"Физика Термоядрени реакции" - Термоядрена реакция. Проблем: Плазмата е трудна за задържане. Контролираната термоядрена реакция е енергийно изгодна реакция. Подробности за реакцията. Презентация по физика на тема: В звездите протичат самоподдържащи се термоядрени реакции. Какво е термоядрена реакция? ТОКАМАК (тороидална магнитна камера с ток).
"Видове химични реакции" - Всички реакции са придружени от топлинни ефекти. Обратими реакции - химични реакции, протичащи едновременно в две противоположни посоки(напред и назад) Например: 3H2 + N2 ? 2NH3 Лабораторна работа. Как можем да назовем процеса, който протича? Химичните реакции протичат: чрез смесване или физически контакт на реагенти спонтанно чрез нагряване с участието на катализатори чрез действие на светлина електрически токмеханично въздействие и др.
"Класификация на реакциите" - Ендотермични реакции: P (червено)<=>R (бяло). S (ромбичен)<=>S (пластмаса). Класификация на реакциите. Повечето от тези реакции са. Разлагане на калиев перманганат при нагряване: Реакция на горене на литий: Алотропия на фосфор: Реакция на горене на калций във въздуха: Интересни реакции.
"Ядрени реакции" - Радиоактивното лъчение има пагубен ефект върху живите клетки. Ядрените реакции са придружени от енергийни трансформации. биологично действие. Биологично действие на радиоактивното лъчение. Ефектът на радиацията върху хората. термоядрени реакции. Приложение на ядрените реакции. Ядрен реактор.
"Реакции на киселини" - BaCL2 + H2SO4 = BaSO4 + 2HCL Ba2+ + SO42- = BaSO4. Киселини. Отговори. Класификация на киселините. Проверете себе си. Обобщение. Типични реакции на киселини.
По време на химична реакцияот едни вещества се получават други (да не се бърка с ядрени реакции, при които един химичен елемент се превръща в друг).
Всяка химична реакция се описва с химично уравнение:
Реактиви → Продукти на реакцията
Стрелката показва посоката на реакцията.
Например:
При тази реакция метанът (CH4) реагира с кислорода (O2), което води до образуването на въглероден диоксид (CO2) и вода (H2O), или по-скоро водна пара. Точно такава реакция се случва във вашата кухня, когато запалите газова горелка. Уравнението трябва да се чете така: една молекула газ метан реагира с две молекули газ кислород, което води до една молекула въглероден диоксид и две молекули вода (пара).
Числата пред компонентите на химичната реакция се наричат коефициенти на реакция.
Химичните реакции са ендотермичен(с абсорбция на енергия) и екзотермичен(с освобождаване на енергия). Изгарянето на метан е типичен пример за екзотермична реакция.
Има няколко вида химични реакции. Най-често:
- съединения реакции;
- реакции на разлагане;
- единични реакции на заместване;
- реакции на двойно заместване;
- окислителни реакции;
- редокс реакции.
Реакции на свързване
При реакция на съединение най-малко два елемента образуват един продукт:
2Na (t) + Cl 2 (g) → 2NaCl (t)- образуването на сол.
Трябва да се обърне внимание на съществен нюанс на реакциите на съединенията: в зависимост от условията на реакцията или пропорциите на реагентите, които влизат в реакцията, различни продукти могат да бъдат нейният резултат. Например при нормални условия на изгаряне на въглища се получава въглероден диоксид:
C (t) + O 2 (g) → CO 2 (g)
Ако няма достатъчно кислород, тогава се образува смъртоносен въглероден окис:
2C (t) + O 2 (g) → 2CO (g)
Реакции на разлагане
Тези реакции са, така да се каже, противоположни по същество на реакциите на съединението. В резултат на реакцията на разлагане веществото се разпада на два (3, 4...) по-прости елемента (съединения):
- 2H 2 O (g) → 2H 2 (g) + O 2 (g)- водно разлагане
- 2H 2 O 2 (g) → 2H 2 (g) O + O 2 (g)- разлагане на водороден прекис
Реакции на единично заместване
В резултат на единични реакции на заместване по-активният елемент замества по-малко активния елемент в съединението:
Zn (t) + CuSO 4 (разтвор) → ZnSO 4 (разтвор) + Cu (t)
Цинкът в разтвора на меден сулфат измества по-малко активната мед, което води до разтвор на цинков сулфат.
Степента на активност на металите във възходящ ред на активност:
- Най-активни са алкалните и алкалоземните метали.
Йонното уравнение за горната реакция ще бъде:
Zn (t) + Cu 2+ + SO 4 2- → Zn 2+ + SO 4 2- + Cu (t)
Йонната връзка CuSO 4, когато се разтвори във вода, се разлага на меден катион (заряд 2+) и анион сулфат (заряд 2-). В резултат на реакцията на заместване се образува цинков катион (който има същия заряд като медния катион: 2-). Обърнете внимание, че сулфатният анион присъства от двете страни на уравнението, т.е. по всички правила на математиката той може да бъде редуциран. Резултатът е йонно-молекулярно уравнение:
Zn (t) + Cu 2+ → Zn 2+ + Cu (t)
Реакции на двойно заместване
При реакции на двойно заместване два електрона вече са заменени. Такива реакции се наричат още обменни реакции. Тези реакции протичат в разтвор, за да се образуват:
- неразтворим твърдо(реакции на утаяване);
- вода (реакции на неутрализация).
