“Physics Thermonuclear Reactions” - Termonuklearna reakcija. Problem: plazmu je teško zadržati. Kontrolirana termonuklearna reakcija je energetski povoljna reakcija. Detalji o reakciji. Prezentacija iz fizike na temu: U zvijezdama se odvijaju samoodržive termonuklearne reakcije. Što je termonuklearna reakcija? TOKAMAK (toroidna magnetska komora sa strujom).
“Vrste kemijskih reakcija” - Sve reakcije popraćene su toplinskim učincima. Reverzibilne reakcije su kemijske reakcije koje se odvijaju istovremeno u dva suprotnih smjerova(izravno i obrnuto) Na primjer: 3H2 + N2? 2NH3 Laboratorijski rad. Kako možemo nazvati proces koji se odvija? Kemijske reakcije nastaju: pri miješanju ili fizičkom kontaktu reagensa spontano pri zagrijavanju uz sudjelovanje katalizatora djelovanje svjetlosti električna struja mehanički udar itd.
“Klasifikacija reakcija” - Endotermne reakcije: P (crveno)<=>P (bijela). S (rombični)<=>S (plastika). Klasifikacija reakcija. Ogromna većina takvih reakcija je. Razgradnja kalijevog permanganata pri zagrijavanju: Reakcija izgaranja litija: Alotropija fosfora: Reakcija izgaranja kalcija u zraku: Zanimljive reakcije.
“Nuklearne reakcije” - Radioaktivno zračenje štetno djeluje na žive stanice. Nuklearne reakcije popraćene su transformacijama energije. Biološko djelovanje. Biološki učinci radioaktivnog zračenja. Učinak zračenja na čovjeka. Termonuklearne reakcije. Primjena nuklearnih reakcija. Nuklearni reaktor.
“Reakcije kiselina” - BaCL2 + H2SO4 = BaSO4 + 2HCL Ba2+ + SO42- = BaSO4. kiseline. Odgovori. Klasifikacija kiselina. Provjerite se. Generalizacija. Tipične kisele reakcije.
Tijekom kemijske reakcije iz jednih tvari dobivaju se druge (ne brkati s nuklearnim reakcijama, u kojima se jedan kemijski element pretvara u drugi).
Svaka kemijska reakcija opisana je kemijskom jednadžbom:
Reaktanti → produkti reakcije
Strelica pokazuje smjer reakcije.
Na primjer:
U ovoj reakciji metan (CH 4) reagira s kisikom (O 2) pri čemu nastaju ugljikov dioksid (CO 2) i voda (H 2 O), točnije vodena para. Upravo se takva reakcija događa u vašoj kuhinji kada zapalite plinski plamenik. Jednadžbu treba čitati ovako: Jedna molekula plinovitog metana reagira s dvije molekule plinovitog kisika i proizvodi jednu molekulu ugljičnog dioksida i dvije molekule vode (vodene pare).
Nazivaju se brojevi ispred komponenti kemijske reakcije koeficijenti reakcije.
Događaju se kemijske reakcije endotermički(s apsorpcijom energije) i egzotermna(s oslobađanjem energije). Izgaranje metana tipičan je primjer egzotermne reakcije.
Postoji nekoliko vrsta kemijskih reakcija. Najčešći:
- reakcije povezivanja;
- reakcije razgradnje;
- reakcije pojedinačne zamjene;
- dvostruke reakcije istiskivanja;
- reakcije oksidacije;
- redoks reakcije.
Reakcije spojeva
U reakcijama spojeva najmanje dva elementa tvore jedan produkt:
2Na (t) + Cl 2 (g) → 2NaCl (t)- stvaranje kuhinjske soli.
Treba obratiti pozornost na bitnu nijansu reakcija spojeva: ovisno o uvjetima reakcije ili omjerima reagensa koji ulaze u reakciju, njezin rezultat mogu biti različiti produkti. Na primjer, u normalnim uvjetima izgaranja ugljena, ugljični dioksid se proizvodi:
C (t) + O 2 (g) → CO 2 (g)
Ako je količina kisika nedovoljna, tada nastaje smrtonosni ugljikov monoksid:
2C (t) + O 2 (g) → 2CO (g)
Reakcije razgradnje
Ove reakcije su, takoreći, u biti suprotne reakcijama spoja. Kao rezultat reakcije razgradnje tvar se raspada na dva (3, 4...) jednostavnija elementa (spoja):
- 2H 2 O (l) → 2H 2 (g) + O 2 (g)- razgradnja vode
- 2H 2 O 2 (l) → 2H 2 (g) O + O 2 (g)- razgradnja vodikovog peroksida
Reakcije pojedinačnog istiskivanja
Kao rezultat pojedinačnih reakcija supstitucije, aktivniji element zamjenjuje manje aktivan u spoju:
Zn (s) + CuSO 4 (otopina) → ZnSO 4 (otopina) + Cu (s)
Cink u otopini bakrenog sulfata istiskuje manje aktivni bakar, što rezultira stvaranjem otopine cinkovog sulfata.
