9.1. ما هي التفاعلات الكيميائية؟
ولنتذكر أننا نسمي أي ظاهرة كيميائية في الطبيعة تفاعلات كيميائية. أثناء التفاعل الكيميائي، يتحلل بعضها ويتشكل بعضها الآخر. الروابط الكيميائية. ونتيجة للتفاعل، يتم الحصول على مواد أخرى من بعض المواد الكيميائية (انظر الفصل 1).
تنفيذ العمل في المنزلبحلول الفقرة 2.5، تعرفت على الاختيار التقليدي لأربعة أنواع رئيسية من التفاعلات من مجموعة التحولات الكيميائية بأكملها، ثم اقترحت أيضًا أسمائها: تفاعلات التركيب والتحلل والاستبدال والتبادل.
أمثلة على التفاعلات المركبة:
ج + يا 2 = ثاني أكسيد الكربون 2؛ (1)
نا 2 O + CO 2 = نا 2 CO 3؛ (2)
NH 3 + CO 2 + H 2 O = NH 4 HCO 3. (3)
أمثلة على تفاعلات التحلل:
2Ag 2 O 4Ag + O 2؛ (4)
كربونات الكالسيوم 3 كاو + ثاني أكسيد الكربون 2؛ (5)
(NH4) 2Cr2O7N2 + Cr2O3 + 4H2O. (6)
أمثلة على تفاعلات الاستبدال:
CuSO 4 + Fe = FeSO 4 + Cu؛ (7)
2NaI + Cl 2 = 2NaCl + I 2؛ (8)
CaCO 3 + SiO 2 = CaSiO 3 + CO 2. (9)
| تبادل ردود الفعل- التفاعلات الكيميائية التي يبدو أن المواد الأولية تتبادل فيها عناصر. |
أمثلة على تفاعلات التبادل:
Ba(OH) 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2H 2 O؛ (10)
حمض الهيدروكلوريك + KNO 2 = بوكل + HNO 2؛ (11)
AgNO3 + NaCl = AgCl + NaNO3. (12)
التصنيف التقليدي التفاعلات الكيميائيةلا يغطي كل تنوعها - بالإضافة إلى تفاعلات الأنواع الأربعة الرئيسية، هناك أيضًا العديد من التفاعلات الأكثر تعقيدًا.
يعتمد تحديد نوعين آخرين من التفاعلات الكيميائية على مشاركة جزيئين غير كيميائيين مهمين فيهما: الإلكترون والبروتون.
خلال بعض التفاعلات، يحدث انتقال كامل أو جزئي للإلكترونات من ذرة إلى أخرى. وفي هذه الحالة تتغير حالات الأكسدة لذرات العناصر التي تشكل المواد الأولية؛ من الأمثلة المذكورة، هذه هي ردود الفعل 1، 4، 6، 7 و 8. وتسمى هذه التفاعلات الأكسدة والاختزال.
وفي مجموعة أخرى من التفاعلات، ينتقل أيون الهيدروجين (H +)، أي البروتون، من جسيم متفاعل إلى آخر. تسمى ردود الفعل هذه التفاعلات الحمضية القاعديةأو تفاعلات نقل البروتون.
ومن بين الأمثلة المعطاة، مثل هذه التفاعلات هي التفاعلات 3 و10 و11. وبالقياس على هذه التفاعلات، تسمى أحيانًا تفاعلات الأكسدة والاختزال تفاعلات نقل الإلكترون. سوف تتعرف على OVR في الفقرة 2، وعلى KOR في الفصول التالية.
التفاعلات المركبة، تفاعلات التحلل، تفاعلات الاستبدال، تفاعلات التبادل، تفاعلات الأكسدة والاختزال، تفاعلات الحمض القاعدي.
اكتب معادلات التفاعل المقابلة للمخططات التالية:
أ) زئبق زئبق + يا 2 ( ر); ب) لي 2 O + SO 2 لي 2 SO 3؛ ج) Cu(OH) 2 CuO + H2O ( ر);
د) آل + أنا 2 علي 3؛ ه) CuCl 2 + FeCl 2 + Cu؛ ه) ملغ + H 3 ص 4 ملغ 3 (ص 4) 2 + ح 2 ؛
ز) آل + يا 2 آل 2 يا 3 ( ر); ط) بوكلو 3 + ف ف 2 يا 5 + بوكل ( ر); ي) CuSO 4 + آل آل 2 (SO 4) 3 + النحاس؛
ل) الحديد + الكلور 2 FeCl 3 ( ر); م) NH 3 + O 2 N 2 + H 2 O ( ر); م) H 2 SO 4 + CuO CuSO 4 + H 2 O.
تحديد النوع التقليديردود الفعل. تسمية تفاعلات الأكسدة والاختزال والحمض القاعدي. في تفاعلات الأكسدة والاختزال، حدد ذرات العناصر التي تغير حالة الأكسدة الخاصة بها.
9.2. تفاعلات الأكسدة والاختزال
دعونا نفكر في تفاعل الأكسدة والاختزال الذي يحدث في الأفران العالية أثناء الإنتاج الصناعي للحديد (بشكل أكثر دقة، الحديد الزهر) من خام الحديد:
Fe 2 O 3 + 3CO = 2Fe + 3CO 2.
دعونا نحدد حالات الأكسدة للذرات التي تشكل المواد الأولية ونواتج التفاعل
| Fe2O3 | + | = | 2Fe | + |
وكما ترون فإن حالة أكسدة ذرات الكربون زادت نتيجة التفاعل، وانخفضت حالة أكسدة ذرات الحديد، وبقيت حالة أكسدة ذرات الأكسجين دون تغيير. ونتيجة لذلك، خضعت ذرات الكربون في هذا التفاعل للأكسدة، أي فقدت إلكترونات ( يتأكسد)، وذرات الحديد - الاختزال، أي أنها أضافت الإلكترونات ( تعافى) (انظر § 7.16). لتوصيف OVR، يتم استخدام المفاهيم مؤكسدو عامل التخفيض.
وهكذا، في تفاعلنا، الذرات المؤكسدة هي ذرات الحديد، والذرات المختزلة هي ذرات الكربون.
في تفاعلنا، العامل المؤكسد هو أكسيد الحديد (III)، وعامل الاختزال هو أول أكسيد الكربون (II).
في الحالات التي تكون فيها الذرات المؤكسدة والذرات المختزلة جزءًا من نفس المادة (مثال: التفاعل 6 من الفقرة السابقة)، لا يتم استخدام مفهومي "المادة المؤكسدة" و"المادة المختزلة".
وبالتالي، فإن العوامل المؤكسدة النموذجية هي مواد تحتوي على ذرات تميل إلى اكتساب الإلكترونات (كليًا أو جزئيًا)، مما يؤدي إلى خفض حالة الأكسدة الخاصة بها. من بين المواد البسيطة، هذه هي في المقام الأول الهالوجينات والأكسجين، وبدرجة أقل الكبريت والنيتروجين. من المواد المعقدة - المواد التي تحتوي على ذرات في حالات الأكسدة العالية والتي لا تميل إلى تكوين أيونات بسيطة في حالات الأكسدة هذه: HNO 3 (N +V)، KMnO 4 (Mn +VII)، CrO 3 (Cr +VI)، KClO 3 (Cl +V)، KClO 4 (Cl +VII)، إلخ.
عوامل الاختزال النموذجية هي المواد التي تحتوي على ذرات تميل إلى التبرع بالإلكترونات كليًا أو جزئيًا، مما يزيد من حالة الأكسدة. من المواد البسيطة هي الهيدروجين والقلوية و المعادن الأرضية القلوية، وكذلك الألومنيوم. من المواد المعقدة - H 2 S والكبريتيدات (S –II)، SO 2 والكبريتات (S + IV)، اليوديدات (I –I)، CO (C + II)، NH 3 (N –III)، إلخ.
في حالة عامةيمكن لجميع المواد المعقدة والعديد من المواد البسيطة تقريبًا أن تظهر خصائص مؤكسدة ومختزلة. على سبيل المثال:
SO 2 + Cl 2 = S + Cl 2 O 2 (SO 2 هو عامل اختزال قوي)؛
SO 2 + C = S + CO 2 (t) (SO 2 عامل مؤكسد ضعيف)؛
C + O 2 = CO 2 (t) (C هو عامل اختزال)؛
C + 2Ca = Ca 2 C (t) (C عامل مؤكسد).