Реакции на утаяване
При смесване на разтвор на сребърен нитрат (сол) с разтвор на натриев хлорид се образува сребърен хлорид:
Молекулно уравнение: KCl (разтвор) + AgNO 3 (p-p) → AgCl (t) + KNO 3 (p-p)
Йонно уравнение: K + + Cl - + Ag + + NO 3 - → AgCl (t) + K + + NO 3 -
Молекулярно-йонно уравнение: Cl - + Ag + → AgCl (t)
Ако съединението е разтворимо, то ще бъде в разтвор в йонна форма. Ако съединението е неразтворимо, то ще се утаи, образувайки твърдо вещество.
Реакции на неутрализация
Това са реакции между киселини и основи, в резултат на които се образуват водни молекули.
Например, реакцията на смесване на разтвор на сярна киселина и разтвор на натриев хидроксид (луга):
Молекулно уравнение: H 2 SO 4 (p-p) + 2NaOH (p-p) → Na 2 SO 4 (p-p) + 2H 2 O (l)
Йонно уравнение: 2H + + SO 4 2- + 2Na + + 2OH - → 2Na + + SO 4 2- + 2H 2 O (l)
Молекулярно-йонно уравнение: 2H + + 2OH - → 2H 2 O (g) или H + + OH - → H 2 O (g)
Окислителни реакции
Това са реакции на взаимодействие на вещества с газообразен кислород във въздуха, при които, като правило, голям бройенергия под формата на топлина и светлина. Типична окислителна реакция е изгарянето. В самото начало на тази страница е дадена реакцията на взаимодействие на метан с кислород:
CH 4 (g) + 2O 2 (g) → CO 2 (g) + 2H 2 O (g)
Метанът се отнася до въглеводороди (съединения на въглерод и водород). Когато въглеводородът реагира с кислорода, се отделя много топлинна енергия.
Редокс реакции
Това са реакции, при които се извършва обмен на електрони между атомите на реагентите. Обсъдените по-горе реакции също са редокс реакции:
- 2Na + Cl 2 → 2NaCl - реакция на съединение
- CH 4 + 2O 2 → CO 2 + 2H 2 O - реакция на окисление
- Zn + CuSO 4 → ZnSO 4 + Cu - единична реакция на заместване
Най-подробните редокс реакции с голям брой примери за решаване на уравнения по метода на електронния баланс и метода на полуреакция са описани в раздела
1. Реакции на свързване. Д. И. Менделеев определя съединението като реакция, „в която се появява едно от две вещества. И така, в реакциите на съединение на няколко реагента, относително проста композициясе получава едно вещество с по-сложен състав
А + б + ° С = д
Комбинираните реакции включват процесите на изгаряне на прости вещества (сяра, фосфор, въглерод) във въздуха. Например, въглеродът изгаря във въздуха C + O2 = CO2 (разбира се, тази реакция протича постепенно, първо се образува въглероден окис CO). По правило тези реакции са придружени от отделяне на топлина, т.е. водят до образуването на по-стабилни и по-малко богати на енергия съединения – са екзотермични.
Реакциите на комбинацията от прости вещества винаги имат редокс характер. Реакциите на свързване, възникващи между сложни вещества, могат да възникнат както без промяна на валентността
CaCO3 + CO2 + H2O = Ca (HCO3) 2
и да се класифицира като редокс
2FeCl2 + Cl2 = 2FeCl3.
2. Реакции на разлагане. Химичните реакции на разлагане, според Менделеев, „представляват случаи, обратни на съединението, т.е. тези, при които едно вещество дава две, или като цяло даден брой вещества е по-голям брой от тях.
Реакциите на разлагане водят до образуването на няколко съединения от едно сложно вещество
A = B + C + D
Продуктите на разпадане на сложно вещество могат да бъдат както прости, така и сложни вещества. Пример за реакция на разлагане е химическата реакция на разлагане на креда (или варовик под въздействието на температурата): CaCO3 \u003d CaO + CO2. Реакцията на разлагане обикновено изисква нагряване. Такива процеси са ендотермични, т.е. поток с абсорбиране на топлина. От реакциите на разлагане, които протичат без промяна на валентните състояния, трябва да се отбележи разлагането на кристални хидрати, основи, киселини и соли на кислородсъдържащи киселини
CuSO4 5H2O = CuSO4 + 5H2O,
Cu(OH)2 = CuO + H2O,
H2SiO3 = SiO2 + H2O.
