsenos
Redoksas vadinamos reakcijomis, kurias lydi oksidacijos būsenų pasikeitimas cheminiai elementaiįtrauktas į reagentus. Norėdami redoksuoti neorganinė chemija apima visas pakaitines reakcijas ir tas skilimo reakcijas bei junginius, kuriuose dalyvauja bent viena paprasta medžiaga. Visos mainų reakcijos priklauso reakcijoms, vykstančioms nekeičiant elementų, sudarančių reagentus ir reakcijos produktus, oksidacijos būsenos.
Pagal reagentų ir produktų skaičių ir sudėtį
Cheminės reakcijos klasifikuojamos pagal proceso pobūdį, tai yra pagal reagentų ir produktų skaičių ir sudėtį.
Sudėtinės reakcijos vadinamos cheminėmis reakcijomis, dėl kurių sudėtingos molekulės gaunamos iš kelių paprastesnių, pavyzdžiui:
4Li + O 2 = 2Li 2 O
Skilimo reakcijos vadinamos cheminės reakcijos, dėl kurių iš sudėtingesnių gaunamos paprastos molekulės, pavyzdžiui:
CaCO 3 = CaO + CO 2
Skilimo reakcijos gali būti vertinamos kaip junginio atvirkštinės.
Pakeitimo reakcijos vadinamos cheminės reakcijos, dėl kurių medžiagos molekulės atomas ar atomų grupė pakeičiami kitu atomu ar atomų grupe, pavyzdžiui:
Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2
Jų skiriamasis bruožas- paprastos medžiagos ir sudėtingos medžiagos sąveika. Tokios reakcijos egzistuoja ir organinėje chemijoje.
Tačiau „pakeitimo“ sąvoka organinėse medžiagose yra platesnė nei neorganinėje chemijoje. Jei pradinės medžiagos molekulėje bet kuris atomas ar funkcinė grupė yra pakeisti kitu atomu ar grupe, tai taip pat yra pakaitinės reakcijos, nors neorganinės chemijos požiūriu šis procesas atrodo kaip mainų reakcija.
- mainai (įskaitant neutralizavimą).
Keitimosi reakcijos vadinamos cheminėmis reakcijomis, kurios vyksta nekeičiant elementų oksidacijos būsenų ir dėl kurių keičiasi reagentų sudedamosios dalys, pavyzdžiui:
AgNO 3 + KBr = AgBr + KNO 3
Jei įmanoma, tekėkite priešinga kryptimi
Jei įmanoma, tekėkite priešinga kryptimi - grįžtama ir negrįžtama.
Grįžtamas vadinamos cheminėmis reakcijomis, vykstančiomis tam tikroje temperatūroje dviem priešingomis kryptimis tuo pačiu metu, kai jų greitis yra panašus. Rašant tokių reakcijų lygtis, lygybės ženklas pakeičiamas priešingai nukreiptomis rodyklėmis. Paprasčiausias pavyzdys grįžtamoji reakcija yra amoniako sintezė azoto ir vandenilio sąveika:
N 2 + 3H 2 ↔2NH 3
Negrįžtamas vadinamos reakcijomis, kurios vyksta tik į priekį, todėl susidaro produktai, kurie tarpusavyje nesąveikauja. Negrįžtamos apima chemines reakcijas, dėl kurių susidaro mažai disocijuoti junginiai didelis skaičius energijos, taip pat tų, kuriose galutiniai produktai iš reakcijos sferos išeina dujinės arba nuosėdų pavidalu, pavyzdžiui:
HCl + NaOH = NaCl + H2O
2Ca + O 2 = 2CaO
BaBr 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2NaBr
Šiluminis efektas
Egzoterminis vadinamos cheminėmis reakcijomis, kai išsiskiria šiluma. Simbolis entalpijos (šilumos kiekio) ΔH pokyčiai ir reakcijos šilumos poveikis Q. Egzoterminėms reakcijoms Q> 0 ir ΔH< 0.
Endoterminis vadinamos cheminėmis reakcijomis, kurios vyksta absorbuojant šilumą. Dėl endoterminių reakcijų Q< 0, а ΔH > 0.
Sudėtinės reakcijos paprastai bus egzoterminės, o skilimo reakcijos - endoterminės. Reta išimtis yra azoto reakcija su deguonimi - endoterminė:
N2 + О2 → 2NO - Q
Fazė
Vienarūšis vadinamos reakcijomis, vykstančiomis vienalytėje terpėje (vienalytės medžiagos, vienoje fazėje, pavyzdžiui, r-g, reakcijos tirpaluose).
Nevienalytis vadinamos reakcijomis, vykstančiomis nevienalytėje terpėje, ant skirtingų fazių reaktantų, pvz., kietų ir dujinių, skystų ir dujinių, sąlyčio paviršiaus dviejuose nesimaišančiuose skysčiuose.
Naudojant katalizatorių
Katalizatorius yra medžiaga, kuri pagreitina cheminę reakciją.
