9.1. Hvad er de kemiske reaktioner?
Lad os huske, at vi kalder ethvert kemisk fænomen i naturen kemiske reaktioner. Under en kemisk reaktion nedbrydes nogle og andre dannes. kemiske bindinger. Som følge af reaktionen opnås andre stoffer fra nogle kemiske stoffer (se kapitel 1).
Udføre lektier Ved § 2.5 blev du bekendt med det traditionelle udvalg af fire hovedtyper af reaktioner fra hele sættet af kemiske transformationer, og derefter foreslog du deres navne: reaktioner af kombination, nedbrydning, substitution og udveksling.
Eksempler på sammensatte reaktioner:
C + O2 = CO2; (1)
Na20 + CO2 = Na2C03; (2)
NH 3 + CO 2 + H 2 O = NH 4 HCO 3. (3)
Eksempler på nedbrydningsreaktioner:
2Ag204Ag + O2; (4)
CaC03 CaO + C02; (5)
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 N 2 + Cr 2 O 3 + 4H 2 O. (6)
Eksempler på substitutionsreaktioner:
CuS04 + Fe = FeS04 + Cu; (7)
2NaI + Cl2 = 2NaCl + I2; (8)
CaCO 3 + SiO 2 = CaSiO 3 + CO 2. (9)
| Udveksle reaktioner- kemiske reaktioner, hvor udgangsstofferne synes at udveksle deres komponenter. |
Eksempler på udvekslingsreaktioner:
Ba(OH)2 + H2S04 = BaS04 + 2H20; (10)
HCI + KNO2 = KCl + HNO2; (elleve)
AgNO3 + NaCl = AgCl + NaNO3. (12)
Traditionel klassifikation kemiske reaktioner dækker ikke hele deres mangfoldighed - udover reaktioner af de fire hovedtyper er der også mange mere komplekse reaktioner.
Identifikationen af to andre typer kemiske reaktioner er baseret på deltagelse i dem af to vigtige ikke-kemiske partikler: elektron og proton.
Under nogle reaktioner sker fuldstændig eller delvis overførsel af elektroner fra et atom til et andet. I dette tilfælde ændres oxidationstilstandene for atomerne i de grundstoffer, der udgør udgangsstofferne; af de anførte eksempler er det reaktion 1, 4, 6, 7 og 8. Disse reaktioner kaldes redox.
I en anden gruppe af reaktioner passerer en hydrogenion (H+), det vil sige en proton, fra en reagerende partikel til en anden. Sådanne reaktioner kaldes syre-base reaktioner eller protonoverførselsreaktioner.
Blandt de anførte eksempler er sådanne reaktioner reaktion 3, 10 og 11. I analogi med disse reaktioner kaldes redoxreaktioner nogle gange. elektronoverførselsreaktioner. Du stifter bekendtskab med OVR i § 2, og med KOR i de følgende kapitler.
SAMMENSÆTNINGSREAKTIONER, NEDBRYDNINGSREAKTIONER, SUBSTITUTIONSREAKTIONER, UDBYTNINGSREAKTIONER, REDOX-REAKTIONER, SYRE-BASEREAKTIONER.
Skriv reaktionsligninger, der svarer til følgende skemaer:
a) HgO Hg + O 2 ( t); b) Li20 + SO2Li2S03; c) Cu(OH) 2 CuO + H 2 O ( t);
d) Al + I2A13; e) CuCl2 + Fe FeCl2 + Cu; e) Mg + H3P04 Mg3 (PO4)2 + H2;
g) Al + O 2 Al 2 O 3 ( t); i) KClO 3 + P P 2 O 5 + KCl ( t); j) CuS04 + Al Al2 (SO4)3 + Cu;
l) Fe + Cl 2 FeCl 3 ( t); m) NH 3 + O 2 N 2 + H 2 O ( t); m) H2SO4 + CuO CuSO4 + H2O.
Angiv traditionel type reaktioner. Mærk redox- og syre-base-reaktioner. Angiv i redoxreaktioner, hvilke atomer af grundstoffer, der ændrer deres oxidationstilstande.
9.2. Redoxreaktioner
Lad os overveje redoxreaktionen, der opstår i højovne under den industrielle produktion af jern (mere præcist, støbejern) fra jernmalm:
Fe 2 O 3 + 3CO = 2Fe + 3CO 2.
Lad os bestemme oxidationstilstandene for de atomer, der udgør både udgangsstofferne og reaktionsprodukterne
| Fe2O3 | + | = | 2 Fe | + |
Som du kan se, steg kulstofatomernes oxidationstilstand som et resultat af reaktionen, oxidationstilstanden for jernatomer faldt, og oxygenatomernes oxidationstilstand forblev uændret. Som følge heraf undergik carbonatomerne i denne reaktion oxidation, det vil sige, at de mistede elektroner ( oxideret), og jernatomerne – reduktion, det vil sige, de tilføjede elektroner ( genvundet) (se § 7.16). For at karakterisere OVR anvendes begreberne oxidationsmiddel Og reduktionsmiddel.
I vores reaktion er de oxiderende atomer således jernatomer, og de reducerende atomer er carbonatomer.
I vores reaktion er oxidationsmidlet jern(III)oxid, og reduktionsmidlet er carbon(II)monoxid.
I tilfælde, hvor oxiderende atomer og reducerende atomer er en del af det samme stof (eksempel: reaktion 6 fra forrige afsnit), bruges begreberne "oxiderende stof" og "reducerende stof" ikke.
Typiske oxidationsmidler er således stoffer, der indeholder atomer, der har tendens til at få elektroner (helt eller delvist), hvilket sænker deres oxidationstilstand. Af de simple stoffer er det primært halogener og ilt og i mindre grad svovl og nitrogen. Fra komplekse stoffer - stoffer, der indeholder atomer i højere oxidationstilstande, der ikke er tilbøjelige til at danne simple ioner i disse oxidationstilstande: HNO 3 (N +V), KMnO 4 (Mn +VII), CrO 3 (Cr +VI), KClO 3 (Cl + V), KClO4 (Cl + VII) osv.
Typiske reduktionsmidler er stoffer, der indeholder atomer, der har tendens til helt eller delvist at donere elektroner, hvilket øger deres oxidationstilstand. Af de simple stoffer er disse brint, basisk og jordalkalimetaller, samt aluminium. Af de komplekse stoffer - H 2 S og sulfider (S –II), SO 2 og sulfitter (S +IV), iodider (I –I), CO (C +II), NH 3 (N –III) osv.
I almindelig sag Næsten alle komplekse og mange simple stoffer kan udvise både oxiderende og reducerende egenskaber. For eksempel:
SO 2 + Cl 2 = S + Cl 2 O 2 (SO 2 er et stærkt reduktionsmiddel);
SO 2 + C = S + CO 2 (t) (SO 2 er et svagt oxidationsmiddel);
C + O2 = CO2 (t) (C er et reduktionsmiddel);
C + 2Ca = Ca 2 C (t) (C er et oxidationsmiddel).
