"Фізика Термоядерні реакції" - Термоядерна реакція. Проблема: важко утримати плазму. Керована термоядерна реакція – енергетично вигідна реакція. Детально про реакцію. Презентація з фізики на тему: Термоядерні реакції, що самопідтримуються, відбуваються в зірках. Що таке термоядерна реакція? ТОКАМАК (тороїдальна магнітна камера зі струмом).
«Типи хімічних реакцій» - Усі реакції супроводжуються тепловими ефектами. Оборотні реакції -хімічні реакції, що протікають одночасно в двох протилежних напрямках(Прямому і зворотному) Наприклад: 3H2 + N2 ? 2NH3 Лабораторна робота. Як ми можемо назвати процес, що протікає? Хімічні реакції відбуваються: при змішуванні або фізичному контакті реагентів мимоволі при нагріванні за участю каталізаторів дії світла електричного струмумеханічного впливу тощо.
«Класифікація реакцій» - Ендотермічні реакції: Р (червоний)<=>Р (білий). S (ромбічна)<=>S (пластична). Класифікація реакцій Таких реакцій переважна більшість. Розпад перманганату калію при нагріванні: Реакція горіння літію: Алотропія фосфору: Реакція горіння кальцію на повітрі: Цікаві реакції.
«Ядерні реакції» - Радіоактивні випромінювання згубно діють на живі клітини. Ядерні реакції супроводжуються енергетичними перетвореннями. Біологічна дія. Біологічна дія радіоактивних випромінювань. Дія випромінювань на людину. Термоядерні реакції. Застосування ядерних реакцій. Ядерний реактор.
"Реакції кислот" - BaCL2 + H2SO4 = BaSO4 + 2HCL Ba2 + + SO42- = BaSO4. Кислоти. Відповіді. Класифікація кислот. Перевір себе. Узагальнення. Типові реакції кислот.
Під час хімічних реакційз одних речовин виходять інші (не плутати з ядерними реакціями, у яких один хімічний елемент перетворюється на інший).
Будь-яка хімічна реакція описується хімічним рівнянням:
Реагенти → Продукти реакції
Стрілка вказує напрямок протікання реакції.
Наприклад:
У цій реакції метан (СН 4) реагує з киснем (Про 2), у результаті утворюється діоксид вуглецю (СО 2) і вода (Н 2 Про), а точніше - водяна пара. Саме така реакція відбувається на вашій кухні, коли ви підпалюєте газову конфорку. Читати рівняння слід так: одна молекула газоподібного метану вступає у реакцію з двома молекулами газоподібного кисню, в результаті виходить одна молекула діоксиду вуглецю та дві молекули води (водяної пари).
Числа, розташовані перед компонентами хімічної реакції, називаються коефіцієнтами реакції.
Хімічні реакції бувають ендотермічними(з поглинанням енергії) та екзотермічні(З виділенням енергії). Горіння метану – типовий приклад екзотермічної реакції.
Існує кілька видів хімічних реакцій. Найбільш розповсюджені:
- реакції з'єднання;
- реакції розкладання;
- реакції одинарного заміщення;
- реакції подвійного заміщення;
- реакції окиснення;
- окисно-відновні реакції.
Реакції з'єднання
У реакціях сполуки хоча б два елементи утворюють один продукт:
2Na (т) + Cl 2 (г) → 2NaCl (т)- Утворення кухонної солі.
Слід звернути увагу на суттєвий нюанс реакцій сполуки: залежно від умов перебігу реакції або пропорцій реагентів, що вступають у реакцію, її результатом можуть бути різні продукти. Наприклад, за нормальних умов згоряння кам'яного вугілля виходить вуглекислий газ:
C (т) + O 2 (г) → CO 2 (г)
Якщо кількість кисню недостатньо, то утворюється смертельно небезпечний чадний газ:
2C (т) + O 2 (г) → 2CO (г)
Реакції розкладання
Ці реакції є як би протилежними по суті реакціям сполуки. В результаті реакції розкладання речовина розпадається на два (3, 4 ...) простіших елементи (сполуки):
- 2H 2 O (ж) → 2H 2 (г) + O 2 (г)- Розкладання води
- 2H 2 O 2 (ж) → 2H 2 (г) O + O 2 (г)- розкладання перекису водню
Реакція одинарного заміщення
В результаті реакцій одинарного заміщення більш активний елемент заміщає в з'єднанні менш активний:
Zn (т) + CuSO 4 (р-р) → ZnSO 4 (р-р) + Cu (т)
Цинк у розчині сульфату міді витісняє менш активну мідь, у результаті утворюється розчин сульфату цинку.
