9.1. Кои се хемиските реакции?
Да се потсетиме дека секој хемиски феномен во природата го нарекуваме хемиски реакции. За време на хемиска реакција, некои се распаѓаат, а други се формираат. хемиски врски. Како резултат на реакцијата, други супстанции се добиваат од некои хемиски супстанции (види Поглавје 1).
Спроведување домашна работаСо § 2.5, се запознавте со традиционалниот избор на четири главни типови на реакции од целиот сет на хемиски трансформации, а потоа ги предложивте и нивните имиња: реакции на комбинација, распаѓање, замена и размена.
Примери на реакции на соединенија:
C + O 2 = CO 2; (1)
Na 2 O + CO 2 = Na 2 CO 3; (2)
NH 3 + CO 2 + H 2 O = NH 4 HCO 3. (3)
Примери на реакции на распаѓање:
2Ag 2 O 4Ag + O 2; (4)
CaCO 3 CaO + CO 2; (5)
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 N 2 + Cr 2 O 3 + 4H 2 O. (6)
Примери на реакции на замена:
CuSO 4 + Fe = FeSO 4 + Cu; (7)
2NaI + Cl 2 = 2NaCl + I 2; (8)
CaCO 3 + SiO 2 = CaSiO 3 + CO 2. (9)
| Реакции на размена- хемиски реакции во кои почетните материи се чини дека ги разменуваат своите компоненти. |
Примери на реакции на размена:
Ba(OH) 2 + H2SO4 = BaSO4 + 2H2O; (10)
HCl + KNO 2 = KCl + HNO 2; (единаесет)
AgNO 3 + NaCl = AgCl + NaNO 3. (12)
Традиционална класификација хемиски реакциине ја опфаќа целата нивна разновидност - покрај реакциите од четирите главни типови, има и многу посложени реакции.
Идентификацијата на два други видови хемиски реакции се заснова на учеството во нив на две важни нехемиски честички: електрон и протон.
За време на некои реакции се случува целосен или делумен пренос на електрони од еден атом во друг. Во овој случај, состојбите на оксидација на атомите на елементите што ги сочинуваат почетните супстанции се менуваат; од дадените примери, тоа се реакциите 1, 4, 6, 7 и 8. Овие реакции се т.н. редокс.
Во друга група реакции, водороден јон (H +), односно протон, поминува од една во друга честичка што реагира. Ваквите реакции се нарекуваат киселинско-базни реакцииили реакции на пренос на протон.
Меѓу дадените примери, такви реакции се реакциите 3, 10 и 11. По аналогија со овие реакции, редокс реакциите понекогаш се нарекуваат реакции на пренос на електрони. Ќе се запознаете со OVR во § 2, а со KOR во следните поглавја.
РЕАКЦИИ НА СПОРЕДУВАЊЕ, РЕАКЦИИ НА РАСПАЃАЊЕ, РЕАКЦИИ НА ЗАМЕНА, РЕАКЦИИ НА РАЗМЕНА, РЕАКЦИИ НА РЕДОКС, РЕАКЦИИ НА КИСЕЛИНА-БАЗА.
Запишете ги равенките на реакцијата што одговараат на следните шеми:
а) HgO Hg + O 2 ( т); б) Li 2 O + SO 2 Li 2 SO 3; в) Cu(OH) 2 CuO + H 2 O ( т);
г) Al + I 2 AlI 3; д) CuCl2 + Fe FeCl2 + Cu; д) Mg + H 3 PO 4 Mg 3 (PO 4) 2 + H 2 ;
е) Al + O 2 Al 2 O 3 ( т); з) KClO 3 + P P 2 O 5 + KCl ( т); ѕ) CuSO 4 + Al Al 2 (SO 4) 3 + Cu;
л) Fe + Cl 2 FeCl 3 ( т); m) NH 3 + O 2 N 2 + H 2 O ( т); m) H 2 SO 4 + CuO CuSO 4 + H 2 O.
Наведете традиционален типреакции. Означете ги редокс и киселинско-базните реакции. Во реакциите на редокс, наведете кои атоми на елементи ја менуваат нивната оксидациска состојба.