Katalitinės reakcijos tęskite tik esant katalizatoriui (įskaitant fermentinį).
Nekatalitinės reakcijos eiti nesant katalizatoriaus.
Pagal atjungimo tipą
Homolitinės ir heterolitinės reakcijos skiriamos pagal cheminės jungties nutrūkimo pagrindinėje molekulėje tipą.
Homolitinis vadinamos reakcijomis, kurių metu nutrūkus ryšiams susidaro dalelės, turinčios nesuporuotą elektroną - laisvieji radikalai.
Heterolitinis vadinamas reakcijomis, vykstančiomis susidarius joninėms dalelėms - katijonams ir anijonams.
- homolitinis (vienodas tarpas, kiekvienas atomas gauna 1 elektroną)
- heterolizinis (nelygus tarpas - gaunama pora elektronų)
Radikaliai(grandininės) cheminės reakcijos, susijusios su radikalais, vadinamos, pavyzdžiui:
CH 4 + Cl 2 hv → CH 3 Cl + HCl
Joninis cheminės reakcijos, kuriose dalyvauja jonai, vadinamos, pavyzdžiui:
KCl + AgNO 3 = KNO 3 + AgCl ↓
Hetrolitinės reakcijos vadinamos elektrofilinėmis. organiniai junginiai su elektrofilais - dalelėmis, turinčiomis visą arba dalinį teigiamą krūvį. Jie skirstomi į elektrofilines pakaitines ir elektrofilines pridėjimo reakcijas, pavyzdžiui:
C 6 H 6 + Cl 2 FeCl3 → C 6 H 5 Cl + HCl
H 2 C = CH 2 + Br 2 → BrCH 2 – CH 2 Br
Nukleofilinės yra organinių junginių heterolizinės reakcijos su nukleofilais - dalelėmis, turinčiomis visą ar trupmeną neigiamas krūvis... Jie skirstomi į nukleofilines pakaitines ir nukleofilines pridėjimo reakcijas, pavyzdžiui:
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
Organinių reakcijų klasifikacija
klasifikacija organinės reakcijos pateikta lentelėje:
7.1. Pagrindinės cheminių reakcijų rūšys
Medžiagų virsmai kartu su jų sudėties ir savybių pasikeitimu vadinami cheminėmis reakcijomis arba cheminė sąveika... Cheminių reakcijų metu atominių branduolių sudėtis nesikeičia.
Reiškiniai, kurių forma pasikeičia arba fizinė būsena medžiagos ar atomų branduolių sudėtis keičiasi, vadinami fiziniais. Fizinių reiškinių pavyzdys yra metalų terminis apdorojimas, kai keičiasi jų forma (kalimas), lydosi metalas, sublimacija jodo, vanduo virsta ledu ar garais ir kt. kaip branduolinės reakcijos, dėl to iš kai kurių elementų atomų susidaro kitų elementų atomai.
Cheminius reiškinius gali lydėti fizinės transformacijos. Pavyzdžiui, dėl cheminių reakcijų galvaniniame elemente susidaro elektros srovė.
Cheminės reakcijos klasifikuojamos pagal įvairius kriterijus.
1. Pagal šilumos efekto ženklą visos reakcijos skirstomos į endoterminis(teka su šilumos absorbcija) ir egzoterminis(tekantis išsiskiriant šilumai) (žr. 6.1 punktą).
2. Pagal pradinių medžiagų ir reakcijos produktų agregacijos būseną jie skirstomi į:
vienalytės reakcijos, kuriame visos medžiagos yra toje pačioje fazėje:
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) = COCl 2 (g),
SiO 2 (k) + 2 Mg (k) = Si (k) + 2 MgO (k).
nevienalytės reakcijos, medžiagos, kurios yra skirtingose fazėse:
CaO (k) + CO 2 (g) = CaCO 3 (k),
CuSO 4 (tirpalas) + 2 NaOH (tirpalas) = Cu (OH) 2 (k) + Na 2 SO 4 (tirpalas),
Na 2 SO 3 (tirpalas) + 2HCl (tirpalas) = 2 NaCl (tirpalas) + SO 2 (g) + H 2 O (g).
3. Pagal gebėjimą tekėti tik į priekį, taip pat į priekį ir atgal, jie išsiskiria negrįžtamas ir grįžtamasis cheminės reakcijos (žr. § 6.5).
4. Pagal katalizatorių buvimą ar nebuvimą išskiriami katalizinis ir ne katalizinis reakcijos (žr. § 6.5).
5. Pagal atsiradimo mechanizmą cheminės reakcijos skirstomos į joninis, radikalus ir kiti (cheminių reakcijų, apimančių organinius junginius, mechanizmas nagrinėjamas organinės chemijos eigoje).
6. Atsižvelgiant į reagentus sudarančių atomų oksidacijos būsenas, vyksta reakcijos nekeičiant oksidacijos būsenos atomai ir pasikeitus atomų oksidacijos būklei ( redokso reakcijos) (žr. § 7.2).