Ступінь активності металів за зростанням активності:
- Найбільш активними є лужні та лужноземельні метали
Іонне рівняння вищенаведеної реакції матиме вигляд:
Zn (т) + Cu 2+ + SO 4 2- → Zn 2+ + SO 4 2- + Cu (т)
Іонний зв'язок CuSO 4 при розчиненні у воді розпадається на катіон міді (заряд 2+) та аніон сульфату (заряд 2-). В результаті реакції заміщення утворюється катіон цинку (який має такий же заряд, як і катіон міді: 2-). Зверніть увагу, що аніон сульфату присутній в обох частинах рівняння, тобто за всіма правилами математики його можна скоротити. У результаті вийде іонно-молекулярне рівняння:
Zn (т) + Cu 2+ → Zn 2+ + Cu (т)
Реакція подвійного заміщення
У реакціях подвійного заміщення відбувається заміщення двох електронів. Такі реакції ще називають реакціями обміну. Такі реакції проходять у розчині з утворенням:
- нерозчинного твердої речовини(Реакції осадження);
- води (реакція нейтралізації).
Реакції осадження
При змішуванні розчину нітрату срібла (сіль) з розчином хлориду натрію утворюється хлорид срібла:
Молекулярне рівняння: KCl (р-р) + AgNO 3 (p-p) → AgCl (т) + KNO 3 (p-p)
Іонне рівняння: K + + Cl - + Ag + + NO 3 - → AgCl (т) + K + + NO 3 -
Молекулярно-іонне рівняння: Cl - + Ag + → AgCl (т)
Якщо з'єднання розчинне, воно перебуватиме в розчині в іонному вигляді. Якщо з'єднання нерозчинне, воно буде осідати, утворюючи тверду речовину.
Реакція нейтралізації
Це реакції взаємодії кислот і основ, у яких утворюються молекули води.
Наприклад, реакція змішування розчину сірчаної кислоти та розчину гідроксиду натрію (лугу):
Молекулярне рівняння: H 2 SO 4 (p-p) + 2NaOH (p-p) → Na 2 SO 4 (p-p) + 2H 2 O (ж)
Іонне рівняння: 2H + + SO 4 2- + 2Na + + 2OH - → 2Na + + SO 4 2- + 2H 2 O (ж)
Молекулярно-іонне рівняння: 2H + + 2OH - → 2H 2 O (ж) або H + + OH - → H 2 O (ж)
Реакції окиснення
Це реакції взаємодії речовин з газоподібним киснем, що знаходяться в повітрі, при яких зазвичай виділяється велика кількістьенергії у вигляді тепла та світла. Типова реакція окислення – це горіння. На самому початку цієї сторінки наведено реакцію взаємодії метану з киснем:
CH 4 (г) + 2O 2 (г) → CO 2 (г) + 2H 2 O (г)
Метан відноситься до вуглеводнів (сполуки з вуглецю та водню). При реакції вуглеводню з киснем виділяється багато теплової енергії.
Окисно-відновні реакції
Це реакції у яких відбувається обмін електронами між атомами реагентів. Розглянуті вище реакції також є окислювально-відновними реакціями:
- 2Na + Cl 2 → 2NaCl - реакція з'єднання
- CH 4 + 2O 2 → CO 2 + 2H 2 O - реакція окиснення
- Zn + CuSO 4 → ZnSO 4 + Cu - реакція одинарного заміщення
Максимально докладно окислювально-відновлювальні реакції з великою кількістю прикладів розв'язання рівнянь методом електронного балансу та методом напівреакцій описані у розділі
1. Реакції з'єднання. Д.І.Менделєєв визначав з'єднання як реакцію, «при якій із двох речовин відбувається одна. Отже, при реакціях сполуки з кількох реагуючих речовин щодо простого складу виходить одна речовина складнішого складу
A + B + C = D
До реакцій сполуки відносять процеси горіння простих речовин (сірки, фосфору, вуглецю) повітря. Наприклад, вуглець горить повітря С+О2=СО2 (звичайно ця реакція протікає поступово, спочатку утворюється чадний газ СО). Зазвичай, ці реакції супроводжуються виділенням тепла, тобто. призводять до утворення більш стійких і менш багатих на енергію сполук - є екзотермічними.
Реакції сполуки простих речовин завжди мають окислювально-відновний характер. Реакції сполуки, що протікають між складними речовинами, можуть відбуватися як без зміни валентності
СаСО3 + СО2 + Н2О = Са (НСО3)2
так і ставитися до окислювально-відновних
2FеСl2 + Сl2 = 2FеСl3.
2. Реакції розкладання. Хімічні реакції розкладання, по Менделєєву, «становлять випадки, зворотні сполуки, тобто такі, у яких одна речовина дає два, чи, взагалі, це число речовин - більша їх число.
Реакції розкладання призводять до утворення кількох сполук з однієї складної речовини
А = В + З + D
Продуктами розкладання складної речовини може бути як прості, і складні речовини. Прикладом реакції розкладання може бути хімічна реакція розкладання крейди (або вапняку під впливом температури): СаСО3=СаО+СО2. Для проведення реакції розкладання, зазвичай, потрібно нагрівання. Такі процеси – ендотермічні, тобто. протікають із поглинанням теплоти. З реакцій розкладання, що протікають без зміни валентних станів, слід зазначити розкладання кристалогідратів, основ, кислот і солей кисневмісних кислот
CuSO4 5H2O = CuSO4 + 5H2O,
Cu(OH)2 = CuO + H2O,
H2SiO3 = SiO2 + H2O.