Реакциите на разлагане с окислително-възстановителен характер включват разлагането на оксиди, киселини и соли, образувани от елементи в по-високи степени на окисление
2SO3 = 2SO2 + O2,
4HNO3 = 2H2O + 4NO2O + O2O,
2AgNO3 = 2Ag + 2NO2 + O2,
(NH4) 2Cr2O7 = Cr2O3 + N2 + 4H2O.
Особено характерни са окислително-възстановителните реакции на разлагане на соли на азотна киселина.
Реакциите на разлагане в органичната химия, за разлика от реакциите на разлагане в неорганична химия, имат свои собствени характеристики. Те могат да се разглеждат като обратни процеси на добавяне, тъй като в резултат най-често се образуват множество връзки или цикли.
Реакциите на разлагане в органичната химия се наричат напукване
С18H38 = С9H18 + С9H20
или дехидрогениране C4H10 = C4H6 + 2H2.
При реакциите от другите два типа броят на реагентите е равен на броя на продуктите.
3. Реакции на заместване. Тяхната отличителна черта е взаимодействието на просто вещество със сложно. Такива реакции съществуват в органичната химия. Въпреки това, понятието "заместване" в органичната химия е по-широко, отколкото в неорганичната химия. Ако някой атом или функционална група в молекулата на първоначалното вещество се замени с друг атом или група, това също са реакции на заместване, въпреки че от гледна точка на неорганичната химия процесът изглежда като реакция на обмен.
При реакциите на заместване обикновено едно просто вещество взаимодейства със сложно, образувайки друго просто вещество и друго сложно. A + BC = AB + C
Например, като потопим стоманен пирон в разтвор на меден сулфат, получаваме железен сулфат (желязото измества медта от неговата сол) Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu.
Тези реакции са предимно редокс реакции.
2Al + Fe2O3 = 2Fe + Al2O3,
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2,
2KBr + Cl2 = 2KCl + Br2,
2KSlO3 + l2 = 2KlO3 + Cl2.
Примерите за реакции на заместване, които не са придружени от промяна на валентните състояния на атомите, са изключително малко.
Трябва да се отбележи реакцията на силициев диоксид със соли на кислородсъдържащи киселини, които съответстват на газообразни или летливи анхидриди
CaCO3 + SiO2 = CaSiO3 + CO2,
Ca3(PO4)2 + 3SiO2 = 3CaSiO3 + P2O5.
Понякога тези реакции се считат за реакции на обмен.
CH4 + Cl2 = CH3Cl + HCl.
4. Обменни реакции (включително неутрализация). Обменните реакции са реакции между две съединения, които обменят своите съставни части
AB + CD = AD + CB
Голям брой от тях се срещат във водни разтвори. Пример за реакция на химичен обмен е неутрализацията на киселина с основа.
NaOH+HCl=NaCl+Н2О.
Тук, в реагентите (веществата отляво), водороден йон от съединението HCl се обменя с натриев йон от съединението NaOH, което води до разтвор на готварска сол във вода.
Ако окислително-редукционните процеси протичат по време на реакции на заместване, тогава обменните реакции винаги протичат без промяна на валентното състояние на атомите. Това е най-честата група реакции между сложни вещества – оксиди, основи, киселини и соли.
ZnO + H2SO4 = ZnSO4 + H2O,
AgNO3 + KBr = AgBr + KNO3,
CrCl3 + ZNaOH = Cr(OH)3 + ZNaCl.
Специален случай на тези обменни реакции - реакции на неутрализация
HCl + KOH = KCl + H2O.
Обикновено тези реакции се подчиняват на законите на химичното равновесие и протичат в посока, в която поне едно от веществата се отстранява от реакционната сфера под формата на газ, летлива материя, утаени или слабо дисоцииращи (за разтвори) съединения
NaHCO3 + HCl \u003d NaCl + H2O + CO2,
Ca (HCO3) 2 + Ca (OH) 2 \u003d 2CaCO3 ↓ + 2H2O,
CH3COONa + H3PO4 = CH3COOH + NaH2PO4.
Въпреки това, много реакции не се вписват в горната проста схема. Например, химическа реакция между калиев перманганат (калиев перманганат) и натриев йодид не може да се припише на нито един от посочените типове. Такива реакции обикновено се наричат например редокс реакции
2KMnO4+10NaI+8H2SO4=2MnSO4+K2SO4+5Na2SO4+5I2+8H2O.
Редокс в неорганичната химия включва всички реакции на заместване и тези реакции на разлагане и съединения, в които участва поне едно просто вещество. В по-обобщена версия (вече като се вземе предвид органичната химия), всички реакции, включващи прости вещества. И обратно, реакциите, които протичат без промяна на степента на окисление на елементите, които образуват реагентите и реакционните продукти, включват всички обменни реакции.
2. Класификация на реакциите по фазови характеристики
В зависимост от агрегатното състояние на реагиращите вещества се разграничават следните реакции:
1. Газови реакции:
2. Реакции в разтвори:
NaOH (p-p) + Hcl (p-p) = NaCl (p-p) + H2O (l).
3. Реакции между твърди вещества:
CaO (tv) + SiO2 (tv) \u003d CaSiO3 (tv).