9.2. Редокс реакции
Да ја разгледаме реакцијата на редокс што се јавува во високите печки за време на индустриското производство на железо (поточно, леано железо) од железна руда:
Fe 2 O 3 + 3CO = 2Fe + 3CO 2.
Дозволете ни да ги одредиме состојбите на оксидација на атомите што ги сочинуваат и почетните супстанции и производите на реакцијата
| Fe2O3 | + | = | 2 Fe | + |
Како што можете да видите, оксидационата состојба на атомите на јаглерод се зголеми како резултат на реакцијата, оксидационата состојба на атомите на железо се намали, а состојбата на оксидација на атомите на кислород остана непроменета. Следствено, атомите на јаглерод во оваа реакција биле подложени на оксидација, односно изгубиле електрони ( оксидира), а атомите на железо – редукција, односно додале електрони ( закрепна) (види § 7.16). За да се карактеризира OVR, се користат концептите оксидаторИ средство за намалување.
Така, во нашата реакција оксидирачките атоми се атоми на железо, а редуцирачките атоми се јаглеродни атоми.
Во нашата реакција, оксидирачкиот агенс е железо (III) оксид, а редукционото средство е јаглерод (II) моноксид.
Во случаите кога оксидирачките атоми и редуцирачките атоми се дел од иста супстанција (пример: реакција 6 од претходниот пасус), не се користат концептите на „оксидирачка супстанција“ и „редуцирачка супстанција“.
Така, типични оксидирачки агенси се супстанции кои содржат атоми кои имаат тенденција да добиваат електрони (целосно или делумно), намалувајќи ја нивната оксидациска состојба. Од едноставните материи, тоа се првенствено халогени и кислород, а во помала мера сулфур и азот. Од сложени супстанции - супстанции кои содржат атоми во повисоки оксидациски состојби кои не се склони да формираат едноставни јони во овие оксидациони состојби: HNO 3 (N +V), KMnO 4 (Mn +VII), CrO 3 (Cr +VI), KClO 3 (Cl + V), KClO 4 (Cl + VII), итн.
Типични редукциони агенси се супстанции кои содржат атоми кои имаат тенденција целосно или делумно да донираат електрони, зголемувајќи ја нивната оксидациска состојба. Од едноставните материи тоа се водород, алкален и земноалкални метали, како и алуминиум. Од сложените супстанции - H 2 S и сулфиди (S –II), SO 2 и сулфити (S +IV), јодиди (I –I), CO (C +II), NH 3 (N –III) итн.
ВО општ случајРечиси сите сложени и многу едноставни супстанции можат да покажат и оксидирачки и редуцирачки својства. На пример:
SO 2 + Cl 2 = S + Cl 2 O 2 (SO 2 е силен редукционен агенс);
SO 2 + C = S + CO 2 (t) (SO 2 е слаб оксидирачки агенс);
C + O 2 = CO 2 (t) (C е редукционо средство);
C + 2Ca = Ca 2 C (t) (C е оксидирачки агенс).
Да се вратиме на реакцијата за која разговаравме на почетокот на овој дел.
| Fe2O3 | + | = | 2 Fe | + |
Забележете дека како резултат на реакцијата, оксидирачките атоми (Fe + III) се претворија во редукциони атоми (Fe 0), а редуцирачките атоми (C + II) се претворија во оксидирачки атоми (C + IV). Но, CO 2 е многу слаб оксидирачки агенс под какви било услови, а железото, иако е редукционо средство, под овие услови е многу послабо од CO. Затоа, производите на реакцијата не реагираат едни со други, а обратната реакција не се јавува. Дадениот пример е илустрација на општиот принцип кој ја одредува насоката на протокот на OVR:
Редокс реакциите се одвиваат во насока на формирање на послаб оксидирачки агенс и послаб редукционен агенс.
Редокс својствата на супстанциите може да се споредат само под идентични услови. Во некои случаи, оваа споредба може да се направи квантитативно.
Додека ја правевте домашната задача за првиот пасус од ова поглавје, се уверивте дека е доста тешко да се изберат коефициенти во некои равенки за реакција (особено ORR). За да се поедностави оваа задача во случај на редокс реакции, се користат следните два методи:
А) метод електронски биланс
И
б) метод на електрон-јонска рамнотежа.