До реакцій розкладання окислювально-відновного характеру відноситься розкладання оксидів, кислот і солей, утворених елементами у вищих ступенях окислення
2SO3 = 2SO2 + O2,
4HNO3 = 2H2O + 4NO2O + O2O,
2AgNO3 = 2Ag + 2NO2 + O2,
(NH4) 2Cr2O7 = Cr2O3 + N2 + 4H2O.
Особливо характерними є окислювально-відновні реакції розкладання для солей азотної кислоти.
Реакції розкладання в органічної хімії, на відміну від реакцій розкладання неорганічної хіміїмають свою специфіку. Їх можна розглядати як процеси, зворотні до приєднання, оскільки в результаті найчастіше утворюються кратні зв'язки або цикли.
Реакції розкладання в органічній хімії звуться крекінгу
С18H38 = С9H18 + С9H20
або дегідрування C4H10 = C4H6 + 2H2.
У реакціях двох інших типів число реагентів дорівнює кількості продуктів.
3. Реакція заміщення. Їхня відмітна ознака - взаємодія простої речовини зі складною. Такі реакції є і в органічній хімії. Проте поняття «заміщення» в органіці ширше, ніж у неорганічній хімії. Якщо в молекулі вихідної речовини якийсь атом або функціональна група замінюються на інший атом або групу, це також реакції заміщення, хоча з точки зору неорганічної хімії процес виглядає як реакція обміну.
При реакціях заміщення зазвичай проста речовина взаємодіє зі складним, утворюючи іншу просту речовину та іншу складну А + ВС = АВ + С
Наприклад, опустивши сталевий цвях у розчин мідного купоросу, отримуємо залізний купорос (залізо витіснило мідь з її солі) Fe+CuSO4= FeSO4+Cu.
Ці реакції в переважній більшості належать до окислювально-відновних
2Аl + Fe2O3 = 2Fе + Аl2О3,
Zn + 2НСl = ZnСl2 + Н2,
2КВr + Сl2 = 2КСl + Вr2,
2КСlO3 + l2 = 2KlO3 + Сl2.
Приклади реакцій заміщення, які супроводжуються зміною валентних станів атомів, вкрай нечисленні.
Слід зазначити реакцію двоокису кремнію з солями кисневмісних кислот, яким відповідають газоподібні або леткі ангідриди.
СаСО3+ SiO2 = СаSiO3 + СО2,
Са3(РО4)2 + ЗSiO2 = ЗСаSiO3 + Р2О5.
Іноді ці реакції розглядають як реакції обміну
СН4 + Сl2 = СН3Сl + НСl.
4. Реакції обміну (зокрема і нейтралізації). Реакціями обміну називають реакції між двома сполуками, які обмінюються між собою своїми складовими частинами
АВ + СD = АD + СВ
Велика їх кількість протікає у водних розчинах. Прикладом хімічної реакції обміну може бути нейтралізація кислоти лугом
NaOH+HCl=NaCl+Н2О.
Тут у реагентах (речовинах, що стоять ліворуч) іон водню із сполуки HCl обмінюється з іоном натрію із сполуки NaOH, внаслідок чого утворюється розчин кухонної солі у воді.
Якщо при реакціях заміщення протікають окислювально-відновні процеси, реакції обміну завжди відбуваються без зміни валентного стану атомів. Це найбільш поширена група реакцій між складними речовинами - оксидами, основами, кислотами та солями.
ZnO + Н2SО4 = ZnSО4 + Н2О,
AgNО3 + КВr = АgВr + КNО3,
СrСl3 + ЗNаОН = Сr(ОН)3 + ЗNаСl.
Окремий випадок цих реакцій обміну - реакції нейтралізації
НСl + КОН = КСl + Н2О.
Зазвичай ці реакції підпорядковуються законам хімічної рівноваги і протікають у тому напрямку, де хоча б одна з речовин видаляється зі сфери реакції у вигляді газоподібного, летючої речовини, осаду або малодисоціюючої (для розчинів) сполуки
NаНСО3 + НСl = NаСl + Н2О + СО2,
Са(НСО3)2 + Са(ОН)2 = 2СаСО3↓ + 2Н2О,
СН3СООNа + Н3РО4 = СН3СООН + NаН2РО4.
Однак дуже багато реакцій не укладаються в наведену просту схему. Наприклад, хімічна реакція між перманганатом калію (марганцівкою) та йодидом натрію не може бути віднесена до жодного із зазначених типів. Такі реакції, зазвичай, називають окислювально-відновлювальні, наприклад
2KMnO4+10NaI+8H2SO4=2MnSO4+K2SO4+5Na2SO4+5I2+8H2O.