دعنا نعود إلى رد الفعل الذي ناقشناه في بداية هذا القسم.
| Fe2O3 | + | = | 2Fe | + |
يرجى ملاحظة أنه نتيجة التفاعل تحولت الذرات المؤكسدة (Fe + III) إلى ذرات مختزلة (Fe 0)، وتحولت ذرات الاختزال (C + II) إلى ذرات مؤكسدة (C + IV). لكن ثاني أكسيد الكربون هو عامل مؤكسد ضعيف جدًا تحت أي ظرف من الظروف، والحديد، على الرغم من كونه عامل اختزال، إلا أنه في ظل هذه الظروف أضعف بكثير من ثاني أكسيد الكربون. ولذلك، فإن منتجات التفاعل لا تتفاعل مع بعضها البعض، ولا يحدث رد فعل عكسي. المثال الموضح هو توضيح للمبدأ العام الذي يحدد اتجاه تدفق OVR:
تستمر تفاعلات الأكسدة والاختزال في اتجاه تكوين عامل مؤكسد أضعف وعامل اختزال أضعف.
لا يمكن مقارنة خصائص الأكسدة والاختزال للمواد إلا في ظل ظروف متطابقة. وفي بعض الحالات، يمكن إجراء هذه المقارنة من الناحية الكمية.
أثناء قيامك بواجبك للفقرة الأولى من هذا الفصل، اقتنعت أنه من الصعب جدًا اختيار المعاملات في بعض معادلات التفاعل (خاصة ORR). ولتبسيط هذه المهمة في حالة تفاعلات الأكسدة والاختزال، يتم استخدام الطريقتين التاليتين:
أ) طريقة التوازن الالكتروني
و
ب) طريقة توازن الإلكترون والأيون.
ستتعلم الآن طريقة توازن الإلكترون، وعادةً ما تتم دراسة طريقة توازن الإلكترون-الأيون في مؤسسات التعليم العالي.
تعتمد كلتا الطريقتين على حقيقة أن الإلكترونات في التفاعلات الكيميائية لا تختفي ولا تظهر في أي مكان، أي أن عدد الإلكترونات التي تقبلها الذرات يساوي عدد الإلكترونات التي تتخلى عنها الذرات الأخرى.
يتم تحديد عدد الإلكترونات المعطاة والمقبولة في طريقة توازن الإلكترون من خلال التغير في حالة أكسدة الذرات. عند استخدام هذه الطريقة، من الضروري معرفة تركيب كل من المواد الأولية ومنتجات التفاعل.
ولننظر إلى تطبيق طريقة التوازن الإلكتروني باستخدام الأمثلة.
مثال 1.لنقم بإنشاء معادلة لتفاعل الحديد مع الكلور. ومن المعروف أن ناتج هذا التفاعل هو كلوريد الحديد (III). دعنا نكتب مخطط التفاعل:
الحديد + الكلور 2 FeCl 3 .
دعونا نحدد حالات الأكسدة لذرات جميع العناصر التي تشكل المواد المشاركة في التفاعل:
تتخلى ذرات الحديد عن الإلكترونات، وتستقبلها جزيئات الكلور. دعونا نعبر عن هذه العمليات المعادلات الإلكترونية:
الحديد – 3 ه– = الحديد +III،
Cl2+2 ه –= 2Cl -I.
ولكي يكون عدد الإلكترونات المعطاة مساوياً لعدد الإلكترونات المستقبلة، يجب ضرب المعادلة الإلكترونية الأولى في اثنين، والثانية في ثلاثة:
| الحديد – 3 ه– = الحديد +III، Cl2+2 ه– = 2Cl –I |
2Fe - 6 ه– = 2Fe +III، 3Cl 2 + 6 ه– = 6Cl –I. |
وبإدخال المعاملين 2 و 3 في مخطط التفاعل نحصل على معادلة التفاعل:
2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3.
مثال 2.لنقم بإنشاء معادلة لتفاعل الاحتراق الفوسفور الأبيضبكمية زائدة من الكلور. من المعروف أن كلوريد الفوسفور (V) يتكون تحت الظروف التالية:
| +V -أنا | ||||
| ص 4 | + | Cl2 | بي سي 5. |
تتخلى جزيئات الفسفور الأبيض عن الإلكترونات (تتأكسد)، وتقبلها جزيئات الكلور (تخفض):
| ص 4 - 20 ه– = 4P +V Cl2+2 ه– = 2Cl –I |
1 10 |
2 20 |
ص 4 - 20 ه– = 4P +V Cl2+2 ه– = 2Cl –I |
ص 4 - 20 ه– = 4P +V 10Cl 2 + 20 ه– = 20Cl –I |
المضاعفات التي تم الحصول عليها في البداية (2 و 20) كانت القاسم المشترك، والتي تم تقسيمها (كمعاملات مستقبلية في معادلة التفاعل). معادلة التفاعل:
P4 + 10Cl2 = 4PCl5.
مثال 3.لنقم بإنشاء معادلة للتفاعل الذي يحدث عند تحميص كبريتيد الحديد الثنائي في الأكسجين.
مخطط رد الفعل:
| +ثالثا -ثانيا | +الرابع –الثاني | |||||
| + | O2 | + |
في هذه الحالة، تتأكسد ذرات الحديد (II) والكبريت (-II). تحتوي تركيبة كبريتيد الحديد الثنائي على ذرات هذه العناصر بنسبة 1:1 (انظر المؤشرات في أبسط صيغة).
التوازن الإلكتروني:
| 4 | الحديد+II – ه– = الحديد +III ق-ثانيا-6 ه- = س + الرابع |
في المجموع يعطون 7 ه – |
| 7 | O 2 + 4e – = 2O –II |
معادلة التفاعل: 4FeS + 7O 2 = 2Fe 2 O 3 + 4SO 2.
مثال 4. لنقم بإنشاء معادلة للتفاعل الذي يحدث عند تحميص ثاني كبريتيد الحديد (II) (البيريت) في الأكسجين.
مخطط رد الفعل:
| +ثالثا -ثانيا | +الرابع –الثاني | |||||
| + | O2 | + |
كما في المثال السابق، تتأكسد هنا أيضًا كل من ذرات الحديد (II) وذرات الكبريت، ولكن مع حالة أكسدة I. ويتم تضمين ذرات هذه العناصر في تكوين البيريت بنسبة 1:2 (انظر المؤشرات في أبسط صيغة). وفي هذا الصدد تتفاعل ذرات الحديد والكبريت، وهو ما يؤخذ في الاعتبار عند تجميع الميزان الإلكتروني:
| الحديد + الثالث – ه– = الحديد +III 2س – أنا – 10 ه- = 2S + IV |
في المجموع يعطون 11 ه – | |
| يا2+4 ه– = 2O –II |
معادلة التفاعل: 4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2.
هناك أيضًا حالات أكثر تعقيدًا من اضطراب العناد الشارد، والتي ستتعرف على بعضها أثناء أداء واجبك المنزلي.
أكسدة الذرة، الذرة المختزلة، أكسدة المادة، المادة المختزلة، طريقة التوازن الإلكتروني، المعادلات الإلكترونية.
1. قم بإعداد ميزان إلكتروني لكل معادلة إجمالية واردة في نص الفقرة 1 من هذا الفصل.
2. قم بتكوين معادلات لمعدلات ORR التي اكتشفتها أثناء إكمال مهمة الفقرة 1 من هذا الفصل. هذه المرة، استخدم طريقة التوازن الإلكتروني لتعيين الاحتمالات. 3. باستخدام طريقة توازن الإلكترون، قم بإنشاء معادلات تفاعل تتوافق مع المخططات التالية: أ) Na + I 2 NaI؛
ب) نا + يا 2 نا 2 يا 2 ;
ج) نا 2 يا 2 + نا 2 يا؛
د) آل + بر 2 ألبر 3؛
ه) الحديد + يا 2 الحديد 3 يا 4 ( ر);
ه) Fe 3 O 4 + H 2 FeO + H 2 O ( ر);
ز) FeO + O 2 Fe 2 O 3 ( ر);
ط) الحديد 2 يا 3 + CO الحديد + CO 2 ( ر);
ي) الكروم + يا 2 الكروم 2 يا 3 ( ر);
ل) CrO 3 + NH 3 Cr 2 O 3 + H 2 O + N 2 ( ر);
م) Mn 2 O 7 + NH 3 MnO 2 + N 2 + H 2 O؛
م) MnO 2 + H 2 Mn + H 2 O ( ر);
ن) MnS + O 2 MnO 2 + SO 2 ( ر)
ع) PbO 2 + CO Pb + CO 2 ( ر);
ج) النحاس 2 O + النحاس 2 S Cu + SO 2 ( ر);
ر) CuS + O 2 Cu 2 O + SO 2 ( ر);
ذ) الرصاص 3 يا 4 + ح 2 الرصاص + ح 2 يا ( ر).