Методот на електронска рамнотежа ќе го научите сега, а методот на електрон-јонска рамнотежа обично се изучува во високообразовните институции.
И двете од овие методи се засноваат на фактот дека електроните во хемиските реакции ниту исчезнуваат ниту се појавуваат никаде, односно бројот на електрони прифатени од атомите е еднаков на бројот на електрони што ги даваат другите атоми.
Бројот на дадени и прифатени електрони во методот на електронска рамнотежа се одредува со промената на оксидациската состојба на атомите. При користење на овој метод, неопходно е да се знае составот и на почетните супстанции и на производите на реакцијата.
Ајде да ја разгледаме примената на методот на електронска рамнотежа користејќи примери.
Пример 1.Ајде да создадеме равенка за реакција на железо со хлор. Познато е дека производ на оваа реакција е железо(III) хлорид. Ајде да ја запишеме шемата за реакција:
Fe + Cl 2 FeCl 3 .
Дозволете ни да ги одредиме состојбите на оксидација на атомите на сите елементи што ги сочинуваат супстанциите што учествуваат во реакцијата:
Атомите на железо се откажуваат од електрони, а молекулите на хлор ги прифаќаат. Дозволете ни да ги изразиме овие процеси електронски равенки:
Фе - 3 д– = Fe + III,
Cl2+2 e -= 2Cl –I.
За да може бројот на дадени електрони да биде еднаков на бројот на примени електрони, првата електронска равенка мора да се помножи со два, а втората со три:
| Фе - 3 д– = Fe + III, Cl2+2 д– = 2Cl –I |
2 Fe - 6 д– = 2Fe + III, 3Cl 2 + 6 д– = 6Cl –I. |
Со воведување на коефициентите 2 и 3 во шемата за реакција, ја добиваме равенката на реакцијата:
2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3.
Пример 2.Ајде да создадеме равенка за реакцијата на согорување бел фосфорво вишок на хлор. Познато е дека фосфор (V) хлорид се формира под овие услови:
| +V –I | ||||
| P 4 | + | Cl2 | PCl 5. |
Молекулите на белиот фосфор се откажуваат од електроните (оксидираат), а молекулите на хлор ги прифаќаат (намалуваат):
| P 4 - 20 д– = 4P +V Cl2+2 д– = 2Cl –I |
1 10 |
2 20 |
P 4 - 20 д– = 4P +V Cl2+2 д– = 2Cl –I |
P 4 - 20 д– = 4P +V 10Cl 2 + 20 д– = 20Cl –I |
Првично добиените множители (2 и 20) имале заеднички делител, на кои (како идни коефициенти во равенката на реакцијата) беа поделени. Равенка на реакција:
P4 + 10Cl2 = 4PCl5.
Пример 3.Ајде да создадеме равенка за реакцијата што се случува кога сулфидот на железо (II) се пече во кислород.
Шема на реакција:
| +III –II | +IV –II | |||||
| + | О2 | + |
Во овој случај, и атомите на железо (II) и сулфур (–II) се оксидираат. Составот на железо(II) сулфид содржи атоми на овие елементи во сооднос 1:1 (види индекси во наједноставна формула).
Електронски биланс:
| 4 | Fe + II - д– = Fe + III S–II–6 д– = S + IV |
Вкупно даваат 7 д – |
| 7 | O 2 + 4e – = 2O –II |
Равенка на реакција: 4FeS + 7O 2 = 2Fe 2 O 3 + 4SO 2.
Пример 4. Ајде да создадеме равенка за реакцијата што се случува кога железо (II) дисулфид (пирит) се пече во кислород.
Шема на реакција:
| +III –II | +IV –II | |||||
| + | О2 | + |
Како и во претходниот пример, и атомите на железо(II) и атомите на сулфур исто така се оксидираат овде, но со состојба на оксидација од I. Атомите на овие елементи се вклучени во составот на пирит во сооднос 1:2 (види индекси во наједноставната формула). Токму во овој поглед реагираат атомите на железо и сулфур, што се зема предвид при составувањето на електронскиот биланс:
| Fe + III - д– = Fe + III 2S–I – 10 д– = 2S +IV |
Вкупно даваат 11 д – | |
| О2+4 д– = 2O –II |
Равенка на реакција: 4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2.