Stupanj aktivnosti metala u rastućem redoslijedu aktivnosti:
- Najaktivniji su alkalijski i zemnoalkalijski metali
Ionska jednadžba za gornju reakciju bit će:
Zn (t) + Cu 2+ + SO 4 2- → Zn 2+ + SO 4 2- + Cu (t)
Ionska veza CuSO 4, kada se otopi u vodi, raspada se na kation bakra (naboj 2+) i sulfatni anion (naboj 2-). Kao rezultat reakcije supstitucije nastaje kation cinka (koji ima isti naboj kao i kation bakra: 2-). Imajte na umu da je sulfatni anion prisutan na obje strane jednadžbe, tj. prema svim pravilima matematike može se reducirati. Rezultat je ionsko-molekularna jednadžba:
Zn (t) + Cu 2+ → Zn 2+ + Cu (t)
Reakcije dvostrukog pomaka
U reakcijama dvostruke supstitucije dva elektrona su već zamijenjena. Takve se reakcije također nazivaju reakcije razmjene. Takve se reakcije odvijaju u otopini uz stvaranje:
- netopljiv čvrsta(reakcije taloženja);
- voda (reakcija neutralizacije).
Reakcije taloženja
Kada se otopina srebrnog nitrata (soli) pomiješa s otopinom natrijeva klorida, nastaje srebrni klorid:
Molekularna jednadžba: KCl (otopina) + AgNO 3 (p-p) → AgCl (s) + KNO 3 (p-p)
Ionska jednadžba: K + + Cl - + Ag + + NO 3 - → AgCl (t) + K + + NO 3 -
Molekularna ionska jednadžba: Cl - + Ag + → AgCl (s)
Ako je spoj topiv, bit će prisutan u otopini u ionskom obliku. Ako je spoj netopljiv, taložit će se i formirati krutinu.
Reakcije neutralizacije
To su reakcije između kiselina i baza koje rezultiraju stvaranjem molekula vode.
Na primjer, reakcija miješanja otopine sumporne kiseline i otopine natrijevog hidroksida (lužine):
Molekularna jednadžba: H 2 SO 4 (p-p) + 2NaOH (p-p) → Na 2 SO 4 (p-p) + 2H 2 O (l)
Ionska jednadžba: 2H + + SO 4 2- + 2Na + + 2OH - → 2Na + + SO 4 2- + 2H 2 O (l)
Molekularna ionska jednadžba: 2H + + 2OH - → 2H 2 O (l) ili H + + OH - → H 2 O (l)
Reakcije oksidacije
To su reakcije međudjelovanja tvari s plinovitim kisikom u zraku, pri čemu se u pravilu veliki broj energije u obliku topline i svjetlosti. Tipična reakcija oksidacije je izgaranje. Na samom početku ove stranice je reakcija između metana i kisika:
CH 4 (g) + 2O 2 (g) → CO 2 (g) + 2H 2 O (g)
Metan spada u ugljikovodike (spojevi ugljika i vodika). Kada ugljikovodik reagira s kisikom, oslobađa se mnogo toplinske energije.
Redoks reakcije
To su reakcije u kojima se elektroni izmjenjuju između atoma reaktanata. Gore spomenute reakcije su također redoks reakcije:
- 2Na + Cl 2 → 2NaCl - reakcija spoja
- CH 4 + 2O 2 → CO 2 + 2H 2 O - reakcija oksidacije
- Zn + CuSO 4 → ZnSO 4 + Cu - reakcija jednostruke supstitucije
Redoks reakcije s velikim brojem primjera rješavanja jednadžbi metodom ravnoteže elektrona i metodom polureakcije opisane su što detaljnije u odjeljku
1. Reakcije spojeva. D. I. Mendeljejev definirao je spoj kao reakciju “u kojoj se pojavljuje jedna od dvije tvari. Dakle, kada spoj reagira iz više reagirajućih tvari relativno jednostavnog sastava, dobiva se jedna tvar složenijeg sastava.
A + B + C = D
Reakcije spojeva uključuju procese izgaranja jednostavnih tvari (sumpor, fosfor, ugljik) u zraku. Na primjer, ugljik gori u zraku C + O2 = CO2 (naravno, ova reakcija se odvija postupno, prvo nastaje ugljikov monoksid CO). Ove reakcije su u pravilu praćene oslobađanjem topline, tj. dovode do stvaranja stabilnijih i energetski manje bogatih spojeva – egzotermni su.
Reakcije spojeva jednostavnih tvari uvijek su redoks prirode. Reakcije spojeva koje se odvijaju između složenih tvari mogu se odvijati bez promjene valencije
CaCO3 + CO2 + H2O = Ca (HCO3)2
pa pripadaju broju redoks
2FeCl2 + Cl2 = 2FeCl3.
2. Reakcije razgradnje. Reakcije kemijske razgradnje, prema Mendeljejevu, “su slučajevi inverzni kombinaciji, to jest, oni u kojima jedna tvar daje dvije, ili, općenito, određeni broj tvari - veći broj njih.
Reakcije razgradnje dovode do stvaranja nekoliko spojeva iz jedne složene tvari
A = B + C + D
Produkti razgradnje složene tvari mogu biti jednostavne i složene tvari. Primjer reakcije razgradnje je kemijska reakcija razgradnje krede (ili vapnenca pod utjecajem temperature): CaCO3 = CaO + CO2. Za odvijanje reakcije razgradnje općenito je potrebna toplina. Takvi procesi su endotermni, tj. nastaviti s apsorpcijom topline. Od reakcija razgradnje koje se odvijaju bez promjene valentnih stanja, treba spomenuti razgradnju kristalnih hidrata, baza, kiselina i soli kiselina koje sadrže kisik.