До окислювально-відновних у неорганічній хімії відносяться всі реакції заміщення і ті реакції розкладання та сполуки, в яких бере участь хоча б одна проста речовина. У більш узагальненому варіанті (вже з урахуванням і органічної хімії) всі реакції за участю простих речовин. І, навпаки, до реакцій, що йдуть без зміни ступенів окислення елементів, що утворюють реагенти та продукти реакції, відносяться всі реакції обміну.
2. Класифікація реакцій за фазовими ознаками
Залежно від агрегатного стану реагуючих речовин розрізняють такі реакції:
1. Газові реакції:
2. Реакції у розчинах:
NaОН(р-р) + НСl(p-p) = NaСl(p-p) + Н2О(ж).
3. Реакції між твердими речовинами:
СаО(тв) +SiO2(тв) = СаSiO3(тв).
3. Класифікація реакцій за кількістю фаз
Під фазою розуміють сукупність однорідних частин системи з однаковими фізичними та хімічними властивостямита відокремлених один від одного поверхнею розділу.
7.1. Основні типи хімічних реакцій
Перетворення речовин, що супроводжуються зміною їх складу та властивостей, називаються хімічними реакціями чи хімічними взаємодіями. При хімічних реакціях немає зміни складу ядер атомів.
Явища, у яких змінюється форма чи фізичний стан речовин чи змінюється склад ядер атомів, називаються фізичними. прикладом фізичних явищє термічна обробка металів, при якій відбувається зміна їх форми (кування), плавлення металу, сублімація йоду, перетворення води на лід або пар і т.д., а також ядерні реакції, в результаті яких з атомів одних елементів утворюються атоми інших елементів.
Хімічні явища можуть супроводжуватись фізичними перетвореннями. Наприклад, в результаті перебігу хімічних реакцій у гальванічному елементіз'являється електричний струм.
Хімічні реакції класифікують за різними ознаками.
1. За знаком теплового ефекту всі реакції поділяються на ендотермічні(що протікають з поглинанням теплоти) та екзотермічні(що протікають із виділенням теплоти) (див. § 6.1).
2. За агрегатним станом вихідних речовин та продуктів реакції розрізняють:
гомогенні реакції, В яких всі речовини знаходяться в одній фазі:
2 KOH (p-p) + H 2 SO 4(p-p) = K 2 SO (p-p) + 2 H 2 O (ж) ,
CO(г) + Cl 2(г) = COCl 2(г) ,
SiO 2(к) + 2 Mg(к) = Si(к) + 2 MgO(к) .
гетерогенні реакції, речовини в яких знаходяться у різних фазах:
СаО (к) + СО 2(г) = СаCO 3(к) ,
CuSO 4(р-р) + 2 NaOH (р-р) = Cu(OH) 2(к) + Na 2 SO 4(р-р) ,
Na 2 SO 3(р-р) + 2HCl (р-р) = 2 NaCl (р-р) + SO 2(г) + H 2 O(ж).
3. За здатністю протікати тільки у прямому напрямку, а також у прямому та зворотному напрямкурозрізняють незворотніі оборотніхімічні реакції (див. § 6.5).
4. За наявністю або відсутні каталізатори розрізняють каталітичніі некаталітичніреакції (див. § 6.5).
5. За механізмом протікання хімічні реакції поділяються на іонні, радикальніта ін (механізм хімічних реакцій, що протікають за участю органічних сполук, Розглядається в курсі органічної хімії).
6. За станом ступенів окислення атомів, що входять до складу реагуючих речовин, розрізняють реакції, що протікають без зміни ступеня окисненняатомів і зі зміною ступеня окислення атомів ( окисно-відновні реакції) (див. § 7.2) .
7. За зміною складу вихідних речовин та продуктів реакції розрізняють реакції з'єднання, розкладання, заміщення та обміну. Ці реакції можуть протікати як зі зміною, так і без зміни ступенів окислення елементів, табл. . 7.1.
Таблиця 7.1
Типи хімічних реакцій
Приклади реакцій, що протікають без зміни ступеня окиснення елементів |
Приклади окисно-відновних реакцій |
||
З'єднання (З двох або декількох речовин утворюється одна нова речовина) |
HCl + NH3 = NH4Cl; SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 |
H 2 + Cl 2 = 2HCl; 2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3 |
|
Розкладання (з однієї речовини утворюється кілька нових речовин) |
А = В + З + D |
MgCO 3 MgO + CO 2; H 2 SiO 3 SiO 2 + H 2 O |
2AgNO 3 2Ag + 2NO 2 + O 2 |
Заміщення (При взаємодії речовин атоми однієї речовини заміщують у молекулі атоми іншої речовини) |
А + ВС = АВ + С |
CaCO 3 + SiO 2 CaSiO 3 + CO 2 |
Pb(NO 3) 2 + Zn = Mg + 2HCl = MgCl 2 + H 2 |
|
(Дві речовини обмінюються своїми складовими частинами, утворюючи дві нові речовини) |
АВ + СD = AD + CВ |
AlCl 3 + 3NaOH = Ca(OH) 2 + 2HCl = CaCl 2 + 2H 2 O |
7.2. Окисно-відновні реакції
Як зазначалося вище, всі хімічні реакції поділяються на дві групи:
Хімічні реакції, що протікають із зміною ступеня окислення атомів, що входять до складу реагуючих речовин, називаються окислювально-відновними.