Има и посложени случаи на ODD, од кои некои ќе се запознаете додека ја вршите домашната задача.
ОКСИДУВАЧКИ АТОМ, РЕДУКТИВЕН АТОМ, ОКСИДУВАЧКИ СУПСТАНЦИИ, РЕДУКТИВНИ СУПСТАНЦИИ, МЕТОД НА ЕЛЕКТРОНСКИ БИЛАНС, ЕЛЕКТРОНСКИ РАВЕНКИ.
1. Составете електронска рамнотежа за секоја OVR равенка дадена во текстот од § 1 од ова поглавје.
2. Направете равенки за ОРР што сте ги откриле додека ја завршувале задачата од § 1 од ова поглавје. Овој пат, користете го методот на електронско салдо за да ги поставите шансите. 3. Користејќи го методот на електронска рамнотежа, креирајте равенки за реакција кои одговараат на следните шеми: а) Na + I 2 NaI;
б) Na + O 2 Na 2 O 2 ;
в) Na 2 O 2 + Na Na 2 O;
г) Al + Br 2 AlBr 3;
д) Fe + O 2 Fe 3 O 4 ( т);
д) Fe 3 O 4 + H 2 FeO + H 2 O ( т);
е) FeO + O 2 Fe 2 O 3 ( т);
з) Fe 2 O 3 + CO Fe + CO 2 ( т);
ѕ) Cr + O 2 Cr 2 O 3 ( т);
л) CrO 3 + NH 3 Cr 2 O 3 + H 2 O + N 2 ( т);
л) Mn2O7 + NH3MnO2 + N2 + H2O;
m) MnO 2 + H 2 Mn + H 2 O ( т);
n) MnS + O 2 MnO 2 + SO 2 ( т)
стр) PbO 2 + CO Pb + CO 2 ( т);
в) Cu 2 O + Cu 2 S Cu + SO 2 ( т);
т) CuS + O 2 Cu 2 O + SO 2 ( т);
y) Pb 3 O 4 + H 2 Pb + H 2 O ( т).
9.3. Егзотермични реакции. Енталпија
Зошто се случуваат хемиски реакции?
За да одговориме на ова прашање, да се потсетиме зошто поединечните атоми се комбинираат во молекули, зошто јонскиот кристал се формира од изолирани јони и зошто принципот на најмала енергија се применува кога се формира електронската обвивка на атомот. Одговорот на сите овие прашања е ист: затоа што е енергетски корисен. Тоа значи дека за време на таквите процеси се ослободува енергија. Се чини дека хемиските реакции треба да се појават од истата причина. Навистина, може да се спроведат многу реакции, при што се ослободува енергија. Енергијата се ослободува, обично во форма на топлина.
Ако за време на егзотермна реакција топлината нема време да се отстрани, тогаш системот за реакција се загрева.
На пример, во реакцијата на согорување на метан
CH 4 (g) + 2O 2 (g) = CO 2 (g) + 2H 2 O (g)
се ослободува толку многу топлина што метанот се користи како гориво.
Фактот дека оваа реакција ослободува топлина може да се одрази во равенката на реакцијата:
CH 4 (g) + 2O 2 (g) = CO 2 (g) + 2H 2 O (g) + П.
Ова е т.н термохемиска равенка. Тука е симболот „+ П" значи дека кога се согорува метанот, се ослободува топлина. Оваа топлина се нарекува термички ефект на реакцијата.
Од каде доаѓа ослободената топлина?
Знаете дека за време на хемиските реакции хемиските врски се кршат и формираат. ВО во овој случајврските помеѓу атомите на јаглерод и водород во молекулите на CH 4 се прекинати, како и помеѓу атомите на кислород во молекулите на O 2. Во овој случај, се формираат нови врски: помеѓу атомите на јаглерод и кислород во молекулите на CO 2 и меѓу атоми на кислород и водород во молекулите H 2 O. За да ги раскинете врските, треба да потрошите енергија (видете „енергија на врската“, „енергија на атомизација“ ), а при формирање на врски се ослободува енергија. Очигледно, ако „новите“ врски се посилни од „старите“, тогаш ќе се ослободи повеќе енергија отколку што ќе се апсорбира. Разликата помеѓу ослободената и апсорбираната енергија е термичкиот ефект на реакцијата.