CuSO4 5H2O = CuSO4 + 5H2O,
Cu(OH)2 = CuO + H2O,
H2SiO3 = SiO2 + H2O.
Reakcije redoks razgradnje uključuju razgradnju oksida, kiselina i soli koje tvore elementi u višim oksidacijskim stanjima
2SO3 = 2SO2 + O2,
4HNO3 = 2H2O + 4NO2O + O2O,
2AgNO3 = 2Ag + 2NO2 + O2,
(NH4) 2Cr2O7 = Cr2O3 + N2 + 4H2O.
Reakcije redoks razgradnje posebno su karakteristične za soli dušične kiseline.
Reakcije razgradnje u organska kemija, za razliku od reakcija razgradnje u anorganska kemija, imaju svoje specifičnosti. Oni se mogu smatrati procesima inverznim adiciji, budući da najčešće rezultiraju stvaranjem višestrukih veza ili ciklusa.
Reakcije razgradnje u organskoj kemiji nazivaju se pucanje
S18H38 = S9H18 + S9H20
ili dehidrogenacija C4H10 = C4H6 + 2H2.
U druge dvije vrste reakcija broj reaktanata jednak je broju produkata.
3. Supstitucijske reakcije. Njihova prepoznatljiva značajka je interakcija jednostavne tvari sa složenom. Takve reakcije postoje iu organskoj kemiji. Međutim, koncept "supstitucije" u organskoj kemiji je širi nego u anorganskoj kemiji. Ako je u molekuli izvorne tvari bilo koji atom ili funkcionalna skupina zamijenjena drugim atomom ili skupinom, to su također reakcije supstitucije, iako s gledišta anorganske kemije taj proces izgleda kao reakcija izmjene.
U reakcijama supstitucije, jednostavna tvar obično reagira sa složenom tvari, tvoreći drugu jednostavnu tvar i još jednu složenu A + BC = AB + C
Na primjer, uranjanjem čeličnog čavla u otopinu bakrenog sulfata dobivamo željezni sulfat (željezo je iz soli istisnulo bakar) Fe+CuSO4= FeSO4+Cu.
Ove reakcije najvećim dijelom pripadaju redoks reakcijama.
2Al + Fe2O3 = 2Fe + Al2O3,
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2,
2KBr + Cl2 = 2KCl + Br2,
2KlO3 + l2 = 2KlO3 + Sl2.
Primjeri supstitucijskih reakcija koje nisu popraćene promjenom valentnih stanja atoma iznimno su rijetki.
Treba napomenuti reakciju silicijevog dioksida sa solima kiselina koje sadrže kisik, koje odgovaraju plinovitim ili hlapljivim anhidridima
CaCO3+ SiO2 = CaSiO3 + CO2,
Ca3(PO4)2 + 3SiO2 = 3CaSiO3 + P2O5.
Ponekad se te reakcije smatraju reakcijama izmjene
CH4 + Cl2 = CH3Cl + HCl.
4. Reakcije razmjene (uključujući neutralizaciju). Reakcije izmjene su reakcije između dva spoja koje međusobno izmjenjuju svoje komponente
AB + CD = AD + CB
Velik broj njih javlja se u vodenim otopinama. Primjer reakcije kemijske izmjene je neutralizacija kiseline s alkalijom
NaOH+HCl=NaCl+H2O.
Ovdje se u reaktantima (tvari s lijeve strane) vodikov ion iz spoja HCl izmjenjuje s natrijevim ionom iz spoja NaOH, što rezultira stvaranjem otopine kuhinjske soli u vodi.
Ako se redoks procesi odvijaju tijekom reakcija supstitucije, tada se reakcije izmjene uvijek odvijaju bez promjene valentnog stanja atoma. Ovo je najčešća skupina reakcija između složenih tvari – oksida, baza, kiselina i soli
ZnO + N2SO4 = ZnSO4 + N2O,
AgNO3 + KBr = AgBr + KNO3,
CrCl3 + 3NaOH = Cr(OH)3 + 3NaCl.
Poseban slučaj ovih reakcija izmjene je reakcija neutralizacije
HCl + KOH = KCl + H2O.
Tipično, ove reakcije slijede zakone kemijske ravnoteže i odvijaju se u smjeru u kojem se barem jedna od tvari uklanja iz reakcijske sfere u obliku plina, hlapljiva tvar, precipitat ili slabo disocirajući (za otopine) spoj
NaHCO3 + HCl = NaCl + H2O + CO2,
Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 = 2CaCO3↓ + 2H2O,
CH3COONa + H3PO4 = CH3COON + NaH2PO4.
Međutim, mnoge reakcije ne uklapaju se u zadanu jednostavnu shemu. Na primjer, kemijska reakcija između kalijevog permanganata (kalijevog permanganata) i natrijevog jodida ne može se klasificirati kao jedna od ovih vrsta. Takve se reakcije obično nazivaju redoks reakcije, na primjer
2KMnO4+10NaI+8H2SO4=2MnSO4+K2SO4+5Na2SO4+5I2+8H2O.
