Termín „zlúčeninová reakcia“ je opakom výrazu „rozkladná reakcia“. Skúste pomocou techniky kontrapozície definovať pojem „reakcia spojenia“. Správny! Máte nasledujúcu formuláciu.
Uvažujme o tomto type reakcií pomocou ešte ďalšej formy zaznamenávania chemických procesov, ktorá je pre vás nová - takzvaných reťazcov prechodov alebo transformácií. Napríklad schéma
ukazuje premenu fosforu na oxid fosforečný (V) P205, ktorý sa potom potom prevádza na kyselinu fosforečnú H3P04.
Počet šípok v schéme transformácie látok zodpovedá minimálnemu počtu chemických transformácií - chemických reakcií. V tomto prípade ide o dva chemické procesy.
1. proces. Získanie oxidu fosforečného (V) P 2 O 5 z fosforu. Očividne je to reakcia kombinácie fosforu s kyslíkom.
Do horiacej lyžice vložte trochu červeného fosforu a zapáľte ho. Fosfor horí jasným plameňom za tvorby bieleho dymu pozostávajúceho z malých častíc oxidu fosforečného (V):
4P + 502 = 2P 2 O 5.
2. proces. Do banky pridajte lyžicu horiaceho fosforu. Je naplnený hustým dymom z oxidu fosforečného. Vyberte lyžicu z banky, pridajte do nej vodu a pretrepte obsah, pričom predtým zatvorte hrdlo banky zátkou. Dym postupne redne, rozpúšťa sa vo vode a nakoniec úplne zmizne. Ak do roztoku získaného v banke pridáte malý lakmus, zafarbí sa na červeno, čo je dôkazom tvorby kyseliny fosforečnej:
Р 2 O 5 + ЗН 2 O = 2Н 3 РО 4.
Reakcie, ktoré sa vykonávajú na uskutočnenie uvažovaných prechodov, prebiehajú bez účasti katalyzátora; preto sa nazývajú nekatalytické. Uvedené reakcie prebiehajú iba v jednom smere, to znamená, že sú nevratné.
Analyzujme, koľko a aké látky vstúpili do vyššie diskutovaných reakcií a koľko a aké látky v nich vznikli. V prvej reakcii vznikla jedna komplexná látka z dvoch jednoduchých látok a v druhej z dvoch zložitých látok, z ktorých každá pozostáva z dvoch prvkov, vznikla jedna komplexná látka, ktorá sa už skladala z troch prvkov.
Jedna komplexná látka môže tiež vzniknúť v dôsledku reakcie kombinovania zložitých a jednoduchých látok. Napríklad pri výrobe kyseliny sírovej z oxidu sírového sa získava oxid sírový:
Táto reakcia prebieha v smere dopredu, to znamená za vzniku reakčného produktu, a v opačnom smere, to znamená, že sa reakčný produkt rozkladá na východiskové materiály, preto namiesto znamienka rovnosti uvádzajú reverzibilitu. podpísať.
Táto reakcia zahŕňa katalyzátor - oxid vanádnatý (V) V205, ktorý je uvedený nad znakom reverzibility:
Zloženú reakciu je možné získať aj komplexnou látkou tri látky... Kyselina dusičná sa napríklad získava reakciou, ktorej schéma:
NO 2 + H 2 O + O 2 → HNO 3.
Uvažujme, ako vybrať koeficienty na vyrovnanie schémy tejto chemickej reakcie.
Nie je potrebné vyrovnávať počet atómov dusíka: v ľavej aj v pravej časti schémy, každý po jednom atóme dusíka. Vyrovnajme počet atómov vodíka - pred kyslým vzorcom napíšeme koeficient 2:
NO2 + H20 + 02 - 2HNO3.
ale v tomto prípade bude porušená rovnosť počtu atómov dusíka - jeden atóm dusíka zostáva na ľavej strane a dva sú napravo. Napíšeme koeficient 2 pred vzorec pre oxid dusnatý (IV):
2NO2 + H20 + 02 - 2HNO3.
Počítajme počet atómov kyslíka: je ich sedem na ľavej strane reakčnej schémy a šesť na pravej strane. Ak chcete vyrovnať počet atómov kyslíka (šesť atómov v každej časti rovnice), pamätajte na to, že pred vzorce pre jednoduché látky môžete napísať zlomkový koeficient 1/2:
2NO 2 + H20 + 1 / 2O2 → 2HNO3.
Urobme koeficienty celé. Aby sme to urobili, prepíšeme rovnicu zdvojnásobením koeficientov:
4NO 2 + 2H20 + 02 - 4HNO3.
Je potrebné poznamenať, že takmer všetky reakcie zlúčenín sú exotermické.
Laboratórny experiment č. 15
Kalcinujúca meď v plameni alkoholovej žiarovky
- Prezrite si medený drôt (platňu), ktorý vám bol poskytnutý, a popíšte jeho vzhľad. Zapáľte drôt držiaci kliešťovými kliešťami v hornej časti plameňa duchov na 1 minútu. Popíšte reakčné podmienky. Popíšte znak, že došlo k chemickej reakcii. Vytvorte pre reakciu rovnicu. Aké sú východiskové materiály a reakčné produkty?
Vysvetlite, či sa hmotnosť medeného drôtu (platne) od konca experimentu zmenila. Odpoveď odôvodnite pomocou znalostí o zákone zachovania hmotnosti látok.
Kľúčové slová a frázy
- Zložené reakcie sú antonymami rozkladných reakcií.
- Katalytické (vrátane enzymatických) a nekatalytických reakcií.
- Reťazce prechodov alebo transformácií.
- Reverzibilné a nevratné reakcie.
Práca s počítačom
- Porozprávajte sa elektronická aplikácia... Preštudujte si lekciu a dokončite navrhnuté úlohy.
- Nájdite na internete emailové adresy, ktoré môžu slúžiť ako ďalšie zdroje, ktoré odhaľujú obsah kľúčových slov a fráz uvedených v odseku. Ponúknite učiteľovi pomoc pri príprave novej hodiny hlásením sa o kľúčových slovách a frázach v nasledujúcom odseku.
Otázky a úlohy
9.1. Aké sú chemické reakcie
Pamätajme si, že akékoľvek chemické javy prírody nazývame chemickými reakciami. Pri chemickej reakcii sa niektoré zlomia a vytvoria sa ďalšie chemické väzby. V dôsledku reakcie sa z niektorých chemických látok získavajú ďalšie látky (pozri kapitolu 1).
Vykonávaním domáca úloha k § 2.5, ste sa zoznámili s tradičným oddelením štyroch hlavných typov reakcií z celého súboru chemických transformácií, zároveň ste navrhli ich názvy: reakcie kombinácie, rozkladu, substitúcie a výmeny.
Príklady reakcií zlúčenín:
C + 02 = C02; (1)
Na20 + C02 = Na2C03; (2)
NH3 + C02 + H20 = NH4HC03. (3)
Príklady rozkladných reakcií:
2Ag204Ag + 02; (4)
CaCO3 CaO + C02; (5)
(NH4) 2 Cr207N2 + Cr203 + 4H20. (6)
Príklady substitučných reakcií:
CuS04 + Fe = FeS04 + Cu; (7)
2NaI + Cl2 = 2NaCl + I2; (osem)
CaCO 3 + SiO 2 = CaSiO 3 + CO 2. (deväť)
| Výmenné reakcie- chemické reakcie, pri ktorých sa zdá, že pôvodné látky si vymieňajú svoje základné časti. |
Príklady výmenných reakcií:
Ba (OH) 2 + H2S04 = BaS04 + 2H20; (desať)
HCl + KNO2 = KCl + HNO2; (jedenásť)
AgNO 3 + NaCl = AgCl + NaNO 3. (12)
Tradičná klasifikácia chemických reakcií nepokrýva celú ich rozmanitosť - okrem štyroch hlavných typov reakcií existuje aj mnoho zložitejších reakcií.
Výber dvoch ďalších typov chemických reakcií je založený na účasti dvoch najdôležitejších nechemických častíc na nich: elektrónu a protónu.
V priebehu niektorých reakcií dochádza k úplnému alebo čiastočnému prenosu elektrónov z jedného atómu na druhý. V tomto prípade sa menia oxidačné stavy atómov prvkov, ktoré tvoria východiskové látky; z uvedených príkladov sú to reakcie 1, 4, 6, 7 a 8. Tieto reakcie sa nazývajú redox.