Окислення- Це процес віддачі електронів атомом, молекулою або іоном:
Na o - 1e = Na +;
Fe 2+ - e = Fe 3 +;
H 2 o - 2e = 2H +;
2 Br - - 2e = Br 2 o.
Відновлення– це процес приєднання електронів атомом, молекулою чи іоном:
S o + 2e = S 2-;
Cr 3+ + e = Cr 2+;
Cl 2 o + 2e = 2Cl -;
Mn 7+ + 5e = Mn 2+.
Атоми, молекули або іони, що приймають електрони, називаються окислювачами. Відновлювачамиє атоми, молекули чи іони, що віддають електрони.
Приймаючи електрони окислювач у процесі протікання реакції відновлюється, а відновник окислюється. Окислення завжди супроводжується відновленням та навпаки. Таким чином, число електронів, що віддаються відновником, завжди дорівнює числу електронів, що приймаються окислювачем.
7.2.1. Ступінь окислення
Ступінь окислення - це умовний (формальний) заряд атома в поєднанні, розрахований у припущенні, що воно складається лише з іонів. Ступінь окислення прийнято позначати арабською цифрою зверху символу елемента зі знаком "+" або "-". Наприклад, Al 3+ , S 2-.
Для знаходження ступенів окиснення керуються такими правилами:
ступінь окислення атомів у простих речовинах дорівнює нулю;
алгебраїчна сума ступенів окислення атомів у молекулі дорівнює нулю, у складному іоні – заряду іона;
ступінь окислення атомів лужних металівзавжди дорівнює +1;
атом водню в з'єднаннях з неметалами (CH 4 , NH 3 і т.д) виявляє ступінь окиснення +1, а з активними металами його ступінь окиснення дорівнює -1 (NaH, CaH 2 та ін);
атом фтору в сполуках завжди виявляє ступінь окиснення -1;
ступінь окислення атома кисню в сполуках зазвичай дорівнює -2, крім пероксидів (H 2 O 2 Na 2 O 2), в яких ступінь окислення кисню -1, і деяких інших речовин (надпероксидів, озонідів, фторидів кисню).
Максимальний позитивний ступінь окислення елементів групи зазвичай дорівнює номеру групи. Винятком є фтор, кисень, оскільки їх вищий ступінь окислення нижче за номер групи, в якій вони знаходяться. Елементи підгрупи міді утворюють сполуки, в яких їхній ступінь окислення перевищує номер групи (CuO, AgF 5 , AuCl 3).
Максимальний негативний ступінь окислення елементів, що у головних підгрупах періодичної системиможе бути визначена відніманням з восьми номерів групи. Для вуглецю це 8 – 4 = 4, для фосфору – 8 – 5 = 3.
У головних підгрупах при переході від елементів зверху вниз стійкість вищого позитивного ступеня окислення зменшується, у побічних підгрупах, навпаки, зверху вниз збільшується стійкість вищих ступенів окиснення.
Умовність поняття ступеня окислення можна продемонструвати з прикладу деяких неорганічних і органічних сполук. Зокрема, у фосфіновій (фосфорноватистій) Н 3 РО 2 , фосфоновій (фосфористій) Н 3 РО 3 і фосфорній Н 3 РО 4 кислотах ступеня окислення фосфору відповідно дорівнюють +1, +3 і +5, у той час як у всіх цих сполуках фосфор пятивалентен. Для вуглецю в метані СН 4 , метанолі СН 3 ОН, формальдегіді СН 2 O , мурашиної кислоти НСООН і оксид вуглецю (IV) С 2 ступеня окислення вуглецю становлять відповідно -4, -2, 0, +2 і +4, в той час як валентність атома вуглецю у всіх цих сполуках дорівнює чотирьом.
Незважаючи на те, що ступінь окислення є умовним поняттям, вона широко використовується при складанні окислювально-відновних реакцій.
7.2.2. Найважливіші окислювачі та відновники
Типовими окислювачами є:
1. Прості речовини, атоми яких мають велику електронегативність. Це насамперед елементи головних підгруп VI і VII груп періодичної системи: кисень, галогени. З найпростіших речовин найсильніший окислювач – фтор.
2. З'єднання, що містять деякі катіони металів у високих ступенях окислення: Pb 4+, Fe 3+, Au 3+ та ін.
3. Сполуки, що містять деякі складні аніони, елементи в яких знаходяться у високих позитивних ступенях окислення: 2–, – – та ін.
До відновників відносять:
1. Прості речовини, атоми яких мають низьку електронегативність - активні метали. Відновлювальні властивості можуть виявляти і неметали, наприклад, водень та вуглець.