Redoks reakcije u anorganskoj kemiji uključuju sve reakcije supstitucije te one reakcije razgradnje i kombinacije u kojima sudjeluje barem jedna jednostavna tvar. U općenitijoj verziji (uključujući organsku kemiju), sve reakcije uključuju jednostavne tvari. I obrnuto, reakcije koje se odvijaju bez promjene oksidacijskih stanja elemenata koji tvore reaktante i produkte reakcije uključuju sve reakcije izmjene.
2. Podjela reakcija prema karakteristikama faza
Ovisno o agregacijskom stanju tvari koje reagiraju, razlikuju se sljedeće reakcije:
1. Plinske reakcije:
2. Reakcije u otopinama:
NaOH(otopina) + HCl(p-p) = NaCl(p-p) + H2O(l).
3. Reakcije između krutih tvari:
CaO(s) + SiO2(s) = CaSiO3(s).
3. Podjela reakcija prema broju faza
Faza se shvaća kao skup homogenih dijelova sustava s istim fizičkim i kemijska svojstva i međusobno odvojeni sučeljem.
7.1. Osnovni tipovi kemijskih reakcija
Transformacije tvari, popraćene promjenama njihova sastava i svojstava, nazivaju se kemijske reakcije ili kemijske interakcije. Tijekom kemijskih reakcija ne dolazi do promjene u sastavu atomskih jezgri.
Pojave u kojima se mijenja oblik ili agregatno stanje tvari ili mijenja sastav atomskih jezgri nazivamo fizikalnim. Primjer fizičke pojave je toplinska obrada metala, koja uključuje promjenu oblika (kovanje), taljenje metala, sublimaciju joda, pretvaranje vode u led ili paru i sl., kao i nuklearne reakcije, uslijed kojih nastaju atomi drugih elemenata iz atoma nekih elemenata.
Kemijske pojave mogu biti popraćene fizičkim transformacijama. Na primjer, kao rezultat kemijskih reakcija koje se odvijaju u galvanski članak javlja se električna struja.
Kemijske reakcije klasificiraju se prema različitim kriterijima.
1. Prema predznaku toplinskog učinka sve se reakcije dijele na endotermički(nastavljajući s apsorpcijom topline) i egzotermna(teče uz oslobađanje topline) (vidi § 6.1).
2. Na temelju agregacijskog stanja polaznih tvari i produkata reakcije razlikuju se:
homogene reakcije, u kojem su sve tvari u istoj fazi:
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).
heterogene reakcije, tvari u kojima su u različitim fazama:
CaO (k) + CO 2 (g) = CaCO 3 (k),
CuSO 4 (otopina) + 2 NaOH (otopina) = Cu(OH) 2 (k) + Na 2 SO 4 (otopina),
Na 2 SO 3 (otopina) + 2HCl (otopina) = 2 NaCl (otopina) + SO 2 (g) + H 2 O (l).
3. Prema sposobnosti strujanja samo u smjeru naprijed, kao i u izravnom i obrnuti smjer razlikovati nepovratan I reverzibilan kemijske reakcije (vidi § 6.5).
4. Na temelju prisutnosti ili odsutnosti katalizatora razlikuju se katalitički I nekatalitički reakcije (vidi § 6.5).
5. Prema mehanizmu nastanka kemijske reakcije dijelimo na ionski, radikal itd. (mehanizam kemijskih reakcija koje se odvijaju uz sudjelovanje organski spojevi, raspravljalo se u kolegiju organske kemije).
6. Prema stanju oksidacijskih stanja atoma uključenih u sastav reagirajućih tvari, reakcije koje se javljaju bez promjene oksidacijskog stanja atoma, te s promjenom oksidacijskog stanja atoma ( redoks reakcije) (vidi § 7.2) .
7. Reakcije se razlikuju po promjenama sastava polaznih tvari i produkata reakcije povezivanje, razlaganje, supstitucija i razmjena. Ove reakcije mogu se odvijati i sa i bez promjena u oksidacijskim stanjima elemenata, tablica . 7.1.
Tablica 7.1
Vrste kemijskih reakcija
Primjeri reakcija koje se odvijaju bez promjene oksidacijskog stanja elemenata |
Primjeri redoks reakcija |
||
Veze (jedna nova tvar nastaje od dvije ili više tvari) |
HCl + NH3 = NH4Cl; SO3 + H2O = H2SO4 |
H2 + Cl2 = 2HCl; 2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3 |
|
Razgradnje (iz jedne tvari nastaje više novih tvari) |
A = B + C + D |
MgCO3 MgO + CO2; H 2 SiO 3 SiO 2 + H 2 O |
2AgNO 3 2Ag + 2NO 2 + O 2 |
Zamjene (kada tvari međusobno djeluju, atomi jedne tvari zamjenjuju atome druge tvari u molekuli) |
A + BC = AB + C |
CaCO 3 + SiO 2 CaSiO 3 + CO 2 |
Pb(NO 3) 2 + Zn = Mg + 2HCl = MgCl2 + H2 |
|
(dvije tvari izmjenjuju svoje sastavne dijelove, tvoreći dvije nove tvari) |
AB + CD = AD + CB |
AlCl3 + 3NaOH = Ca(OH)2 + 2HCl = CaCl2 + 2H2O |
7.2. Redoks reakcije
Kao što je gore spomenuto, sve kemijske reakcije podijeljene su u dvije skupine:
Kemijske reakcije koje se odvijaju s promjenom oksidacijskog stanja atoma koji čine reaktante nazivaju se redoks reakcije.