V ďalšej skupine reakcií prechádza vodíkový ión (H +), to znamená protón, z jednej reagujúcej častice na druhú. Takéto reakcie sa nazývajú acido-bázické reakcie alebo reakcie prenosu protónov.
Medzi uvedenými príkladmi sú takýmito reakciami reakcie 3, 10 a 11. Analogicky s týmito reakciami sa niekedy nazývajú redoxné reakcie reakcie prenosu elektrónov... S RR sa zoznámite v § 2 a s RR v nasledujúcich kapitolách.
REAKCIE NA ZLÚČENINY, REAKCIE NA ROZKLADANIE, REAKCIE NA NÁHRADU, REAKCIE NA VÝMENU, REAKCIE NA ZNÍŽENIE A ZNÍŽENIE, ZÁKLADNÉ REAKCIE.
Vytvorte reakčné rovnice zodpovedajúce nasledujúcim schémam:
a) HgO Hg + O 2 ( t); b) Li20 + SO2 Li2S03; c) Cu (OH) 2 CuO + H20 ( t);
d) Al + I2 AlI3; e) CuCl2 + Fe FeCl2 + Cu; f) Mg + H3P04 Mg3 (PO4) 2 + H2;
g) Al + O 2 Al 2 O 3 ( t); i) KClO 3 + P P 2 O 5 + KCl ( t); j) CuS04 + Al Al2 (SO4) 3 + Cu;
l) Fe + Cl2 FeCl3 ( t); m) NH3 + O2N2 + H20 ( t); m) H 2 SO 4 + CuO CuSO 4 + H 2 O.
Uveďte tradičný typ reakcie. Všimnite si redoxných a acidobázických reakcií. Pri redoxných reakciách uveďte atómy, ktorých prvky menia svoje oxidačné stavy.
9.2. Redoxné reakcie
Zvážte redoxnú reakciu, ktorá sa vyskytuje vo vysokých peciach počas priemyselnej výroby železa (presnejšie liatiny) zo železnej rudy:
Fe203 + 3CO = 2Fe + 3CO2.
Určme oxidačné stavy atómov, ktoré tvoria východiskové látky a reakčné produkty
| Fe 2 O 3 | + | = | 2Fe | + |
Ako vidíte, oxidačný stav atómov uhlíka sa v dôsledku reakcie zvýšil, oxidačný stav atómov železa sa znížil a oxidačný stav atómov kyslíka zostal nezmenený. V dôsledku toho atómy uhlíka v tejto reakcii prešli oxidáciou, to znamená, že stratili elektróny ( zoxidované) a atómy železa - redukcia, to znamená, že pridali elektróny ( zotavil) (pozri § 7.16). Na charakterizáciu RVR sa používajú koncepty oxidačné činidlo a redukčné činidlo.
Oxidačné atómy sú teda v našej reakcii atómy železa a redukujúce atómy sú uhlíkové atómy.
Pri našej reakcii je oxidačným činidlom oxid železitý a redukčným činidlom oxid uhličitý.
V prípadoch, keď sú oxidačné a redukčné atómy súčasťou tej istej látky (príklad: reakcia 6 z predchádzajúceho odseku), výrazy „oxidačné činidlo“ a „redukčné činidlo“ sa nepoužívajú.
Typickými oxidačnými činidlami sú teda látky, ktoré obsahujú atómy, ktoré majú tendenciu prichytávať elektróny (celkom alebo čiastočne), čím sa znižuje ich oxidačný stav. Z jednoduchých látok sú to predovšetkým halogény a kyslík, v menšej miere síra a dusík. Z komplexných látok - látky, ktoré obsahujú atómy vo vyšších oxidačných stavoch, ktoré nie sú naklonené tvorbe jednoduchých iónov v týchto oxidačných stavoch: HNO 3 (N + V), KMnO 4 (Mn + VII), CrO 3 (Cr + VI), KClO 3 (Cl + V), KClO 4 (Cl + VII) atď.
Typickými redukčnými činidlami sú látky, ktoré obsahujú atómy, ktoré majú tendenciu sa celkom alebo čiastočne vzdať elektrónov, čím sa zvyšuje ich oxidačný stav. Z jednoduchých látok sú to vodík, kovy alkalických kovov a kovov alkalických zemín a hliník. Z komplexných látok - H 2 S a sulfidy (S –II), SO 2 a siričitany (S + IV), jodidy (I - I), CO (C + II), NH3 (N –III) atď.
Vo všeobecnosti môžu takmer všetky komplexné a mnohé jednoduché látky vykazovať oxidačné aj redukčné vlastnosti. Napríklad:
SO2 + Cl2 = S + Cl202 (SO2 je silné redukčné činidlo);
S02 + C = S + C02 (t) (S02 je slabé oxidačné činidlo);
C + O2 = C02 (t) (C je redukčné činidlo);
C + 2Ca = Ca2C (t) (C je oxidačné činidlo).
Vráťme sa k reakcii, ktorú sme analyzovali na začiatku tejto časti.
| Fe 2 O 3 | + | = | 2Fe | + |
Všimnite si toho, že v dôsledku reakcie sa oxidujúce atómy (Fe + III) zmenili na redukujúce atómy (Fe 0) a redukujúce atómy (C + II) sa zmenili na oxidačné atómy (C + IV). Ale CO 2 za každých podmienok je veľmi slabé oxidačné činidlo a železo, aj keď je redukčným činidlom, je za týchto podmienok oveľa slabšie ako CO. Preto reakčné produkty navzájom nereagujú a nedochádza k obrátenej reakcii. Uvedený príklad je ilustráciou všeobecného princípu, ktorý určuje smer toku ORR:
Redoxné reakcie prebiehajú v smere tvorby slabšieho oxidačného činidla a slabšieho redukčného činidla.
Redoxné vlastnosti látok je možné porovnávať iba za rovnakých podmienok. V niektorých prípadoch je možné toto porovnanie vykonať kvantitatívne.
Keď ste si urobili domácu úlohu v prvom odseku tejto kapitoly, presvedčili ste sa, že nájsť koeficienty v niektorých reakčných rovniciach (najmä OVR) je dosť ťažké. Na zjednodušenie tejto úlohy v prípade redoxných reakcií sa používajú nasledujúce dve metódy:
a) metóda elektronickej váhy a
b) metóda rovnováhy elektrónových iónov.
Teraz sa naučíte metódu elektronickej rovnováhy a metóda elektronickej rovnováhy iónov sa zvyčajne študuje na vysokých školách.
Obe tieto metódy sú založené na skutočnosti, že elektróny v chemických reakciách nikam nezmiznú a ani sa neobjavia, to znamená, že počet elektrónov prijatých atómami sa rovná počtu elektrónov darovaných inými atómami.
Počet darovaných a prijatých elektrónov v metóde elektronickej váhy je určený zmenou oxidačného stavu atómov. Pri použití tejto metódy je potrebné poznať zloženie východiskových materiálov a reakčných produktov.
Uvažujme o použití metódy elektronického vyváženia pomocou príkladov.
Príklad 1. Zostavme rovnicu pre reakciu železa s chlórom. Je známe, že produktom tejto reakcie je chlorid železitý. Napíšte reakčnú schému:
Fe + Cl2 FeCl3.
Určme oxidačné stavy atómov všetkých prvkov, ktoré tvoria látky zúčastňujúce sa reakcie:
Atómy železa darujú elektróny a molekuly chlóru ich prijímajú. Vyjadrime tieto procesy elektronické rovnice:
Fe - 3 e- = Fe + III,
Cl 2 + 2 e -= 2Cl –I.
Aby sa počet darovaných elektrónov rovnal počtu prijatých elektrónov, musí byť prvá elektronická rovnica vynásobená dvoma a druhá troma:
| Fe - 3 e- = Fe + III, Cl 2 + 2 e- = 2Cl –I |
2Fe - 6 e- = 2Fe + III, 3Cl 2 + 6 e- = 6Cl –I. |
Zavedením koeficientov 2 a 3 do reakčnej schémy získame reakčnú rovnicu:
2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3.