2. Деякі сполуки металів, що містять катіони (Sn 2+ , Fe 2+ , Cr 2+), які, віддаючи електрони, можуть підвищувати свій ступінь окиснення.
3. Деякі сполуки, що містять такі прості іони як, наприклад, I – , S 2– .
4. З'єднання, що містять складні іони (S 4+ O 3) 2– , (НР 3+ O 3) 2– , у яких елементи можуть, віддаючи електрони, підвищувати свій позитивний ступінь окислення.
У лабораторній практиці найчастіше використовуються такі окислювачі:
перманганат калію (KMnO 4);
дихромат калію (K 2 Cr 2 O 7);
азотна кислота (HNO3);
концентрована сірчана кислота (H 2 SO 4);
пероксид водню (H 2 O 2);
оксиди марганцю (IV) та свинцю (IV) (MnO 2 , PbO 2);
розплавлений нітрат калію (KNO 3) та розплави деяких інших нітратів.
До відновників, які застосовуються в лабораторній практиці, належать:
- магній (Mg), алюміній (Al) та інші активні метали;
- водень (Н 2) та вуглець (С);
- йодид калію (KI);
- сульфід натрію (Na 2 S) та сірководень (H 2 S);
- сульфіт натрію (Na 2 SO 3);
- хлорид олова (SnCl 2).
7.2.3. Класифікація окислювально-відновних реакцій
Окисно-відновні реакції зазвичай поділяють на три типи: міжмолекулярні, внутрішньомолекулярні та реакції диспропорціонування (самоокислення-самовосстановлення).
Міжмолекулярні реакціїпротікають зі зміною ступеня окиснення атомів, що у різних молекулах. Наприклад:
2 Al + Fe 2 O 3 Al 2 O 3 + 2 Fe,
C + 4 HNO 3(кінець) = CO 2 + 4 NO 2 + 2 H 2 O.
До внутрішньомолекулярних реакційвідносяться такі реакції, в яких окислювач і відновник входять до складу однієї і тієї ж молекули, наприклад:
(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 .
У реакціях диспропорціонування(Самоокислення-самовосновлення) атом (іон) одного і того ж елемента є і окислювачем, і відновником:
Cl 2 + 2 KOH KCl + KClO + H 2 O,
2 NO 2 + 2 NaOH = NaNO 2 + NaNO 3 + H 2 O.
7.2.4. Основні правила складання окисно-відновних реакцій
Складання окислювально-відновних реакцій здійснюють згідно з етапами, представленими в табл. 7.2.
Таблиця 7.2
Етапи складання рівнянь окисно-відновних реакцій
Дія |
|
Визначити окислювач та відновник. |
|
Встановити продукти окисно-відновної реакції. |
|
Скласти баланс електронів та з його допомогою розставити коефіцієнти у речовин, що змінюють свої ступені окислення. |
|
Розставити коефіцієнти в інших речовин, що беруть участь і утворюються в окисно-відновній реакції. |
|
Перевірити правильність розташування коефіцієнтів шляхом підрахунку кількості речовини атомів (як правило, водню і кисню), що знаходяться в лівій і правій частинах рівняння реакції. |
Правила складання окислювально-відновних реакцій розглянемо на прикладі взаємодії сульфіту калію з перманганатом калію в кислому середовищі:
1. Визначення окислювача та відновника
Що знаходиться в вищого ступеняокиснення марганець не може віддавати електрони. Mn 7+ прийматиме електрони, тобто. є окислювачем.
Іон S 4+ може віддати два електрони і перейти в S 6+ , тобто. є відновником. Таким чином, у аналізованої реакції K 2 SO 3 - відновник, а KMnO 4 - окислювач.
2. Встановлення продуктів реакції
K 2 SO 3 + KMnO 4 + H 2 SO 4 ?
Віддаючи два електрони електрон, S 4+ перетворюється на S 6+ . Сульфіт калію (K 2 SO 3), таким чином, перетворюється на сульфат (K 2 SO 4). У кислому середовищі Mn 7+ приймає 5 електронів і розчині сірчаної кислоти (середовище) утворює сульфат марганцю (MnSO 4). Внаслідок цієї реакції утворюються також додаткові молекули сульфату калію (за рахунок іонів калію, що входять до складу перманганату), а також молекули води. Таким чином реакція, що розглядається, запишеться у вигляді:
K 2 SO 3 + KMnO 4 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + MnSO 4 + H 2 O.
3. Упорядкування балансу електронів
Для складання балансу електронів необхідно вказати ті ступеня окислення, які змінюються в аналізованій реакції:
K2S4+O3+KMn7+O4+H2SO4=K2S6+O4+Mn2+SO4+H2O.
Mn 7+ + 5 е = Mn 2+;
S 4+ – 2 е = S 6+ .
Число електронів, що віддаються відновником, повинно дорівнювати числу електронів, що приймаються окислювачем. Тому в реакції має брати участь два Mn 7+ та п'ять S 4+ :
Mn 7+ + 5 е = Mn 2+ 2,
S 4+ - 2 е = S 6 + 5.