Oksidacija je proces otpuštanja elektrona od strane atoma, molekule ili iona:
Na o – 1e = Na + ;
Fe 2+ – e = Fe 3+ ;
H2o – 2e = 2H+;
2 Br – – 2e = Br 2 o.
Oporavak je proces dodavanja elektrona atomu, molekuli ili ionu:
S o + 2e = S 2– ;
Cr3+ + e = Cr2+;
Cl 2 o + 2e = 2Cl – ;
Mn 7+ + 5e = Mn 2+ .
Nazivaju se atomi, molekule ili ioni koji primaju elektrone oksidirajuća sredstva. Restauratori su atomi, molekule ili ioni koji doniraju elektrone.
Prihvaćanjem elektrona oksidacijsko sredstvo se tijekom reakcije reducira, a redukcijsko sredstvo oksidira. Oksidaciju uvijek prati redukcija i obrnuto. Tako, broj elektrona koje preda redukcijsko sredstvo uvijek je jednak broju elektrona koje prihvati oksidacijsko sredstvo.
7.2.1. Oksidacijsko stanje
Oksidacijsko stanje je uvjetni (formalni) naboj atoma u spoju, izračunat pod pretpostavkom da se on sastoji samo od iona. Oksidacijsko stanje obično se označava arapskim brojem iznad simbola elementa sa znakom "+" ili "–". Na primjer, Al 3+, S 2–.
Za određivanje oksidacijskih stanja koriste se sljedeća pravila:
stupanj oksidacije atoma u jednostavnim tvarima je nula;
algebarski zbroj oksidacijskih stanja atoma u molekuli jednak je nuli, u složenom ionu - naboj iona;
oksidacijsko stanje atoma alkalijski metali uvijek jednako +1;
atom vodika u spojevima s nemetalima (CH 4, NH 3 i dr.) ima oksidacijsko stanje +1, a kod aktivnih metala njegovo oksidacijsko stanje je –1 (NaH, CaH 2 i dr.);
Atom fluora u spojevima uvijek pokazuje oksidacijsko stanje –1;
Oksidacijsko stanje atoma kisika u spojevima obično je –2, osim peroksida (H 2 O 2, Na 2 O 2), u kojima je oksidacijsko stanje kisika –1, te nekih drugih tvari (superoksidi, ozonidi, kisik fluoridi).
Maksimalno pozitivno oksidacijsko stanje elemenata u skupini obično je jednako broju skupine. Izuzetak su fluor i kisik, budući da je njihovo najviše oksidacijsko stanje niže od broja skupine u kojoj se nalaze. Elementi podskupine bakra tvore spojeve u kojima njihovo oksidacijsko stanje prelazi broj skupine (CuO, AgF 5, AuCl 3).
Maksimalno negativno oksidacijsko stanje elemenata u glavnim podskupinama periodni sustav elemenata može se odrediti oduzimanjem broja grupe od osam. Za ugljik je 8 – 4 = 4, za fosfor – 8 – 5 = 3.
U glavnim podskupinama, kada se kreće od elemenata odozgo prema dolje, smanjuje se stabilnost najvišeg pozitivnog oksidacijskog stanja; u sekundarnim podskupinama, naprotiv, od vrha prema dolje povećava se stabilnost viših oksidacijskih stanja.
Konvencionalnost koncepta oksidacijskog stanja može se pokazati na primjeru nekih anorganskih i organskih spojeva. Konkretno, u fosfinskoj (fosfornoj) H 3 PO 2, fosfonskoj (fosfornoj) H 3 PO 3 i fosfornoj H 3 PO 4 kiselinama, oksidacijska stanja fosfora su redom +1, +3 i +5, dok u svim ovim spojevima fosfor je petovalentan. Za ugljik u metanu CH 4, metanolu CH 3 OH, formaldehidu CH 2 O, mravljoj kiselini HCOOH i ugljičnom monoksidu (IV) CO 2, oksidacijska stanja ugljika su –4, –2, 0, +2 i +4, redom , dok je valencija ugljikovog atoma u svim ovim spojevima četiri.
Unatoč činjenici da je oksidacijsko stanje konvencionalan koncept, naširoko se koristi u sastavljanju redoks reakcija.
7.2.2. Najvažnija oksidacijska i redukcijska sredstva
Tipična oksidacijska sredstva su:
1. Jednostavne tvari, čiji atomi imaju visoku elektronegativnost. To su, prije svega, elementi glavnih podskupina VI i VII skupina periodnog sustava: kisik, halogeni. Od jednostavnih tvari najjači oksidans je fluor.
2. Spojevi koji sadrže neke metalne katione u visokim oksidacijskim stanjima: Pb 4+, Fe 3+, Au 3+ itd.
3. Spojevi koji sadrže neke složene anione, elementi u kojima su u visokim pozitivnim oksidacijskim stanjima: 2–, – itd.
Reducirajuća sredstva uključuju:
1. Jednostavne tvari čiji atomi imaju malu elektronegativnost su aktivni metali. Nemetali, poput vodika i ugljika, također mogu pokazivati redukcijska svojstva.
2. Neki metalni spojevi koji sadrže katione (Sn 2+, Fe 2+, Cr 2+), koji doniranjem elektrona mogu povećati svoje oksidacijsko stanje.