Lad os vende tilbage til den reaktion, vi diskuterede i begyndelsen af dette afsnit.
| Fe2O3 | + | = | 2 Fe | + |
Bemærk venligst, at oxiderende atomer (Fe + III) som et resultat af reaktionen blev til reducerende atomer (Fe 0), og reducerende atomer (C + II) blev til oxiderende atomer (C + IV). Men CO 2 er et meget svagt oxidationsmiddel under alle forhold, og jern, selvom det er et reduktionsmiddel, er under disse forhold meget svagere end CO. Derfor reagerer reaktionsprodukterne ikke med hinanden, og den omvendte reaktion forekommer ikke. Det givne eksempel er en illustration af det generelle princip, der bestemmer retningen af OVR'ens flow:
Redoxreaktioner forløber i retning af dannelsen af et svagere oxidationsmiddel og et svagere reduktionsmiddel.
Stoffers redoxegenskaber kan kun sammenlignes under identiske forhold. I nogle tilfælde kan denne sammenligning foretages kvantitativt.
Mens du lavede dit hjemmearbejde til det første afsnit i dette kapitel, blev du overbevist om, at det er ret svært at vælge koefficienter i nogle reaktionsligninger (især ORR). For at forenkle denne opgave i tilfælde af redoxreaktioner anvendes følgende to metoder:
EN) metode elektronisk balance
Og
b) elektron-ion balance metode.
Du vil lære elektronbalancemetoden nu, og elektron-ionbalancemetoden studeres normalt på videregående uddannelsesinstitutioner.
Begge disse metoder er baseret på det faktum, at elektroner i kemiske reaktioner hverken forsvinder eller optræder nogen steder, det vil sige, at antallet af elektroner, der accepteres af atomer, er lig med antallet af elektroner, der afgives af andre atomer.
Antallet af givne og accepterede elektroner i elektronbalancemetoden bestemmes af ændringen i atomernes oxidationstilstand. Ved anvendelse af denne metode er det nødvendigt at kende sammensætningen af både udgangsstofferne og reaktionsprodukterne.
Lad os se på anvendelsen af den elektroniske balancemetode ved hjælp af eksempler.
Eksempel 1. Lad os lave en ligning for reaktionen mellem jern og klor. Det er kendt, at produktet af denne reaktion er jern(III)chlorid. Lad os skrive reaktionsskemaet ned:
Fe + Cl2FeCl3.
Lad os bestemme oxidationstilstandene for atomerne i alle de elementer, der udgør de stoffer, der deltager i reaktionen:
Jernatomer donerer elektroner, og klormolekyler accepterer dem. Lad os udtrykke disse processer elektroniske ligninger:
Fe – 3 e– = Fe +III,
Cl2+2 e –= 2Cl-I.
For at antallet af givet elektroner er lig med antallet af modtagne elektroner, skal den første elektroniske ligning ganges med to, og den anden med tre:
| Fe – 3 e– = Fe +III, Cl2+2 e– = 2Cl –I |
2 Fe – 6 e– = 2Fe +III, 3Cl2 + 6 e– = 6Cl –I. |
Ved at indføre koefficienterne 2 og 3 i reaktionsskemaet får vi reaktionsligningen:
2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3.
Eksempel 2. Lad os lave en ligning for forbrændingsreaktionen hvidt fosfor i overskud af klor. Det er kendt, at phosphor(V)chlorid dannes under disse forhold:
| +V –I | ||||
| P 4 | + | Cl2 | PCl 5. |
Hvide fosformolekyler afgiver elektroner (oxiderer), og klormolekyler accepterer dem (reducerer):
| P 4 – 20 e– = 4P +V Cl2+2 e– = 2Cl –I |
1 10 |
2 20 |
P 4 – 20 e– = 4P +V Cl2+2 e– = 2Cl –I |
P 4 – 20 e– = 4P +V 10Cl2 + 20 e– = 20Cl –I |
De oprindeligt opnåede multiplikatorer (2 og 20) havde fælles divisor, hvori (som fremtidige koefficienter i reaktionsligningen) de blev opdelt. Reaktionsligning:
P4 + 10Cl2 = 4PCl5.
Eksempel 3. Lad os lave en ligning for reaktionen, der opstår, når jern(II)sulfid brændes i ilt.
Reaktionsskema:
| +III –II | +IV –II | |||||
| + | O2 | + |
I dette tilfælde er både jern(II) og svovl(–II) atomer oxideret. Sammensætningen af jern(II)sulfid indeholder atomer af disse grundstoffer i forholdet 1:1 (se indeks i enkleste formel).
Elektronisk balance:
| 4 | Fe+II – e– = Fe +III S–II–6 e– = S + IV |
I alt giver de 7 e – |
| 7 | O 2 + 4e – = 2O –II |
Reaktionsligning: 4FeS + 7O 2 = 2Fe 2 O 3 + 4SO 2.
Eksempel 4. Lad os lave en ligning for reaktionen, der opstår, når jern(II)disulfid (pyrit) brændes i ilt.
Reaktionsskema:
| +III –II | +IV –II | |||||
| + | O2 | + |
Som i det foregående eksempel oxideres både jern(II)-atomer og svovlatomer her, men med en oxidationstilstand på I. Disse grundstoffers atomer indgår i sammensætningen af pyrit i forholdet 1:2 (se indekser i den enkleste formel). Det er i denne henseende, at jern- og svovlatomerne reagerer, hvilket tages i betragtning ved kompilering af den elektroniske balance:
| Fe+III – e– = Fe +III 2S–I – 10 e– = 2S +IV |
I alt giver de 11 e – | |
| O2+4 e– = 2O –II |
Reaktionsligning: 4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2.
Der er også mere komplekse tilfælde af ODD, hvoraf nogle vil du blive fortrolig med, mens du laver dit hjemmearbejde.
OXIDERENDE ATOM, REDUCERENDE ATOM, OXIDERENDE STOF, REDUCERENDE STOF, ELEKTRONISK BALANCEMETODE, ELEKTRONISKE LIGNINGER.