Príklad 2. Zostavme reakčnú rovnicu pre spaľovanie bieleho fosforu v prebytku chlóru. Je známe, že chlorid fosforečný (V) vzniká za týchto podmienok:
| + V –I | ||||
| P 4 | + | Cl 2 | PCl 5. |
Molekuly bieleho fosforu darujú elektróny (sú oxidované) a molekuly chlóru ich prijímajú (sú redukované):
| 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 |
Pôvodne získané faktory (2 a 20) mali spoločný deliteľ, ktorými (ako budúce koeficienty v reakčnej rovnici) a boli rozdelené. Reakčná rovnica:
P4 + 10Cl2 = 4PCI5.
Príklad 3. Zostavme rovnicu reakcie, ku ktorej dochádza počas praženia sulfidu železnatého v kyslíku.
Reakčná schéma:
| + III –II | + IV –II | |||||
| + | O 2 | + |
V tomto prípade sú oxidované atómy železa (II) aj síry (- II). Atómy týchto prvkov sú zahrnuté v zložení sulfidu železa (II) v pomere 1: 1 (pozri indexy v najjednoduchšom vzorci).
Elektronické váhy:
| 4 | Fe + II - e- = Fe + III S –II - 6 e- = S + IV |
Celkom dajte 7 e – |
| 7 | O 2 + 4e - = 2O –II |
Reakčná rovnica: 4FeS + 7O2 = 2Fe203 + 4SO2.
Príklad 4. Zostavme rovnicu reakcie, ku ktorej dochádza počas praženia disulfidu (pyrita) železa v kyslíku.
Reakčná schéma:
| + III –II | + IV –II | |||||
| + | O 2 | + |
Rovnako ako v predchádzajúcom prípade, aj tu sa oxidujú atómy železa (II) a atómy síry, ale s oxidačným stavom I. Atómy týchto prvkov sú v zložení pyritu v pomere 1: 2 (pozri indexy v najjednoduchšom vzorci). V tomto ohľade atómy železa a síry vstupujú do reakcie, ktorá sa berie do úvahy pri zostavovaní elektronickej váhy:
| Fe + III - e- = Fe + III 2S –I - 10 e- = 2S + IV |
Spolu dať 11 e – | |
| O 2 + 4 e- = 2O –II |
Reakčná rovnica: 4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2.
Existujú aj zložitejšie prípady OVR, s niektorými sa zoznámite pri domácich úlohách.
ATOM-OXIDIZÁTOR, ATOM-REDUCER, LÁTKA-OXIDIZER, LÁTKA-REDUCER, ELEKTRONICKÁ BILANČNÁ METÓDA, ELEKTRONICKÉ ROVNICE.
1. Vytvorte elektronické váhy pre každú rovnicu ORP uvedenú v texte § 1 tejto kapitoly.
2. Vytvorte rovnice OVR, ktoré ste našli pri priradení k § 1 tejto kapitoly. Na nastavenie kurzov tentoraz použite metódu elektronického zostatku. 3. Pomocou metódy elektronického vyváženia zostavte reakčné rovnice zodpovedajúce nasledujúcim schémam: a) Na + I 2 NaI;
b) Na + O2 Na202;
c) Na202 + Na Na20;
d) Al + Br2 AlBr3;
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) Mn207 + NH3MnO2 + N2 + H20;
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. Exotermické reakcie. Entalpia
Prečo prebiehajú chemické reakcie?
Na zodpovedanie tejto otázky si pripomenieme, prečo sa jednotlivé atómy spájajú do molekúl, prečo sa z izolovaných iónov tvorí iónový kryštál, prečo pri tvorbe elektrónového obalu atómu funguje princíp najmenšej energie. Odpoveď na všetky tieto otázky je rovnaká: pretože je energeticky prospešná. To znamená, že pri takýchto procesoch sa uvoľňuje energia. Zdá sa, že chemické reakcie by mali prebiehať z rovnakého dôvodu. V skutočnosti je možné vykonať mnoho reakcií, počas ktorých sa uvoľňuje energia. Energia sa uvoľňuje, zvyčajne vo forme tepla.
Ak sa teplo počas exotermickej reakcie nestihne odstrániť, reakčný systém sa zahrieva.
Napríklad pri spaľovacej reakcii metánu
CH4 (g) + 2O 2 (g) = C02 (g) + 2H20 (g)
uvoľní sa toľko tepla, že ako palivo sa používa metán.
Skutočnosť, že sa pri tejto reakcii uvoľňuje teplo, sa môže odraziť v reakčnej rovnici:
CH4 (g) + 202 (g) = C02 (g) + 2H20 (g) + Q.
Ide o tzv termochemická rovnica... Tu je symbol „+ Q"znamená, že pri spaľovaní metánu sa uvoľňuje teplo. Toto teplo sa nazýva." tepelný účinok reakcie.
Odkiaľ pochádza uvoľnené teplo?
Viete, že chemické reakcie sa lámu a vytvárajú chemické väzby. V. tento prípad väzby sú prerušené medzi atómami uhlíka a vodíka v molekulách CH 4, ako aj medzi atómami kyslíka v molekulách O 2. V tomto prípade sa vytvoria nové väzby: medzi atómami uhlíka a kyslíka v molekulách CO2 a medzi atómami kyslíka a vodíka v molekulách H2O. Na prerušenie väzieb musíte minúť energiu (pozri „energia väzby“, „atomizácia“ energia “) a počas vytvárania väzieb sa energia uvoľňuje. Je zrejmé, že ak sú „nové“ väzby silnejšie ako „staré“, uvoľní sa viac energie, ako sa absorbuje. Rozdiel medzi uvoľnenou a absorbovanou energiou je tepelný účinok reakcie.
Tepelný účinok (množstvo tepla) sa meria v kilojouloch, napríklad:
2H2 (g) + 02 (g) = 2H20 (g) + 484 kJ.
Takýto záznam znamená, že 484 kilojoulov tepla sa uvoľní, ak s jedným mólom kyslíka reagujú dva móly vodíka a vzniknú dva móly plynnej vody (vodnej pary).
Preto v termochemických rovniciach sú koeficienty číselne rovnaké ako množstvo látky v reaktantoch a reakčných produktoch.
Čo určuje tepelný účinok každej konkrétnej reakcie?
Tepelný účinok reakcie závisí
a) zo súhrnných stavov počiatočných látok a reakčných produktov,
b) na teplotu a
c) o tom, či k chemickej transformácii dochádza pri konštantnom objeme alebo pri konštantnom tlaku.
Závislosť tepelný efekt reakcie zo stavu agregácie látok sú spojené so skutočnosťou, že procesy prechodu z jedného stavu agregácie do druhého (ako niektoré iné fyzikálne procesy) sú sprevádzané uvoľňovaním alebo absorpciou tepla. Dá sa to vyjadriť aj termochemickou rovnicou. Príklad - termo chemická rovnica kondenzácia vodných pár:
H20 (g) = H20 (g) + Q.
V termochemických rovniciach a v prípade potreby v bežných chemických rovniciach sú agregované stavy látok označené písmenovými indexmi:
g) - plyn,
g) - kvapalina,
(t) alebo (cr) - tuhá alebo kryštalická látka.
Závislosť tepelného účinku na teplote je spojená s rozdielmi v tepelných kapacitách
východiskové materiály a reakčné produkty.
Pretože sa objem systému vždy zvyšuje v dôsledku exotermickej reakcie pri konštantnom tlaku, časť energie sa vynakladá na prácu na zvýšení objemu a uvoľnené teplo bude menšie ako v prípade rovnakej reakcie pri konštantnom tlaku. objem.
Tepelné efekty reakcií sa zvyčajne počítajú pre reakcie prebiehajúce pri konštantnom objeme pri 25 ° C a sú označené symbolom Q o.
Ak sa energia uvoľňuje iba vo forme tepla a chemická reakcia prebieha pri konštantnom objeme, potom tepelný účinok reakcie ( Q V) sa rovná zmene vnútorná energia(D U) látky zúčastňujúce sa reakcie, ale s opačným znamienkom:
Q V = - U.
Vnútornou energiou tela sa rozumie celková energia medzimolekulárnych interakcií, chemických väzieb, ionizačnej energie všetkých elektrónov, energie väzby nukleónov v jadrách a všetkých ostatných známych i neznámych typov energie „uložených“ týmto telom. Znak „-“ je spôsobený skutočnosťou, že keď sa teplo uvoľňuje, vnútorná energia klesá. To je
U= – Q V .