7. Pagal pradinių medžiagų ir reakcijos produktų sudėties pasikeitimą išskiriamos reakcijos junginys, skilimas, pakeitimas ir mainai... Šios reakcijos gali vykti keičiant elementų oksidacijos būsenas arba ne, lentelė . 7.1.
7.1 lentelė
Cheminių reakcijų tipai
Reakcijų, vykstančių nekeičiant elementų oksidacijos būsenos, pavyzdžiai |
Redokso reakcijų pavyzdžiai |
||
Sujungimai (viena nauja medžiaga susidaro iš dviejų ar daugiau medžiagų) |
HCl + NH3 = NH4CI; SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 |
H2 + Cl2 = 2HCl; 2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3 |
|
Skilimas (iš vienos medžiagos susidaro kelios naujos medžiagos) |
A = B + C + D |
MgCO 3 MgO + CO 2; H 2 SiO 3 SiO 2 + H 2 O |
2AgNO 3 2Ag + 2NO 2 + O 2 |
Pakeitimai (kai medžiagos sąveikauja, vienos medžiagos atomai pakeičia kitos molekulės molekulės atomus) |
A + BC = AB + C |
CaCO 3 + SiO 2 CaSiO 3 + CO 2 |
Pb (NO 3) 2 + Zn = Mg + 2HCl = MgCl 2 + H 2 |
|
(dvi medžiagos keičia savo sudedamąsias dalis ir sudaro dvi naujas medžiagas) |
AB + CD = AD + CB |
AlCl 3 + 3NaOH = Ca (OH) 2 + 2HCl = CaCl 2 + 2H 2O |
7.2. Redokso reakcijos
Kaip minėta aukščiau, visos cheminės reakcijos skirstomos į dvi grupes:
Cheminės reakcijos, atsirandančios keičiantis reaktantus sudarančių atomų oksidacijos būsenai, vadinamos redoksu.
Oksidacija Ar atomų, molekulių ar jonų elektronų atsisakymo procesas:
Na o - 1e = Na +;
Fe 2+ - e = Fe 3+;
H20 - 2e = 2H +;
2 Br - - 2e = Br 2 o.
Atsigavimas Ar elektronų prijungimo prie atomo, molekulės ar jonų procesas:
S o + 2e = S 2–;
Cr 3++ e = Cr 2+;
Cl 2 + 2e = 2Cl -;
Mn 7++ 5e = Mn 2+.
Atomai, molekulės ar jonai, priimantys elektronus, vadinami oksidatoriai. Restauratoriai yra atomai, molekulės ar jonai, dovanojantys elektronus.
Priimant elektronus, reakcijos metu oksidatorius redukuojamas, o reduktorius oksiduojamas. Oksidaciją visada lydi redukcija ir atvirkščiai. Taigi, redukuojančio agento padovanotų elektronų skaičius visada yra lygus oksiduojančio agento paaukotų elektronų skaičiui.
7.2.1. Oksidacijos būsena
Oksidacijos būsena yra sąlyginis (formalus) atomo krūvis junginyje, apskaičiuojamas darant prielaidą, kad jis susideda tik iš jonų. Įprasta oksidacijos būseną žymėti arabišku skaitmeniu elemento simbolio viršuje su „+“ arba „-“ ženklu. Pavyzdžiui, Al 3+, S 2–.
Norėdami rasti oksidacijos būsenas, atlikite toliau nurodytus veiksmus laikydamiesi taisyklių:
paprastų medžiagų atomų oksidacijos būsena lygi nuliui;
molekulių atomų oksidacijos būsenų algebrinė suma lygi nuliui, kompleksiniame jonuose - jono krūvis;
šarminių metalų atomų oksidacijos būsena visada yra +1;
vandenilio atomas junginiuose su nemetalais (CH 4, NH 3 ir kt.) turi +1 oksidacijos būseną, o su aktyviais metalais jo oksidacijos būsena yra –1 (NaH, CaH 2 ir kt.);
fluoro atomas junginiuose visada turi –1 oksidacijos būseną;
deguonies atomo junginiuose oksidacijos būsena paprastai yra –2, išskyrus peroksidus (H 2 O 2, Na 2 O 2), kuriuose deguonies oksidacijos būsena yra –1, ir kai kurių kitų medžiagų (superoksidų, ozonidų, deguonies) fluoridai).
Didžiausia teigiama elementų oksidacijos būsena grupėje paprastai yra lygi grupės skaičiui. Išimtys yra fluoras, deguonis, nes jų aukščiausia oksidacijos būsena yra mažesnė už grupės, kurioje jie yra, skaičių. Vario pogrupio elementai sudaro junginius, kuriuose jų oksidacijos būsena viršija grupės skaičių (CuO, AgF 5, AuCl 3).
Didžiausią neigiamą elementų oksidacijos būseną, esančią pagrindiniuose periodinės lentelės pogrupiuose, galima nustatyti atimant grupės numerį iš aštuonių. Anglies atveju tai yra 8 - 4 = 4, fosforo - 8 - 5 = 3.