1. Opstil en elektronisk balance for hver OVR-ligning givet i teksten til § 1 i dette kapitel.
2. Lav ligninger for de ORR'er, som du opdagede, mens du udførte opgaven til § 1 i dette kapitel. Denne gang skal du bruge den elektroniske balancemetode til at indstille oddsene. 3.Ved brug af elektronbalancemetoden, lav reaktionsligninger svarende til følgende skemaer: a) Na + I 2 NaI;
b) Na + O2 Na202;
c) Na202 + Na Na20;
d) Al + Br2AlBr3;
e) Fe + O 2 Fe 3 O 4 ( t);
e) Fe 3 O 4 + H 2 FeO + H 2 O ( t);
g) FeO + O 2 Fe 2 O 3 ( t);
i) Fe 2 O 3 + CO Fe + CO 2 ( t);
j) Cr + O 2 Cr 2 O 3 ( t);
l) CrO 3 + NH 3 Cr 2 O 3 + H 2 O + N 2 ( t);
m) Mn207 + NH3MnO2 + N2 + H2O;
m) MnO 2 + H 2 Mn + H 2 O ( t);
n) MnS + O 2 MnO 2 + SO 2 ( t)
p) PbO 2 + CO Pb + CO 2 ( t);
c) Cu 2 O + Cu 2 S Cu + SO 2 ( t);
t) CuS + O 2 Cu 2 O + SO 2 ( t);
y) Pb 3 O 4 + H 2 Pb + H 2 O ( t).
9.3. Eksoterme reaktioner. Entalpi
Hvorfor opstår der kemiske reaktioner?
For at besvare dette spørgsmål, lad os huske, hvorfor individuelle atomer kombineres til molekyler, hvorfor en ionisk krystal er dannet af isolerede ioner, og hvorfor princippet om mindst energi gælder, når elektronskallen af et atom dannes. Svaret på alle disse spørgsmål er det samme: fordi det er energetisk gavnligt. Det betyder, at der under sådanne processer frigives energi. Det ser ud til, at kemiske reaktioner skulle forekomme af samme grund. Der kan faktisk udføres mange reaktioner, hvor der frigives energi. Energi frigives, normalt i form af varme.
Hvis varmen under en eksoterm reaktion ikke når at blive fjernet, opvarmes reaktionssystemet.
For eksempel i metanforbrændingsreaktionen
CH 4 (g) + 2O 2 (g) = CO 2 (g) + 2H 2 O (g)
der frigives så meget varme, at metan bruges som brændsel.
Det faktum, at denne reaktion frigiver varme, kan afspejles i reaktionsligningen:
CH 4 (g) + 2O 2 (g) = CO 2 (g) + 2H 2 O (g) + Q.
Dette er den såkaldte termokemisk ligning. Her er symbolet "+ Q" betyder, at når metan forbrændes, frigives varme. Denne varme kaldes reaktionens termiske virkning.
Hvor kommer den frigivne varme fra?
Du ved, at under kemiske reaktioner brydes og dannes kemiske bindinger. I I dette tilfælde bindinger mellem kulstof- og brintatomer i CH 4-molekyler brydes, samt mellem oxygenatomer i O 2-molekyler. I dette tilfælde dannes der nye bindinger: mellem kulstof- og oxygenatomer i CO 2-molekyler og mellem oxygen- og brintatomer i H 2 O-molekyler. For at bryde bindinger skal du bruge energi (se "bindingsenergi", "forstøvningsenergi" ), og når der dannes bindinger, frigives energi. Det er klart, at hvis de "nye" bindinger er stærkere end de "gamle", så vil mere energi blive frigivet end absorberet. Forskellen mellem den frigivne og absorberede energi er reaktionens termiske effekt.
Termisk effekt (varmemængde) måles i kilojoule, for eksempel:
2H2 (g) + O2 (g) = 2H20 (g) + 484 kJ.
Denne notation betyder, at 484 kilojoule varme vil blive frigivet, hvis to mol brint reagerer med et mol ilt for at producere to mol gasformigt vand (vanddamp).
Dermed, i termokemiske ligninger er koefficienterne numerisk lig med mængderne af stof i reaktanterne og reaktionsprodukterne.
Hvad bestemmer den termiske effekt af hver specifik reaktion?
Den termiske virkning af reaktionen afhænger
a) om udgangsstoffernes og reaktionsprodukternes aggregeringstilstande,
b) på temperatur og
c) om, hvorvidt der sker en kemisk omdannelse under konstant volumen eller ved konstant tryk.
Afhængighed termisk effekt reaktioner fra stoffernes aggregeringstilstand skyldes det faktum, at overgangsprocesserne fra en aggregeringstilstand til en anden (som nogle andre fysiske processer) ledsages af frigivelse eller absorption af varme. Dette kan også udtrykkes ved en termokemisk ligning. Eksempel – termokemisk ligning for kondensering af vanddamp:
H2O (g) = H2O (l)+ Q.
I termokemiske ligninger, og om nødvendigt i almindelige kemiske ligninger, er de aggregerede tilstande af stoffer angivet ved hjælp af bogstavindekser:
(d) – gas,
g) - væske,
(t) eller (cr) – fast eller krystallinsk stof.
Den termiske effekts afhængighed af temperaturen er forbundet med forskelle i varmekapaciteter
udgangsmaterialer og reaktionsprodukter.
Da systemets volumen altid stiger som følge af en eksoterm reaktion ved konstant tryk, bruges en del af energien på at arbejde med at øge volumen, og den frigivne varme vil være mindre, end hvis den samme reaktion sker ved et konstant volumen .
Termiske effekter af reaktioner beregnes normalt for reaktioner, der forekommer ved konstant volumen ved 25 °C og er angivet med symbolet Q o.
Hvis energi kun frigives i form af varme, og en kemisk reaktion forløber ved et konstant volumen, så er reaktionens termiske effekt ( Q V) er lig med ændringen indre energi
(D U) stoffer, der deltager i reaktionen, men med det modsatte fortegn:
Q V = – U.
Den indre energi i et legeme forstås som den samlede energi af intermolekylære interaktioner, kemiske bindinger, ioniseringsenergien af alle elektroner, bindingsenergien af nukleoner i kerner og alle andre kendte og ukendte energityper "lagret" af denne krop. "–" tegnet skyldes, at når varme frigives, falder den indre energi. Det er
U= – Q V .
Hvis reaktionen sker ved konstant tryk, så kan systemets volumen ændre sig. At arbejde for at øge volumen tager også en del af den indre energi. I dette tilfælde
U = –(QP+A) = –(QP+PV),
Hvor Qp– den termiske virkning af en reaktion, der sker ved konstant tryk. Herfra
Q P = – OPV .
En værdi lig med U+PV fik navnet entalpiændring og betegnet med D H.
H=U+PV.
Derfor
Q P = – H.
Når varme frigives, falder systemets entalpi således. Deraf det gamle navn for denne mængde: "varmeindhold".
I modsætning til den termiske effekt karakteriserer en ændring i entalpien en reaktion, uanset om den sker ved konstant volumen eller konstant tryk. Termokemiske ligninger skrevet ved hjælp af entalpiændring kaldes termokemiske ligninger i termodynamisk form. I dette tilfælde er værdien af entalpiændringen under standardbetingelser (25 °C, 101,3 kPa) angivet, angivet H o. For eksempel:
2H2 (g) + O2 (g) = 2H2O (g) H o= – 484 kJ;
CaO (cr) + H 2 O (l) = Ca(OH) 2 (cr) H o= – 65 kJ.
