„Физически термоядрени реакции“ - Термоядрена реакция. Проблем: Плазмата се задържа трудно. 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. Обратимите реакции са химични реакции, които протичат едновременно в две противоположни посоки(директен и обратен) Например: 3H2 + N2? 2NH3 Лабораторна работа. Как можем да наречем процеса, който протича? Протичат химични реакции: при смесване или физически контакт на реагентите спонтанно при нагряване с участието на катализатори действието на светлината електрически токмеханично въздействие и др.
„Класификация на реакциите“ - Ендотермични реакции: P (червено)<=>P (бяло). S (ромбичен)<=>S (пластмаса). Класификация на реакциите. По-голямата част 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. Биологични ефекти 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 киселинни реакции.
По време на химична реакцияот едни вещества се получават други (да не се бърка с ядрените 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 (CH 4) реагира с кислорода (O 2), което води до образуването на въглероден диоксид (CO 2) и вода (H 2 O), или по-точно, 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, за да произведе една молекула въглероден диоксид и две молекули вода (водна пара).
Наричат се числата, поставени пред компонентите на химичната реакция коефициенти на реакция.
Случват се химични реакции 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:
- реакции на свързване;
- реакции на разлагане;
- реакции на единична замяна;
- реакции на двойно изместване;
- окислителни реакции;
- редокс реакции.
Реакции на съединения
При комбинирани реакции най-малко два елемента образуват един продукт:
2Na (t) + Cl 2 (g) → 2NaCl (t)- образуване на трапезна сол.
Трябва да се обърне внимание на съществен нюанс на реакциите на съединенията: в зависимост от условията на реакцията или пропорциите на реагентите, влизащи в реакцията, нейният резултат може да бъде различни продукти. Например, при нормални условия на горене на въглища се произвежда въглероден диоксид:
C (t) + O 2 (g) → CO 2 (g)
Ако количеството кислород е недостатъчно, тогава се образува смъртоносен въглероден окис:
2C (t) + O 2 (g) → 2CO (g)
Реакции на разлагане
Тези реакции са по същество противоположни на реакциите на съединението. В резултат на реакцията на разлагане веществото се разпада на два (3, 4...) по-прости елемента (съединения):
- 2H 2 O (l) → 2H 2 (g) + O 2 (g)- водно разлагане
- 2H 2 O 2 (l) → 2H 2 (g) O + O 2 (g)- разлагане на водороден прекис
Реакции на единично изместване
В резултат на единични реакции на заместване по-активен елемент замества по-малко активен в съединение:
Zn (s) + CuSO 4 (разтвор) → ZnSO 4 (разтвор) + Cu (s)
Цинкът в разтвор на меден сулфат измества по-малко активната мед, което води до образуването на разтвор на цинков сулфат.
Степента на активност на металите в нарастващ 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 разпада на меден катион (заряд 2+) и сулфатен анион (заряд 2-). В резултат на реакцията на заместване се образува цинков катион (който има същия заряд като медния катион: 2-). Моля, обърнете внимание, че сулфатният анион присъства от двете страни на уравнението, т.е. според 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 изместване
При реакции на двойно заместване два електрона вече са заменени. Такива реакции се наричат още обменни реакции. Такива реакции протичат в разтвор с образуването на:
- неразтворим твърдо(реакции на утаяване);
- вода (реакция на неутрализация).
Реакции на утаяване
Когато разтвор на сребърен нитрат (сол) се смеси с разтвор на натриев хлорид, се образува сребърен хлорид:
Молекулно уравнение: KCl (разтвор) + AgNO 3 (p-p) → AgCl (s) + KNO 3 (p-p)
Йонно уравнение: K + + Cl - + Ag + + NO 3 - → AgCl (t) + K + + NO 3 -
Молекулярно йонно уравнение: Cl - + Ag + → AgCl (s)
Ако съединението е разтворимо, то ще присъства в разтвор в йонна форма. Ако съединението е неразтворимо, то ще се утаи, за да образува твърдо вещество.
Реакции на неутрализация
Това са реакции между киселини и основи, които водят до образуването на 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)
Молекулно йонно уравнение: 2H + + 2OH - → 2H 2 O (l) или H + + OH - → H 2 O (l)
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 реакцията между метан и кислород:
CH 4 (g) + 2O 2 (g) → CO 2 (g) + 2H 2 O (g)
Метанът принадлежи към въглеводородите (съединения на въглерода и водорода). Когато въглеводородът реагира с кислорода, се освобождава много топлинна енергия.