Pagrindiniuose pogrupiuose, judant iš elementų iš viršaus į apačią, mažėja aukščiausios teigiamos oksidacijos būsenos stabilumas, šoniniuose pogrupiuose, atvirkščiai, aukštesnių oksidacijos būsenų stabilumas didėja iš viršaus į apačią.
Oksidacijos būsenos koncepcijos įprastumą galima įrodyti kai kurių neorganinių ir organinių junginių pavyzdžiu. Visų pirma, fosfininėse (hipofosforo) H 3 PO 2, fosfoninėse (fosforo) H 3 PO 3 ir fosforinėse H 3 PO 4 rūgštyse fosforo oksidacijos būsenos yra atitinkamai +1, +3 ir +5, o visi šie junginiai fosforas yra penkiavalentis. Anglies metane CH 4, metanolio CH 3 OH, formaldehido CH 2 O, skruzdžių rūgšties HCOOH ir anglies monoksido (IV) CO 2 atveju anglies oksidacijos būsenos yra atitinkamai –4, –2, 0, +2 ir +4 , tuo tarpu kiek anglies atomo valentingumas visuose šiuose junginiuose yra keturi.
Nepaisant to, kad oksidacijos būsena yra įprasta sąvoka, ji plačiai naudojama ruošiant redokso reakcijas.
7.2.2. Svarbiausios oksiduojančios ir redukuojančios medžiagos
Įprasti oksidatoriai yra:
1. Paprastos medžiagos, kurių atomai yra labai elektroneigiami. Tai visų pirma yra periodinės sistemos grupių VI ir VII pagrindinių pogrupių elementai: deguonis, halogenai. Iš paprastų medžiagų fluoras yra stipriausias oksidatorius.
2. Junginiai, kurių sudėtyje yra tam tikro metalo katijonų esant aukštai oksidacijos būsenai: Pb 4+, Fe 3+, Au 3+ ir kt.
3. Junginiai, turintys sudėtingų anijonų, kurių elementai yra labai teigiamai oksiduojami: 2–, - - ir kt.
Reduktoriai apima:
1. Paprastos medžiagos, kurių atomai turi mažą elektronegatyvumą - aktyvūs metalai. Nemetalai, tokie kaip vandenilis ir anglis, taip pat gali pasižymėti redukuojančiomis savybėmis.
2. Kai kurie metalo junginiai, kuriuose yra katijonų (Sn 2+, Fe 2+, Cr 2+), kurie, dovanodami elektronus, gali padidinti jų oksidacijos būseną.
3. Kai kurie junginiai, turintys tokius paprastus jonus kaip, pavyzdžiui, I -, S 2–.
4. Junginiai, turintys sudėtingų jonų (S 4+ O 3) 2–, (НР 3+ O 3) 2–, kuriuose elementai, dovanodami elektronus, gali padidinti teigiamas laipsnis oksidacija.
Laboratorinėje praktikoje dažniausiai naudojami šie oksidatoriai:
kalio permanganatas (KMnO 4);
kalio dichromatas (K 2 Cr 2 O 7);
azoto rūgštis (HNO 3);
susikaupęs sieros rūgštis(H 2 SO 4);
vandenilio peroksidas (H 2 O 2);
mangano (IV) ir švino (IV) oksidų (MnO 2, PbO 2);
išlydytas kalio nitratas (KNO 3) ir kai kurių kitų nitratų lydiniai.
Laboratorinėje praktikoje naudojami reduktoriai yra šie:
- magnio (Mg), aliuminio (Al) ir kitų aktyvių metalų;
- vandenilis (H 2) ir anglis (C);
- kalio jodidas (KI);
- natrio sulfidas (Na 2 S) ir vandenilio sulfidas (H 2 S);
- natrio sulfitas (Na 2 SO 3);
- alavo chloridas (SnCl 2).
7.2.3. Redokso reakcijų klasifikacija
Redokso reakcijos paprastai skirstomos į tris tipus: tarpmolekulinės, intramolekulinės ir disproporcinės (savaiminės oksidacijos-savaiminio išgydymo) reakcijos.
Tarpmolekulinės reakcijos pakeiskite atomų, esančių skirtingose molekulėse, oksidacijos būseną. Pavyzdžiui:
2 Al + Fe 2 O 3 Al 2 O 3 + 2 Fe,
C + 4 HNO 3 (konc.) = CO 2 + 4 NO 2 + 2 H 2 O.
Į intramolekulinės reakcijos Tai apima reakcijas, kuriose oksidatorius ir reduktorius yra tos pačios molekulės dalis, pavyzdžiui:
(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 neproporcingumo reakcijos(savaiminė oksidacija-savaiminis gydymas) to paties elemento atomas (jonas) yra ir oksidatorius, ir reduktorius:
Cl 2 + 2 KOH KCl + KClO + H 2O,
2 NO 2 + 2 NaOH = NaNO 2 + NaNO 3 + H 2 O.
7.2.4. Pagrindinės redokso reakcijų sudarymo taisyklės
Redokso reakcijų sudėtis atliekama pagal lentelėje pateiktus veiksmus. 7.2.