3. Neki spojevi koji sadrže jednostavne ione kao što su I – , S 2– .
4. Spojevi koji sadrže kompleksne ione (S 4+ O 3) 2–, (NR 3+ O 3) 2–, u kojima elementi mogu doniranjem elektrona povećati svoje pozitivno oksidacijsko stanje.
U laboratorijskoj praksi najčešće se koriste sljedeća oksidacijska sredstva:
kalijev permanganat (KMnO 4);
kalijev dikromat (K 2 Cr 2 O 7);
dušična kiselina (HNO3);
koncentrirana sumporna kiselina (H 2 SO 4);
vodikov peroksid (H 2 O 2);
oksidi mangana (IV) i olova (IV) (MnO 2, PbO 2);
taline kalijevog nitrata (KNO 3) i taline nekih drugih nitrata.
Reducirajuća sredstva koja se koriste u laboratorijskoj praksi uključuju:
- magnezij (Mg), aluminij (Al) i drugi aktivni metali;
- vodik (H2) i ugljik (C);
- kalijev jodid (KI);
- natrijev sulfid (Na 2 S) i vodikov sulfid (H 2 S);
- natrijev sulfit (Na 2 SO 3);
- kositar klorid (SnCl 2).
7.2.3. Klasifikacija redoks reakcija
Redoks reakcije obično se dijele na tri vrste: međumolekularne, intramolekularne i reakcije disproporcioniranja (samooksidacija-samoredukcija).
Međumolekulske reakcije nastaju promjenom oksidacijskog stanja atoma koji se nalaze u različitim molekulama. Na primjer:
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.
DO intramolekularne reakcije To su reakcije u kojima su oksidacijsko sredstvo i redukcijsko sredstvo dio iste molekule, na primjer:
(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 .
U reakcije disproporcionalnosti(samooksidacija-samoredukcija) atom (ion) istog elementa je i oksidacijsko i redukcijsko sredstvo:
Cl 2 + 2 KOH KCl + KClO + H 2 O,
2 NO 2 + 2 NaOH = NaNO 2 + NaNO 3 + H 2 O.
7.2.4. Osnovna pravila za sastavljanje redoks reakcija
Kompozicija redoks reakcija provodi se prema koracima prikazanim u tablici. 7.2.
Tablica 7.2
Faze sastavljanja jednadžbi redoks reakcija
Akcijski |
|
Odredite oksidacijsko i redukcijsko sredstvo. |
|
Prepoznajte produkte redoks reakcije. |
|
Napravite elektronsku ravnotežu i pomoću nje odredite koeficijente za tvari koje mijenjaju svoja oksidacijska stanja. |
|
Poredajte koeficijente za ostale tvari koje sudjeluju i nastaju u redoks reakciji. |
|
Provjerite točnost koeficijenata brojanjem količine tvari atoma (obično vodika i kisika) koji se nalaze na lijevoj i desnoj strani jednadžbe reakcije. |
Razmotrimo pravila za sastavljanje redoks reakcija na primjeru interakcije kalijevog sulfita s kalijevim permanganatom u kiselom okruženju:
1. Određivanje oksidacijskog i redukcijskog sredstva
Nalazi se u najviši stupanj oksidacijom, mangan se ne može odreći elektrona. Mn 7+ će prihvatiti elektrone, t.j. je oksidirajuće sredstvo.
Ion S 4+ može donirati dva elektrona i prijeći u S 6+, tj. je redukcijsko sredstvo. Dakle, u reakciji koja se razmatra, K 2 SO 3 je redukcijsko sredstvo, a KMnO 4 je oksidacijsko sredstvo.
2. Utvrđivanje produkata reakcije
K2SO3 + KMnO4 + H2SO4?
Doniranjem dva elektrona elektronu, S 4+ postaje S 6+. Kalijev sulfit (K 2 SO 3) tako prelazi u sulfat (K 2 SO 4). U kiseloj sredini Mn 7+ prihvaća 5 elektrona i u otopini sumporne kiseline (medij) stvara manganov sulfat (MnSO 4). Kao rezultat ove reakcije nastaju i dodatne molekule kalijevog sulfata (zbog iona kalija uključenih u permanganat), kao i molekule vode. Stoga će reakcija koja se razmatra biti napisana kao:
K 2 SO 3 + KMnO 4 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + MnSO 4 + H 2 O.
3. Sastavljanje elektronske bilance
Za sastavljanje elektronske bilance potrebno je navesti ona oksidacijska stanja koja se mijenjaju u razmatranoj reakciji:
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+.
Broj elektrona koje preda redukcijsko sredstvo mora biti jednak broju elektrona koje prihvati oksidacijsko sredstvo. Dakle, dva Mn 7+ i pet S 4+ moraju sudjelovati u reakciji:
Mn 7+ + 5 e = Mn 2+ 2,
S 4+ – 2 e = S 6+ 5.
Stoga će broj elektrona koje preda redukcijsko sredstvo (10) biti jednak broju elektrona koje prihvati oksidacijsko sredstvo (10).