9.3. التفاعلات الطاردة للحرارة. المحتوى الحراري
لماذا تحدث التفاعلات الكيميائية؟
للإجابة على هذا السؤال، دعونا نتذكر لماذا تتحد الذرات الفردية لتشكل جزيئات، ولماذا تتشكل البلورة الأيونية من الأيونات المعزولة، ولماذا ينطبق مبدأ الطاقة الأقل عند تكوين الغلاف الإلكتروني للذرة. الجواب على كل هذه الأسئلة هو نفسه: لأنه مفيد بقوة. وهذا يعني أنه خلال هذه العمليات يتم إطلاق الطاقة. يبدو أن التفاعلات الكيميائية يجب أن تحدث لنفس السبب. في الواقع، يمكن إجراء العديد من التفاعلات، والتي يتم خلالها إطلاق الطاقة. يتم إطلاق الطاقة، عادة في شكل حرارة.
إذا لم يكن هناك وقت لإزالتها أثناء التفاعل الطارد للحرارة، فسيتم تسخين نظام التفاعل.
على سبيل المثال، في تفاعل احتراق الميثان
CH 4 (جم) + 2O2 (جم) = CO 2 (جم) + 2H2O (جم)
يتم إطلاق الكثير من الحرارة بحيث يتم استخدام الميثان كوقود.
حقيقة أن هذا التفاعل يطلق الحرارة يمكن أن تنعكس في معادلة التفاعل:
CH 4 (جم) + 2O2 (جم) = CO 2 (جم) + 2H2O (جم) + س.
هذا هو ما يسمى المعادلة الكيميائية الحرارية. هنا الرمز "+ س"تعني أنه عند احتراق الميثان، يتم إطلاق الحرارة. وتسمى هذه الحرارة التأثير الحراري للتفاعل.
من أين تأتي الحرارة المنبعثة؟
أنت تعلم أنه أثناء التفاعلات الكيميائية، تتكسر الروابط الكيميائية وتتشكل. في في هذه الحالةتنكسر الروابط بين ذرات الكربون والهيدروجين في جزيئات CH 4، وكذلك بين ذرات الأكسجين في جزيئات O 2. في هذه الحالة، يتم تشكيل روابط جديدة: بين ذرات الكربون والأكسجين في جزيئات ثاني أكسيد الكربون وبين ذرات الأكسجين والهيدروجين في جزيئات H2O، لكسر الروابط، تحتاج إلى استهلاك الطاقة (انظر "طاقة الرابطة"، "طاقة الانحلال"). )، وعند تكوين الروابط، يتم إطلاق الطاقة. ومن الواضح أنه إذا كانت الروابط "الجديدة" أقوى من الروابط "القديمة"، فسيتم إطلاق طاقة أكبر من امتصاصها. الفرق بين الطاقة المنطلقة والممتصة هو التأثير الحراري للتفاعل.
يتم قياس التأثير الحراري (كمية الحرارة) بالكيلوجول، على سبيل المثال:
2H2 (ز) + O2 (ز) = 2H2O (ز) + 484 كيلوجول.
يعني هذا الترميز أنه سيتم إطلاق 484 كيلوجول من الحرارة إذا تفاعل مولان من الهيدروجين مع مول واحد من الأكسجين لإنتاج مولين من الماء الغازي (بخار الماء).
هكذا، في المعادلات الكيميائية الحرارية، تكون المعاملات مساوية عدديًا لكميات مادة المواد المتفاعلة ونواتج التفاعل.
ما الذي يحدد التأثير الحراري لكل تفاعل محدد؟
يعتمد التأثير الحراري للتفاعل
أ) على الحالات التجميعية للمواد الأولية ومنتجات التفاعل،
ب) على درجة الحرارة و
ج) على ما إذا كان التحول الكيميائي يحدث أثناء حجم ثابتأو عند الضغط المستمر.
مدمن التأثير الحراريترجع ردود الفعل من حالة تجميع المواد إلى حقيقة أن عمليات الانتقال من حالة تجميع إلى أخرى (مثل بعض العمليات الفيزيائية الأخرى) تكون مصحوبة بإطلاق أو امتصاص الحرارة. ويمكن التعبير عن ذلك أيضًا بمعادلة كيميائية حرارية. مثال – المعادلة الكيميائية الحرارية لتكثيف بخار الماء :
ح 2 يا (ز) = ح 2 يا (ل) + س.
في المعادلات الكيميائية الحرارية، وإذا لزم الأمر، في المعادلات الكيميائية العادية، تتم الإشارة إلى الحالات التجميعية للمواد باستخدام مؤشرات الحروف:
(د) - الغاز،
(ز) - سائل،
(ر) أو (كر) – مادة صلبة أو بلورية.
ويرتبط اعتماد التأثير الحراري على درجة الحرارة بالاختلافات في السعات الحرارية
المواد الأولية ومنتجات التفاعل.
بما أن حجم النظام يتزايد دائمًا نتيجة التفاعل الطارد للحرارة عند ضغط ثابت، فإن جزءًا من الطاقة يُنفق في بذل شغل لزيادة الحجم، وستكون الحرارة المنطلقة أقل مما لو حدث نفس التفاعل عند حجم ثابت .
عادة ما يتم حساب التأثيرات الحرارية للتفاعلات للتفاعلات التي تحدث عند حجم ثابت عند 25 درجة مئوية ويشار إليها بالرمز سس.
إذا تم إطلاق الطاقة فقط على شكل حرارة، واستمر التفاعل الكيميائي بحجم ثابت، فإن التأثير الحراري للتفاعل ( س ف) يساوي التغيير الطاقة الداخلية
(د ش) المواد المشاركة في التفاعل ولكن بعلامة عكسية:
س الخامس = - ش.
تُفهم الطاقة الداخلية لجسم ما على أنها الطاقة الإجمالية للتفاعلات بين الجزيئات، والروابط الكيميائية، وطاقة التأين لجميع الإلكترونات، وطاقة روابط النيوكليونات في النوى، وجميع أنواع الطاقة الأخرى المعروفة وغير المعروفة "المخزنة" بواسطة هذا الجسم. علامة "-" ترجع إلى حقيقة أنه عند إطلاق الحرارة، تنخفض الطاقة الداخلية. إنه
ش= – س ف .
إذا حدث التفاعل عند ضغط ثابت، فيمكن أن يتغير حجم النظام. إن القيام بالعمل على زيادة الحجم يتطلب أيضًا بعضًا من الطاقة الداخلية. في هذه الحالة
ش = -(قطر للبترول+أ) = –(كيو بي + بيV),
أين Qp- التأثير الحراري للتفاعل الذي يحدث عند ضغط ثابت. من هنا
س ف = – أعلىV .
قيمة تساوي يو + بيVحصلت على الاسم تغيير المحتوى الحراريو يرمز لها د ح.
ح=يو + بيV.
لذلك
س ف = - ح.
وبالتالي، مع إطلاق الحرارة، ينخفض المحتوى الحراري للنظام. ومن هنا الاسم القديم لهذه الكمية: "المحتوى الحراري".
على عكس التأثير الحراري، فإن التغير في المحتوى الحراري يميز التفاعل بغض النظر عما إذا كان يحدث عند حجم ثابت أو ضغط ثابت. تسمى المعادلات الكيميائية الحرارية المكتوبة باستخدام تغير المحتوى الحراري المعادلات الكيميائية الحرارية في شكل ديناميكي حراري. في هذه الحالة، يتم إعطاء قيمة التغير في المحتوى الحراري في ظل الظروف القياسية (25 درجة مئوية، 101.3 كيلو باسكال)، ويشار إليها ح س. على سبيل المثال:
2H2 (ز) + O2 (ز) = 2H2O (ز) ح س= - 484 كيلوجول؛
CaO (كر) + H2O (ل) = Ca(OH) 2 (كر) ح س= – 65 كيلوجول.
الاعتماد على كمية الحرارة المنبعثة في التفاعل ( س) من التأثير الحراري للتفاعل ( سس) وكمية المادة ( نب) يتم التعبير عن أحد المشاركين في التفاعل (المادة ب - مادة البداية أو منتج التفاعل) بالمعادلة:
هنا B هي كمية المادة B، المحددة بالمعامل الموجود أمام صيغة المادة B في المعادلة الكيميائية الحرارية.
مهمة
أوجد كمية مادة الهيدروجين المحترقة في الأكسجين إذا تم إطلاق حرارة مقدارها 1694 كيلو جول.