Afhængighed af mængden af varme, der frigives i reaktionen ( Q) fra reaktionens termiske effekt ( Q o) og mængden af stof ( n B) en af deltagerne i reaktionen (stof B - udgangsstoffet eller reaktionsproduktet) er udtrykt ved ligningen:
Her er B mængden af stof B, angivet ved koefficienten foran formlen for stof B i den termokemiske ligning.
Opgave
Bestem mængden af brintstof forbrændt i ilt, hvis der blev frigivet 1694 kJ varme.
Løsning
2H2 (g) + O2 (g) = 2H20 (g) + 484 kJ. |
|
|
Q = 1694 kJ, 6. Den termiske effekt af reaktionen mellem krystallinsk aluminium og gasformigt klor er 1408 kJ. Skriv den termokemiske ligning for denne reaktion og bestem massen af aluminium, der kræves for at producere 2816 kJ varme ved hjælp af denne reaktion. 9.4. Endoterme reaktioner. Entropi Udover eksoterme reaktioner er der mulige reaktioner, hvor varme optages, og hvis den ikke tilføres, afkøles reaktionssystemet. Sådanne reaktioner kaldes endotermisk. Den termiske virkning af sådanne reaktioner er negativ. For eksempel: Den energi, der frigives under dannelsen af bindinger i produkterne fra disse og lignende reaktioner, er således mindre end den energi, der kræves for at bryde bindinger i udgangsstofferne.
Lad os tage to kolber og fylde en af dem med nitrogen ( farveløs gas), og den anden med nitrogendioxid (brun gas), så både tryk og temperatur i kolberne er ens. Det er kendt, at disse stoffer ikke reagerer kemisk med hinanden. Lad os forbinde kolberne tæt med deres halse og installere dem lodret, så kolben med tungere nitrogendioxid er i bunden (fig. 9.1). Efter nogen tid vil vi se, at brunt nitrogendioxid gradvist spredes ind i den øverste kolbe, og farveløst nitrogen trænger ind i den nederste. Som et resultat blandes gasserne, og farven på indholdet i kolberne bliver den samme. Dermed,
Forbindelsesligninger mellem entropi ( S) og andre mængder studeres i fysik og fysisk kemi kurser. Entropienhed [ S] = 1 J/K. G= H-T S Betingelse for spontan reaktion: G< 0. På lave temperaturer Den faktor, der bestemmer muligheden for, at en reaktion opstår, er i højere grad energifaktoren, og når den er høj, entropifaktoren. Især ud fra ovenstående ligning er det klart, hvorfor stuetemperatur nedbrydningsreaktioner (entropistigninger) begynder at forekomme ved forhøjede temperaturer. ENDOTHERMISK REAKTION, ENTROPI, ENERGI FAKTOR, ENTROPI FAKTOR, GIBBS ENERGI. 2CuO (cr) + C (grafit) = 2Cu (cr) + CO 2 (g) er –46 kJ. Skriv den termokemiske ligning ned og beregn hvor meget energi der skal til for at producere 1 kg kobber ud fra denne reaktion. CaCO 3 (cr) = CaO (cr) + CO 2 (g) – 179 kJ Der blev dannet 24,6 liter kuldioxid. Bestem, hvor meget varme der blev spildt ubrugeligt. Hvor mange gram calciumoxid blev der dannet? |
DEFINITION
Kemisk reaktion kaldes omdannelser af stoffer, hvor der sker en ændring i deres sammensætning og (eller) struktur.
Oftest forstås kemiske reaktioner som processen med at omdanne udgangsstoffer (reagenser) til endelige stoffer (produkter).
Kemiske reaktioner skrives ved hjælp af kemiske ligninger, der indeholder formlerne for udgangsstofferne og reaktionsprodukterne. Ifølge loven bevarelse af masse, antallet af atomer af hvert grundstof på venstre og højre side kemisk ligning det samme. Typisk er formlerne for udgangsstofferne skrevet i venstre side af ligningen, og formlerne for produkterne til højre. Ligheden af antallet af atomer af hvert element på venstre og højre side af ligningen opnås ved at placere heltal støkiometriske koefficienter foran formlerne for stoffer.
Kemiske ligninger kan indeholde Yderligere Information om reaktionens karakteristika: temperatur, tryk, stråling osv., hvilket er angivet med det tilsvarende symbol over (eller "under") lighedstegnet.
Alle kemiske reaktioner kan grupperes i flere klasser, som har visse egenskaber.
Klassificering af kemiske reaktioner i henhold til antallet og sammensætningen af udgangs- og resulterende stoffer
Ifølge denne klassifikation er kemiske reaktioner opdelt i reaktioner med forbindelse, nedbrydning, substitution og udveksling.
Som resultat sammensatte reaktioner af to eller flere (komplekse eller simple) stoffer dannes ét nyt stof. I generel opfattelse ligningen for en sådan kemisk reaktion vil se ud på følgende måde:
For eksempel:
CaCO 3 + CO 2 + H 2 O = Ca(HCO 3) 2
SO3 + H2O = H2SO4
2Mg + O2 = 2MgO.
2FeCl2 + Cl2 = 2FeCl3
Forbindelsens reaktioner er i de fleste tilfælde eksoterme, dvs. fortsæt med frigivelse af varme. Hvis simple stoffer er involveret i reaktionen, så er sådanne reaktioner oftest redoxreaktioner (ORR), dvs. opstår med ændringer i grundstoffernes oxidationstilstande. Det er klart at sige, om der bliver en sammenhængsreaktion imellem komplekse stoffer kan ikke behandles som OVR.
Reaktioner, der resulterer i dannelsen af flere andre nye stoffer (komplekse eller simple) fra et komplekst stof, klassificeres som nedbrydningsreaktioner. Generelt vil ligningen for den kemiske nedbrydningsreaktion se sådan ud:
For eksempel:
CaCO 3 CaO + CO 2 (1)
2H 2 O = 2H 2 + O 2 (2)
CuSO 4 × 5H 2 O = CuSO 4 + 5H 2 O (3)
Cu(OH)2 = CuO + H2O (4)
H 2 SiO 3 = SiO 2 + H 2 O (5)
2SO3 =2SO2 + O2 (6)
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 = Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O (7)
De fleste nedbrydningsreaktioner sker ved opvarmning (1,4,5). Mulig nedbrydning på grund af eksponering elektrisk strøm(2). Nedbrydning af krystallinske hydrater, syrer, baser og salte oxygenholdige syrer(1, 3, 4, 5, 7) sker uden at ændre grundstoffernes oxidationstilstande, dvs. disse reaktioner er ikke relateret til ODD. ORR-nedbrydningsreaktioner omfatter nedbrydning af oxider, syrer og salte, dannet af elementer i højere oxidationstilstande (6).