3. Класификация на реакциите според броя на фазите
Фазата се разбира като набор от хомогенни части на система с еднакви физически и химични свойстваи разделени един от друг чрез интерфейс.
7.1. Основни видове химични реакции
Превръщанията на веществата, придружени от промяна на техния състав и свойства, се наричат химични реакции или химични взаимодействия. При химичните реакции няма промяна в състава на ядрата на атомите.
Явленията, при които се променя формата или агрегатното състояние на веществата или се променя съставът на ядрата на атомите, се наричат физически. Пример физични явленияе термична обработка на метали, при която се извършва промяна на тяхната форма (коване), топене на метал, сублимация на йод, превръщане на водата в лед или пара и др., както и ядрени реакции, в резултат на които атомите на други елементи се образуват от атомите на някои елементи.
Химическите явления могат да бъдат придружени от физически трансформации. Например в резултат на химични реакции в галванична клеткавъзниква електрически ток.
Химичните реакции се класифицират по различни критерии.
1. Според знака на топлинния ефект всички реакции се разделят на ендотермичен(течащ с поглъщане на топлина) и екзотермичен(тече с отделяне на топлина) (вижте § 6.1).
2. Според агрегатното състояние на изходните материали и реакционните продукти има:
хомогенни реакции, в който всички вещества са в една и съща фаза:
2 KOH (p-p) + H 2 SO 4 (p-p) = K 2 SO (p-p) + 2 H 2 O (g),
CO (g) + Cl 2 (g) \u003d COCl 2 (g),
SiO 2 (c) + 2 Mg (c) \u003d Si (c) + 2 MgO (c).
хетерогенни реакции, вещества, в които са в различни фази:
CaO (c) + CO 2 (g) \u003d CaCO 3 (c),
CuSO 4 (разтвор) + 2 NaOH (разтвор) \u003d Cu (OH) 2 (c) + Na 2 SO 4 (разтвор),
Na 2 SO 3 (разтвор) + 2HCl (разтвор) \u003d 2 NaCl (разтвор) + SO 2 (g) + H 2 O (l).
3. Според способността да текат само в права посока, както и в права и обратна посока се различават необратими обратимихимични реакции (виж § 6.5).
4. По наличието или отсъствието на катализатори те се различават каталитичени некаталитиченреакции (вижте § 6.5).
5. Според механизма на химичните реакции се делят на йонни, радикалени други (механизмът на химичните реакции, протичащи с участието органични съединения, обсъждано в курса по органична химия).
6. Според състоянието на степента на окисление на атомите, които изграждат реагентите, протичащите реакции няма промяна в степента на окислениеатоми и с промяна в степента на окисление на атомите ( редокс реакции) (виж § 7.2) .
7. Според промяната в състава на изходните вещества и реакционните продукти се разграничават реакциите съединение, разлагане, заместване и обмен. Тези реакции могат да протичат както със, така и без промени в степента на окисление на елементите, табл . 7.1.
Таблица 7.1
Видове химични реакции
Примери за реакции, протичащи без промяна на степента на окисление на елементите |
Примери за редокс реакции |
||
Връзки (от две или повече вещества се образува едно ново вещество) |
HCl + NH3 \u003d NH4Cl; SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4 |
H 2 + Cl 2 \u003d 2HCl; 2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3 |
|
разширения (от едно вещество се образуват няколко нови вещества) |
A = B + C + D |
MgCO3 MgO + CO2; H 2 SiO 3 SiO 2 + H 2 O |
2AgNO 3 2Ag + 2NO 2 + O 2 |
Замени (по време на взаимодействието на веществата атомите на едно вещество заместват атомите на друго вещество в молекулата) |
A + BC = AB + C |
CaCO 3 + SiO 2 CaSiO 3 + CO 2 |
Pb(NO 3) 2 + Zn = Mg + 2HCl \u003d MgCl 2 + H 2 |
|
(две вещества обменят своите съставки, образувайки две нови вещества) |
AB + CD = AD + CB |
AlCl3 + 3NaOH = Ca(OH) 2 + 2HCl = CaCl 2 + 2H 2 O |
7.2. Редокс реакции
Както бе споменато по-горе, всички химични реакции са разделени на две групи:
Химичните реакции, протичащи с промяна в степента на окисление на атомите, които изграждат реагентите, се наричат окислително-редукционни реакции.
Окисляванее процес на даряване на електрони от атом, молекула или йон:
Na o - 1e \u003d Na +;
Fe 2+ - e \u003d Fe 3+;
H 2 o - 2e \u003d 2H +;
2 Br - - 2e \u003d Br 2 o.
Възстановяванее процес на добавяне на електрони към атом, молекула или йон:
S o + 2e = S 2–;
Cr 3+ + e \u003d Cr 2+;
Cl 2 o + 2e \u003d 2Cl -;
Mn 7+ + 5e \u003d Mn 2+.
Наричат се атоми, молекули или йони, които приемат електрони окислители. реставраториса атоми, молекули или йони, които отдават електрони.