حل
2H2 (ز) + O2 (ز) = 2H2O (ز) + 484 كيلوجول. |
|
|
Q = 1694 كيلوجول، 6. التأثير الحراري للتفاعل بين الألومنيوم البلوري والكلور الغازي هو 1408 كيلوجول. اكتب المعادلة الكيميائية الحرارية لهذا التفاعل وحدد كتلة الألومنيوم اللازمة لإنتاج حرارة مقدارها 2816 كيلوجول باستخدام هذا التفاعل. 9.4. ردود الفعل الماصة للحرارة. إنتروبيا بالإضافة إلى التفاعلات الطاردة للحرارة، من الممكن حدوث تفاعلات يتم فيها امتصاص الحرارة، وإذا لم يتم توفيرها، يتم تبريد نظام التفاعل. تسمى ردود الفعل هذه ماص للحرارة. التأثير الحراري لمثل هذه التفاعلات سلبي. على سبيل المثال: وبالتالي، فإن الطاقة المنطلقة أثناء تكوين الروابط في منتجات هذه التفاعلات وما شابهها أقل من الطاقة اللازمة لكسر الروابط في المواد الأولية.
لنأخذ دورقين ونملأ إحداهما بالنيتروجين ( غاز عديم اللون) والآخر بثاني أكسيد النيتروجين (الغاز البني) بحيث يكون الضغط ودرجة الحرارة في الدورقين متساويين. ومن المعروف أن هذه المواد لا تتفاعل كيميائياً مع بعضها البعض. دعونا نربط القوارير بإحكام بأعناقها ونثبتها عموديًا، بحيث تكون القارورة التي تحتوي على ثاني أكسيد النيتروجين الأثقل في الأسفل (الشكل 9.1). وبعد مرور بعض الوقت، سنرى أن ثاني أكسيد النيتروجين البني ينتشر تدريجياً إلى الدورق العلوي، ويخترق النيتروجين عديم اللون إلى الدورق السفلي. ونتيجة لذلك، تمتزج الغازات، ويصبح لون محتويات الدورق هو نفسه. هكذا،
معادلات الاتصال بين الانتروبيا ( س) وغيرها من الكميات التي تدرس في مقررات الفيزياء والكيمياء الفيزيائية. وحدة الانتروبيا [ س] = 1 جول/ك. ز= ح – ت س شروط رد الفعل العفوي: ز< 0. في درجات حرارة منخفضةإن العامل الذي يحدد إمكانية حدوث التفاعل هو إلى حد كبير عامل الطاقة، وعندما يكون مرتفعا، عامل الإنتروبيا. ومن المعادلة المذكورة أعلاه، على وجه الخصوص، يتضح لماذا درجة حرارة الغرفةتبدأ تفاعلات التحلل (زيادة الإنتروبيا) في الحدوث عند درجات حرارة مرتفعة. التفاعل الحراري، الإنتروبيا، عامل الطاقة، عامل الإنتروبيا، طاقة جيبس. 2CuO (cr) + C (الجرافيت) = 2Cu (cr) + CO 2 (جم) هو -46 كيلوجول. اكتب المعادلة الكيميائية الحرارية واحسب مقدار الطاقة اللازمة لإنتاج 1 كجم من النحاس من هذا التفاعل. CaCO 3 (كر) = CaO (كر) + CO 2 (ز) – 179 كيلوجول تم تكوين 24.6 لترًا من ثاني أكسيد الكربون. تحديد مقدار الحرارة التي تم إهدارها بلا فائدة. كم جرامًا من أكسيد الكالسيوم تم تكوينه؟ |
تعريف
تفاعل كيميائيتسمى تحولات المواد التي يحدث فيها تغيير في تركيبها و (أو) بنيتها.
في أغلب الأحيان، تُفهم التفاعلات الكيميائية على أنها عملية تحويل المواد الأولية (الكواشف) إلى مواد نهائية (منتجات).
تتم كتابة التفاعلات الكيميائية باستخدام معادلات كيميائية تحتوي على صيغ المواد الأولية ومنتجات التفاعل. وفقا للقانون الحفاظ على الكتلةعدد ذرات كل عنصر على الجانبين الأيسر والأيمن المعادلة الكيميائيةنفس الشيء. عادة، يتم كتابة صيغ المواد الأولية على الجانب الأيسر من المعادلة، وصيغ المنتجات على اليمين. يتم تحقيق المساواة في عدد ذرات كل عنصر على الجانبين الأيسر والأيمن للمعادلة عن طريق وضع معاملات متكافئة صحيحة أمام صيغ المواد.
قد تحتوي المعادلات الكيميائية معلومات إضافيةحول خصائص التفاعل: درجة الحرارة، الضغط، الإشعاع، وما إلى ذلك، والتي يشار إليها بالرمز المقابل أعلى (أو "تحت") علامة التساوي.
يمكن تجميع جميع التفاعلات الكيميائية في عدة فئات، والتي لها خصائص معينة.
تصنيف التفاعلات الكيميائية حسب عدد وتركيب المواد البادئة والناتجة
ووفقا لهذا التصنيف تنقسم التفاعلات الكيميائية إلى تفاعلات الاتصال والتحلل والإحلال والتبادل.
نتيجة ل ردود الفعل المركبةمن مادتين أو أكثر (معقدة أو بسيطة) تتكون مادة واحدة جديدة. في منظر عامسوف تبدو معادلة هذا التفاعل الكيميائي على النحو التالي:
على سبيل المثال:
كربونات الكالسيوم 3 + CO 2 + H 2 O = Ca(HCO 3) 2
SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
2Mg + O2 = 2MgO.
2FeCl 2 + Cl 2 = 2FeCl 3
تفاعلات المركب تكون في معظم الحالات طاردة للحرارة، أي. المضي قدما في إطلاق الحرارة. إذا كان التفاعل يتضمن مواد بسيطة، فغالبًا ما تكون هذه التفاعلات تفاعلات الأكسدة والاختزال (ORR)، أي. تحدث مع تغيرات في حالات أكسدة العناصر. من الواضح أن نقول ما إذا كان سيكون هناك رد فعل اتصال بين المواد المعقدةلا يمكن التعامل معها على أنها إجمالية.
التفاعلات التي تؤدي إلى تكوين عدة مواد جديدة أخرى (معقدة أو بسيطة) من مادة معقدة واحدة تصنف على أنها تفاعلات التحلل. بشكل عام، تبدو معادلة التفاعل الكيميائي للتحلل كما يلي:
على سبيل المثال:
كربونات الكالسيوم 3 كربونات الكالسيوم + ثاني أكسيد الكربون 2 (1)
2 ح 2 يا = 2 ح 2 + يا 2 (2)
CuSO 4 × 5H2O = CuSO4 + 5H2O (3)
Cu(OH) 2 = CuO + H2O (4)
H 2 SiO 3 = SiO 2 + H 2 O (5)
2SO 3 =2SO 2 + يا 2 (6)
(NH4) 2Cr2O7 = Cr2O3 + N2 +4H2O (7)
تحدث معظم تفاعلات التحلل عند تسخينها (1،4،5). احتمال التحلل بسبب التعرض التيار الكهربائي(2). تحلل الهيدرات البلورية والأحماض والقواعد والأملاح الأحماض التي تحتوي على الأكسجين(1، 3، 4، 5، 7) يحدث دون تغيير حالات الأكسدة للعناصر، أي. لا ترتبط ردود الفعل هذه بـ ODD. تشمل تفاعلات تحلل ORR تحلل الأكاسيد والأحماض والأملاح، تشكلت من العناصرفي حالات الأكسدة العالية (6).
تحدث تفاعلات التحلل أيضًا في الكيمياء العضويةولكن تحت أسماء أخرى - التكسير (8)، نزع الهيدروجين (9):
ج 18 ح 38 = ج 9 ح 18 + ج 9 ح 20 (8)
ج 4 ح 10 = ج 4 ح 6 + 2 ح 2 (9)
في تفاعلات الاستبدالتتفاعل مادة بسيطة مع مادة معقدة لتشكل مادة جديدة بسيطة ومادة جديدة معقدة. بشكل عام، تبدو معادلة تفاعل الاستبدال الكيميائي كما يلي:
على سبيل المثال:
2Al + Fe 2 O 3 = 2Fe + Al 2 O 3 (1)
Zn + 2HCl = ZnСl 2 + H 2 (2)
2KBr + Cl2 = 2KCl + Br2 (3)
2KlO3 + l2 = 2KlO3 + Cl2 (4)
CaCO 3 + SiO 2 = CaSiO 3 + CO 2 (5)
Ca 3 (PO 4) 2 + 3SiO 2 = 3СаSiO 3 + P 2 O 5 (6)
CH 4 + Cl 2 = CH 3 Cl + حمض الهيدروكلوريك (7)
معظم تفاعلات الاستبدال هي الأكسدة والاختزال (1 – 4، 7). أمثلة تفاعلات التحلل التي لا يحدث فيها أي تغيير في حالات الأكسدة قليلة (5، 6).