Редокс реакции
Това са реакции, при които се обменят електрони между реагентните атоми. 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
Редокс реакциите с голям брой примери за решаване на уравнения с помощта на метода на електронен баланс и метода на полуреакция са описани възможно най-подробно в раздела
1. Реакции на съединения. Д. И. Менделеев дефинира съединението като реакция, „при която се появява едно от две вещества. Така че, когато едно съединение реагира от няколко реагиращи вещества със сравнително прост състав, се получава едно вещество с по-сложен състав
А + б + ° С = д
Съставните реакции включват процеси на изгаряне на прости вещества (сяра, фосфор, въглерод) във въздуха. Например въглеродът гори 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 – те са екзотермични.
Реакциите на съединения на прости вещества винаги са окислително-възстановителни по природа. Съставните реакции, протичащи между сложни вещества, могат да протичат без промяна на валентността
CaCO3 + CO2 + H2O = Ca (HCO3)2
така принадлежат към броя на редокс
2FeCl2 + Cl2 = 2FeCl3.
2. Реакции на разлагане. Реакциите на химическо разлагане, според Менделеев, „са случаи, обратни на комбинацията, тоест тези, при които едно вещество дава две, или като цяло, даден брой вещества - 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 = CaO + CO2. Обикновено е необходима топлина за протичане на реакцията на разлагане. Такива процеси са ендотермични, т.е. продължете с абсорбирането на топлина. От реакциите на разлагане, които протичат без промяна на валентните състояния, заслужава 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 редокс разлагане 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.
Реакциите на редокс разлагане са особено характерни за солите на азотната киселина.
Реакции на разлагане в органична химия, за разлика от реакциите на разлагане в неорганична химия, имат своите специфики. Те могат да се разглеждат като процеси, обратни на добавянето, тъй като най-често водят до образуването на множество връзки или цикли.
Реакциите на разлагане в органичната химия се наричат напукване
С18H38 = С9H18 + С9H20
или дехидрогениране C4H10 = C4H6 + 2H2.
При другите два вида реакции 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 и в органичната химия. Въпреки това понятието „заместване“ в органичната химия е по-широко, отколкото в неорганичната химия. Ако в молекулата на първоначалното вещество някой атом или функционална група е заменен 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 вещество реагира със сложно вещество, 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 е изместило медта от солта си) Fe+CuSO4= FeSO4+Cu.
Тези реакции в по-голямата си част принадлежат към редокс реакциите.
2Al + Fe2O3 = 2Fe + Al2O3,
Zn + 2HCl = ZnСl2 + H2,
2KBr + Cl2 = 2KCl + Br2,
2КlO3 + l2 = 2KlO3 + Сl2.
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 компоненти
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+H2O.
Тук, в реагентите (веществата отляво), водороден йон от съединението HCl се обменя с натриев йон от съединението NaOH, което води до образуването на 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 + Н2SO4 = ZnSO4 + Н2О,
AgNO3 + KBr = AgBr + KNO3,
CrCl3 + 3NaOH = Cr(OH)3 + 3NaCl.
Специален случай на тези обменни реакции е реакцията на неутрализация
HCl + KOH = KCl + H2O.
Обикновено тези реакции се подчиняват на законите на химичното равновесие и протичат в посоката, в която поне едно от веществата се отстранява от реакционната сфера под формата на газообразен, летливо вещество, утайка или слабо дисоцииращо (за разтвори) съединение
NaHCO3 + HCl = NaCl + H2O + CO2,
Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 = 2CaCO3↓ + 2H2O,
CH3COONa + H3PO4 = CH3COON + NaH2PO4.
Много реакции обаче не се вписват в дадената проста схема. Например химическата реакция между калиев перманганат (калиев перманганат) и натриев йодид не може да бъде класифицирана като един от тези видове. Такива реакции обикновено се наричат например редокс реакции
2KMnO4+10NaI+8H2SO4=2MnSO4+K2SO4+5Na2SO4+5I2+8H2O.
Редокс реакциите в неорганичната химия включват всички реакции на заместване и тези реакции на разлагане и комбиниране, в които участва поне едно просто вещество. В по-обобщен вариант (включително органична химия), всички реакции включват 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(разтвор) + HCl(p-p) = NaCl(p-p) + H2O(l).