7.2 lentelė
Redokso reakcijų lygčių sudarymo etapai
Veiksmas |
|
Nustatykite oksidatorių ir reduktorių. |
|
Nustatykite redokso reakcijos produktus. |
|
Sudarykite elektronų pusiausvyrą ir, padedant, sutvarkykite medžiagų, keičiančių jų oksidacijos būsenas, koeficientus. |
|
Išdėstykite kitų medžiagų, kurios dalyvauja redokso reakcijoje, koeficientus. |
|
Patikrinkite koeficientų išdėstymo teisingumą, skaičiuodami medžiagos atomų (dažniausiai vandenilio ir deguonies) kiekį, esantį kairėje ir dešinėje reakcijos lygties pusėse. |
Apsvarstykime redokso reakcijų sudarymo taisykles, naudojant kalio sulfito ir kalio permanganato sąveikos rūgštinėje terpėje pavyzdį:
1. Oksidatoriaus ir reduktoriaus nustatymas
Manganas, kurio oksidacijos laipsnis yra didžiausias, negali paaukoti elektronų. Mn 7+ priims elektronus, t.y. yra oksidatorius.
S 4+ jonas gali paaukoti du elektronus ir pereiti prie S 6+, t.y. yra reduktorius. Taigi nagrinėjamoje reakcijoje K 2 SO 3 yra reduktorius, o KMnO 4 - oksidatorius.
2. Reakcijos produktų nustatymas
K 2 SO 3 + KMnO 4 + H 2 SO 4?
Dovanodamas du elektronus elektronu, S 4+ patenka į S 6+. Taigi kalio sulfitas (K 2 SO 3) virsta sulfatu (K 2 SO 4). Rūgščioje terpėje Mn 7+ paima 5 elektronus ir sieros rūgšties (terpės) tirpale susidaro mangano sulfatas (MnSO 4). Dėl šios reakcijos taip pat susidaro papildomos kalio sulfato molekulės (dėl kalio jonų, sudarančių permanganatą), taip pat vandens molekulės. Taigi nagrinėjama reakcija bus parašyta tokia forma:
K 2 SO 3 + KMnO 4 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + MnSO 4 + H 2 O.
3. Elektronų balanso sudarymas
Norint sudaryti elektronų pusiausvyrą, būtina nurodyti tas oksidacijos būsenas, kurios keičiasi nagrinėjamoje reakcijoje:
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 = Mn 2+;
S 4+ - 2 e = S 6+.
Reduktoriaus paaukotų elektronų skaičius turi būti lygus oksiduojančio agento paaukotų elektronų skaičiui. Todėl reakcija turėtų apimti du Mn 7+ ir penkis S 4+:
Mn 7++ 5 e = Mn 2+ 2,
S 4+ - 2 e = S 6+ 5.
Taigi redukuojančio agento (10) paaukotų elektronų skaičius bus lygus oksiduojančio agento (10) paaukotų elektronų skaičiui.
4. Koeficientų išdėstymas reakcijos lygtyje
Atsižvelgiant į elektronų pusiausvyrą priešais K 2 SO 3, būtina įdėti koeficientą 5, o prieš KMnO 4 - 2. Dešinėje pusėje, priešais kalio sulfatą, nustatome koeficientą 6, nes viena molekulė pridedama prie penkių K 2 SO 4 molekulių, susidarančių oksiduojant kalio sulfitą K 2 SO 4 dėl to, kad jungiasi kalio jonai, sudarantys permanganatą. Kadangi reakcija dalyvauja kaip oksidatorius du Taip pat susidaro permanganato molekulės, esančios dešinėje pusėje du mangano sulfato molekulės. Norint surišti reakcijos produktus (kalio ir mangano jonus, sudarančius permanganatą), būtina trys sieros rūgšties molekulės, todėl dėl reakcijos trys vandens molekulės. Pagaliau gauname:
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. Reakcijos lygties koeficientų išdėstymo teisingumo tikrinimas
Deguonies atomų skaičius kairėje reakcijos lygties pusėje yra:
5 3 + 2 4 + 3 4 = 35.
Dešinėje pusėje šis skaičius bus:
6 4 + 2 4 + 3 1 = 35.
Vandenilio atomų skaičius kairėje reakcijos lygties pusėje yra šeši ir atitinka šių atomų skaičių dešinėje reakcijos lygties pusėje.