تبادل ردود الفعلهي تفاعلات تحدث بين مواد معقدة تتبادل فيها الأجزاء المكونة لها. عادةً ما يستخدم هذا المصطلح للتفاعلات التي تتضمن الأيونات في محلول مائي. بشكل عام، تبدو معادلة تفاعل التبادل الكيميائي كما يلي:
AB + CD = AD + CB
على سبيل المثال:
CuO + 2HCl = CuCl 2 + H2O (1)
NaOH + حمض الهيدروكلوريك = NaCl + H2O (2)
NaHCO 3 + حمض الهيدروكلوريك = NaCl + H2O + CO2 (3)
AgNO 3 + KBr = AgBr ↓ + KNO 3 (4)
CrCl 3 + ZNaON = Cr(OH) 3 ↓+ ZNaCl (5)
تفاعلات التبادل ليست الأكسدة والاختزال. حالة خاصةتفاعلات التبادل هذه هي تفاعلات تحييد (تفاعلات بين الأحماض والقلويات) (2). تستمر تفاعلات التبادل في الاتجاه الذي تتم فيه إزالة مادة واحدة على الأقل من مجال التفاعل في النموذج مادة غازية(3)، أو الرواسب (4، 5) أو مركب ضعيف التفكك، وغالبًا ما يكون الماء (1، 2).
تصنيف التفاعلات الكيميائية حسب التغيرات في حالات الأكسدة
اعتمادا على التغير في حالات الأكسدة للعناصر التي تشكل الكواشف ومنتجات التفاعل، تنقسم جميع التفاعلات الكيميائية إلى تفاعلات الأكسدة والاختزال (1، 2) وتلك التي تحدث دون تغيير حالة الأكسدة (3، 4).
2Mg + CO 2 = 2MgO + C (1)
Mg 0 - 2e = Mg 2+ (عامل اختزال)
C 4+ + 4e = C 0 (عامل مؤكسد)
FeS 2 + 8HNO 3 (conc) = Fe(NO 3) 3 + 5NO + 2H 2 SO 4 + 2H 2 O (2)
Fe 2+ -e = Fe 3+ (عامل اختزال)
N 5+ +3e = N 2+ (عامل مؤكسد)
AgNO 3 + حمض الهيدروكلوريك = AgCl ↓ + HNO 3 (3)
Ca(OH) 2 + H2SO4 = CaSO4 ↓ + H2O (4)
تصنيف التفاعلات الكيميائية حسب التأثير الحراري
اعتمادًا على ما إذا كانت الحرارة (الطاقة) يتم إطلاقها أو امتصاصها أثناء التفاعل، يتم تقسيم جميع التفاعلات الكيميائية تقليديًا إلى طاردة للحرارة (1، 2) وماصة للحرارة (3)، على التوالي. تسمى كمية الحرارة (الطاقة) المنطلقة أو الممتصة أثناء التفاعل بالتأثير الحراري للتفاعل. إذا كانت المعادلة تشير إلى كمية الحرارة المنبعثة أو الممتصة، فإن هذه المعادلات تسمى الكيمياء الحرارية.
N 2 + 3H 2 = 2NH 3 +46.2 كيلوجول (1)
2Mg+O2 = 2MgO + 602.5 كيلوجول (2)
N 2 + O 2 = 2NO – 90.4 كيلوجول (3)
تصنيف التفاعلات الكيميائية حسب اتجاه التفاعل
بناءً على اتجاه التفاعل، يتم تمييز التفاعلات العكسية ( العمليات الكيميائيةالتي تكون منتجاتها قادرة على التفاعل مع بعضها البعض في نفس الظروف التي تم الحصول عليها فيها لتكوين المواد الأولية) ولا رجعة فيها (العمليات الكيميائية التي لا تستطيع منتجاتها التفاعل مع بعضها البعض لتكوين المواد الأولية).
ل ردود فعل عكسيةعادة ما تتم كتابة المعادلة في الصورة العامة على النحو التالي:
أ + ب ↔ أ ب
على سبيل المثال:
CH 3 COOH + C 2 H 5 OH ↔ H 3 COOC 2 H 5 + H 2 O
أمثلة ردود فعل لا رجعة فيهاردود الفعل التالية يمكن أن تخدم:
2KlO 3 → 2Kl + ЗО 2
ج 6 ح 12 يا 6 + 6 يا 2 → 6CO 2 + 6 ح 2 يا
يمكن أن يكون الدليل على عدم رجعية التفاعل هو إطلاق مادة غازية، أو راسب، أو مركب ضعيف التفكك، غالبًا الماء، كمنتجات للتفاعل.
تصنيف التفاعلات الكيميائية حسب وجود المحفز
ومن وجهة النظر هذه، يتم التمييز بين التفاعلات الحفزية وغير الحفزية.
المحفز هو مادة تعمل على تسريع تقدم التفاعل الكيميائي. تسمى التفاعلات التي تحدث بمشاركة المحفزات بالتفاعلات الحفزية. بعض التفاعلات لا يمكن أن تحدث على الإطلاق دون وجود عامل محفز:
2H2O2 = 2H2O + O2 (محفز MnO2)
غالبًا ما يعمل أحد منتجات التفاعل كمحفز يعمل على تسريع هذا التفاعل (تفاعلات التحفيز الذاتي):
MeO+ 2HF = MeF 2 + H 2 O، حيث Me فلز.
أمثلة على حل المشكلات
مثال 1
7.1. الأنواع الأساسية للتفاعلات الكيميائية
تسمى تحولات المواد المصحوبة بتغييرات في تركيبها وخصائصها بالتفاعلات الكيميائية أو التفاعلات الكيميائية. أثناء التفاعلات الكيميائية، لا يحدث أي تغيير في تكوين النوى الذرية.
الظواهر التي يكون فيها الشكل أو الحالة الجسديةتسمى المواد أو تكوين النوى الذرية التغيرات الفيزيائية. مثال الظواهر الفيزيائيةهي المعالجة الحرارية للمعادن، والتي تتضمن تغيير شكلها (الطرق)، وصهر المعدن، وتسامي اليود، وتحويل الماء إلى ثلج أو بخار، وما إلى ذلك، وكذلك التفاعلات النوويةونتيجة لذلك تتشكل ذرات العناصر الأخرى من ذرات بعض العناصر.
الظواهر الكيميائيةقد تكون مصحوبة التحولات الجسدية. على سبيل المثال، نتيجة للتفاعلات الكيميائية التي تحدث في الخلية الجلفانية، ينشأ تيار كهربائي.
يتم تصنيف التفاعلات الكيميائية وفقا لمعايير مختلفة.
1. حسب علامة التأثير الحراري تنقسم جميع التفاعلات إلى ماص للحرارة(الشروع في امتصاص الحرارة) و طارد للحرارة(يتدفق مع إطلاق الحرارة) (انظر الفقرة 6.1).
2. بواسطة حالة التجميعتتميز المواد الأولية ومنتجات التفاعل:
ردود فعل متجانسةحيث تكون جميع المواد في نفس الطور:
2 KOH (p-p) + H 2 SO 4 (p-p) = K 2 SO (p-p) + 2 H 2 O (l)،
CO (ز) + Cl 2 (ز) = COCl 2 (ز)،
SiO 2(k) + 2 Mg (k) = Si (k) + 2 MgO (k).
ردود فعل غير متجانسة المواد التي تكون في مراحل مختلفة:
CaO (ك) + CO 2 (ز) = CaCO 3 (ك)،
CuSO 4 (محلول) + 2 NaOH (محلول) = Cu(OH) 2 (ك) + Na 2 SO 4 (محلول)،
Na 2 SO 3 (محلول) + 2HCl (محلول) = 2 NaCl (محلول) + SO 2 (g) + H 2 O (l).
3. حسب القدرة على التدفق فقط في الاتجاه الأمامي وكذلك في الاتجاه المباشر و الاتجاه المعاكستفرق لا رجعة فيهو عكسهاالتفاعلات الكيميائية (انظر الفقرة 6.5).
4. يتم التمييز بناءً على وجود أو عدم وجود المحفزات الحفازو غير محفزردود الفعل (انظر الفقرة 6.5).