3. Реакции между твърди вещества:
CaO(s) + SiO2(s) = CaSiO3(s).
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
Трансформациите на веществата, придружени от промени в техния състав и свойства, се наричат химични реакции или химични взаимодействия. По време на химичните реакции няма промяна в състава на атомните ядра.
Явленията, при които се променя формата или агрегатното състояние на веществата или се променя съставът на атомните ядра, се наричат физически. Пример физични явленияе термична обработка на метали, която включва промяна на тяхната форма (коване), топене на метала, сублимиране на йод, превръщане на вода в лед или пара и др., както и ядрени реакции, в резултат на които се образуват атоми на други елементи от атоми на някои елементи.
Химическите явления могат да бъдат придружени от физически трансформации. Например в резултат на химични реакции, протичащи в галванична клеткавъзниква електрически ток.
Химичните реакции се класифицират по различни критерии.
1. Според знака на топлинния ефект всички реакции се разделят на ендотермичен(продължава с поглъщане на топлина) и екзотермичен(тече с отделяне на топлина) (вижте § 6.1).
2. Въз основа на състоянието на агрегиране на изходните вещества и реакционните продукти се разграничават:
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 (l),
CO (g) + Cl 2 (g) = COCl 2 (g),
SiO 2(k) + 2 Mg (k) = Si (k) + 2 MgO (k).
хетерогенни реакции, вещества, в които са в различни фази:
CaO (k) + CO 2 (g) = CaCO 3 (k),
CuSO 4 (разтвор) + 2 NaOH (разтвор) = Cu(OH) 2 (k) + Na 2 SO 4 (разтвор),
Na 2 SO 3 (разтвор) + 2HCl (разтвор) = 2 NaCl (разтвор) + SO 2 (g) + H 2 O (l).
3. Според способността да тече само в посока напред, както и в пряка и обратна посокадиференцират необратимИ обратимихимични реакции (виж § 6.5).
4. Въз основа на наличието или отсъствието на катализатори те разграничават каталитиченИ некаталитиченреакции (вижте § 6.5).
5. Според механизма на протичане химичните реакции се делят на йонни, радикалени т.н. (механизъм на химичните реакции, протичащи с участието органични съединения, обсъждано в курса по органична химия).
6. Според степента на окисление на атомите, включени в състава на реагиращите вещества, възникват реакции без промяна на степента на окислениеатоми и с промяна в степента на окисление на атомите ( редокс реакции) (виж § 7.2) .
7. Реакциите се отличават с промени в състава на изходните вещества и продуктите на реакцията свързване, 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, които протичат без промяна на степента на окисление на елементите |
Примери за редокс реакции |
||
Връзки (едно ново вещество се образува от две или повече вещества) |
НС1 + NH3 = NH4CI; SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 |
Н2 + С12 = 2НС1; 2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3 |
|
Разлагания (от едно вещество се образуват няколко нови вещества) |
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 |
Замени (когато веществата взаимодействат, 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 = MgCl 2 + H 2 |
|
(две вещества обменят своите съставни части, 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 отдаване на електрони от атом, молекула или йон:
Na o – 1e = Na + ;
Fe 2+ – e = Fe 3+ ;
H 2 o – 2e = 2H + ;
2 Br – – 2e = Br 2 o.
Възстановяванее процес на добавяне на електрони към атом, молекула или йон:
S o + 2e = S 2– ;
Cr 3+ + e = Cr 2+;
Cl 2 o + 2e = 2Cl – ;
Mn 7+ + 5e = Mn 2+.
Наричат се атоми, молекули или йони, които приемат електрони окислители. Реставраториса атоми, молекули или йони, които отдават електрони.
Чрез приемане на 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 над символа на елемента със знак „+“ или „–“. Например Al 3+, S 2–.
За намиране на степени на окисление се използват следните правила:
степента на окисление на атомите в простите вещества е нула;
алгебричната сума на степените на окисление на атомите в молекулата е равна на нула, в сложен йон - зарядът на йона;
степен на окисление на атомите алкални металивинаги равно на +1;
водородният атом в съединения с неметали (CH 4, NH 3 и др.) Проявява степен на окисление +1, а с активни метали степента на окисление е –1 (NaH, CaH 2 и др.);
Флуорният атом в съединенията винаги показва 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 и кислородът, тъй като тяхната най-висока 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).