Nedbrydningsreaktioner forekommer også i organisk kemi, men under andre navne - krakning (8), dehydrogenering (9):
C18H38 = C9H18 + C9H20 (8)
C4H10 = C4H6 + 2H2 (9)
På substitutionsreaktioner et simpelt stof interagerer med et komplekst stof og danner et nyt simpelt og et nyt komplekst stof. Generelt vil ligningen for en kemisk substitutionsreaktion se sådan ud:
For eksempel:
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 + Сl2 (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 + HCl (7)
De fleste substitutionsreaktioner er redox (1 – 4, 7). Eksempler på nedbrydningsreaktioner, hvor der ikke sker nogen ændring i oxidationstilstande, er få (5, 6).
Udveksle reaktioner er reaktioner, der opstår mellem komplekse stoffer, hvor de udveksler deres bestanddele. Typisk bruges dette udtryk for reaktioner, der involverer ioner i vandig opløsning. Generelt vil ligningen for en kemisk udvekslingsreaktion se sådan ud:
AB + CD = AD + CB
For eksempel:
CuO + 2HCl = CuCl2 + H2O (1)
NaOH + HCl = NaCl + H 2 O (2)
NaHCO 3 + HCl = NaCl + H 2 O + CO 2 (3)
AgNO 3 + KBr = AgBr ↓ + KNO 3 (4)
CrCl 3 + ZNaON = Cr(OH) 3 ↓+ ZNaCl (5)
Udvekslingsreaktioner er ikke redox. Særlig situation disse udvekslingsreaktioner er neutraliseringsreaktioner (reaktioner mellem syrer og baser) (2). Udvekslingsreaktioner forløber i den retning, hvor mindst et af stofferne fjernes fra reaktionssfæren i form gasformigt stof(3), sediment (4, 5) eller en dårligt dissocierende forbindelse, oftest vand (1, 2).
Klassificering af kemiske reaktioner efter ændringer i oxidationstilstande
Afhængig af ændringen i oxidationstilstandene af de grundstoffer, der udgør reagenserne og reaktionsprodukterne, opdeles alle kemiske reaktioner i redoxreaktioner (1, 2) og dem, der sker uden at ændre oxidationstilstanden (3, 4).
2Mg + CO 2 = 2MgO + C (1)
Mg 0 – 2e = Mg 2+ (reduktionsmiddel)
C 4+ + 4e = C 0 (oxidationsmiddel)
FeS 2 + 8HNO 3 (konc) = Fe(NO 3) 3 + 5NO + 2H 2 SO 4 + 2H 2 O (2)
Fe 2+ -e = Fe 3+ (reduktionsmiddel)
N 5+ +3e = N 2+ (oxidationsmiddel)
AgNO3 +HCl = AgCl ↓ + HNO3 (3)
Ca(OH) 2 + H 2 SO 4 = CaSO 4 ↓ + H 2 O (4)
Klassificering af kemiske reaktioner efter termisk effekt
Afhængigt af om varme (energi) frigives eller absorberes under reaktionen, opdeles alle kemiske reaktioner konventionelt i henholdsvis eksoterme (1, 2) og endoterme (3). Mængden af varme (energi), der frigives eller absorberes under en reaktion, kaldes reaktionens termiske effekt. Hvis ligningen angiver mængden af frigivet eller absorberet varme, så kaldes sådanne ligninger termokemiske.
N2 + 3H2 = 2NH3 +46,2 kJ (1)
2Mg + O2 = 2MgO + 602,5 kJ (2)
N 2 + O 2 = 2NO – 90,4 kJ (3)
Klassificering af kemiske reaktioner efter reaktionsretningen
Baseret på reaktionsretningen skelnes reversible reaktioner ( kemiske processer, hvis produkter er i stand til at reagere med hinanden under de samme betingelser, som de blev opnået under, til at danne udgangsstofferne) og irreversible (kemiske processer, hvis produkter ikke er i stand til at reagere med hinanden til dannelse af udgangsstofferne).
Til reversible reaktioner Ligningen i generel form er normalt skrevet som følger:
A + B ↔ AB
For eksempel:
CH 3 COOH + C 2 H 5 OH ↔ H 3 COOC 2 H 5 + H 2 O
Eksempler irreversible reaktioner Følgende reaktioner kan tjene:
2КlО 3 → 2Кl + ЗО 2
C 6 H 12 O 6 + 6O 2 → 6CO 2 + 6H 2 O
Bevis for en reaktions irreversibilitet kan være frigivelsen af et gasformigt stof, et bundfald eller en dårligt dissocierende forbindelse, oftest vand, som reaktionsprodukter.
Klassificering af kemiske reaktioner efter tilstedeværelsen af en katalysator
Fra dette synspunkt skelnes der mellem katalytiske og ikke-katalytiske reaktioner.
En katalysator er et stof, der fremskynder forløbet af en kemisk reaktion. Reaktioner, der opstår med deltagelse af katalysatorer, kaldes katalytiske. Nogle reaktioner kan slet ikke finde sted uden tilstedeværelsen af en katalysator:
2H 2 O 2 = 2H 2 O + O 2 (MnO 2 katalysator)
Ofte tjener et af reaktionsprodukterne som en katalysator, der accelererer denne reaktion (autokatalytiske reaktioner):
MeO+ 2HF = MeF 2 + H 2 O, hvor Me er et metal.
Eksempler på problemløsning
EKSEMPEL 1
7.1. Grundlæggende typer af kemiske reaktioner
Omdannelser af stoffer ledsaget af ændringer i deres sammensætning og egenskaber kaldes kemiske reaktioner eller kemiske interaktioner. Under kemiske reaktioner sker der ingen ændring i sammensætningen af atomkernerne.
Fænomener, hvor formen eller fysisk tilstand stoffer eller sammensætningen af atomkerneændringer kaldes fysiske. Eksempel fysiske fænomener er varmebehandling af metaller, som går ud på at ændre deres form (smedning), smelte metallet, sublimere jod, omdanne vand til is eller damp osv., samt nukleare reaktioner, som et resultat af hvilke atomer af andre grundstoffer dannes af atomer af nogle grundstoffer.
Kemiske fænomener kan ledsages fysiske transformationer. For eksempel, som et resultat af kemiske reaktioner, der forekommer i en galvanisk celle, opstår en elektrisk strøm.
Kemiske reaktioner er klassificeret efter forskellige kriterier.
1. Ifølge tegnet på den termiske effekt er alle reaktioner opdelt i endotermisk(fortsat med varmeabsorption) og eksotermisk(strømmer med frigivelse af varme) (se § 6.1).