5. حسب آلية حدوثها تنقسم التفاعلات الكيميائية إلى أيوني, متطرفإلخ (آلية التفاعلات الكيميائية التي تحدث بالمشاركة المركبات العضوية، تمت مناقشتها في مقرر الكيمياء العضوية).
6. وفقا لحالة الأكسدة للذرات التي تتكون منها المواد المتفاعلة تحدث التفاعلات دون تغيير حالة الأكسدةالذرات، ومع تغير حالة أكسدة الذرات ( تفاعلات الأكسدة والاختزال) (انظر الفقرة 7.2).
7. تتميز التفاعلات بالتغيرات في تركيبة المواد الأولية ومنتجات التفاعل الاتصال والتحلل والاستبدال والتبادل. يمكن أن تحدث هذه التفاعلات مع أو بدون تغييرات في حالات أكسدة العناصر، الجدول . 7.1.
الجدول 7.1
أنواع التفاعلات الكيميائية
أمثلة على التفاعلات التي تحدث دون تغيير حالة أكسدة العناصر |
أمثلة على تفاعلات الأكسدة والاختزال |
||
اتصالات (تتكون مادة جديدة من مادتين أو أكثر) |
حمض الهيدروكلوريك + NH 3 = NH 4 Cl؛ SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 |
ح 2 + الكلور 2 = 2 حمض الهيدروكلوريك؛ 2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3 |
|
التحللات (تتكون عدة مواد جديدة من مادة واحدة) |
أ = ب + ج + د |
MgCO 3 MgO + CO 2؛ ح 2 شافي 3 شافي 2 + ح 2 يا |
2AgNO 3 2Ag + 2NO 2 + O 2 |
البدائل (عندما تتفاعل المواد فإن ذرات مادة ما تحل محل ذرات مادة أخرى في الجزيء) |
أ + ق = أ ب + ج |
CaCO 3 + SiO 2 CaSiO 3 + CO 2 |
الرصاص (رقم 3) 2 + الزنك = Mg + 2HCl = MgCl2 + H2 |
|
(تتبادل مادتان الأجزاء المكونة لهما لتكوين مادتين جديدتين) |
AB + CD = AD + CB |
AlCl 3 + 3NaOH = Ca(OH) 2 + 2HCl = CaCl 2 + 2H2O |
7.2. تفاعلات الأكسدة والاختزال
كما ذكرنا أعلاه، تنقسم جميع التفاعلات الكيميائية إلى مجموعتين:
التفاعلات الكيميائية التي تحدث مع تغير في حالة أكسدة الذرات التي تشكل المواد المتفاعلة تسمى تفاعلات الأكسدة والاختزال.
أكسدةهي عملية التخلي عن الإلكترونات بواسطة الذرة أو الجزيء أو الأيون:
نا س – 1ه = نا + ;
الحديد 2+ – ه = الحديد 3+ ;
ح 2 س - 2ه = 2 ح + ;
2 ر - - 2e = ر 2 س.
استعادةهي عملية إضافة الإلكترونات إلى الذرة أو الجزيء أو الأيون:
س س + 2ه = س 2– ;
الكروم 3+ + ه = الكروم 2+ ;
Cl 2 o + 2e = 2Cl – ;
من 7+ + 5ه = من 2+ .
تسمى الذرات أو الجزيئات أو الأيونات التي تقبل الإلكترونات العوامل المؤكسدة. المرممونهي الذرات أو الجزيئات أو الأيونات التي تمنح الإلكترونات.
من خلال قبول الإلكترونات، يتم تقليل العامل المؤكسد أثناء التفاعل، ويتم أكسدة عامل الاختزال. الأكسدة دائما تكون مصحوبة بالاختزال والعكس صحيح. هكذا، عدد الإلكترونات التي يتخلى عنها عامل الاختزال يساوي دائمًا عدد الإلكترونات التي يقبلها عامل الأكسدة.
7.2.1. حالة الأكسدة
حالة الأكسدة هي الشحنة الشرطية (الرسمية) للذرة في مركب، ويتم حسابها على افتراض أنها تتكون من أيونات فقط. يُشار إلى حالة الأكسدة عادةً برقم عربي فوق رمز العنصر مع علامة "+" أو "-". على سبيل المثال، آل 3+، ق 2–.
للعثور على حالات الأكسدة، يتم الاسترشاد بها القواعد التالية:
حالة أكسدة الذرات في المواد البسيطة هي صفر؛
المجموع الجبري لحالات أكسدة الذرات في الجزيء يساوي الصفر، في أيون معقد - شحنة الأيون؛
حالة أكسدة الذرات المعادن القلويةيساوي دائمًا +1؛
تظهر ذرة الهيدروجين في المركبات التي تحتوي على اللافلزات (CH 4، NH 3، وما إلى ذلك) حالة أكسدة تبلغ +1، ومع المعادن النشطة تكون حالة الأكسدة -1 (NaH، CaH 2، وما إلى ذلك)؛
تُظهر ذرة الفلور في المركبات دائمًا حالة أكسدة قدرها -1؛
تكون حالة أكسدة ذرة الأكسجين في المركبات عادة -2، باستثناء البيروكسيدات (H 2 O 2، Na 2 O 2) التي تكون فيها حالة أكسدة الأكسجين -1، وبعض المواد الأخرى (الأكاسيد الفوقية، والأوزونيدات، والأكسجين الفلوريدات).
عادة ما تكون حالة الأكسدة الإيجابية القصوى للعناصر في المجموعة مساوية لرقم المجموعة. الاستثناءات هي الفلور والأكسجين، حيث أن أعلى حالة أكسدة لهما أقل من عدد المجموعة التي يوجدان فيها. تشكل عناصر المجموعة الفرعية النحاسية مركبات تتجاوز فيها حالة الأكسدة رقم المجموعة (CuO، AgF 5، AuCl 3).
الحد الأقصى درجة سلبيةأكسدة العناصر الموجودة في المجموعات الفرعية الرئيسية الجدول الدورييمكن تحديدها بطرح رقم المجموعة من ثمانية. بالنسبة للكربون هو 8 – 4 = 4، للفوسفور – 8 – 5 = 3.
في المجموعات الفرعية الرئيسية، عند الانتقال من العناصر من أعلى إلى أسفل، يتناقص استقرار أعلى حالة أكسدة إيجابية؛ في المجموعات الفرعية الثانوية، على العكس من ذلك، من أعلى إلى أسفل، يزداد استقرار حالات الأكسدة الأعلى.
يمكن إثبات اصطلاحية مفهوم حالة الأكسدة باستخدام مثال بعض المركبات غير العضوية والعضوية. على وجه الخصوص، في الأحماض الفوسفينية (الفوسفورية) H 3 PO 2، والفوسفونية (الفوسفورية) H 3 PO 3 والأحماض الفوسفورية H 3 PO 4، تكون حالات أكسدة الفوسفور على التوالي +1 و+3 و+5، بينما في جميع هذه المركبات الفوسفور خماسي التكافؤ. بالنسبة للكربون في الميثان CH 4، الميثانول CH 3 OH، الفورمالديهايد CH 2 O، حمض الفورميك HCOOH وأول أكسيد الكربون (IV) CO 2 حالات أكسدة الكربون هي -4، -2، 0، +2 و+4، على التوالي، في حين أن تكافؤ ذرة الكربون في جميع هذه المركبات هو أربعة.
على الرغم من أن حالة الأكسدة هي مفهوم تقليدي، إلا أنها تستخدم على نطاق واسع في تكوين تفاعلات الأكسدة والاختزال.
7.2.2. أهم العوامل المؤكسدة والمختزلة
العوامل المؤكسدة النموذجية هي:
1. مواد بسيطة، التي تتمتع ذراتها بسالبية كهربية عالية. هذه هي، أولا وقبل كل شيء، عناصر المجموعات الفرعية الرئيسية السادسة و المجموعات السابعةالجدول الدوري: الأكسجين، الهالوجينات. ومن بين المواد البسيطة، أقوى عامل مؤكسد هو الفلور.
2. المركبات التي تحتوي على بعض الكاتيونات المعدنية في حالات الأكسدة العالية: Pb 4+، Fe 3+، Au 3+، إلخ.
3. المركبات التي تحتوي على بعض الأيونات المعقدة، والتي تكون عناصرها في حالات أكسدة موجبة عالية: 2–، –، إلخ.
تشمل عوامل التخفيض ما يلي:
1. المواد البسيطة التي تكون ذراتها منخفضة السالبية الكهربية هي معادن نشطة. الخصائص التصالحيةيمكن أيضًا أن تظهر العناصر غير المعدنية، مثل الهيدروجين والكربون.