Термичкиот ефект (количината на топлина) се мери во килоџули, на пример:
2H 2 (g) + O 2 (g) = 2H 2 O (g) + 484 kJ.
Оваа нотација значи дека 484 килоџули топлина ќе се ослободат ако два молови водород реагираат со еден мол кислород за да произведат два молови гасовита вода (водена пареа).
Така, во термохемиските равенки, коефициентите се нумерички еднакви на количините на супстанцијата на реактантите и производите на реакцијата.
Што го одредува топлинскиот ефект на секоја специфична реакција?
Термичкиот ефект на реакцијата зависи
а) за агрегативните состојби на почетните супстанции и производите на реакцијата,
б) на температура и
в) за тоа дали се случува хемиска трансформација за време на постојан волуменили при постојан притисок.
Зависност термички ефектреакции од состојбата на агрегација на супстанции се должи на фактот дека процесите на премин од една состојба на агрегација во друга (како и некои други физички процеси) се придружени со ослободување или апсорпција на топлина. Ова може да се изрази и со термохемиска равенка. Пример – термохемиска равенка за кондензација на водена пареа:
H 2 O (g) = H 2 O (l) + П.
Во термохемиските равенки и, доколку е потребно, во обичните хемиски равенки, агрегативните состојби на супстанциите се означени со помош на индекси на букви:
(г) - гас,
(е) - течност,
(t) или (cr) – цврста или кристална супстанција.
Зависноста на термичкиот ефект од температурата е поврзана со разликите во топлинските капацитети
почетните материјали и реакционите производи.
Бидејќи волуменот на системот секогаш се зголемува како резултат на егзотермна реакција при постојан притисок, дел од енергијата се троши на извршување на работа за зголемување на јачината на звукот, а ослободената топлина ќе биде помала отколку ако истата реакција се случи со постојан волумен. .
Термичките ефекти на реакциите обично се пресметуваат за реакции кои се случуваат при постојан волумен на 25 °C и се означени со симболот По.
Ако енергијата се ослободува само во форма на топлина, а хемиската реакција се одвива со постојан волумен, тогаш термичкиот ефект на реакцијата ( П В) е еднаква на промената внатрешна енергија
(Д У) супстанции кои учествуваат во реакцијата, но со спротивен знак:
Q V = - У.
Внатрешната енергија на телото се подразбира како вкупна енергија на меѓумолекуларните интеракции, хемиските врски, енергијата на јонизација на сите електрони, енергијата на врската на нуклеоните во јадрата и сите други познати и непознати видови енергија „складирани“ од ова тело. Знакот „–“ се должи на фактот дека кога се ослободува топлина, внатрешната енергија се намалува. Тоа е
У= – П В .
Ако реакцијата се случи при постојан притисок, тогаш волуменот на системот може да се промени. Вршењето работа за зголемување на јачината на звукот исто така зема дел од внатрешната енергија. Во овој случај
U = -(QP+A) = –(QP+PВ),
Каде П стр– термички ефект на реакција која се јавува при постојан притисок. Од тука
Q P = - U–PВ .
Вредност еднаква на U+PВго доби името промена на енталпијатаи означено со Д Х.
H=U+PВ.
Оттука
Q P = - Х.
Така, како што се ослободува топлина, енталпијата на системот се намалува. Оттука и старото име за оваа количина: „содржина на топлина“.
За разлика од термичкиот ефект, промената на енталпијата ја карактеризира реакцијата без разлика дали се јавува при постојан волумен или постојан притисок. Се нарекуваат термохемиски равенки напишани со промена на енталпија термохемиски равенки во термодинамичка форма. Во овој случај, вредноста на промената на енталпијата во стандардни услови (25 °C, 101,3 kPa) е дадена, означена Х о. На пример:
2H 2 (g) + O 2 (g) = 2H 2 O (g) Х о= – 484 kJ;
CaO (cr) + H 2 O (l) = Ca(OH) 2 (cr) Х о= – 65 kJ.
Зависност од количината на топлина ослободена во реакцијата ( П) од термичкиот ефект на реакцијата ( Пљ) и количината на супстанцијата ( nБ) еден од учесниците во реакцијата (супстанција Б - почетна супстанција или производ на реакцијата) се изразува со равенката:
Овде B е количината на супстанцијата B, специфицирана со коефициентот пред формулата на супстанцијата B во термохемиската равенка.