7.2.5. Redokso reakcijų, susijusių su tipiškomis oksiduojančiomis ir redukuojančiomis medžiagomis, pavyzdžiai
7.2.5.1. Tarpmolekulinės oksidacijos-redukcijos reakcijos
Toliau kaip pavyzdžiai pateikiamos redokso reakcijos, kuriose dalyvauja kalio permanganatas, kalio dichromatas, vandenilio peroksidas, kalio nitritas, kalio jodidas ir kalio sulfidas. Redokso reakcijos, susijusios su kitomis tipiškomis oksiduojančiomis ir redukuojančiomis medžiagomis, aptariamos antroje vadovo dalyje (Neorganinė chemija).
Redokso reakcijos, susijusios su kalio permanganatu
Priklausomai nuo terpės (rūgštinė, neutrali, šarminė), kalio permanganatas, veikiantis kaip oksidatorius, suteikia įvairių redukcijos produktų, pav. 7.1.
Ryžiai. 7.1. Kalio permanganato redukcijos produktų susidarymas įvairiose terpėse
Žemiau pateikiamos KMnO 4 reakcijos su kalio sulfidu kaip redukuojančia medžiaga įvairiose terpėse, iliustruojant schemą, pav. 7.1. Šiose reakcijose sulfido jonų oksidacijos produktas yra laisva siera. Šarminėje terpėje KOH molekulės nedalyvauja reakcijoje, o tik nustato kalio permanganato redukcijos produktą.
5 K 2 S + 2 KMnO 4 + 8 H 2 SO 4 = 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.
Redokso reakcijos, susijusios su kalio dichromatu
Rūgščioje aplinkoje kalio dichromatas yra stiprus oksidatorius. K 2 Cr 2 O 7 ir koncentruoto H 2 SO 4 (chromo smailė) mišinys yra plačiai naudojamas laboratorijoje kaip oksidatorius. Sąveikaudama su reduktoriumi, viena kalio dichromato molekulė priima šešis elektronus, sudarydama trivalenčius chromo junginius:
6 FeSO 4 + K 2 Cr 2 O 7 +7 H 2 SO 4 = 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 = 3 I 2 + Cr 2 (SO 4) 3 + 4 K 2 SO 4 + 7 H 2 O.
Redokso reakcijos, kuriose dalyvauja vandenilio peroksidas ir kalio nitritas
Vandenilio peroksidas ir kalio nitritas pasižymi daugiausia oksiduojančiomis savybėmis:
H 2 S + H 2 O 2 = S + 2 H 2 O,
2 KI + 2 KNO 2 + 2 H 2 SO 4 = I 2 + 2 K 2 SO 4 + H 2 O,
Tačiau sąveikaujant su stipriais oksidatoriais (pvz., KMnO 4), vandenilio peroksidas ir kalio nitritas veikia kaip reduktoriai:
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.
Reikėtų pažymėti, kad vandenilio peroksidas, priklausomai nuo terpės, sumažinamas pagal schemą, pav. 7.2.
Ryžiai. 7.2. Galimi vandenilio peroksido redukcijos produktai
Tokiu atveju dėl reakcijų susidaro vandens arba hidroksido jonai:
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 = I 2 + 2 KOH.
7.2.5.2. Intramolekulinės oksidacijos-redukcijos reakcijos
Intramolekulinės redokso reakcijos paprastai vyksta kaitinant medžiagas, kurių molekulėse yra reduktoriaus ir oksidatoriaus. Intramolekulinių redukcijos-oksidacijos reakcijų pavyzdžiai yra nitratų ir kalio permanganato terminio skilimo procesai:
2 NaNO 3 2 NaNO 2 + O 2,
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. Disproporcijos reakcijos
Kaip minėta aukščiau, disproporcijos reakcijose vienas ir tas pats atomas (jonas) yra ir oksidatorius, ir reduktorius. Panagrinėkime tokio tipo reakcijų sudarymo procesą, naudojant sieros ir šarmų sąveikos pavyzdį.
Būdingi laipsniai sieros oksidacija: – 2, 0, +4 ir +6. Veikdama kaip reduktorius, elementinė siera atsisako 4 elektronų:
S o – 4e = S 4+.
Sieros – oksidatorius priima du elektronus:
S o + 2е = S 2–.
Taigi dėl sieros disproporcijos reakcijos susidaro junginiai, elemento, kuriame – 2 ir dešinėje +4:
3 S + 6 KOH = 2 K 2 S + K 2 SO 3 + 3 H 2 O.
Disproporcuojant azoto oksidą (IV) šarmuose, gaunami nitritai ir nitratai - junginiai, kuriuose azoto oksidacijos būsenos yra atitinkamai +3 ir +5:
2 N 4+ O 2 + 2 KOH = KN 3+ O 2 + KN 5+ O 3 + H 2 O,
Dėl chloro disproporcijos šaltame šarminiame tirpale susidaro hipochloritas, o karštame tirpale - chloratas:
Cl 0 2 + 2 KOH = KCl - + KCl + O + H 2 O,
Cl 0 2 + 6 KOH 5 KCl - + KCl 5+ O 3 + 3H 2 O.