2. بعض المركبات المعدنية التي تحتوي على كاتيونات (Sn 2+، Fe 2+، Cr 2+)، والتي من خلال منح الإلكترونات يمكن أن تزيد من حالة الأكسدة الخاصة بها.
3. بعض المركبات التي تحتوي على أيونات بسيطة مثل I –, S 2–.
4. المركبات التي تحتوي على أيونات معقدة (S 4+ O 3) 2–، (НР 3+ O 3) 2–، والتي يمكن فيها للعناصر عن طريق منح الإلكترونات أن تزيد من قوتها. درجة إيجابيةأكسدة.
في الممارسة المخبريةالعوامل المؤكسدة الأكثر استخدامًا هي:
برمنجنات البوتاسيوم (KMnO 4)؛
ثاني كرومات البوتاسيوم (K 2 Cr 2 O 7)؛
حمض النيتريك (HNO3)؛
مركزة حمض الكبريتيك( ح 2 سو 4 ) ؛
بيروكسيد الهيدروجين (H 2 O 2)؛
أكاسيد المنغنيز (IV) والرصاص (IV) (MnO 2، PbO 2)؛
نترات البوتاسيوم المنصهرة (KNO3) ويذوب بعض النترات الأخرى.
تشمل عوامل الاختزال المستخدمة في الممارسة المخبرية ما يلي:
- المغنيسيوم (Mg)، الألومنيوم (Al) والمعادن النشطة الأخرى؛
- الهيدروجين (H 2) والكربون (C)؛
- يوديد البوتاسيوم (KI)؛
- كبريتيد الصوديوم (Na 2 S) وكبريتيد الهيدروجين (H 2 S)؛
- كبريتيت الصوديوم (Na 2 SO 3)؛
- كلوريد القصدير (SnCl2).
7.2.3. تصنيف تفاعلات الأكسدة والاختزال
تنقسم تفاعلات الأكسدة والاختزال عادة إلى ثلاثة أنواع: تفاعلات بين الجزيئات، وداخل الجزيئات، وتفاعلات عدم التناسب (الأكسدة الذاتية - الاختزال الذاتي).
التفاعلات بين الجزيئاتتحدث مع تغير في حالة أكسدة الذرات الموجودة في جزيئات مختلفة. على سبيل المثال:
2 آل + الحديد 2 يا 3 آل 2 يا 3 + 2 الحديد،
C + 4 HNO 3(conc) = CO 2 + 4 NO 2 + 2 H 2 O.
ل ردود الفعل داخل الجزيئاتهي التفاعلات التي يكون فيها العامل المؤكسد والعامل المختزل جزءًا من نفس الجزيء، على سبيل المثال:
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 N 2 + Cr 2 O 3 + 4 H 2 O،
2 كنو 3 2 كنو 2 + يا 2 .
في تفاعلات عدم التناسب(الأكسدة الذاتية - الاختزال الذاتي) ذرة (أيون) نفس العنصر هي عامل مؤكسد وعامل اختزال:
Cl 2 + 2 KOH، بوكل + KClO + H2O،
2 NO 2 + 2 NaOH = NaNO 2 + NaNO 3 + H 2 O.
7.2.4. القواعد الأساسية لتكوين تفاعلات الأكسدة والاختزال
يتم تنفيذ تفاعلات الأكسدة والاختزال وفقًا للخطوات الموضحة في الجدول. 7.2.
الجدول 7.2
مراحل تجميع المعادلات لتفاعلات الأكسدة والاختزال
فعل |
|
تحديد العامل المؤكسد وعامل الاختزال. |
|
التعرف على منتجات تفاعل الأكسدة والاختزال. |
|
أنشئ ميزانًا إلكترونيًا واستخدمه لتعيين معاملات للمواد التي تغير حالات الأكسدة الخاصة بها. |
|
رتّب معاملات المواد الأخرى التي تشارك في تفاعل الأكسدة والاختزال. |
|
تحقق من صحة المعاملات عن طريق حساب كمية مادة الذرات (عادة الهيدروجين والأكسجين) الموجودة على الجانبين الأيسر والأيمن من معادلة التفاعل. |
دعونا نفكر في قواعد تكوين تفاعلات الأكسدة والاختزال باستخدام مثال تفاعل كبريتيت البوتاسيوم مع برمنجنات البوتاسيوم في بيئة حمضية:
1. تحديد العامل المؤكسد وعامل الاختزال
تقع في أعلى درجةالأكسدة، لا يستطيع المنغنيز التخلي عن الإلكترونات. سوف يقبل Mn 7+ الإلكترونات، أي. هو عامل مؤكسد.
يمكن لأيون S 4+ أن يتبرع بإلكترونين وينتقل إلى S 6+، أي. هو عامل الاختزال. وهكذا، في التفاعل قيد النظر، K 2 SO 3 هو عامل اختزال، وKMnO 4 هو عامل مؤكسد.
2. إنشاء منتجات التفاعل
K2SO3 + KMnO4 + H2SO4؟
ومن خلال منح إلكترونين للإلكترون، يصبح S 4+ S 6+. وبذلك يتحول كبريتيت البوتاسيوم (K2SO3) إلى كبريتات (K2SO4). في البيئة الحمضية، يقبل Mn7+ 5 إلكترونات وفي محلول حمض الكبريتيك (المتوسط) يشكل كبريتات المنغنيز (MnSO 4). ونتيجة لهذا التفاعل، تتشكل أيضًا جزيئات إضافية من كبريتات البوتاسيوم (بسبب أيونات البوتاسيوم الموجودة في البرمنجنات)، وكذلك جزيئات الماء. وبالتالي، سيتم كتابة رد الفعل قيد النظر على النحو التالي:
ك 2 SO 3 + KMnO 4 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + MnSO 4 + H 2 O.
3. تجميع التوازن الإلكتروني
لتجميع توازن الإلكترون، من الضروري الإشارة إلى حالات الأكسدة التي تتغير في التفاعل قيد النظر:
ك 2 ق 4+ يا 3 + كمن 7+ يا 4 + ح 2 سو 4 = ك 2 ق 6+ يا 4 + منغ 2+ سو 4 + ح 2 يا.
من 7+ + 5 ه = من 2+ ;
ق4+ – 2ه = ق6+.
يجب أن يكون عدد الإلكترونات التي يتخلى عنها عامل الاختزال مساوياً لعدد الإلكترونات التي يقبلها عامل الأكسدة. لذلك، يجب أن يشارك اثنان من Mn 7+ وخمسة S 4+ في التفاعل:
من 7+ + 5 ه = من 2+ 2،
ق 4+ – 2 ه = ق 6+ 5.
وبالتالي فإن عدد الإلكترونات التي تخلى عنها عامل الاختزال (10) سيكون مساوياً لعدد الإلكترونات التي يقبلها عامل الأكسدة (10).
4. ترتيب المعاملات في معادلة التفاعل
ووفقا لتوازن الإلكترونات، من الضروري وضع معامل 5 أمام K 2 SO 3، و 2 أمام KMnO 4. وعلى الجانب الأيمن، أمام كبريتات البوتاسيوم، نضع معامل 6، حيث يتم إضافة جزيء واحد إلى جزيئات K 2 SO 4 الخمسة المتكونة أثناء أكسدة كبريتيت البوتاسيوم K 2 SO 4 نتيجة ارتباط أيونات البوتاسيوم الموجودة في البرمنجنات. وبما أن رد الفعل ينطوي على اثنينتتشكل أيضًا جزيئات البرمنجنات على الجانب الأيمن اثنينجزيئات كبريتات المنغنيز. من الضروري ربط منتجات التفاعل (أيونات البوتاسيوم والمنغنيز الموجودة في البرمنجنات). ثلاثةجزيئات حمض الكبريتيك، وبالتالي، نتيجة للتفاعل، ثلاثةجزيئات الماء. وأخيرا نحصل على:
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. التحقق من صحة المعاملات في معادلة التفاعل
عدد ذرات الأكسجين في الجانب الأيسر من معادلة التفاعل هو:
5 3 + 2 4 + 3 4 = 35.
على الجانب الأيمن سيكون هذا الرقم:
6 4 + 2 4 + 3 1 = 35.
عدد ذرات الهيدروجين في الجانب الأيسر من معادلة التفاعل هو ستة ويقابل عدد هذه الذرات في الجانب الأيمن من معادلة التفاعل.