4. Raspored koeficijenata u jednadžbi reakcije
Sukladno ravnoteži elektrona, ispred K 2 SO 3 potrebno je staviti koeficijent 5, a ispred KMnO 4 2. S desne strane, ispred kalijevog sulfata postavljamo koeficijent 6, budući da se jedna molekula dodaje na pet molekula K 2 SO 4 nastalih tijekom oksidacije kalijevog sulfita K 2 SO 4 kao rezultat vezanja kalijevih iona uključenih u permanganat. Budući da reakcija uključuje dva nastaju i molekule permanganata, s desne strane dva molekule mangan sulfata. Za vezanje produkata reakcije (ioni kalija i mangana uključeni u permanganat), potrebno je tri molekule sumporne kiseline, dakle, kao rezultat reakcije, tri molekule vode. Na kraju dobivamo:
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. Provjera ispravnosti koeficijenata u jednadžbi reakcije
Broj atoma kisika na lijevoj strani jednadžbe reakcije je:
5 3 + 2 4 + 3 4 = 35.
Na desnoj strani ovaj broj će biti:
6 4 + 2 4 + 3 1 = 35.
Broj atoma vodika na lijevoj strani jednadžbe reakcije je šest i odgovara broju tih atoma na desnoj strani jednadžbe reakcije.
7.2.5. Primjeri redoks reakcija koje uključuju tipične oksidacijske i redukcijske agense
7.2.5.1. Intermolekularne oksidacijsko-redukcijske reakcije
U nastavku, kao primjere, razmatramo redoks reakcije koje uključuju kalijev permanganat, kalijev dikromat, vodikov peroksid, kalijev nitrit, kalijev jodid i kalijev sulfid. O redoks reakcijama koje uključuju druge tipične oksidante i redukcijske agense raspravlja se u drugom dijelu priručnika ("Anorganska kemija").
Redoks reakcije koje uključuju kalijev permanganat
Ovisno o okolini (kiseloj, neutralnoj, alkalnoj), kalijev permanganat, djelujući kao oksidacijsko sredstvo, daje različite produkte redukcije, sl. 7.1.
Riža. 7.1. Stvaranje produkata redukcije kalijevog permanganata u različite sredine
Dolje su prikazane reakcije KMnO 4 s kalijevim sulfidom kao redukcijskim sredstvom u različitim sredinama, ilustrirajući shemu, sl. 7.1. U tim reakcijama produkt oksidacije sulfidnih iona je slobodni sumpor. U alkalna sredina Molekule KOH ne sudjeluju u reakciji, već samo određuju produkt redukcije kalijeva permanganata.
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.
Redoks reakcije koje uključuju kalijev dikromat
U kiseloj sredini kalijev dikromat je jako oksidacijsko sredstvo. Mješavina K 2 Cr 2 O 7 i koncentrirane H 2 SO 4 (kroma) naširoko se koristi u laboratorijskoj praksi kao oksidacijsko sredstvo. U interakciji s redukcijskim sredstvom, jedna molekula kalijevog dikromata prihvaća šest elektrona, tvoreći spojeve trovalentnog kroma:
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.
Redoks reakcije koje uključuju vodikov peroksid i kalijev nitrit
Vodikov peroksid i kalijev nitrit pokazuju pretežno oksidacijska svojstva:
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,
Međutim, u interakciji s jakim oksidansima (kao što je, na primjer, KMnO 4), vodikov peroksid i kalijev nitrit djeluju kao redukcijski agensi:
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.
Treba napomenuti da se vodikov peroksid, ovisno o okolišu, reducira prema shemi, sl. 7.2.
Riža. 7.2. Mogući produkti redukcije vodikovog peroksida
U ovom slučaju, kao rezultat reakcija, nastaju voda ili hidroksidni ioni:
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. Intramolekularne oksidacijsko-redukcijske reakcije
Intramolekularne redoks reakcije obično se događaju kada se zagrijavaju tvari čije molekule sadrže redukcijsko sredstvo i oksidacijsko sredstvo. Primjeri intramolekularnih redukcijsko-oksidacijskih reakcija su procesi toplinske razgradnje nitrata i kalijevog permanganata:
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. Reakcije disproporcionalnosti
Kao što je gore navedeno, u reakcijama disproporcioniranja isti atom (ion) je i oksidacijsko sredstvo i redukcijsko sredstvo. Razmotrimo proces sastavljanja ove vrste reakcije na primjeru interakcije sumpora s alkalijom.
Karakteristična oksidacijska stanja sumpora: – 2, 0, +4 i +6. Djelujući kao redukcijski agens, elementarni sumpor daje 4 elektrona:
S o – 4e = S 4+.
Sumpor – Oksidacijsko sredstvo prihvaća dva elektrona:
S o + 2e = S 2– .
Dakle, kao rezultat reakcije disproporcioniranja sumpora nastaju spojevi čija su oksidacijska stanja elementa – 2 i desno +4:
3 S + 6 KOH = 2 K 2 S + K 2 SO 3 + 3 H 2 O.
Kada se dušikov oksid (IV) disproporcionira u lužini, dobivaju se nitrit i nitrat - spojevi u kojima je oksidacijsko stanje dušika +3, odnosno +5:
2 N 4+ O 2 + 2 KOH = KN 3+ O 2 + KN 5+ O 3 + H 2 O,
Disproporcioniranje klora u hladnoj alkalnoj otopini dovodi do stvaranja hipoklorita, au vrućoj alkalnoj otopini - klorata:
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. Elektroliza
Redoks proces koji se odvija u otopinama ili talinama kada kroz njih prođe istosmjerna električna struja naziva se elektroliza. U tom slučaju dolazi do oksidacije aniona na pozitivnoj elektrodi (anodi). Kationi se reduciraju na negativnoj elektrodi (katodi).