Ak reakcia prebieha pri konštantnom tlaku, objem systému sa môže zmeniť. Časť vnútornej energie ide aj do práce na zvýšenie hlasitosti. V tomto prípade
U = -(Q P + A) = –(Q P + PV.),
kde Q p- tepelný účinok reakcie prebieha pri konštantnom tlaku. Odtiaľ
Q P = - U - PV. .
Hodnota rovná sa U + PV. dostal meno zmena entalpie a označené D H.
H =U + PV..
Preto
Q P = - H.
Uvoľňovaním tepla sa teda entalpia systému znižuje. Odtiaľ pochádza starý názov pre toto množstvo: „tepelný obsah“.
Na rozdiel od tepelného účinku charakterizuje zmena entalpie reakciu bez ohľadu na to, či prebieha pri konštantnom objeme alebo konštantnom tlaku. Termochemické rovnice zapísané pomocou zmeny entalpie sa nazývajú termochemické rovnice v termodynamickej forme... V tomto prípade je daná hodnota zmeny entalpie za štandardných podmienok (25 ° C, 101,3 kPa), označená H o... Napríklad:
2H2 (g) + 02 (g) = 2H20 (g) H o= - 484 kJ;
CaO (cr) + H20 (l) = Ca (OH) 2 (cr) H o= - 65 kJ.
Závislosť od množstva tepla uvoľneného pri reakcii ( Q) z tepelného účinku reakcie ( Q o) a množstvo látky ( n B) jeden z účastníkov reakcie (látka B - pôvodná látka alebo reakčný produkt) je vyjadrený rovnicou:
Tu B je množstvo látky B, dané koeficientom pred vzorcom pre látku B v termochemickej rovnici.
Úloha
Určte množstvo vodíkovej látky spálenej v kyslíku, ak sa uvoľní 1694 kJ tepla.
Riešenie
2H2 (g) + 02 (g) = 2H20 (g) + 484 kJ. |
|
|
Q = 1694 kJ, 6. Tepelný efekt reakcie interakcie kryštalického hliníka s plynným chlórom je 1408 kJ. Napíšte termochemickú rovnicu pre túto reakciu a určte hmotnosť hliníka potrebnú na získanie 2 816 kJ tepla pomocou tejto reakcie. 9.4. Endotermické reakcie. Entropia Okrem exotermických reakcií sú možné aj reakcie, v priebehu ktorých sa teplo absorbuje, a ak nie je dodávané, reakčný systém sa ochladí. Takéto reakcie sa nazývajú endotermické. Tepelný účinok takýchto reakcií je negatívny. Napríklad: Energia uvoľnená počas vytvárania väzieb v produktoch týchto a podobných reakcií je teda menšia ako energia potrebná na prerušenie väzieb v počiatočných látkach.
Vezmite dve banky a jednu z nich naplňte dusíkom (bezfarebný plyn) a do druhej oxidom dusičitým (hnedý plyn), aby bol tlak a teplota v bankách rovnaký. Je známe, že tieto látky navzájom nevstupujú do chemickej reakcie. Banky pevne spojíme s hrdlom a postavíme ich zvisle, aby bola banka s ťažším oxidom dusičitým na dne (obr. 9.1). Po chvíli uvidíme, že hnedý oxid dusičitý sa postupne šíri do hornej banky a bezfarebný dusík preniká do spodnej banky. V dôsledku toho sa plyny zmiešajú a farba obsahu baniek sa zmení na rovnakú. Preto
Spojovacie rovnice medzi entropiou ( S) a ďalšie veličiny sa študujú na kurzoch fyziky a fyzikálnej chémie. Merná jednotka entropie [ S] = 1 J / K. G = H - T S Podmienky spontánnej reakcie: G< 0. O nízke teploty faktor, ktorý určuje možnosť reakcie, je vo väčšej miere energetický faktor a pri vysokej - entropia. Z vyššie uvedenej rovnice je predovšetkým zrejmé, prečo rozkladné reakcie, ktoré sa nevyskytujú pri izbovej teplote (entropia sa zvyšuje), začínajú prebiehať pri zvýšenej teplote. ENDOTERMÁLNA REAKCIA, ENTROPY, ENERGETICKÝ FAKTOR, ENTROPIC FAKTOR, GIBBS ENERGY. 2CuO (cr) + C (grafit) = 2Cu (cr) + CO 2 (g) je –46 kJ. Napíšte termochemickú rovnicu a vypočítajte, koľko energie je potrebné vynaložiť na získanie 1 kg medi touto reakciou. CaCO 3 (cr) = CaO (cr) + CO 2 (g) - 179 kJ vytvorilo 24,6 litra oxidu uhličitého. Zistite, koľko tepla bolo zbytočné. Koľko gramov oxidu vápenatého sa vytvorilo? |
Klasifikácia chemických reakcií v anorganickej a organickej chémii sa vykonáva na základe rôznych klasifikačných charakteristík, ktorých informácie sú uvedené v nasledujúcej tabuľke.
Zmenou oxidačného stavu prvkov
Prvý znak klasifikácie je založený na zmene oxidačného stavu prvkov, ktoré tvoria činidlá a produkty.
a) redox
b) bez zmeny oxidačného stavu
Redox sa nazývajú reakcie sprevádzané zmenou oxidačných stavov chemické prvky zahrnuté v činidlách. Redoxovať v anorganická chémia zahŕňa všetky substitučné reakcie a rozkladné reakcie a zlúčeniny, v ktorých je zahrnutá najmenej jedna jednoduchá látka. Všetky výmenné reakcie patria k reakciám, ktoré prebiehajú bez zmeny oxidačných stavov prvkov, ktoré tvoria reaktanty a reakčné produkty.
Podľa počtu a zloženia činidiel a produktov
Chemické reakcie sú klasifikované podľa povahy procesu, to znamená podľa počtu a zloženia činidiel a produktov.
Zložené reakcie sa nazývajú chemické reakcie, v dôsledku ktorých sa komplexné molekuly získavajú z niekoľkých jednoduchších, napríklad:
4Li + O2 = 2Li20
Rozkladné reakcie nazývajú sa chemické reakcie, v dôsledku ktorých sa jednoduché molekuly získavajú zo zložitejších, napríklad:
CaCO 3 = CaO + CO 2
Na rozkladné reakcie je možné pozerať ako na inverzné zlúčeniny.
Substitučné reakcie nazývajú sa chemické reakcie, v dôsledku ktorých je atóm alebo skupina atómov v molekule látky nahradená iným atómom alebo skupinou atómov, napríklad:
Fe + 2HCl = FeCl2 + H2
Ich charakteristická vlastnosť- interakcia jednoduchej látky s komplexnou. Takéto reakcie existujú aj v organickej chémii.
Pojem „substitúcie“ v organickej hmote je však širší ako v anorganickej chémii. Ak je v molekule východiskovej látky akýkoľvek atóm alebo funkčná skupina nahradená iným atómom alebo skupinou, jedná sa tiež o substitučné reakcie, aj keď z hľadiska anorganickej chémie tento proces vyzerá ako výmenná reakcia.
- výmena (vrátane neutralizácie).
Výmenné reakcie sa nazývajú chemické reakcie, ktoré prebiehajú bez zmeny oxidačných stavov prvkov a vedú k výmene zložiek reagencií, napríklad:
AgNO 3 + KBr = AgBr + KNO 3
Ak je to možné, prúdte v opačnom smere
Ak je to možné, prúdte v opačnom smere - reverzibilný a nevratný.
Reverzibilné sa nazývajú chemické reakcie prebiehajúce pri danej teplote súčasne v dvoch opačných smeroch s porovnateľnými rýchlosťami. Pri písaní rovníc takýchto reakcií je znamienko rovnosti nahradené opačne smerovanými šípkami. Najjednoduchší príklad reverzibilná reakcia je syntéza amoniaku interakciou dusíka a vodíka:
N 2 + 3H 2 ↔ 2 NH 3
Nevratné sa nazývajú reakcie, ktoré prebiehajú iba dopredu, v dôsledku čoho sa vytvárajú produkty, ktoré navzájom neinteragujú. Medzi ireverzibilné patria chemické reakcie, v dôsledku ktorých sa tvoria nízko disociované zlúčeniny, ktorých uvoľňovanie Vysoké číslo energiu, ako aj tie, v ktorých konečné produkty opúšťajú reakčnú sféru v plynnej forme alebo vo forme zrazeniny, napríklad:
HCl + NaOH = NaCl + H20
2Ca + 02 = 2CaO
BaBr 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2NaBr
Tepelný efekt
Exotermický sa nazývajú chemické reakcie s uvoľňovaním tepla. Symbol zmeny entalpie (obsah tepla) ΔH a tepelný účinok reakcie Q. Pri exotermických reakciách Q> 0 a ΔH< 0.