Таким чином, число електронів, що віддаються відновником (10), буде дорівнює числу електронів, що приймаються окислювачем (10).
4. Розташування коефіцієнтів у рівнянні реакції
Відповідно до балансу електронів перед K 2 SO 3 необхідно поставити коефіцієнт 5, а перед KMnO 4 – 2. У правій частині перед сульфатом калію ставимо коефіцієнт 6, оскільки до п'яти молекул K 2 SO 4 утворюється при окисленні сульфіту калію, додається одна молекула K 2 SO 4 внаслідок зв'язування іонів калію, що входять до складу перманганату. Оскільки як окислювач у реакції беруть участь двімолекули перманганату, у правій частині утворюються також двімолекули сульфату марганцю. Для зв'язування продуктів реакції (іонів калію та марганцю, що входять до складу перманганату) необхідно тримолекули сірчаної кислоти, тому в результаті реакції утворюється тримолекули води. Остаточно отримуємо:
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. Перевірка правильності розміщення коефіцієнтів у рівнянні реакції
Число атомів кисню в лівій частині рівняння реакції дорівнює:
5 · 3 + 2 · 4 + 3 · 4 = 35.
У правій частині це число становитиме:
6 · 4 + 2 · 4 + 3 · 1 = 35.
Число атомів водню в лівій частині рівняння реакції дорівнює шести і відповідає числу цих атомів у правій частині рівняння реакції.
7.2.5. Приклади окислювально-відновних реакцій за участю типових окислювачів та відновників
7.2.5.1. Міжмолекулярні реакції окиснення-відновлення
Нижче як приклади розглядаються окислювально-відновні реакції, що протікають за участю перманганату калію, дихромату калію, пероксиду водню, нітриту калію, йодиду калію та сульфіду калію. Окисно-відновні реакції за участю інших типових окислювачів та відновників розглядаються у другій частині посібника (“Неорганічна хімія”).
Окисно-відновні реакції за участю перманганату калію
Залежно від середовища (кисла, нейтральна, лужна) перманганат калію, виступаючи як окислювач, дає різні продукти відновлення, рис. 7.1.
Мал. 7.1. Утворення продуктів відновлення перманганату калію в різних середовищах
Нижче наведені реакції KMnO 4 з сульфідом калію як відновник у різних середовищах, що ілюструють схему, рис. 7.1. У цих реакціях продуктом окиснення сульфід-іону є вільна сірка. У лужному середовищімолекули КОН не беруть участь у реакції, лише визначають продукт відновлення перманганату калію.
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.
Окисно-відновні реакції за участю дихромату калію
У кислому середовищі дихромат калію є сильним окислювачем. Суміш K 2 Cr 2 O 7 і концентрованої H 2 SO 4 (хромпік) широко використовується в лабораторній практиці як окислювач. Взаємодіючи із відновником одна молекула дихромату калію приймає шість електронів, утворюючи сполуки тривалентного хрому:
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.
Окисно-відновні реакції за участю пероксиду водню та нітриту калію
Пероксид водню та нітрит калію виявляють переважно окисні властивості:
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,
Однак, при взаємодії з сильними окислювачами (такими як, наприклад, KMnO 4), пероксид водню і нітрит калію виступають як відновлення:
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.
Слід зазначити, що пероксид водню залежно від середовища відновлюється згідно зі схемою, рис. 7.2.
Мал. 7.2. Можливі продукти відновлення пероксиду водню
При цьому в результаті реакцій утворюється вода або гідроксид-іони:
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. Внутрішньомолекулярні реакції окислення-відновлення
Внутрішньомолекулярні окислювально-відновні реакції протікають, як правило, при нагріванні речовин, в молекулах яких присутні відновник та окислювач. Прикладами внутрішньомолекулярних реакцій відновлення-окислення є процеси термічного розкладання нітратів та перманганату калію:
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. Реакції диспропорціонування
Як вище зазначалося, у реакціях диспропорціонування той самий атом (іон) є одночасно окислювачем і відновником. Розглянемо процес складання цього реакцій з прикладу взаємодії сірки з лугом.
Характерні ступені окислення сірки: – 2, 0, +4 та +6. Виступаючи як відновник елементарна сірка віддає 4 електрони:
S o – 4е = S 4+.
Сірка – окислювач приймає два електрони:
S o + 2е = S 2-.
Таким чином, в результаті реакції диспропорціонування сірки утворюються сполуки, ступеня окислення елемента в яких – 2 та праворуч +4:
3 S + 6 KOH = 2 K 2 S + K 2 SO 3 + 3 H 2 O.
При диспропорціонуванні оксиду азоту (IV) у лугу виходять нітрит та нітрат – сполуки, в яких ступеня окислення азоту відповідно дорівнюють +3 та +5:
2 N 4+ O 2 + 2 КOH = КN 3+ O 2 + КN 5+ O 3 + H 2 O,
Диспропорціонування хлору в холодному розчині лугу призводить до утворення гіпохлориту, а в гарячому – хлорату:
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. Електроліз
Окисно-відновний процес, що протікає в розчинах або розплавах при пропусканні через них постійного електричного струму, називають електролізом. При цьому на позитивному електроді (аноді) відбувається окислення аніонів. На негативному електроді (катоді) відновлюються катіони.