Максимална отрицателна степен на окисление на елементите в основните подгрупи периодичната таблицаможе да се определи чрез изваждане на номера на групата от осем. За въглерода е 8 – 4 = 4, за фосфора – 8 – 5 = 3.
В основните подгрупи, когато се движат от елементи отгоре надолу, стабилността на най-високото положително състояние на окисление намалява; във вторичните подгрупи, напротив, отгоре надолу стабилността на по-високите степени на окисление се увеличава.
Условността на концепцията за степента на окисление може да се демонстрира на примера на някои неорганични и органични съединения. По-специално, във фосфиновата (фосфорна) H 3 PO 2, фосфоновата (фосфорна) H 3 PO 3 и фосфорната H 3 PO 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 конвенционална концепция, тя се използва широко при съставянето на редокс реакции.
7.2.2. Най-важните окислители и редуктори
Типичните окислители са:
1. Прости вещества, чиито атоми имат висока електроотрицателност. Това са преди всичко елементи от основните подгрупи VI и VII на групите на периодичната таблица: 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.
Редуциращите агенти включват:
1. Простите вещества, чиито атоми имат ниска електроотрицателност, са 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 прости йони като 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 типа: междумолекулни, вътрешномолекулни и реакции на диспропорциониране (самоокисление-саморедукция).
Междумолекулни реакциивъзникват с промяна в степента на окисление на атомите, които се намират 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 реакцииТова са 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 .
IN диспропорционални реакции(самоокисление-саморедукция) атом (йон) на един и същ елемент е едновременно окислител и редуциращ агент:
Cl 2 + 2 KOH KCl + KClO + H 2 O,
2 NO 2 + 2 NaOH = NaNO 2 + NaNO 3 + H 2 O.
7.2.4. Основни правила за съставяне на редокс реакции
Съставът на редокс реакциите се извършва съгласно етапите, представени в табл. 7.2.
Таблица 7.2
Етапи на съставяне на уравнения за редокс реакции
Действие |
|
Определете окислителя и редуциращия агент. |
|
Идентифицирайте продуктите на редокс реакцията. |
|
Създайте електронен баланс и го използвайте, за да зададете коефициенти за вещества, които променят степента си на окисление. |
|
Подредете коефициентите за други вещества, които участват и се образуват в окислително-възстановителната реакция. |
|
Проверете правилността на коефициентите, като преброите количеството вещество на атомите (обикновено водород и кислород), разположени от лявата и дясната страна на уравнението на реакцията. |
Нека разгледаме правилата за съставяне на редокс реакции, като използваме примера за взаимодействие на калиев сулфит с калиев перманганат в кисела среда:
1. Определяне на окислител и редуциращ агент
Намиращ се в най-висока степенокисление, манганът не може да се откаже от 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 редуциращ агент. Така в разглежданата реакция K 2 SO 3 е редуциращ агент, а KMnO 4 е окислител.
2. Установяване на реакционни продукти
K2SO3 + KMnO4 + H2SO4?
Чрез даряване на два електрона на един електрон, S 4+ става 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, включени в перманганата), както и водни молекули. Така разглежданата реакция ще бъде написана 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 съставяне на електронен баланс е необходимо да се посочат тези 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 = Mn 2+;
S 4+ – 2 e = S 6+.
Броят на електроните, отдадени от редуциращия агент, трябва да бъде равен на броя на електроните, приети от окислителя. Следователно два Mn 7+ и пет S 4+ трябва да участват в реакцията:
Mn 7+ + 5 e = Mn 2+ 2,
S 4+ – 2 e = S 6+ 5.
По този начин броят на електроните, отдадени от редуциращия агент (10), ще бъде равен на броя на електроните, приети от окислителя (10).