Вземайки електрони, окислителят се редуцира по време на реакцията, а редукторът се окислява. Окисляването винаги е придружено от редукция и обратно. По този начин, броят на електроните, отдадени от редуциращия агент, винаги е равен на броя на електроните, приети от окислителя.
7.2.1. Степен на окисление
Степента на окисление е условният (формален) заряд на атом в съединение, изчислен при предположението, че то се състои само от йони. Степента на окисление обикновено се обозначава с арабска цифра върху символа на елемента със знак „+“ или „–“. Например Al 3+, S 2–.
За да намерите степента на окисление, се ръководите от следните правила:
степента на окисление на атомите в простите вещества е нула;
алгебричната сума на степените на окисление на атомите в молекулата е нула, в сложен йон - зарядът на йона;
степен на окисление на атомите алкални металивинаги +1;
водородният атом в съединения с неметали (CH 4, NH 3 и т.н.) показва степен на окисление +1, а с активни метали степента му на окисление е -1 (NaH, CaH 2 и др.);
флуорният атом в съединенията винаги проявява степен на окисление –1;
степента на окисление на кислородния атом в съединенията обикновено е -2, с изключение на пероксидите (H 2 O 2, Na 2 O 2), в които степента на окисление на кислорода е -1, и някои други вещества (супероксиди, озониди, кислород флуориди).
Максималното положително състояние на окисление на елементите в група обикновено е равно на номера на групата. Изключение правят флуорът, кислородът, тъй като най-високата им степен на окисление е по-ниска от номера на групата, в която се намират. Елементите на медната подгрупа образуват съединения, в които степента на окисление надвишава номера на групата (CuO, AgF 5, AuCl 3).
Максималната отрицателна степен на окисление на елементите в основните подгрупи периодична системаможе да се определи чрез изваждане на номера на групата от осем. За въглерод това е 8 - 4 \u003d 4, за фосфор - 8 - 5 \u003d 3.
В основните подгрупи, когато се движите отгоре надолу, стабилността на най-високото положително състояние на окисление намалява, във вторичните подгрупи, напротив, стабилността на по-високите степени на окисление се увеличава отгоре надолу.
Условността на концепцията за степента на окисление може да се демонстрира чрез примера на някои неорганични и органични съединения. По-специално, във фосфиновата (фосфорна) H 3 RO 2, фосфоновата (фосфорна) H 3 RO 3 и фосфорната H 3 RO 4 киселини степента на окисление на фосфора е съответно +1, +3 и +5, докато във всички тези съединения фосфорът е петвалентен. За въглерод в метан CH 4, метанол CH 3 OH, формалдехид CH 2 O, мравчена киселина HCOOH и въглероден оксид (IV) CO 2 степента на окисление на въглерода е –4, –2, 0, +2 и +4, съответно , докато валентността на въглеродния атом във всички тези съединения е четири.
Въпреки факта, че степента на окисление е условно понятие, то се използва широко при подготовката на редокс реакции.
7.2.2. Най-важните окислители и редуктори
Типичните окислители са:
1. Прости веществачиито атоми имат висока електроотрицателност. Това са преди всичко елементите на основните подгрупи на групи VI и VII на периодичната система: кислород, халогени. От простите вещества най-мощният окислител е флуорът.
2. Съединения, съдържащи някои метални катиони във високи степени на окисление: Pb 4+, Fe 3+, Au 3+ и др.
3. Съединения, съдържащи някои сложни аниони, елементите в които са във високи положителни степени на окисление: 2–, – – и др.
Реставраторите включват:
1. Прости вещества, чиито атоми имат ниска електроотрицателност - активни метали. Неметалите, като водород и въглерод, също могат да проявяват редуциращи свойства.
2. Някои метални съединения, съдържащи катиони (Sn 2+, Fe 2+, Cr 2+), които чрез даряване на електрони могат да повишат степента си на окисление.
3. Някои съединения, съдържащи такива прости йони като например I -, S 2-.
4. Съединения, съдържащи сложни йони (S 4+ O 3) 2–, (НР 3+ O 3) 2–, в които елементите могат чрез отдаване на електрони да повишат положителното си окислително състояние.
В лабораторната практика най-често се използват следните окислители:
калиев перманганат (KMnO 4);
калиев дихромат (K 2 Cr 2 O 7);
азотна киселина (HNO3);
концентрирана сярна киселина (H 2 SO 4);
водороден пероксид (H 2 O 2);
оксиди на манган (IV) и олово (IV) (MnO 2 , PbO 2);
стопен калиев нитрат (KNO 3) и стопилки на някои други нитрати.
Редуциращите агенти, използвани в лабораторната практика, включват:
- магнезий (Mg), алуминий (Al) и други активни метали;
- водород (Н2) и въглерод (С);
- калиев йодид (KI);
- натриев сулфид (Na 2 S) и сероводород (H 2 S);
- натриев сулфит (Na 2 SO 3);
- калаен хлорид (SnCl2).