Задача
Да се определи количеството на водородна супстанција согорена во кислород ако се ослободат 1694 kJ топлина.
Решение
2H 2 (g) + O 2 (g) = 2H 2 O (g) + 484 kJ. |
|
|
Q = 1694 kJ, 6. Термичкиот ефект на реакцијата помеѓу кристалниот алуминиум и гасовитиот хлор е 1408 kJ. Напишете ја термохемиската равенка за оваа реакција и определи ја масата на алуминиумот потребна за производство на 2816 kJ топлина користејќи ја оваа реакција. 9.4. Ендотермични реакции. Ентропија Покрај егзотермните реакции, можни се и реакции во кои се апсорбира топлина, а доколку не се испорачува, системот за реакција се лади. Ваквите реакции се нарекуваат ендотермичен. Термичкиот ефект на таквите реакции е негативен. На пример: Така, енергијата ослободена за време на формирањето на врските во производите од овие и слични реакции е помала од енергијата потребна за раскинување на врските во почетните супстанции.
Ајде да земеме две колби и да наполниме една од нив со азот ( безбоен гас), а другиот со азот диоксид (кафеав гас) така што и притисокот и температурата во колбите се исти. Познато е дека овие супстанции не реагираат хемиски едни со други. Ајде цврсто да ги поврземе колбите со нивните вратови и да ги поставиме вертикално, така што колбата со потешкиот азот диоксид е на дното (сл. 9.1). По некое време, ќе видиме дека кафеавиот азот диоксид постепено се шири во горната колба, а безбојниот азот продира во долната. Како резултат на тоа, гасовите се мешаат, а бојата на содржината на колбите станува иста. Така,
Равенки за врска помеѓу ентропијата ( С) и други количини се изучуваат на курсевите по физика и физичка хемија. Единица за ентропија [ С] = 1 J/K. G= H–T С Услов за спонтана реакција: Г< 0. На ниски температуриФакторот што ја одредува можноста за појава на реакција е во поголема мера енергетскиот фактор, а кога е висок, факторот на ентропија. Од горната равенка, особено, јасно е зошто собна температурареакциите на распаѓање (ентропијата се зголемува) почнуваат да се случуваат при покачени температури. ЕНДОРМИЧНА РЕАКЦИЈА, ЕНТРОПИЈА, ФАКТОР НА ЕНЕРГИЈАТА, ФАКТОР НА ЕНТРОПИЈА, ЕНЕРГИЈА НА ГИББС. 2CuO (cr) + C (графит) = 2Cu (cr) + CO 2 (g) изнесува –46 kJ. Запишете ја термохемиската равенка и пресметајте колку енергија е потребна за да се добие 1 kg бакар од оваа реакција. CaCO 3 (cr) = CaO (cr) + CO 2 (g) - 179 kJ Создадени се 24,6 литри јаглерод диоксид. Определете колку топлина е бескорисно потрошена. Колку грама калциум оксид се формирани? |
ДЕФИНИЦИЈА
Хемиска реакцијасе нарекуваат трансформации на супстанции во кои доаѓа до промена на нивниот состав и (или) структура.
Најчесто, хемиските реакции се подразбираат како процес на претворање на почетните супстанции (реагенси) во финални супстанции (производи).
Хемиските реакции се пишуваат со користење на хемиски равенки кои ги содржат формулите на почетните супстанции и производите на реакцијата. Според законот зачувување на масата, бројот на атоми на секој елемент на левата и десната страна хемиска равенкаисто. Вообичаено, формулите на почетните супстанции се напишани на левата страна на равенката, а формулите на производите на десната страна. Еднаквоста на бројот на атоми на секој елемент од левата и десната страна на равенката се постигнува со поставување на цели број стехиометриски коефициенти пред формулите на супстанциите.
Хемиските равенки може да содржат дополнителни информацииза карактеристиките на реакцијата: температура, притисок, зрачење итн., што е означено со соодветниот симбол над (или „под“) знакот за еднаквост.
Сите хемиски реакции може да се групираат во неколку класи, кои имаат одредени карактеристики.