Endotermické sa nazývajú chemické reakcie, ktoré prebiehajú s absorpciou tepla. Pre endotermické reakcie Q< 0, а ΔH > 0.
Zlúčené reakcie budú spravidla exotermické a rozkladné reakcie budú endotermické. Vzácnou výnimkou je reakcia dusíka s kyslíkom - endotermická:
N2 + О2 → 2NO - Q
Fáza
Homogénne sa nazývajú reakcie, ktoré prebiehajú v homogénnom prostredí (homogénne látky, v jednej fáze, napríklad r-g, reakcie v roztokoch).
Heterogénne sa nazývajú reakcie, ktoré prebiehajú v nehomogénnom prostredí, na kontaktnom povrchu reaktantov v rôznych fázach, napríklad tuhých a plynných, kvapalných a plynných, v dvoch nemiešateľných kvapalinách.
Použitím katalyzátora
Katalyzátor je látka, ktorá urýchľuje chemickú reakciu.
Katalytické reakcie postupujte iba v prítomnosti katalyzátora (vrátane enzymatického).
Nekatalytické reakcieísť v neprítomnosti katalyzátora.
Podľa typu odpojenia
Homolytické a heterolytické reakcie sa rozlišujú podľa typu prerušenia chemickej väzby v rodičovskej molekule.
Homolytický sa nazývajú reakcie, pri ktorých sa v dôsledku prerušenia väzieb vytvoria častice, ktoré majú nepárový elektrón - voľné radikály.
Heterolytický nazývané reakcie prebiehajúce tvorbou iónových častíc - katiónov a aniónov.
- homolytický (rovnaká medzera, každý atóm dostane 1 elektrón)
- heterolytický (nerovnaká medzera - jeden dostane pár elektrónov)
Radikálne(reťazové) chemické reakcie zahŕňajúce radikály sa nazývajú napríklad:
CH4 + Cl2 hv → CH3CI + HCl
Iónsky Chemické reakcie zahŕňajúce ióny sa nazývajú napríklad:
KCl + AgNO 3 = KNO 3 + AgCl ↓
Heterolytické reakcie sa nazývajú elektrofilné. Organické zlúčeniny s elektrofilmi - časticami nesúcimi celý alebo zlomkový kladný náboj. Sú zaradené do elektrofilných substitučných a elektrofilných adičných reakcií, napríklad:
C6H6 + Cl2 FeCl3 → C6H5CI + HCl
H 2 C = CH 2 + Br 2 → BrCH 2 –CH 2 Br
Nukleofilné sú heterolytické reakcie organických zlúčenín s nukleofilmi - časticami, ktoré nesú celok alebo frakcie záporný náboj... Sú rozdelené na nukleofilné substitučné a nukleofilné adičné reakcie, napríklad:
CH3Br + NaOH → CH30H + NaBr
CH3C (O) H + C 2 H 5OH → CH 3 CH (OC 2 H 5) 2 + H 2 O
Klasifikácia organických reakcií
Klasifikácia organické reakcie je uvedená v tabuľke:
7.1. Hlavné typy chemických reakcií
Transformácie látok sprevádzané zmenou ich zloženia a vlastností sa nazývajú chemické reakcie resp chemické interakcie... Počas chemických reakcií nedochádza k žiadnym zmenám v zložení atómových jadier.
Javy, pri ktorých sa mení forma resp fyzický stav látky alebo sa mení zloženie jadier atómov, sa nazývajú fyzikálne. Príkladom fyzikálnych javov je tepelné spracovanie kovov, pri ktorom dochádza k zmene ich tvaru (kovanie), tavenie kovu, sublimácia jódu, transformácia vody na ľad alebo paru atď. ako jadrové reakcie, v dôsledku čoho sa z atómov niektorých prvkov vytvárajú atómy iných prvkov.
Chemické javy môžu sprevádzať fyzikálne transformácie. Napríklad v dôsledku chemických reakcií v galvanickom článku vzniká elektrický prúd.
Chemické reakcie sú klasifikované podľa rôznych kritérií.
1. Podľa znaku tepelného účinku sú všetky reakcie rozdelené na endotermické(tečie s absorpciou tepla) a exotermický(tečie s uvoľňovaním tepla) (pozri § 6.1).
2. Podľa stavu agregácie počiatočných látok a reakčných produktov sa rozlišujú:
homogénne reakcie, v ktorej sú všetky látky v rovnakej fáze:
2 KOH (p-p) + H 2 SO 4 (p-p) = K 2 SO (p-p) + 2 H 2 O (g),
CO (g) + Cl2 (g) = COCl2 (g),
SiO 2 (k) + 2 Mg (k) = Si (k) + 2 MgO (k).
heterogénne reakcie látky, v ktorých sú rôzne fázy:
CaO (k) + CO 2 (g) = CaCO 3 (k),
CuS04 (roztok) + 2 NaOH (roztok) = Cu (OH) 2 (k) + Na2S04 (roztok),
Na2S03 (roztok) + 2HCl (roztok) = 2 NaCI (roztok) + SO2 (g) + H20 (g).
3. Rozlišujú sa schopnosťou prúdiť iba vpred, ako aj vpred a vzad nevratné a reverzibilné chemické reakcie (pozri § 6.5).
4. Prítomnosťou alebo neprítomnosťou katalyzátorov sa rozlišuje katalytický a nekatalytický reakcie (pozri § 6.5).
5. Podľa mechanizmu výskytu sú chemické reakcie rozdelené na iónový, radikálne a ďalšie (mechanizmus chemických reakcií zahŕňajúcich organické zlúčeniny sa zvažuje v priebehu organickej chémie).
6. Podľa stavu oxidačných stavov atómov, ktoré tvoria reaktanty, existujú reakcie, ktoré prebiehajú bez zmeny oxidačného stavu atómy a so zmenou oxidačného stavu atómov ( redoxné reakcie) (pozri § 7.2).
7. Podľa zmeny zloženia počiatočných látok a reakčných produktov sa rozlišujú reakcie zlúčenina, rozklad, substitúcia a výmena... Tieto reakcie môžu prebiehať so zmenou alebo bez zmeny oxidačných stavov prvkov, tabuľka . 7.1.
Tabuľka 7.1
Druhy chemických reakcií
Príklady reakcií prebiehajúcich bez zmeny oxidačného stavu prvkov |
Príklady redoxných reakcií |
||
Pripojenia (jedna nová látka je vytvorená z dvoch alebo viacerých látok) |
HCI + NH3 = NH4CI; SO3 + H20 = H2S04 |
H2 + Cl2 = 2HCI; 2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3 |
|
Rozklad (z jednej látky sa tvorí niekoľko nových látok) |
A = B + C + D |
MgCO3 MgO + C02; H 2 SiO 3 SiO 2 + H 2 O |
2AgNO 3 2Ag + 2NO 2 + O 2 |
Striedania (keď látky interagujú, atómy jednej látky nahrádzajú atómy inej látky v molekule) |
A + BC = AB + C |
CaCO 3 + SiO 2 CaSiO 3 + CO 2 |
Pb (NO3) 2 + Zn = Mg + 2HCl = MgCl2 + H2 |
|
(dve látky si vymenia svoje základné časti a vytvoria dve nové látky) |
AB + CD = AD + CB |
AlCI3 + 3NaOH = Ca (OH) 2 + 2HCl = CaCl2 + 2H20 |
7.2. Redoxné reakcie
Ako je uvedené vyššie, všetky chemické reakcie spadajú do dvoch skupín:
Chemické reakcie prebiehajúce so zmenou oxidačného stavu atómov, ktoré tvoria reaktanty, sa nazývajú redox.
Oxidácia Je to proces odovzdávania elektrónov atómom, molekulou alebo iónom:
Na o - 1e = Na +;
Fe 2+ - e = Fe 3+;
H20 - 2e = 2H +;
2 Br - - 2e = Br 2 o.
Obnova Je to proces pripojenia elektrónov k atómu, molekule alebo iónu:
S o + 2e = S 2–;
Cr 3++ e = Cr 2+;
Cl20 + 2e = 2Cl -;
Mn 7++ 5e = Mn 2+.