2. Af aggregeringstilstand udgangsmaterialer og reaktionsprodukter skelnes:
homogene reaktioner, hvor alle stoffer er i samme fase:
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),
Si02(k) + 2 Mg (k) = Si (k) + 2 MgO (k).
heterogene reaktioner stoffer, hvori er i forskellige faser:
CaO (k) + CO 2 (g) = CaCO 3 (k),
CuSO 4 (opløsning) + 2 NaOH (opløsning) = Cu(OH) 2 (k) + Na 2 SO 4 (opløsning),
Na 2 SO 3 (opløsning) + 2 HCl (opløsning) = 2 NaCl (opløsning) + SO 2 (g) + H 2 O (l).
3. Ifølge evnen til kun at flyde i fremadrettet retning, såvel som i den direkte og omvendt retning differentiere irreversible Og reversibel kemiske reaktioner (se § 6.5).
4. Baseret på tilstedeværelsen eller fraværet af katalysatorer, skelner de katalytisk Og ikke-katalytisk reaktioner (se § 6.5).
5. Ifølge mekanismen for deres forekomst er kemiske reaktioner opdelt i ionisk, radikal osv. (mekanisme for kemiske reaktioner, der forekommer med deltagelse organiske forbindelser, diskuteret i løbet af organisk kemi).
6. I henhold til oxidationstilstanden for de atomer, der indgår i sammensætningen af de reagerende stoffer, forekommer reaktioner uden at ændre oxidationstilstanden atomer, og med en ændring i oxidationstilstanden af atomer ( redoxreaktioner) (se § 7.2) .
7. Reaktioner er kendetegnet ved ændringer i sammensætningen af udgangsstofferne og reaktionsprodukterne forbindelse, nedbrydning, substitution og udveksling. Disse reaktioner kan forekomme både med og uden ændringer i grundstoffernes oxidationstilstande, tabel . 7.1.
Tabel 7.1
Typer af kemiske reaktioner
Eksempler på reaktioner, der opstår uden at ændre grundstoffernes oxidationstilstand |
Eksempler på redoxreaktioner |
||
Forbindelser (et nyt stof dannes af to eller flere stoffer) |
HCl + NH3 = NH4Cl; SO3 + H2O = H2SO4 |
H2 + Cl2 = 2HCl; 2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3 |
|
Nedbrydninger (der dannes flere nye stoffer ud fra et stof) |
A = B + C + D |
MgC03 MgO + C02; H 2 SiO 3 SiO 2 + H 2 O |
2AgNO3 2Ag + 2NO2 + O2 |
Udskiftninger (når stoffer interagerer, erstatter atomer af et stof atomer af et andet stof i et molekyle) |
A + BC = AB + C |
CaCO 3 + SiO 2 CaSiO 3 + CO 2 |
Pb(NO3)2 + Zn = Mg + 2HCl = MgCl2 + H2 |
|
(to stoffer udveksler deres bestanddele og danner to nye stoffer) |
AB + CD = AD + CB |
AICI3 + 3NaOH = Ca(OH)2 + 2HCl = CaCl2 + 2H2O |
7.2. Redoxreaktioner
Som nævnt ovenfor er alle kemiske reaktioner opdelt i to grupper:
Kemiske reaktioner, der opstår med en ændring i oxidationstilstanden af de atomer, der udgør reaktanterne, kaldes redoxreaktioner.
Oxidation er processen med at afgive elektroner af et atom, molekyle eller ion:
Na o – 1e = Na+;
Fe2+ – e = Fe3+;
H20 - 2e = 2H+;
2 Br – – 2e = Br 2 o.
Genopretning er processen med at tilføje elektroner til et atom, molekyle eller ion:
So + 2e = S2-;
Cr3+ + e = Cr2+;
Cl2o + 2e = 2Cl –;
Mn7+ + 5e = Mn2+.
Atomer, molekyler eller ioner, der accepterer elektroner, kaldes oxidationsmidler. Restauratorer er atomer, molekyler eller ioner, der donerer elektroner.
Ved at acceptere elektroner reduceres oxidationsmidlet under reaktionen, og reduktionsmidlet oxideres. Oxidation er altid ledsaget af reduktion og omvendt. Dermed, antallet af elektroner afgivet af reduktionsmidlet er altid lig med antallet af elektroner, der accepteres af oxidationsmidlet.
7.2.1. Oxidationstilstand
Oxidationstilstanden er den betingede (formelle) ladning af et atom i en forbindelse, beregnet under den antagelse, at den kun består af ioner. Oxidationstilstanden er normalt angivet med et arabertal over elementsymbolet med et "+" eller "–" tegn. For eksempel Al 3+, S 2–.
For at finde oxidationstilstande er de styret af følgende regler:
oxidationstilstanden for atomer i simple stoffer er nul;
den algebraiske sum af oxidationstilstandene for atomer i et molekyle er lig med nul, i en kompleks ion - ladningen af ionen;
oxidationstilstand af atomer alkalimetaller altid lig med +1;
brintatomet i forbindelser med ikke-metaller (CH 4, NH 3, etc.) udviser en oxidationstilstand på +1, og med aktive metaller er dens oxidationstilstand –1 (NaH, CaH 2, etc.);
Fluoratomet i forbindelser udviser altid en oxidationstilstand på -1;
Oxidationstilstanden for oxygenatomet i forbindelser er sædvanligvis -2, bortset fra peroxider (H 2 O 2, Na 2 O 2), hvor oxygenets oxidationstilstand er -1, og nogle andre stoffer (superoxider, ozonider, oxygen fluorider).
Den maksimale positive oxidationstilstand for grundstoffer i en gruppe er normalt lig med gruppetallet. Undtagelserne er fluor og oxygen, da deres højeste oxidationstilstand er lavere end antallet af den gruppe, hvori de findes. Grundstoffer i kobberundergruppen danner forbindelser, hvor deres oxidationstilstand overstiger gruppetallet (CuO, AgF 5, AuCl 3).
Maksimum negativ grad oxidation af grundstoffer fundet i hovedundergrupperne periodiske system kan bestemmes ved at trække gruppetallet fra otte. For kulstof er det 8 – 4 = 4, for fosfor – 8 – 5 = 3.
I hovedundergrupperne, når man bevæger sig fra elementer fra top til bund, falder stabiliteten af den højeste positive oxidationstilstand; i sekundære undergrupper, tværtimod, fra top til bund øges stabiliteten af højere oxidationstilstande.
Konventionaliteten af begrebet oxidationstilstand kan demonstreres ved at bruge eksemplet med nogle uorganiske og organiske forbindelser. Især i phosphinsyre (phosphor) H 3 PO 2, phosphon (phosphor) H 3 PO 3 og phosphor H 3 PO 4 syrer, er oxidationstilstandene for fosfor henholdsvis +1, +3 og +5, mens i alle disse forbindelser fosfor er pentavalent. For kulstof i metan CH 4, methanol CH 3 OH, formaldehyd CH 2 O, myresyre HCOOH og carbonmonoxid (IV) CO 2 oxidationstilstandene for carbon er henholdsvis -4, -2, 0, +2 og +4, mens valensen af carbonatomet i alle disse forbindelser er fire.