4. Подреждане на коефициентите в уравнението на реакцията
В съответствие с баланса на електроните е необходимо да поставите коефициент 5 пред K 2 SO 3 и 2 пред KMnO 4. От дясната страна, пред калиев сулфат, задаваме коефициент 6, 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, включени в перманганата. Тъй като реакцията включва двеперманганатни молекули, от дясната страна също се образуват двемолекули на манганов сулфат. За свързване на реакционните продукти (калиеви и манганови йони, включени в 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 коректността 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, разглеждаме редокс реакции, включващи калиев перманганат, калиев дихромат, водороден пероксид, калиев нитрит, калиев йодид и калиев сулфид. Редокс реакциите, включващи други типични окислители и редуциращи агенти, са разгледани 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 от окисляването на сулфидни йони е свободна сяра. IN 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 = 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 (хром) се използва широко в лабораторната практика като окислител. Взаимодействайки с редуциращ агент, една молекула калиев бихромат приема шест електрона, образувайки тривалентни хромни съединения:
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.
Редокс реакции, включващи водороден пероксид и калиев нитрит
Водородният пероксид и калиевият нитрит проявяват предимно окислителни свойства:
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,
Въпреки това, когато взаимодействат със силни окислители (като например KMnO 4), водородният пероксид и калиевият нитрит действат като редуциращи агенти:
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 водородният пероксид, в зависимост от околната среда, се редуцира съгласно схемата, фиг. 7.2.
Ориз. 7.2. Възможни продукти за 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 = I 2 + 2 KOH.
7.2.5.2. Вътрешномолекулни окислително-редукционни реакции
Вътрешномолекулните редокс реакции обикновено възникват 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 както окислител, така и редуциращ агент. Нека разгледаме процеса на съставяне на този тип реакция, като използваме 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 + 2е = S 2– .
Така в резултат на реакцията на диспропорциониране на сярата се образуват съединения, чиито степени на окисление на елемента са – 2 и надясно +4:
3 S + 6 KOH = 2 K 2 S + K 2 SO 3 + 3 H 2 O.
При диспропорциониране на азотен оксид (IV) в алкали 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 алкален разтвор - хлорат:
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. Електролиза
Редокс процесът, който протича в разтворите или стопилките, когато през тях преминава постоянен електрически ток, се нарича електролиза. В този случай окислението на аниони се извършва 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, заедно с трансформациите на разтвореното вещество, електрохимичните процеси могат да възникнат с участието на водородни йони и хидроксидни йони на водата:
катод (–): 2 Н + + 2е = Н 2,
анод (+): 4 OH – – 4e = O 2 + 2 H 2 O.
В този случай процесът на редукция на катода протича по следния начин:
1. Катионите на активните метали (до Al 3+ включително) не се редуцират на катода, вместо това се редуцира водородът.
2. Металните катиони, разположени в серията от стандартни електродни потенциали (в серията напрежения) вдясно от водорода, се редуцират до свободни метали на катода 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. Когато халогенните йони се окисляват, се освобождават свободни халогени.
2. При електролиза на разтвори, съдържащи анионите SO 2 2–, NO 3 –, PO 4 3–, се отделя кислород, т.е. На анода се окисляват не тези йони, а водните молекули.
Като вземем предвид горните правила, нека разгледаме като пример електролизата на водни разтвори на NaCl, CuSO 4 и KOH с инертни електроди.
1). 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“. По време на химичните 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.
Въз основа на броя и състава на изходните и получените вещества простите химични реакции могат да бъдат разделени на няколко основни типа.
Реакциите на разлагане са 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 за протичане на реакция на химично разлагане е необходимо нагряване (това е ендотермичен процес, поглъщане 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 = 2CuO + H 2 O + CO 2
малахит → меден оксид + вода + въглероден диоксид
Ако в природата се случваха само реакции на разлагане, тогава всички сложни вещества, които могат да се разлагат, биха се разложили и химичните явления вече не биха могли да възникнат. Но има и други реакции.
При сложни реакции няколко прости или сложни вещества произвеждат едно сложно вещество. Оказва се, че реакциите на съединението са обратни на реакциите на разлагане.
Например, когато медта се нагрява на въздух, тя се покрива с черно покритие. Медта се превръща в меден оксид:
2Cu + O 2 = 2CuO
мед + кислород → меден оксид
Химичните реакции между просто и сложно вещество, при които атомите, изграждащи простото вещество, заместват атомите на един от елементите на сложното вещество, се наричат реакции на заместване.
Например, ако потопите железен пирон 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 = 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, се получава разтвор, от който може да се изолира меден сулфат:
CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O
меден оксид + сярна киселина → меден сулфат + вода
blog.site, при пълно или частично копиране на материал е необходима връзка към първоизточника.