Atómy, molekuly alebo ióny, ktoré prijímajú elektróny, sa nazývajú oxidačné činidlá. Reštaurátori sú atómy, molekuly alebo ióny darujúce elektróny.
Akceptovaním elektrónov sa oxidačné činidlo počas reakcie redukuje a redukčné činidlo sa oxiduje. Oxidáciu vždy sprevádza redukcia a naopak. Preto počet elektrónov darovaných redukčným činidlom sa vždy rovná počtu elektrónov darovaných oxidačným činidlom.
7.2.1. Oxidačný stav
Oxidačný stav je podmienený (formálny) náboj atómu v zlúčenine, vypočítaný za predpokladu, že pozostáva iba z iónov. Oxidačný stav je zvyčajné označovať arabským číslom v hornej časti symbolu prvku znamienkom „+“ alebo „-“. Napríklad Al 3+, S 2–.
Ak chcete nájsť oxidačné stavy, postupujte nasledovne dodržiavanie pravidiel:
oxidačný stav atómov v jednoduchých látkach je nulový;
algebraický súčet oxidačných stavov atómov v molekule je nulový, v komplexnom ióne - náboj iónu;
oxidačný stav atómov alkalických kovov je vždy +1;
atóm vodíka v zlúčeninách s nekovmi (CH4, NH3 atď.) vykazuje oxidačný stav +1 a pri aktívnych kovoch je jeho oxidačný stav –1 (NaH, CaH2 atď.);
atóm fluóru v zlúčeninách vždy vykazuje oxidačný stav –1;
oxidačný stav atómu kyslíka v zlúčeninách je zvyčajne –2, s výnimkou peroxidov (H 2 O 2, Na 2 O 2), v ktorých je oxidačný stav kyslíka –1, a niektorých ďalších látok (superoxidy, ozonidy, fluoridy kyslíka).
Maximálny pozitívny oxidačný stav prvkov v skupine sa zvyčajne rovná číslu skupiny. Výnimkou je fluór, kyslík, pretože ich najvyšší oxidačný stav je nižší ako počet skupín, v ktorých sa nachádzajú. Prvky podskupiny medi tvoria zlúčeniny, v ktorých ich oxidačný stav presahuje číslo skupiny (CuO, AgF 5, AuCl 3).
Maximálny negatívny oxidačný stav prvkov nachádzajúcich sa v hlavných podskupinách periodického systému je možné určiť odčítaním čísla skupiny od ôsmich. V prípade uhlíka je to 8 - 4 = 4, v prípade fosforu - 8 - 5 = 3.
V hlavných podskupinách pri prechode z prvkov zhora nadol klesá stabilita najvyššieho pozitívneho oxidačného stavu, v bočných podskupinách naopak stabilita vyšších oxidačných stavov rastie zhora nadol.
Konvencionalitu pojmu oxidačného stavu je možné demonštrovať na príklade niektorých anorganických a organických zlúčenín. Najmä v kyselinách fosforečných (fosforečných) H 3 PO 2, fosfónových (fosforečných) H 3 PO 3 a fosforečných H 3 PO 4 sú oxidačné stavy fosforu +1, +3 a +5, zatiaľ čo v všetky tieto zlúčeniny fosfor je päťmocný. V prípade uhlíka v metáne CH4, metanolu, CH30H, formaldehydu CH20, kyseliny mravčej, HCOOH a oxidu uhoľnatého (IV) CO 2 sú oxidačné stavy uhlíka –4, –2, 0, +2 a +4, v uvedenom poradí. , zatiaľ čo valencia atómu uhlíka vo všetkých týchto zlúčeninách je štyri.
Napriek tomu, že oxidačný stav je konvenčným konceptom, je široko používaný pri príprave redoxných reakcií.
7.2.2. Najdôležitejšie oxidačné a redukčné činidlá
Typickými oxidačnými činidlami sú:
1. Jednoduché látky, ktorých atómy sú silne elektronegatívne. Ide predovšetkým o prvky hlavných podskupín VI a VII skupín periodického systému: kyslík, halogény. Z jednoduchých látok je fluór najsilnejším oxidačným činidlom.
2. Zlúčeniny obsahujúce niektoré katióny kovov vo vysokých oxidačných stavoch: Pb 4+, Fe 3+, Au 3+ atď.
3. Zlúčeniny obsahujúce niektoré komplexné anióny, prvky, v ktorých sú vo vysoko pozitívnych oxidačných stavoch: 2–, - - atď.
Medzi redukčné činidlá patria:
1. Jednoduché látky, ktorých atómy majú nízku elektronegativitu - aktívne kovy. Nekovy, ako je vodík a uhlík, môžu tiež vykazovať redukčné vlastnosti.
2. Niektoré kovové zlúčeniny obsahujúce katióny (Sn 2+, Fe 2+, Cr 2+), ktoré darovaním elektrónov môžu zvýšiť ich oxidačný stav.
3. Niektoré zlúčeniny obsahujúce také jednoduché ióny, ako napríklad I -, S 2–.
4. Zlúčeniny obsahujúce komplexné ióny (S 4+ O 3) 2–, (НР 3+ O 3) 2–, v ktorých prvky môžu darovaním elektrónov zvýšiť svoje kladný stupeň oxidácia.
V laboratórnej praxi sa najčastejšie používajú tieto oxidačné činidlá:
manganistan draselný (KMnO 4);
dichróman draselný (K2Cr207);
kyselina dusičná (HNO3);
koncentrovaný kyselina sírová(H2S04);
peroxid vodíka (H202);
oxidy mangánu (IV) a olova (IV) (MnO 2, PbO 2);
roztavený dusičnan draselný (KNO 3) a taveniny niektorých ďalších dusičnanov.
Redukčné činidlá, ktoré sa používajú v laboratórnej praxi, zahŕňajú:
- horčík (Mg), hliník (Al) a ďalšie aktívne kovy;
- vodík (H2) a uhlík (C);
- jodid draselný (KI);
- sulfid sodný (Na2S) a sírovodík (H2S);
- siričitan sodný (Na2S03);
- chlorid cínatý (SnCl2).
7.2.3. Klasifikácia redoxných reakcií
Redoxné reakcie sú zvyčajne rozdelené do troch typov: intermolekulárne, intramolekulárne a disproporcionačné (samooxidačné-samoliečivé) reakcie.
Intermolekulárne reakcie pokračovať so zmenou oxidačného stavu atómov, ktoré sú v rôznych molekulách. Napríklad:
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
TO intramolekulárne reakcie Patria sem reakcie, v ktorých oxidačné činidlo a redukčné činidlo sú súčasťou tej istej molekuly, napríklad:
(NH 4) 2 Cr207N2 + Cr203 + 4 H20,
2 KNO 3 2 KNO 2 + O 2.
V. disproporcionačné reakcie(samooxidácia-samoliečba) atóm (ión) rovnakého prvku je oxidačné činidlo aj redukčné činidlo:
Cl 2 + 2 KOH KCl + KClO + H 2 O,
2 NO 2 + 2 NaOH = NaNO 2 + NaNO 3 + H 2 O
7.2.4. Základné pravidlá pre zostavovanie redoxných reakcií
Zloženie redoxných reakcií sa uskutočňuje podľa krokov uvedených v tabuľke. 7.2.
Tabuľka 7.2
Etapy zostavovania rovníc redoxných reakcií
Akcia |
|
Stanovte oxidačné činidlo a redukčné činidlo. |
|
Stanovte produkty redoxnej reakcie. |
|
Zostavte rovnováhu elektrónov a pomocou nej usporiadajte koeficienty pre látky, ktoré menia svoje oxidačné stavy. |
|
Usporiadajte koeficienty pre ďalšie látky, ktoré sa zúčastňujú a vznikajú pri redoxnej reakcii. |
|
Skontrolujte správnosť usporiadania koeficientov spočítaním množstva atómov látky (zvyčajne vodíka a kyslíka) umiestnených na ľavej a pravej strane reakčnej rovnice. |
Uvažujme o pravidlách zostavovania redoxných reakcií na príklade interakcie siričitanu draselného s manganistanom draselným v kyslom prostredí:
1. Stanovenie oxidačného činidla a redukčného činidla
Mangán, ktorý je v najvyššom oxidačnom stave, nemôže darovať elektróny. Mn 7+ bude prijímať elektróny, t.j. je oxidačné činidlo.