På trods af det faktum, at oxidationstilstanden er et konventionelt begreb, er det meget brugt til at sammensætte redoxreaktioner.
7.2.2. De vigtigste oxidations- og reduktionsmidler
Typiske oxidationsmidler er:
1. Simple stoffer, hvis atomer har høj elektronegativitet. Disse er først og fremmest elementer i hovedundergrupperne VI og VII grupper periodisk system: ilt, halogener. Af de simple stoffer er det kraftigste oxidationsmiddel fluor.
2. Forbindelser indeholdende nogle metalkationer i høje oxidationstilstande: Pb 4+, Fe 3+, Au 3+ osv.
3. Forbindelser indeholdende nogle komplekse anioner, hvor grundstofferne er i høje positive oxidationstilstande: 2–, – osv.
Reduktionsmidler omfatter:
1. Simple stoffer, hvis atomer har lav elektronegativitet, er aktive metaller. Restaurerende egenskaber Ikke-metaller, såsom brint og kulstof, kan også udvise.
2. Nogle metalforbindelser indeholdende kationer (Sn 2+, Fe 2+, Cr 2+), som ved at donere elektroner kan øge deres oxidationstilstand.
3. Nogle forbindelser indeholdende simple ioner såsom I – , S 2– .
4. Forbindelser indeholdende komplekse ioner (S 4+ O 3) 2–, (НР 3+ O 3) 2–, hvori grundstoffer ved at donere elektroner kan øge deres positiv grad oxidation.
I laboratoriepraksis De mest almindeligt anvendte oxidationsmidler er:
kaliumpermanganat (KMnO4);
kaliumdichromat (K2Cr2O7);
salpetersyre (HNO3);
koncentreret svovlsyre(H2S04);
hydrogenperoxid (H2O2);
oxider af mangan (IV) og bly (IV) (MnO 2, PbO 2);
smeltet kaliumnitrat (KNO 3) og smelter af nogle andre nitrater.
Reduktionsmidler, der anvendes i laboratoriepraksis omfatter:
- magnesium (Mg), aluminium (Al) og andre aktive metaller;
- hydrogen (H2) og carbon (C);
- kaliumiodid (KI);
- natriumsulfid (Na2S) og hydrogensulfid (H2S);
- natriumsulfit (Na2S03);
- tinchlorid (SnCl 2).
7.2.3. Klassificering af redoxreaktioner
Redoxreaktioner inddeles normalt i tre typer: intermolekylære, intramolekylære og disproportioneringsreaktioner (selvoxidation-selvreduktion).
Intermolekylære reaktioner opstå med en ændring i oxidationstilstanden af atomer, der findes i forskellige molekyler. For eksempel:
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.
TIL intramolekylære reaktioner Det er reaktioner, hvor oxidationsmidlet og reduktionsmidlet er en del af det samme molekyle, for eksempel:
(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 .
I disproportionelle reaktioner(selvoxidation-selvreduktion) et atom (ion) af det samme grundstof er både et oxidationsmiddel og et reduktionsmiddel:
Cl 2 + 2 KOH KCl + KClO + H 2 O,
2 NO 2 + 2 NaOH = NaNO 2 + NaNO 3 + H 2 O.
7.2.4. Grundlæggende regler for sammensætning af redoxreaktioner
Sammensætningen af redoxreaktioner udføres i overensstemmelse med trinene i tabellen. 7.2.
Tabel 7.2
Stadier af kompilering af ligninger for redoxreaktioner
Handling |
|
Bestem oxidationsmiddel og reduktionsmiddel. |
|
Identificer produkterne fra redoxreaktionen. |
|
Opret en elektronbalance og brug den til at tildele koefficienter for stoffer, der ændrer deres oxidationstilstande. |
|
Arranger koefficienterne for andre stoffer, der deltager og dannes i redoxreaktionen. |
|
Tjek rigtigheden af koefficienterne ved at tælle mængden af stof i atomerne (normalt brint og oxygen) placeret på venstre og højre side af reaktionsligningen. |
Lad os overveje reglerne for sammensætning af redoxreaktioner ved at bruge eksemplet på interaktionen mellem kaliumsulfit og kaliumpermanganat i et surt miljø:
1. Bestemmelse af oxidationsmiddel og reduktionsmiddel
Placeret i højeste grad oxidation, kan mangan ikke afgive elektroner. Mn 7+ vil acceptere elektroner, dvs. er et oxidationsmiddel.
S 4+ ionen kan donere to elektroner og gå ind i S 6+, dvs. er et reduktionsmiddel. I den undersøgte reaktion er K 2 SO 3 således et reduktionsmiddel, og KMnO 4 er et oxidationsmiddel.
2. Etablering af reaktionsprodukter
K2SO3 + KMnO4 + H2SO4?
Ved at donere to elektroner til en elektron bliver S 4+ til S 6+. Kaliumsulfit (K 2 SO 3) bliver således til sulfat (K 2 SO 4). I et surt miljø accepterer Mn 7+ 5 elektroner og i en opløsning af svovlsyre (medium) danner mangansulfat (MnSO 4). Som et resultat af denne reaktion dannes der også yderligere molekyler af kaliumsulfat (på grund af de kaliumioner, der er inkluderet i permanganatet), såvel som vandmolekyler. Reaktionen under overvejelse vil således blive skrevet som:
K 2 SO 3 + KMnO 4 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + MnSO 4 + H 2 O.
3. Kompilering af elektronbalance
For at kompilere en elektronbalance er det nødvendigt at angive de oxidationstilstande, der ændrer sig i den pågældende reaktion:
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.
Mn7+ + 5e = Mn2+;
S 4+ – 2 e = S 6+.
Antallet af elektroner, der afgives af reduktionsmidlet, skal være lig med antallet af elektroner, der accepteres af oxidationsmidlet. Derfor skal to Mn 7+ og fem S 4+ deltage i reaktionen:
Mn 7+ + 5 e = Mn 2+ 2,
S 4+ – 2 e = S 6+ 5.
Således vil antallet af elektroner, der afgives af reduktionsmidlet (10), være lig med antallet af elektroner, der accepteres af oxidationsmidlet (10).
4. Arrangement af koefficienter i reaktionsligningen
I overensstemmelse med elektronbalancen er det nødvendigt at sætte en koefficient på 5 foran K 2 SO 3 og 2 foran KMnO 4. På højre side, foran kaliumsulfat, sætter vi en koefficient på 6, da der tilsættes et molekyle til de fem molekyler af K 2 SO 4 dannet under oxidationen af kaliumsulfit K 2 SO 4 som følge af bindingen af kaliumioner inkluderet i permanganatet. Da reaktionen involverer to permanganatmolekyler, på højre side dannes også to mangansulfat molekyler. For at binde reaktionsprodukterne (kalium- og manganioner inkluderet i permanganatet) er det nødvendigt tre molekyler af svovlsyre, derfor, som et resultat af reaktionen, tre vandmolekyler. Til sidst får vi:
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. Kontrol af rigtigheden af koefficienterne i reaktionsligningen
Antallet af oxygenatomer på venstre side af reaktionsligningen er:
5 3 + 2 4 + 3 4 = 35.