Класификација на хемиските реакции според бројот и составот на почетните и добиените супстанции
Според оваа класификација, хемиските реакции се поделени на реакции на поврзување, распаѓање, замена и размена.
Како резултат сложени реакцииод две или повеќе (сложени или едноставни) супстанции се формира една нова супстанција. ВО општ погледравенката на таква хемиска реакција ќе изгледа вака на следниот начин:
На пример:
CaCO 3 + CO 2 + H 2 O = Ca (HCO 3) 2
SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
2Mg + O 2 = 2MgO.
2FeCl 2 + Cl 2 = 2 FeCl 3
Реакциите на соединението во повеќето случаи се егзотермни, т.е. продолжи со ослободување на топлина. Ако во реакцијата се вклучени едноставни супстанции, тогаш таквите реакции се најчесто редокс реакции (ORR), т.е. настануваат со промени во оксидационите состојби на елементите. Јасно е да се каже дали ќе има реакција на врска помеѓу комплексни супстанциине може да се третира како OVR.
Реакциите што резултираат со формирање на неколку други нови супстанции (комплексни или едноставни) од една сложена супстанција се класифицирани како реакции на распаѓање. Во принцип, равенката за хемиската реакција на распаѓање ќе изгледа вака:
На пример:
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 + H 2 O (4)
H 2 SiO 3 = SiO 2 + H 2 O (5)
2SO 3 =2SO 2 + O 2 (6)
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 = Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O (7)
Повеќето реакции на распаѓање се случуваат кога се загреваат (1,4,5). Можно распаѓање поради изложеност електрична струја(2). Распаѓање на кристални хидрати, киселини, бази и соли киселини кои содржат кислород(1, 3, 4, 5, 7) се јавува без промена на оксидационите состојби на елементите, т.е. овие реакции не се поврзани со ODD. Реакциите на распаѓање ORR вклучуваат распаѓање на оксиди, киселини и соли, формирана од елементиво повисоки оксидациски состојби (6).
Реакциите на распаѓање се јавуваат и во органска хемија, но под други имиња - пукање (8), дехидрогенизација (9):
C 18 H 38 = C 9 H 18 + C 9 H 20 (8)
C 4 H 10 = C 4 H 6 + 2H 2 (9)
На реакции на заменаедноставна супстанција комуницира со сложена супстанција, формирајќи нова едноставна и нова сложена супстанција. Во принцип, равенката за реакција на хемиска супституција ќе изгледа вака:
На пример:
2Al + Fe 2 O 3 = 2Fe + Al 2 O 3 (1)
Zn + 2HCl = ZnСl 2 + H 2 (2)
2KBr + Cl 2 = 2KCl + Br 2 (3)
2КlO 3 + l 2 = 2KlO 3 + Сl 2 (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)
Повеќето реакции на супституција се редокс (1 – 4, 7). Примери на реакции на распаѓање во кои не се јавува промена во состојбите на оксидација се неколку (5, 6).
Реакции на разменасе реакции кои се јавуваат помеѓу сложени супстанции во кои тие ги разменуваат нивните составни делови. Обично овој термин се користи за реакции кои вклучуваат јони во воден раствор. Во принцип, равенката за реакција на хемиска размена ќе изгледа вака:
AB + CD = AD + CB
На пример:
CuO + 2HCl = CuCl 2 + H 2 O (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)
Реакциите на размена не се редокс. Посебен случајовие реакции на размена се реакции на неутрализација (реакции помеѓу киселини и алкалии) (2). Реакциите на размена се одвиваат во насока каде што барем една од супстанциите е отстранета од реакциската сфера во форма гасовита супстанција(3), талог (4, 5) или слабо дисоцирачко соединение, најчесто вода (1, 2).
Класификација на хемиските реакции според промените во оксидационите состојби
Во зависност од промената на оксидациските состојби на елементите што ги сочинуваат реагенсите и производите на реакцијата, сите хемиски реакции се поделени на редокс реакции (1, 2) и оние што се случуваат без промена на состојбата на оксидација (3, 4).