Ión S 4+ môže darovať dva elektróny a ísť do S 6+, t.j. je redukčné činidlo. V uvažovanej reakcii je teda K2S03 redukčné činidlo a KMn04 je oxidačné činidlo.
2. Stanovenie reakčných produktov
K 2 SO 3 + KMnO 4 + H 2 SO 4?
Darovaním dvoch elektrónov elektrónom S 4+ prechádza do S 6+. Siričitan draselný (K2S03) sa tak premení na síran (K2S04). V kyslom prostredí odoberá Mn 7+ 5 elektrónov a v roztoku kyseliny sírovej (médium) tvorí síran manganatý (MnSO 4). V dôsledku tejto reakcie sa tiež tvoria ďalšie molekuly síranu draselného (v dôsledku iónov draslíka, ktoré tvoria manganistan), ako aj molekuly vody. Uvažovaná reakcia bude teda napísaná vo forme:
K 2 SO 3 + KMnO 4 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + MnSO 4 + H 2 O.
3. Zostavenie elektrónovej rovnováhy
Na zostavenie rovnováhy elektrónov je potrebné uviesť tie oxidačné stavy, ktoré sa menia v uvažovanej reakcii:
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+.
Počet elektrónov darovaných redukčným činidlom sa musí rovnať počtu elektrónov darovaných oxidačným činidlom. Preto by reakcia mala zahŕňať dva Mn 7+ a päť S 4+:
Mn 7++ 5 e = Mn 2+ 2,
S 4+ - 2 e = S 6+ 5.
Počet elektrónov darovaných redukčným činidlom (10) sa teda bude rovnať počtu elektrónov darovaných oxidačným činidlom (10).
4. Usporiadanie koeficientov v reakčnej rovnici
V súlade s rovnováhou elektrónov pred K 2 SO 3 je potrebné dať faktor 5 a pred KMnO 4 - 2. Na pravej strane pred síranom draselným nastavíme faktor 6, pretože jedna molekula sa pridá k piatim molekulám K2S04 vytvoreným počas oxidácie siričitanu draselného K2S04 v dôsledku väzby iónov draslíka, ktoré tvoria manganistan. Pretože reakcia je zapojená ako oxidačné činidlo dva na pravej strane sa tiež tvoria molekuly manganistanu dva molekuly síranu manganatého. Na viazanie reakčných produktov (ióny draslíka a mangánu, ktoré tvoria manganistan) je potrebné tri molekuly kyseliny sírovej, preto v dôsledku reakcie, tri molekuly vody. Nakoniec dostaneme:
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. Kontrola správnosti usporiadania koeficientov v reakčnej rovnici
Počet atómov kyslíka na ľavej strane reakčnej rovnice je:
5 3 + 2 4 + 3 4 = 35.
Na pravej strane bude toto číslo:
6 4 + 2 4 + 3 1 = 35.
Počet atómov vodíka na ľavej strane reakčnej rovnice je šesť a zodpovedá počtu týchto atómov na pravej strane reakčnej rovnice.
7.2.5. Príklady redoxných reakcií zahŕňajúcich typické oxidačné a redukčné činidlá
7.2.5.1. Intermolekulárne oxidačno-redukčné reakcie
Redoxné reakcie zahrnujúce manganistan draselný, dvojchróman draselný, peroxid vodíka, dusitan draselný, jodid draselný a sulfid draselný sú uvedené nižšie ako príklady. Redoxné reakcie zahŕňajúce iné typické oxidačné a redukčné činidlá sú diskutované v druhej časti manuálu (Anorganická chémia).
Redoxné reakcie zahŕňajúce manganistan draselný
V závislosti od média (kyslé, neutrálne, zásadité) poskytuje manganistan draselný, pôsobiaci ako oxidačné činidlo, rôzne redukčné produkty, obr. 7.1.
Ryža. 7.1. Tvorba produktov redukcie manganistanu draselného v rôznych médiách
Nasledujú reakcie KMn04 so sulfidom draselným ako redukčným činidlom v rôznych médiách, ilustrujúce schému, obr. 7.1. Pri týchto reakciách je oxidačným produktom sulfidového iónu voľná síra. V alkalickom médiu sa molekuly KOH nezúčastňujú na reakcii, ale určujú iba redukčný produkt manganistanu draselného.
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.
Redoxné reakcie zahŕňajúce dichroman draselný
V kyslom prostredí je dichroman draselný silným oxidačným činidlom. Zmes K 2 Cr 2 O 7 a koncentrovanej H 2 SO 4 (chromový pík) sa v laboratórnej praxi široko používa ako oxidačné činidlo. V interakcii s redukčným činidlom prijme jedna molekula dvojchrómanu draselného šesť elektrónov za vzniku trojmocných zlúčenín chrómu:
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.
Redoxné reakcie zahŕňajúce peroxid vodíka a dusitan draselný
Peroxid vodíka a dusitan draselný vykazujú prevažne oxidačné vlastnosti:
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,
Pri interakcii so silnými oxidantmi (ako napríklad KMn04) však peroxid vodíka a dusitan draselný pôsobia ako redukčné činidlá:
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.
Je potrebné poznamenať, že peroxid vodíka sa v závislosti od média redukuje podľa schémy, obr. 7.2.
Ryža. 7.2. Možné produkty redukcie peroxidu vodíka
V tomto prípade sa v dôsledku reakcií vytvoria voda alebo hydroxidové ióny:
2 FeSO 4 + H 2 O 2 + H 2 SO 4 = Fe 2 (SO 4) 3 + 2 H 2 O,
2 KI + H202 = I2 + 2 KOH.
7.2.5.2. Intramolekulárne oxidačno-redukčné reakcie
Intramolekulárne redoxné reakcie sa spravidla vyskytujú pri zahrievaní látok, ktorých molekuly obsahujú redukčné činidlo a oxidačné činidlo. Príklady intramolekulárnych redukčných oxidačných reakcií sú procesy tepelného rozkladu dusičnanov a manganistanu draselného:
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. Disproporcionačné reakcie
Ako je uvedené vyššie, v disproporcionačných reakciách je jeden a ten istý atóm (ión) ako oxidačné činidlo, tak aj redukčné činidlo. Uvažujme o procese zostavovania tohto typu reakcií na príklade interakcie síry s zásadou.
Charakteristické stupne oxidácia síry: – 2, 0, +4 a +6. Elementárna síra, ktorá pôsobí ako redukčné činidlo, sa vzdáva 4 elektrónov:
S o – 4e = S 4+.
Síra – oxidačné činidlo prijíma dva elektróny:
S o + 2e = S 2–.
V dôsledku reakcie disproporcionácie síry teda vznikajú zlúčeniny, oxidačné stavy prvku, v ktorom – 2 a vpravo +4:
3 S + 6 KOH = 2 K 2 S + K 2 SO 3 + 3 H 2 O.
Disproporcionáciou oxidu dusičitého (IV) v zásadách sa získajú dusitany a dusičnany - zlúčeniny, v ktorých sú oxidačné stavy dusíka +3 a +5:
2 N 4+ O 2 + 2 KOH = KN 3+ O 2 + KN 5+ O 3 + H 2 O,
Disproporcionácia chlóru v chladnom alkalickom roztoku vedie k tvorbe chlórnanu a v horúcom roztoku chlorečnanu:
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. Elektrolýza
Oxidačné - proces obnovy prúdiaci v roztokoch alebo sa taví, keď nimi prechádza, konštanta elektrický prúd sa nazýva elektrolýza. V tomto prípade sú anióny oxidované na kladnej elektróde (anóde). Na zápornej elektróde (katóde) sa redukujú katióny.
2 Na 2 CO 3 4 Na + О 2 + 2CO 2.
Počas elektrolýzy vodné roztoky môžu nastať elektrolyty spolu s transformáciami rozpustenej látky elektrochemické procesy za účasti vodíkových iónov a hydroxidových iónov vody:
katóda (-): 2 Н + + 2е = Н 2,
anóda ( +): 4 ОН - - 4е = О 2 + 2 Н 2 О.
V tomto prípade prebieha redukčný proces na katóde nasledovne:
1. Katióny aktívnych kovov (až do Al 3+ vrátane) sa na katóde neznižujú, ale naopak sa redukuje vodík.
2. Kovové katióny nachádzajúce sa v sérii štandardných elektródových potenciálov (v sérii napätí) vpravo od vodíka sa počas elektrolýzy redukujú na katóde na voľné kovy.