7.2.3. Класификация на редокс реакциите
Редокс реакциите обикновено се разделят на три вида: междумолекулни, вътрешномолекулни и реакции на диспропорциониране (самоокисление-самовъзстановяване).
Междумолекулни реакциивъзникват с промяна в степента на окисление на атомите, които са в различни молекули. Например:
2 Al + Fe 2 O 3 Al 2 O 3 + 2 Fe,
C + 4 HNO 3 (конц.) = CO 2 + 4 NO 2 + 2 H 2 O.
Да се вътрешномолекулни реакциивключват такива реакции, при които окислителят и редуциращият агент са част от една и съща молекула, например:
(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 .
AT диспропорционални реакции(самоокисление-самовъзстановяване) атом (йон) на един и същи елемент е едновременно окислител и редуциращ агент:
Cl 2 + 2 KOH KCl + KClO + H 2 O,
2 NO 2 + 2 NaOH \u003d NaNO 2 + NaNO 3 + H 2 O.
7.2.4. Основни правила за съставяне на редокс реакции
Приготвянето на окислително-възстановителните реакции се извършва съгласно етапите, представени в табл. 7.2.
Таблица 7.2
Етапи на съставяне на уравнения на редокс реакции
Действие |
|
Определете окислителя и редуциращия агент. |
|
Определете продуктите на редокс реакцията. |
|
Начертайте баланс на електроните и го използвайте, за да подредите коефициентите за вещества, които променят степента си на окисление. |
|
Подредете коефициентите на други вещества, които участват и се образуват в окислително-възстановителната реакция. |
|
Проверете правилното разположение на коефициентите, като преброите количеството материя на атомите (обикновено водород и кислород), разположени от лявата и дясната страна на уравнението на реакцията. |
Помислете за правилата за съставяне на редокс реакции, като използвате примера за взаимодействие на калиев сулфит с калиев перманганат в кисела среда:
1. Определяне на окислителя и редуциращия агент
Разположен в най-високата степенОкисляването на манган не може да отдаде електрони. Mn 7+ ще приеме електрони, т.е. е окислител.
Йонът S 4+ може да отдаде два електрона и да отиде в S 6+ , т.е. е реставратор. Така в разглежданата реакция K 2 SO 3 е редуциращ агент, а KMnO 4 е окислител.
2. Установяване на реакционни продукти
K 2 SO 3 + KMnO 4 + H 2 SO 4?
Отдавайки два електрона на един електрон, S 4+ преминава в S 6+. Така калиевият сулфит (K 2 SO 3) се превръща в сулфат (K 2 SO 4). В кисела среда Mn 7+ приема 5 електрона и в разтвор на сярна киселина (среда) образува манганов сулфат (MnSO 4). В резултат на тази реакция се образуват и допълнителни молекули калиев сулфат (поради калиевите йони, които изграждат перманганата), както и водни молекули. Така разглежданата реакция може да бъде записана като:
K 2 SO 3 + KMnO 4 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + MnSO 4 + H 2 O.
3. Съставяне на електронен баланс
За да се състави балансът на електроните, е необходимо да се посочат онези степени на окисление, които се променят в разглежданата реакция:
K 2 S 4+ O 3 + KMn 7+ O 4 + H 2 SO 4 = K 2 S 6+ O 4 + Mn 2+ SO 4 + H 2 O.
Mn 7+ + 5 e \u003d Mn 2+;
S 4+ - 2 e \u003d S 6+.
Броят на електроните, отдадени от редуциращия агент, трябва да бъде равен на броя на електроните, получени от окислителя. Следователно, два Mn 7+ и пет S 4+ трябва да участват в реакцията:
Mn 7+ + 5 e \u003d Mn 2+ 2,
S 4+ - 2 e \u003d S 6+ 5.
По този начин броят на електроните, отдадени от редуциращия агент (10), ще бъде равен на броя на електроните, получени от окислителя (10).
4. Подреждане на коефициентите в уравнението на реакцията
В съответствие с баланса на електроните е необходимо да поставим фактор 5 пред K 2 SO 3 и 2 пред KMnO 4. От дясната страна поставяме фактор 6 пред калиев сулфат, тъй като една молекула се добавя към петте молекули K 2 SO 4, образувани по време на окисляването на калиев сулфит K 2 SO 4 в резултат на свързването на калиеви йони, които са част от перманганата. Тъй като като окислител в реакцията участват двеперманганатни молекули, от дясната страна също се образуват двемолекули на манганов сулфат. За свързване на реакционните продукти (калиеви и манганови йони, които са част от перманганата), е необходимо тримолекули на сярна киселина, следователно, в резултат на реакцията, триводни молекули. Накрая получаваме:
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. Проверка на правилното поставяне на коефициентите в уравнението на реакцията
Броят на кислородните атоми от лявата страна на уравнението на реакцията е:
5 3 + 2 4 + 3 4 = 35.
От дясната страна това число ще бъде:
6 4 + 2 4 + 3 1 = 35.