2 Na 2 CO 3 4 Na + Про 2 + 2CO 2 .
При електролізі водних розчинівелектролітів поряд з перетвореннями розчиненої речовини можуть протікати електрохімічні процеси за участю іонів водню та гідроксид-іонів води:
катод (–): 2 Н + + 2е = Н 2
анод (+): 4 ВІН - - 4е = О 2 + 2 Н 2 О.
У цьому випадку відновлювальний процес на катоді відбувається так:
1. Катіони активних металів (до Al 3+ включно) не відновлюються на катоді, натомість відновлюється водень.
2. Катіони металів, розташовані у ряді стандартних електродних потенціалів (у ряді напруг) правіше водню, при електролізі відновлюються на катоді до вільних металів.
3. Катіони металів, розташовані між Al 3+ та Н + , на катоді відновлюються одночасно з катіоном водню.
Процеси, які у водних розчинах на аноді, залежить від речовини, з якого зроблено анод. Розрізняють аноди нерозчинні ( інертні) та розчинні ( активні). Як матеріал інертних анодів використовують графіт або платину. Розчинні аноди виготовляють із міді, цинку та інших металів.
При електролізі розчинів з інертним анодом можуть утворюватися такі продукти:
1. При окисленні галогенід-іонів виділяються вільні галогени.
2. При електролізі розчинів, що містять аніони SO 2 2-, NO 3 -, PO 4 3 - виділяється кисень, тобто. на аноді окислюються ці іони, а молекули води.
Враховуючи вищевикладені правила, розглянемо як приклад електроліз водних розчинів NaCl, CuSO 4 та KOH з інертними електродами.
1). У розчині натрію хлорид дисоціює на іони.
Хімічна реакція– це «перетворення» однієї чи кількох речовин на іншу речовину, з іншою будовою та хімічним складом. Речовину, що вийшла, або речовини називають «продуктами реакції». При хімічних реакціях ядра та електрони утворюють нові сполуки (перерозподіляються), але їх кількість не змінюється і ізотопний склад хімічних елементівзалишається тим самим.
Усі хімічні реакції поділяються на прості та складні.
За кількістю та складом вихідних та отриманих речовин прості хімічні реакції можна поділити на кілька основних типів.
Реакції розкладання – це реакції, у яких з однієї складної речовини виходить кілька інших речовин. При цьому утворені речовини можуть бути і простими, і складними. Як правило, протікання хімічної реакції розкладання необхідно нагрівання (це ендотермічний процес, поглинання теплоти).
Наприклад, при нагріванні порошку малахіту утворюються три нових речовини: оксид міді, вода та вуглекислий газ:
Cu 2 CH 2 O 5 = 2CuO + H 2 O + CO 2
малахіт → оксид міді + вода + вуглекислий газ
Якби в природі відбувалися тільки реакції розкладання, то всі складні речовини, які можуть розкладатися, розклалися б і хімічні явища не змогли б здійснюватися. Але є й інші реакції.
При реакціях з'єднання з кількох простих чи складних речовин виходить одна складна речовина. Виходить, що реакції сполуки є зворотними реакцій розкладання.
Наприклад, при нагріванні міді на повітрі вона покривається чорним нальотом. Мідь перетворюється на оксид міді:
2Cu + O 2 = 2CuO
мідь + кисень → оксид міді
Хімічні реакції між простим і складним речовинами, у яких атоми, складові проста речовина, заміщають атоми однієї з елементів складного речовини, називаються реакціями заміщення.
Наприклад, якщо опустити в розчин хлориду міді (CuCl 2) залізний цвях, він (цвях) почне покриватися міддю, що виділяється на його поверхні. А розчин до кінця реакції з блакитного стає зеленим: замість хлориду міді в ньому тепер міститься хлорид заліза:
Fe + CuCl 2 = Cu + FeCl 2
Залізо + хлорид міді → мідь + хлорид заліза
Атоми міді у хлориді міді замінилися атомами заліза.
Реакція обміну – це реакція, за якої два складні речовиниобмінюються складовими частинами. Найчастіше такі реакції протікають у водних розчинах.
При реакціях оксидів металів із кислотами дві складні речовини – оксид і кислота – обмінюються своїми складовими частинами: атоми кисню – на кислотні залишки, а атоми водню – на атоми металу.
Наприклад, якщо оксид міді (CuO) з'єднати із сірчаною кислотою H 2 SO 4 і нагріти, вийде розчин, з якого можна виділити сульфат міді:
CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O
оксид міді + сірчана кислота → сульфат міді + вода
blog.сайт, при повному або частковому копіюванні матеріалу посилання на першоджерело обов'язкове.