3. Kovové katióny umiestnené medzi Al 3+ a H + sa redukujú na katóde súčasne s vodíkovým katiónom.
Procesy prebiehajúce vo vodných roztokoch na anóde závisia od látky, z ktorej je anóda vyrobená. Rozlišujte medzi nerozpustnými anódami ( inertný) a rozpustné ( aktívny). Ako materiál pre inertné anódy sa používa grafit alebo platina. Rozpustné anódy sú vyrobené z medi, zinku a ďalších kovov.
Pri elektrolýze roztokov s inertnou anódou môžu vzniknúť nasledujúce produkty:
1. Oxidácia halogenidových iónov uvoľňuje voľné halogény.
2. Pri elektrolýze roztokov obsahujúcich anióny SO 2 2–, NO 3 -, PO 4 3– sa uvoľňuje kyslík; na anóde nie sú oxidované tieto ióny, ale molekuly vody.
Vzhľadom na vyššie uvedené pravidlá považujeme za príklad elektrolýzu vody Roztoky NaCl, CuSO 4 a KOH s inertnými elektródami.
1). V roztoku sa chlorid sodný disociuje na ióny.
Chemické reakcie, ich vlastnosti, druhy, podmienky výskytu a ďalšie, sú jedným zo základných kameňov zaujímavej vedy s názvom chémia. Pokúsme sa zistiť, čo je to chemická reakcia a aká je jej úloha. Chemická reakcia v chémii sa teda považuje za transformáciu jednej alebo viacerých látok na iné látky. V tomto prípade sa ich jadrá nemenia (na rozdiel od jadrových reakcií), ale dochádza k redistribúcii elektrónov a jadier a samozrejme sa objavujú nové chemické prvky.
Chemické reakcie v prírode a každodennom živote
Ty a ja sme obklopení chemickými reakciami, navyše sami pravidelne vykonávame rôzne každodenné akcie, keď napríklad zapálime zápalku. Zvlášť veľa samotných chemických reakcií, bez podozrenia (a možno aj podozrenia), robí kuchárov pri príprave jedla.
V prírodných podmienkach samozrejme prebieha mnoho chemických reakcií: sopečná erupcia, lístie a stromy a čo môžem povedať, k príkladom chemických reakcií možno priradiť takmer akýkoľvek biologický proces.
Druhy chemických reakcií
Všetky chemické reakcie je možné zhruba rozdeliť na jednoduché a komplexné. Jednoduché chemické reakcie sú zase rozdelené na:
- zložené reakcie,
- rozkladné reakcie,
- substitučné reakcie,
- výmenné reakcie.
Chemická reakcia zlúčeniny
Podľa veľmi výstižnej definície veľkého chemika DI Mendelejeva ku kombinovanej reakcii dochádza vtedy, keď „dôjde k jednej z dvoch látok“. Príkladom chemickej reakcie zlúčeniny môže byť zahrievanie práškov železa a síry, pri ktorých z nich vzniká sulfid železa - Fe + S = FeS. Iní nápadné príklady táto reakcia je spaľovanie jednoduchých látok, ako je síra alebo fosfor, na vzduchu (možno podobnú reakciu možno nazvať aj tepelnou chemickou reakciou).
Chemická rozkladná reakcia
Je to jednoduché, rozkladná reakcia je opakom reakcie zlúčeniny. S ním sa z jednej látky získajú dve alebo viac látok. Jednoduchý príklad chemickou rozkladnou reakciou môže byť kriedová rozkladná reakcia, počas ktorej sa zo samotnej kriedy vytvára nehasené vápno a oxid uhličitý.
Substitučná chemická reakcia
Substitučná reakcia sa vykonáva vtedy, keď jednoduchá látka interaguje s komplexnou. Tu je príklad reakcie chemickej substitúcie: ak je oceľový klinec ponorený do roztoku so síranom meďnatým, potom v priebehu tohto jednoduchého chemického experimentu dostaneme síran železitý (železo vytlačí meď zo soli). Rovnica pre takúto chemickú reakciu bude vyzerať takto:
Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu
Chemická výmenná reakcia
Výmenné reakcie prebiehajú výlučne medzi komplexnými chemikálie, počas ktorého menia svoje časti. Mnoho takýchto reakcií prebieha v rôznych riešeniach. Neutralizácia kyseliny žlčou - tu dobrý príklad chemická výmenná reakcia.
NaOH + HCl → NaCl + H20
Toto je chemická rovnica tejto reakcie, v ktorej sa vodíkový ión zo zlúčeniny HCl vymieňa za sodíkový ión zo zlúčeniny NaOH. Dôsledkom tejto chemickej reakcie je tvorba roztoku chloridu sodného.
Známky chemických reakcií
Podľa znakov výskytu chemických reakcií je možné posúdiť, či medzi reakčnými činidlami prebehla chemická reakcia alebo nie. Tu je niekoľko príkladov znakov chemických reakcií:
- Zmena farby (napríklad ľahké žehlenie počas vlhký vzduch pokryté hnedým kvetom v dôsledku chemickej reakcie interakcie železa a).
- Zrážky (ak oxid uhličitý náhle prejde roztokom vápna, dôjde k vyzrážaniu bieleho nerozpustného precipitátu uhličitanu vápenatého).
- Vývoj plynu (ak kvapkáte ďalej prášok na pečenie kyselina citrónová získate vývoj oxidu uhličitého).
- Tvorba slabo disociovaných látok (všetky reakcie vedúce k tvorbe vody).
- Žiara roztoku (príkladom sú reakcie, ktoré prebiehajú s roztokom luminolu, ktorý pri chemických reakciách vyžaruje svetlo).
Vo všeobecnosti je ťažké rozlíšiť, ktoré príznaky chemických reakcií sú hlavné; rôzne látky a rôzne reakcie majú svoje vlastné znaky.
Ako identifikovať znak chemickej reakcie
Znak chemickej reakcie môžete určiť vizuálne (so zmenou farby, žiary) alebo podľa výsledkov tejto reakcie.
Rýchlosť chemickej reakcie
Rýchlosť chemickej reakcie sa obvykle chápe ako zmena množstva jedného z reaktantov za jednotku času. Navyše, rýchlosť chemickej reakcie je vždy kladná hodnota. V roku 1865 chemik NN Beketov sformuloval zákon o hromadnom pôsobení, ktorý uvádza, že „rýchlosť chemickej reakcie v každom časovom okamihu je úmerná koncentráciám reagencií zvýšených na sily rovnajúce sa ich stechiometrickým koeficientom“.
Faktory rýchlosti chemickej reakcie zahŕňajú:
- povaha reagujúcich látok,
- prítomnosť katalyzátora,
- teplota,
- tlak,
- povrchová plocha reaktantov.
Všetky majú najpriamejší vplyv na rýchlosť chemickej reakcie.
Rovnováha chemickej reakcie
Chemická rovnováha je stav chemického systému, v ktorom prebieha niekoľko chemických reakcií a rýchlosti v každom páre dopredných a spätných reakcií sú rovnaké. Uvoľní sa teda rovnovážna konštanta chemickej reakcie - to je hodnota, ktorá pre danú chemickú reakciu určuje pomer medzi termodynamickými aktivitami počiatočných látok a produktov v stave chemická rovnováha... Keď poznáte rovnovážnu konštantu, môžete určiť smer chemickej reakcie.
Podmienky pre výskyt chemických reakcií
Na spustenie chemických reakcií je potrebné vytvoriť na to vhodné podmienky:
- privedenie látok do tesného kontaktu.
- zahrievanie látok na určitú teplotu (teplota chemickej reakcie musí byť vhodná).
Tepelný účinok chemickej reakcie
Toto je názov pre zmenu vnútornej energie systému v dôsledku priebehu chemickej reakcie a transformácie počiatočných látok (reaktantov) na reakčné produkty v množstvách zodpovedajúcich rovnici chemickej reakcie za nasledujúcich podmienok:
- jedinou možnou prácou je v tomto prípade iba práca proti vonkajšiemu tlaku.
- východiskové materiály a produkty získané v dôsledku chemickej reakcie majú rovnakú teplotu.
Chemické reakcie, video
A na záver zaujímavé video o najúžasnejších chemických reakciách.