7.3. Elektrolizė
Oksidatorius - atkūrimo procesas teka tirpalais arba lydosi, eidama pro juos konstanta elektros srovė vadinama elektrolize. Šiuo atveju anijonai oksiduojami ant teigiamo elektrodo (anodo). Katijonai sumažinami ant neigiamo elektrodo (katodo).
2 Na 2 CO 3 4 Na + О 2 + 2CO 2.
Elektrolizės metu vandeniniai tirpalai gali atsirasti elektrolitų kartu su tirpios medžiagos virsmu elektrocheminiai procesai dalyvaujant vandenilio jonams ir vandens hidroksido jonams:
katodas (-): 2 Н + + 2е = Н 2,
anodas ( +): 4 ОН - - 4е = О 2 + 2 Н 2 О.
Tokiu atveju redukcijos procesas katode vyksta taip:
1. Aktyviųjų metalų katijonai (iki Al 3+ imtinai) prie katodo nesumažėja, o sumažėja vandenilis.
2. Metalo katijonai, esantys standartinių elektrodų potencialų serijoje (įtampų eilutėse) dešinėje vandenilio pusėje, katodo metu redukuojami iki laisvųjų metalų.
3. Metaliniai katijonai, esantys tarp Al 3+ ir H +, redukuojami ties katodu kartu su vandenilio katijonu.
Procesai, vykstantys vandeniniuose tirpaluose prie anodo, priklauso nuo medžiagos, iš kurios pagamintas anodas. Atskirkite netirpius anodus ( inertiškas) ir tirpus ( aktyvus). Grafitas arba platina yra naudojami kaip medžiaga inertiniams anodams. Tirpūs anodai yra pagaminti iš vario, cinko ir kitų metalų.
Elektrolizuojant tirpalus su inertišku anodu, gali susidaryti šie produktai:
1. Oksiduojant halogenidų jonus išsiskiria laisvi halogenai.
2. Elektrolizuojant tirpalus, kuriuose yra SO 2 2–, NO 3 -, PO 4 3– anijonų, išsiskiria deguonis; anode oksiduojasi ne šie jonai, o vandens molekulės.
Atsižvelgiant į aukščiau pateiktas taisykles, kaip pavyzdį apsvarstykite vandens elektrolizę NaCl tirpalai, CuSO 4 ir KOH su inertiniais elektrodais.
1). Tirpale natrio chloridas disocijuoja į jonus.
Cheminės reakcijos, jų savybės, tipai, atsiradimo sąlygos ir kitos yra vienas iš įdomiojo mokslo, vadinamo chemija, kertinių akmenų. Pabandykime išsiaiškinti, kas yra cheminė reakcija ir koks jos vaidmuo. Taigi cheminė reakcija chemijoje laikoma vienos ar kelių medžiagų virsmu kitomis medžiagomis. Tokiu atveju jų branduoliai nesikeičia (skirtingai nei branduolinės reakcijos), tačiau vyksta elektronų ir branduolių persiskirstymas, ir, žinoma, atsiranda naujų cheminių elementų.
Cheminės reakcijos gamtoje ir kasdieniame gyvenime
Jus ir mane supa cheminės reakcijos, be to, mes patys reguliariai atliekame įvairius kasdienius veiksmus, kai, pavyzdžiui, uždegame degtuką. Ypač daug cheminių reakcijų patys, neįtardami (o gal net neįtardami), virėjai ruošia maistą.
Žinoma, daugelis cheminių reakcijų vyksta natūraliomis sąlygomis: ugnikalnio išsiveržimas, lapija ir medžiai, ir ką galiu pasakyti, beveik bet kokį biologinį procesą galima priskirti cheminių reakcijų pavyzdžiams.
Cheminių reakcijų tipai
Visas chemines reakcijas galima suskirstyti į paprastas ir sudėtingas. Paprastos cheminės reakcijos savo ruožtu skirstomos į:
- sudėtingos reakcijos,
- skilimo reakcijos,
- pakaitinės reakcijos,
- mainų reakcijos.
Cheminė junginio reakcija
Pagal labai taiklų didžiojo chemiko DI Mendelejevo apibrėžimą, mišri reakcija vyksta, kai „atsiranda viena iš dviejų medžiagų“. Cheminės junginio reakcijos pavyzdys gali būti geležies ir sieros miltelių kaitinimas, kai iš jų susidaro geležies sulfidas - Fe + S = FeS. Kiti ryškūs pavyzdžiaiši reakcija yra paprastų medžiagų, tokių kaip siera ar fosforas, deginimas ore (galbūt panašią reakciją galima pavadinti ir termine chemine reakcija).
Skilimo cheminė reakcija
Tai paprasta, skilimo reakcija yra priešinga sudėtinei reakcijai. Su juo iš vienos medžiagos gaunamos dvi ar daugiau medžiagų. Paprastas pavyzdys cheminė skilimo reakcija gali būti kreidos skilimo reakcija, kurios metu iš pačios kreidos susidaro negesintos kalkės ir anglies dioksidas.