Броят на водородните атоми от лявата страна на уравнението на реакцията е шест и съответства на броя на тези атоми от дясната страна на уравнението на реакцията.
7.2.5. Примери за редокс реакции, включващи типични окислители и редуциращи агенти
7.2.5.1. Междумолекулни окислително-редукционни реакции
По-долу като примери се разглеждат окислително-възстановителни реакции, включващи калиев перманганат, калиев дихромат, водороден пероксид, калиев нитрит, калиев йодид и калиев сулфид. Редокс реакциите, включващи други типични окислители и редуциращи агенти, се обсъждат във втората част на ръководството („Неорганична химия“).
Редокс реакции с участието на калиев перманганат
В зависимост от средата (киселинна, неутрална, алкална), калиевият перманганат, действащ като окислител, дава различни редукционни продукти, фиг. 7.1.
Ориз. 7.1. Образуване на редукционни продукти на калиев перманганат в различни среди
По-долу са реакциите на KMnO 4 с калиев сулфид като редуциращ агент в различни среди, илюстриращи схемата, фиг. 7.1. При тези реакции продуктът на окисление на сулфидния йон е свободна сяра. AT алкална средаКОН молекулите не участват в реакцията, а само определят редукторния продукт на калиев перманганат.
5 K 2 S + 2 KMnO 4 + 8 H 2 SO 4 \u003d 5 S + 2 MnSO 4 + 6 K 2 SO 4 + 8 H 2 O,
3 K 2 S + 2 KMnO 4 + 4 H 2 O 2 MnO 2 + 3 S + 8 KOH,
K 2 S + 2 KMnO 4 – (KOH) 2 K 2 MnO 4 + S.
Редокс реакции, включващи калиев дихромат
В кисела среда калиевият дихромат е силен окислител. Смес от K 2 Cr 2 O 7 и концентрирана H 2 SO 4 (хромен пик) се използва широко в лабораторната практика като окислител. Взаимодействайки с редуциращ агент, една молекула калиев дихромат приема шест електрона, образувайки съединения на тривалентен хром:
6 FeSO 4 + K 2 Cr 2 O 7 +7 H 2 SO 4 \u003d 3 Fe 2 (SO 4) 3 + Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 +7 H 2 O;
6 KI + K 2 Cr 2 O 7 + 7 H 2 SO 4 \u003d 3 I 2 + Cr 2 (SO 4) 3 + 4 K 2 SO 4 + 7 H 2 O.
Редокс реакции, включващи водороден пероксид и калиев нитрит
Водородният пероксид и калиевият нитрит проявяват предимно окислителни свойства:
H 2 S + H 2 O 2 \u003d S + 2 H 2 O,
2 KI + 2 KNO 2 + 2 H 2 SO 4 \u003d I 2 + 2 K 2 SO 4 + H 2 O,
Въпреки това, когато взаимодействат със силни окислители (като например KMnO 4), водородният пероксид и калиевият нитрит действат като редуциращ агент:
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.
Трябва да се отбележи, че в зависимост от средата водородният пероксид се редуцира съгласно схемата на фиг. 7.2.
Ориз. 7.2. Възможни продукти от редукция на водороден пероксид
В този случай в резултат на реакциите се образуват водни или хидроксидни йони:
2 FeSO 4 + H 2 O 2 + H 2 SO 4 = Fe 2 (SO 4) 3 + 2 H 2 O,
2 KI + H 2 O 2 \u003d I 2 + 2 KOH.
7.2.5.2. Вътрешномолекулни редокс реакции
Вътрешномолекулярните редокс реакции протичат, като правило, при нагряване на вещества, чиито молекули съдържат редуциращ агент и окислител. Примери за вътрешномолекулни редукционно-окислителни реакции са процесите на термично разлагане на нитрати и калиев перманганат:
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. Реакции на диспропорционалност
Както беше отбелязано по-горе, в реакциите на диспропорциониране един и същ атом (йон) е едновременно окислител и редуциращ агент. Помислете за процеса на съставяне на този тип реакция, като използвате примера за взаимодействие на сяра с алкали.
Характерни степени на окисление на сярата: – 2, 0, +4 и +6. Действайки като редуциращ агент, елементарната сяра отдава 4 електрона:
Така – 4e = S 4+.
Сяра – Окислителят приема два електрона:
S o + 2e \u003d S 2–.
Така в резултат на реакцията на диспропорциониране на сярата се образуват съединения, степента на окисление на елемента, в която – 2 и надясно +4:
3 S + 6 KOH \u003d 2 K 2 S + K 2 SO 3 + 3 H 2 O.
При диспропорциониране на азотен оксид (IV) в основа се получават нитрит и нитрат - съединения, в които степента на окисление на азота е съответно +3 и +5:
2 N 4+ O 2 + 2 KOH = KN 3+ O 2 + KN 5+ O 3 + H 2 O,
Диспропорционирането на хлора в студен алкален разтвор води до образуването на хипохлорит, а в горещ - хлорат:
Cl 0 2 + 2 KOH \u003d KCl - + KCl + O + H 2 O,
Cl 0 2 + 6 KOH 5 KCl - + KCl 5+ O 3 + 3H 2 O.