7.2.5. أمثلة على تفاعلات الأكسدة والاختزال التي تتضمن عوامل مؤكسدة ومختزلة نموذجية
7.2.5.1. تفاعلات الأكسدة والاختزال بين الجزيئات
أدناه، كأمثلة، نعتبر تفاعلات الأكسدة والاختزال التي تتضمن برمنجنات البوتاسيوم، وثنائي كرومات البوتاسيوم، وبيروكسيد الهيدروجين، ونتريت البوتاسيوم، ويوديد البوتاسيوم، وكبريتيد البوتاسيوم. تمت مناقشة تفاعلات الأكسدة والاختزال التي تتضمن عوامل مؤكسدة ومختزلة نموذجية أخرى في الجزء الثاني من الدليل ("الكيمياء غير العضوية").
تفاعلات الأكسدة والاختزال التي تنطوي على برمنجنات البوتاسيوم
اعتمادا على البيئة (الحمضية، المحايدة، القلوية)، برمنجنات البوتاسيوم، بمثابة عامل مؤكسد، يعطي منتجات مختلفةالانتعاش، الشكل. 7.1.
أرز. 7.1. تكوين منتجات اختزال برمنجنات البوتاسيوم في بيئات مختلفة
فيما يلي تفاعلات KMnO 4 مع كبريتيد البوتاسيوم كعامل اختزال في بيئات مختلفة، مما يوضح المخطط، الشكل 1. 7.1. في هذه التفاعلات، يكون ناتج أكسدة أيون الكبريتيد الكبريت الحر. في بيئة قلويةلا تشارك جزيئات KOH في التفاعل، ولكنها تحدد فقط منتج اختزال برمنجنات البوتاسيوم.
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،
ك2س+2كمنو4 – (كوه) 2 ك 2 منو 4 + س.
تفاعلات الأكسدة والاختزال التي تنطوي على ثنائي كرومات البوتاسيوم
في البيئة الحمضية، ثنائي كرومات البوتاسيوم هو عامل مؤكسد قوي. يستخدم خليط من K 2 Cr 2 O 7 و H 2 SO 4 (الكرومبيك) على نطاق واسع في الممارسة المعملية كعامل مؤكسد. بالتفاعل مع عامل اختزال، يقبل جزيء واحد من ثنائي كرومات البوتاسيوم ستة إلكترونات، مكونًا مركبات الكروم ثلاثية التكافؤ:
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.
تفاعلات الأكسدة والاختزال التي تنطوي على بيروكسيد الهيدروجين ونتريت البوتاسيوم
يظهر بيروكسيد الهيدروجين ونتريت البوتاسيوم في الغالب خصائص الأكسدة:
ح 2 ق + ح 2 يا 2 = ق + 2 ح 2 يا،
2 KI + 2 KNO 2 + 2 H 2 SO 4 = I 2 + 2 K 2 SO 4 + H 2 O،
ومع ذلك، عند التفاعل مع عوامل مؤكسدة قوية (مثل، على سبيل المثال، KMnO 4)، يعمل بيروكسيد الهيدروجين ونتريت البوتاسيوم كعوامل اختزال:
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.
تجدر الإشارة إلى أن بيروكسيد الهيدروجين، اعتمادا على البيئة، يتم تقليله وفقا للمخطط، الشكل. 7.2.
أرز. 7.2. منتجات محتملة لتخفيض بيروكسيد الهيدروجين
في هذه الحالة، نتيجة للتفاعلات، يتم تشكيل أيونات الماء أو الهيدروكسيد:
2 FeSO 4 + H2 O 2 + H 2 SO 4 = Fe 2 (SO 4) 3 + 2 H 2 O,
2 كي + ح 2 يا 2 = أنا 2 + 2 كوه.
7.2.5.2. تفاعلات الأكسدة والاختزال داخل الجزيئات
تحدث تفاعلات الأكسدة والاختزال داخل الجزيئات عادة عندما يتم تسخين المواد التي تحتوي جزيئاتها على عامل اختزال وعامل مؤكسد. ومن أمثلة تفاعلات الأكسدة والاختزال داخل الجزيئات هي العمليات التحلل الحراريالنترات وبرمنجنات البوتاسيوم:
2 نانو 3 2 نانو 2 + يا 2,
2 نحاس (رقم 3) 2 2 أكسيد النحاس + 4 رقم 2 + يا 2،
زئبق (رقم 3) 2 زئبق + رقم 2 + يا 2،
2 KMnO 4 K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2.
7.2.5.3. تفاعلات عدم التناسب
كما هو مذكور أعلاه، في تفاعلات عدم التناسب، تكون نفس الذرة (الأيون) عاملًا مؤكسدًا وعاملًا مختزلًا. دعونا نفكر في عملية تكوين هذا النوع من التفاعل باستخدام مثال تفاعل الكبريت مع القلويات.
حالات الأكسدة المميزة للكبريت: – 2، 0، +4 و +6. بصفته عامل اختزال، يتبرع الكبريت العنصري بأربعة إلكترونات:
لذا – 4ه = ق 4+.
الكبريت – يقبل العامل المؤكسد إلكترونين:
س س + 2е = ق 2– .
وهكذا، نتيجة لتفاعل عدم تناسب الكبريت، تتشكل مركبات تكون حالات تأكسدها للعنصر هي – 2 واليمين +4:
3 S + 6 KOH = 2 K 2 S + K 2 SO 3 + 3 H 2 O.
عندما يكون أكسيد النيتروجين (IV) غير متناسب في القلويات، يتم الحصول على النتريت والنترات - وهي مركبات تكون فيها حالات أكسدة النيتروجين +3 و +5 على التوالي:
2 N 4+ O 2 + 2 KOH = KN 3+ O 2 + KN 5+ O 3 + H 2 O،
يؤدي عدم تناسب الكلور في محلول قلوي بارد إلى تكوين هيبوكلوريت، وفي محلول قلوي ساخن - كلورات:
Cl 0 2 + 2 KOH = بوكل – + بوكل + O + H 2 O،
Cl 0 2 + 6 KOH 5 KCl – + بوكل 5+ O 3 + 3H 2 O.
7.3. التحليل الكهربائي
عملية الأكسدة والاختزال التي تحدث في المحاليل أو الذوبان عند مرور تيار كهربائي مباشر من خلالها تسمى التحليل الكهربائي. في هذه الحالة، تحدث أكسدة الأنيونات عند القطب الموجب (الأنود). يتم تقليل الكاتيونات عند القطب السالب (الكاثود).
2 Na 2 CO 3 4 Na + O 2 + 2CO 2 .
مع التحليل الكهربائي المحاليل المائيةيمكن أن تحدث الشوارد، جنبا إلى جنب مع تحولات المادة المذابة العمليات الكهروكيميائيةبمشاركة أيونات الهيدروجين وأيونات هيدروكسيد الماء:
الكاثود (-): 2 Н + + 2е = Н 2،
الأنود (+): 4 OH – – 4e = O 2 + 2 H 2 O.
وفي هذه الحالة تتم عملية الاختزال عند الكاثود على النحو التالي:
1. الكاتيونات المعادن النشطة(حتى Al 3+ شاملاً) لا يتم اختزاله عند الكاثود؛ بل يتم اختزاله بدلاً من ذلك.
2. الكاتيونات المعدنية الموجودة في صف من الكاتيونات القياسية إمكانات القطب(في سلسلة الجهد) على يمين الهيدروجين، أثناء التحليل الكهربائي يتم اختزالها عند الكاثود إلى معادن حرة.
3. يتم اختزال الكاتيونات المعدنية الموجودة بين Al 3+ و H + عند الكاثود بالتزامن مع كاتيون الهيدروجين.
تعتمد العمليات التي تحدث في المحاليل المائية عند الأنود على المادة التي يصنع منها الأنود. هناك أنودات غير قابلة للذوبان ( خامل) وقابل للذوبان ( نشيط). يستخدم الجرافيت أو البلاتين كمادة للأنودات الخاملة. الأنودات القابلة للذوبان مصنوعة من النحاس والزنك والمعادن الأخرى.
أثناء التحليل الكهربائي للحلول باستخدام أنود خامل، يمكن تشكيل المنتجات التالية:
1. عندما تتأكسد أيونات الهاليد، يتم إطلاق الهالوجينات الحرة.
2. أثناء التحليل الكهربائي للمحاليل التي تحتوي على الأنيونات SO 2 2–، NO 3 –، PO 4 3–، يتم إطلاق الأكسجين، أي. ليست هذه الأيونات هي التي تتأكسد عند الأنود، بل جزيئات الماء.
مع الأخذ في الاعتبار القواعد المذكورة أعلاه، دعونا نفكر، على سبيل المثال، في التحليل الكهربائي للمحاليل المائية لـ NaCl و CuSO 4 و KOH باستخدام أقطاب كهربائية خاملة.
1). في المحلول، يتفكك كلوريد الصوديوم إلى أيونات.