Pakeitimo cheminė reakcija
Pakaitinė reakcija atliekama, kai paprasta medžiaga sąveikauja su sudėtinga. Štai cheminės pakaitinės reakcijos pavyzdys: jei plieninis vinis panardinamas į tirpalą su vario sulfatu, tada šio paprasto cheminio eksperimento metu gauname geležies sulfatą (geležis išstums varį iš druskos). Tokios cheminės reakcijos lygtis atrodys taip:
Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu
Cheminės mainų reakcija
Mainų reakcijos vyksta tik tarp kompleksų chemikalai, kurių metu jie keičia savo dalis. Daug tokių reakcijų vyksta įvairiais sprendimais. Rūgščių neutralizavimas su tulžimi - čia geras pavyzdys cheminė mainų reakcija.
NaOH + HCl → NaCl + H 2 O
Tai yra šios reakcijos cheminė lygtis, kurioje vandenilio jonas iš HCl junginio keičiamas su natrio jonu iš NaOH junginio. Šios cheminės reakcijos pasekmė yra natrio chlorido tirpalo susidarymas.
Cheminių reakcijų požymiai
Pagal cheminių reakcijų atsiradimo požymius galima spręsti, ar cheminė reakcija tarp reagentų praėjo, ar ne. Štai keletas cheminių reakcijų požymių pavyzdžių:
- Spalvos keitimas (pavyzdžiui, šviesiai lyginant drėgnas oras padengta rudais žiedais, dėl cheminės geležies ir) sąveikos reakcijos.
- Krituliai (jei anglies dioksidas staiga patenka per kalkių tirpalą, gauname baltų netirpių kalcio karbonato nuosėdų nuosėdas).
- Dujų išsiskyrimas (jei lašinate kepimo soda citrinos rūgštis gausite anglies dioksido išsiskyrimą).
- Silpnai disocijuotų medžiagų susidarymas (visos reakcijos, dėl kurių susidaro vanduo).
- Tirpalo švytėjimas (pavyzdys čia yra reakcijos, vykstančios su luminolio tirpalu, kuris cheminių reakcijų metu skleidžia šviesą).
Apskritai sunku atskirti, kurie cheminių reakcijų požymiai yra pagrindiniai; skirtingos medžiagos ir skirtingos reakcijos turi savo požymius.
Kaip atpažinti cheminės reakcijos požymį
Cheminės reakcijos požymį galite nustatyti vizualiai (pasikeitus spalvai, švytėjimui) arba pagal šios reakcijos rezultatus.
Cheminės reakcijos greitis
Cheminės reakcijos greitis paprastai suprantamas kaip vieno iš reagentų kiekio pasikeitimas per laiko vienetą. Be to, cheminės reakcijos greitis visada yra teigiama. 1865 metais chemikas NN Beketovas suformulavo masinio veikimo dėsnį, kuriame teigiama, kad „cheminės reakcijos greitis kiekvienu laiko momentu yra proporcingas reagentų koncentracijoms, pakeltoms iki galios, lygios jų stechiometriniams koeficientams“.
Cheminės reakcijos greičio veiksniai yra šie:
- reaguojančių medžiagų pobūdis,
- katalizatoriaus buvimas,
- temperatūra,
- spaudimas,
- reagentų paviršiaus plotas.
Visi jie turi tiesioginį poveikį cheminės reakcijos greičiui.
Cheminės reakcijos pusiausvyra
Cheminė pusiausvyra yra cheminės sistemos būsena, kurioje vyksta kelios cheminės reakcijos, o kiekvienos priekinės ir atvirkštinės reakcijos poros yra vienodos. Taigi išlaisvinama cheminės reakcijos pusiausvyros konstanta - tai vertė, nustatanti tam tikros cheminės reakcijos santykį tarp pradinių medžiagų ir būsenos produktų termodinaminio aktyvumo cheminė pusiausvyra... Žinodami pusiausvyros konstantą, galite nustatyti cheminės reakcijos kryptį.
Cheminių reakcijų atsiradimo sąlygos
Norint pradėti chemines reakcijas, būtina sudaryti tam tinkamas sąlygas:
- priartindami medžiagas artimai.
- kaitinant medžiagas iki tam tikros temperatūros (cheminės reakcijos temperatūra turi būti tinkama).
Cheminės reakcijos šilumos poveikis
Tai yra sistemos vidinės energijos pasikeitimo pavadinimas dėl cheminės reakcijos eigos ir pradinių medžiagų (reagentų) pavertimo reakcijos produktais kiekiais, atitinkančiais cheminės reakcijos lygtį šiomis sąlygomis:
- vienintelis galimas darbas šiuo atveju yra tik darbas prieš išorinį spaudimą.
- pradinės medžiagos ir produktai, gauti dėl cheminės reakcijos, yra vienodos temperatūros.
Cheminės reakcijos, vaizdo įrašas
Ir pabaigai - įdomus vaizdo įrašas apie nuostabiausias chemines reakcijas.