2 Na 2 CO 3 4 Na + O 2 + 2CO 2 .
S elektrolizom vodene otopine elektroliti, uz transformacije otopljene tvari, mogu se odvijati elektrokemijski procesi uz sudjelovanje vodikovih iona i hidroksidnih iona vode:
katoda (–): 2 N + + 2e = N 2,
anoda (+): 4 OH – – 4e = O 2 + 2 H 2 O.
U ovom slučaju, proces redukcije na katodi odvija se na sljedeći način:
1. Na katodi se ne reduciraju kationi aktivnih metala (do uključivo Al 3+), već se reducira vodik.
2. Metalni kationi smješteni u nizu standardnih elektrodnih potencijala (u nizu napona) desno od vodika reduciraju se u slobodne metale na katodi tijekom elektrolize.
3. Metalni kationi koji se nalaze između Al 3+ i H + reduciraju se na katodi istovremeno s kationom vodika.
Procesi koji se odvijaju u vodenim otopinama na anodi ovise o tvari od koje je anoda izrađena. Postoje netopljive anode ( inertan) i topljivi ( aktivan). Kao materijal inertnih anoda koristi se grafit ili platina. Topljive anode izrađuju se od bakra, cinka i drugih metala.
Tijekom elektrolize otopina s inertnom anodom mogu nastati sljedeći produkti:
1. Kada se halogenidni ioni oksidiraju, oslobađaju se slobodni halogeni.
2. Pri elektrolizi otopina koje sadrže anione SO 2 2–, NO 3 –, PO 4 3– oslobađa se kisik, t.j. Na anodi se ne oksidiraju ti ioni, već molekule vode.
Uzimajući u obzir gornja pravila, razmotrimo, kao primjer, elektrolizu vodenih otopina NaCl, CuSO 4 i KOH s inertnim elektrodama.
1). U otopini natrijev klorid disocira na ione.
Kemijska reakcija- ovo je "transformacija" jedne ili više tvari u drugu tvar, s drugačijom strukturom i kemijski sastav. Rezultirajuća tvar ili tvari nazivaju se "produkti reakcije". Tijekom kemijskih reakcija jezgre i elektroni stvaraju nove spojeve (redistribuiraju se), ali se njihov broj ne mijenja, a izotopski sastav kemijski elementi ostaje isto.
Sve kemijske reakcije dijele se na jednostavne i složene.
Na temelju broja i sastava polaznih i rezultirajućih tvari, jednostavne kemijske reakcije mogu se podijeliti u nekoliko glavnih vrsta.
Reakcije razgradnje su reakcije u kojima se iz jedne složene tvari dobiva više drugih tvari. Istodobno, formirane tvari mogu biti jednostavne i složene. U pravilu je za odvijanje kemijske reakcije razgradnje potrebno zagrijavanje (to je endoterman proces, apsorpcija topline).
Na primjer, kada se prah malahita zagrijava, nastaju tri nove tvari: bakreni oksid, voda i ugljikov dioksid:
Cu 2 CH 2 O 5 = 2CuO + H 2 O + CO 2
malahit → bakrov oksid + voda + ugljikov dioksid
Kad bi se u prirodi odvijale samo reakcije razgradnje, tada bi se razgradile sve složene tvari koje se mogu razgraditi i više ne bi dolazilo do kemijskih pojava. No ima i drugih reakcija.
U reakcijama spojeva, nekoliko jednostavnih ili složenih tvari proizvodi jednu složenu tvar. Ispada da su reakcije spojeva obrnute od reakcija razgradnje.
Na primjer, kada se bakar zagrijava na zraku, postaje prekriven crnim premazom. Bakar se pretvara u bakrov oksid:
2Cu + O 2 = 2CuO
bakar + kisik → bakrov oksid
Kemijske reakcije između jednostavne i složene tvari, u kojima atomi koji čine jednostavnu tvar zamjenjuju atome jednog od elemenata složene tvari, nazivaju se reakcijama supstitucije.
Na primjer, ako umočite željezni čavao u otopinu bakrenog klorida (CuCl 2), on (čavao) će se početi prekrivati bakrom koji se oslobađa na njegovoj površini. I do kraja reakcije, otopina se pretvara iz plave u zelenkastu: umjesto bakrenog klorida sada sadrži željezni klorid:
Fe + CuCl 2 = Cu + FeCl 2
Željezo + bakrov klorid → bakar + željezo (III) klorid
Atomi bakra u bakrenom kloridu zamijenjeni su atomima željeza.
Reakcija izmjene je reakcija u kojoj dvije složene tvari razmjenu komponenti. Najčešće se takve reakcije događaju u vodenim otopinama.
U reakcijama metalnih oksida s kiselinama dvije složene tvari - oksid i kiselina - zamjenjuju svoje sastavne dijelove: atome kisika za kiselinske ostatke, a atome vodika za atome metala.
Na primjer, ako se bakrov oksid (CuO) pomiješa sa sumpornom kiselinom H 2 SO 4 i zagrije, dobiva se otopina iz koje se može izolirati bakrov sulfat:
CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O
bakrov oksid + sumporna kiselina → bakrov sulfat + voda
blog.site, pri kopiranju materijala u cijelosti ili djelomično, poveznica na izvorni izvor je obavezna.