7.3. Електролиза
Редокс процесът, който протича в разтворите или стопилките, когато през тях преминава постоянен електрически ток, се нарича електролиза. В този случай анионите се окисляват на положителния електрод (анод). Катионите се редуцират при отрицателния електрод (катод).
2 Na 2 CO 3 4 Na + O 2 + 2CO 2.
С електролиза водни разтвориелектролити, наред с трансформациите на разтвореното вещество, могат да протичат електрохимични процеси с участието на водородни йони и хидроксидни йони на водата:
катод (-): 2 H + + 2e \u003d H 2,
анод (+): 4 OH - - 4e \u003d O 2 + 2 H 2 O.
В този случай процесът на възстановяване на катода протича по следния начин:
1. Активните метални катиони (до Al 3+ включително) не се редуцират на катода, вместо това се редуцира водородът.
2. Металните катиони, разположени в поредицата от стандартни електродни потенциали (в поредицата от напрежения) вдясно от водорода, се редуцират на катода до свободни метали по време на електролиза.
3. Металните катиони, разположени между Al 3+ и H +, се редуцират на катода едновременно с водородния катион.
Процесите, протичащи във водни разтвори на анода, зависят от веществото, от което е направен анодът. Има неразтворими аноди ( инертен) и разтворим ( активен). Като материал за инертни аноди се използва графит или платина. Разтворимите аноди са направени от мед, цинк и други метали.
По време на електролизата на разтвори с инертен анод могат да се образуват следните продукти:
1. При окисляването на халогенните йони се отделят свободни халогени.
2. При електролиза на разтвори, съдържащи SO 2 2– , NO 3 – , PO 4 3– аниони, се отделя кислород, т.е. не тези йони се окисляват на анода, а водните молекули.
Имайки предвид горните правила, разгледайте като пример електролизата на водни разтвори на NaCl, CuSO 4 и KOH с инертни електроди.
един). В разтвор натриевият хлорид се разпада на йони.
Химическа реакция- това е "трансформация" на едно или повече вещества в друго вещество, с различна структура и химичен състав. Полученото вещество или вещества се наричат "продукти на реакцията". При химични реакции ядрата и електроните образуват нови съединения (преразпределени), но техният брой не се променя и изотопният състав химически елементиостава същото.
Всички химични реакции се делят на прости и сложни.
Според броя и състава на изходните и получените вещества простите химични реакции могат да бъдат разделени на няколко основни вида.
Реакциите на разлагане са тези реакции, при които от едно сложно вещество се получават няколко други вещества. В същото време образуваните вещества могат да бъдат както прости, така и сложни. По правило ходът на химическа реакция на разлагане изисква нагряване (това е ендотермичен процес, абсорбция на топлина).
Например, когато малахитовият прах се нагрява, се образуват три нови вещества: меден оксид, вода и въглероден диоксид:
Cu 2 CH 2 O 5 \u003d 2CuO + H 2 O + CO 2
малахит → меден оксид + вода + въглероден диоксид
Ако в природата протичаха само реакции на разлагане, тогава всички сложни вещества, които могат да се разлагат, биха се разложили и химичните явления вече не биха могли да се извършват. Но има и други реакции.
При реакциите на свързване от няколко прости или сложни вещества се получава едно сложно вещество. Оказва се, че реакциите на свързване са обратни реакции на разлагане.
Например, когато медта се нагрява на въздух, тя се покрива с черно покритие. Медта се превръща в меден оксид:
2Cu + O 2 \u003d 2CuO
мед + кислород → меден оксид
Химичните реакции между прости и сложни вещества, при които атомите, изграждащи едно просто вещество, заместват атомите на един от елементите на сложното вещество, се наричат реакции на заместване.
Например, ако железен пирон се потопи в разтвор на меден хлорид (CuCl2), той (нокътят) ще започне да се покрива с мед, освободен на повърхността му. И в края на реакцията разтворът се превръща от син в зеленикав: вместо меден хлорид сега съдържа железен хлорид:
Fe + CuCl 2 \u003d Cu + FeCl 2
Желязо + меден хлорид → мед + железен хлорид
Медните атоми в медния хлорид бяха заменени с железни атоми.
Обменна реакция е реакция, при която две сложни веществаобменни компоненти. Най-често такива реакции протичат във водни разтвори.
При реакциите на метални оксиди с киселини две сложни вещества - оксид и киселина - обменят своите съставни части: кислородни атоми - за киселинни остатъци и водородни атоми - за метални атоми.
Например, ако меден оксид (CuO) се комбинира със сярна киселина H 2 SO 4 и се нагрее, ще се получи разтвор, от който може да се изолира меден сулфат:
CuO + H 2 SO 4 \u003d CuSO 4 + H 2 O
меден оксид + сярна киселина → меден сулфат + вода
blog.site, при пълно или частично копиране на материала е необходима връзка към източника.