På højre side vil dette nummer være:
6 4 + 2 4 + 3 1 = 35.
Antallet af hydrogenatomer på venstre side af reaktionsligningen er seks og svarer til antallet af disse atomer på højre side af reaktionsligningen.
7.2.5. Eksempler på redoxreaktioner, der involverer typiske oxidations- og reduktionsmidler
7.2.5.1. Intermolekylære oxidations-reduktionsreaktioner
Nedenfor betragter vi som eksempler redoxreaktioner, der involverer kaliumpermanganat, kaliumdichromat, hydrogenperoxid, kaliumnitrit, kaliumiodid og kaliumsulfid. Redoxreaktioner, der involverer andre typiske oxidations- og reduktionsmidler, diskuteres i anden del af manualen ("Uorganisk kemi").
Redoxreaktioner, der involverer kaliumpermanganat
Afhængigt af miljøet (surt, neutralt, alkalisk) giver kaliumpermanganat, der fungerer som et oxidationsmiddel, forskellige produkter genopretning, fig. 7.1.
Ris. 7.1. Dannelse af kalii forskellige miljøer
Nedenfor er reaktionerne af KMnO 4 med kaliumsulfid som et reduktionsmiddel i forskellige miljøer, der illustrerer skemaet, Fig. 7.1. I disse reaktioner er oxidationsproduktet af sulfidionen frit svovl. I alkalisk miljø KOH-molekyler deltager ikke i reaktionen, men bestemmer kun reduktionsproduktet af kaliumpermanganat.
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.
Redoxreaktioner, der involverer kaliumdichromat
I et surt miljø er kaliumdichromat et stærkt oxidationsmiddel. En blanding af K 2 Cr 2 O 7 og koncentreret H 2 SO 4 (chrom) er meget udbredt i laboratoriepraksis som et oxidationsmiddel. I vekselvirkning med et reduktionsmiddel accepterer et molekyle kaliumdichromat seks elektroner og danner trivalente chromforbindelser:
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.
Redoxreaktioner, der involverer hydrogenperoxid og kaliumnitrit
Hydrogenperoxid og kaliumnitrit udviser overvejende oxiderende egenskaber:
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,
Men når de interagerer med stærke oxidationsmidler (såsom for eksempel KMnO 4), virker hydrogenperoxid og kaliumnitrit som reduktionsmidler:
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.
Det skal bemærkes, at hydrogenperoxid, afhængigt af miljøet, reduceres i henhold til skemaet, fig. 7.2.
Ris. 7.2. Muligeer
I dette tilfælde dannes der som et resultat af reaktionerne vand eller hydroxidioner:
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. Intramolekylære oxidations-reduktionsreaktioner
Intramolekylære redoxreaktioner opstår normalt, når stoffer, hvis molekyler indeholder et reduktionsmiddel og et oxidationsmiddel, opvarmes. Eksempler på intramolekylære reduktion-oxidationsreaktioner er processerne termisk nedbrydning nitrater og kaliumpermanganat:
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. Disproportionelle reaktioner
Som nævnt ovenfor er det samme atom (ion) i disproportioneringsreaktioner både et oxidationsmiddel og et reduktionsmiddel. Lad os overveje processen med at sammensætte denne type reaktion ved at bruge eksemplet på vekselvirkningen mellem svovl og alkali.
Karakteristiske oxidationstilstande for svovl: – 2, 0, +4 og +6. Elementært svovl fungerer som et reduktionsmiddel og donerer 4 elektroner:
S o – 4e = S4+.
Svovl – Oxidationsmidlet accepterer to elektroner:
S o + 2е = S 2– .
Som et resultat af reaktionen af svovldisproportionering dannes der således forbindelser, hvis oxidationstilstande af grundstoffet er – 2 og højre +4:
3 S + 6 KOH = 2 K 2 S + K 2 SO 3 + 3 H 2 O.
Når nitrogenoxid (IV) disproportioneres i alkali, opnås nitrit og nitrat - forbindelser, hvor nitrogens oxidationstilstande er henholdsvis +3 og +5:
2 N 4+ O 2 + 2 KOH = KN 3+ O 2 + KN 5+ O 3 + H 2 O,
Disproportionering af klor i en kold alkaliopløsning fører til dannelsen af hypochlorit, og i en varm alkaliopløsning - chlorat:
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. Elektrolyse
Den redoxproces, der opstår i opløsninger eller smelter, når en jævnstrøm føres gennem dem, kaldes elektrolyse. I dette tilfælde sker oxidation af anioner ved den positive elektrode (anode). Kationer reduceres ved den negative elektrode (katode).
2 Na 2 CO 3 4 Na + O 2 + 2 CO 2.
Med elektrolyse vandige opløsninger elektrolytter, sammen med omdannelser af det opløste stof, kan forekomme elektrokemiske processer med deltagelse af hydrogenioner og hydroxidioner af vand:
katode (–): 2 Н + + 2е = Н 2,
anode (+): 4 OH – – 4e = O 2 + 2 H 2 O.
I dette tilfælde sker reduktionsprocessen ved katoden som følger:
1. Kationer aktive metaller(op til Al 3+ inklusive) reduceres ikke ved katoden, hydrogen reduceres i stedet.
2. Metalkationer placeret i en række af standardkationer elektrodepotentialer(i spændingsrækken) til højre for brint, under elektrolyse reduceres de ved katoden til frie metaller.
3. Metalkationer placeret mellem Al 3+ og H + reduceres ved katoden samtidigt med brintkationen.
De processer, der forekommer i vandige opløsninger ved anoden, afhænger af det stof, som anoden er lavet af. Der er uopløselige anoder ( inert) og opløselig ( aktiv). Grafit eller platin bruges som materiale til inerte anoder. Opløselige anoder er lavet af kobber, zink og andre metaller.
Under elektrolysen af opløsninger med en inert anode kan følgende produkter dannes:
1. Når halogenidioner oxideres, frigives frie halogener.
2. Ved elektrolysen af opløsninger indeholdende anionerne SO 2 2–, NO 3 –, PO 4 3– frigives ilt, dvs. Det er ikke disse ioner, der oxideres ved anoden, men vandmolekyler.
Under hensyntagen til ovenstående regler, lad os som et eksempel overveje elektrolyse af vandige opløsninger af NaCl, CuSO 4 og KOH med inerte elektroder.
1). I opløsning dissocieres natriumchlorid til ioner.