2Mg + CO 2 = 2MgO + C (1)
Mg 0 – 2e = Mg 2+ (редукционо средство)
C 4+ + 4e = C 0 (оксидирачки агенс)
FeS 2 + 8HNO 3 (конц) = Fe(NO 3) 3 + 5NO + 2H 2 SO 4 + 2H 2 O (2)
Fe 2+ -e = Fe 3+ (средство за намалување)
N 5+ +3e = N 2+ (оксидирачки агенс)
AgNO 3 + HCl = AgCl ↓ + HNO 3 (3)
Ca(OH) 2 + H 2 SO 4 = CaSO 4 ↓ + H 2 O (4)
Класификација на хемиски реакции по термички ефект
Во зависност од тоа дали топлината (енергијата) се ослободува или апсорбира за време на реакцијата, сите хемиски реакции се конвенционално поделени на егзотермни (1, 2) и ендотермични (3), соодветно. Количината на топлина (енергија) ослободена или апсорбирана за време на реакцијата се нарекува термички ефект на реакцијата. Ако равенката ја означува количината на ослободена или апсорбирана топлина, тогаш таквите равенки се нарекуваат термохемиски.
N 2 + 3H 2 = 2NH 3 +46,2 kJ (1)
2Mg + O 2 = 2MgO + 602,5 kJ (2)
N 2 + O 2 = 2NO - 90,4 kJ (3)
Класификација на хемиските реакции според насоката на реакцијата
Врз основа на насоката на реакцијата, се разликуваат реверзибилни реакции ( хемиски процеси, чии производи се способни да реагираат едни со други под истите услови во кои се добиени, за да формираат почетни материи) и неповратни (хемиски процеси чии производи не се способни да реагираат едни со други за да ги формираат почетните супстанции).
За реверзибилни реакцииРавенката во општа форма обично се пишува на следниов начин:
A + B ↔ AB
На пример:
CH 3 COOH + C 2 H 5 OH ↔ H 3 COOC 2 H 5 + H 2 O
Примери неповратни реакцииСледниве реакции можат да послужат:
2КlО 3 → 2Кl + ЗО 2
C 6 H 12 O 6 + 6O 2 → 6CO 2 + 6H 2 O
Доказ за неповратноста на реакцијата може да биде ослободувањето на гасовита супстанција, талог или соединение со слаба дисоцијација, најчесто вода, како реакциони продукти.
Класификација на хемиските реакции според присуството на катализатор
Од оваа гледна точка, се разликуваат каталитички и некаталитички реакции.
Катализатор е супстанца која го забрзува напредокот на хемиската реакција. Реакциите што се случуваат со учество на катализатори се нарекуваат каталитички. Некои реакции воопшто не можат да се случат без присуство на катализатор:
2H 2 O 2 = 2H 2 O + O 2 (катализатор MnO 2)
Често еден од реакционите производи служи како катализатор кој ја забрзува оваа реакција (автокаталитички реакции):
MeO+ 2HF = MeF 2 + H 2 O, каде што Ме е метал.
Примери за решавање проблеми
ПРИМЕР 1
7.1. Основни видови хемиски реакции
Трансформациите на супстанции придружени со промени во нивниот состав и својства се нарекуваат хемиски реакции или хемиски интеракции. За време на хемиските реакции, нема промена во составот на атомските јадра.
Појави во кои формата или физичка состојбапромените на супстанциите или составот на атомските јадра се нарекуваат физички. Пример физички феномение термичка обработка на металите, која вклучува промена на нивната форма (фалсификување), топење на металот, сублимирање на јод, претворање на водата во мраз или пареа итн., како и нуклеарни реакции, како резултат на што атоми на други елементи се формираат од атоми на некои елементи.
Хемиски феномениможе да биде придружена физички трансформации. На пример, како резултат на хемиски реакции што се случуваат во галванска ќелија, се јавува електрична струја.
Хемиските реакции се класифицираат според различни критериуми.
1. Според знакот на термичкиот ефект сите реакции се делат на ендотермичен(продолжувајќи со апсорпција на топлина) и егзотермични(тече со ослободување на топлина) (види § 6.1).
2. Од страна на состојба на агрегацијасе разликуваат почетните материјали и реакционите производи:
хомогени реакции, во која сите супстанции се во иста фаза:
2 KOH (p-p) + H2SO4 (p-p) = K2SO (p-p) + 2 H2O (l),
CO (g) + Cl 2 (g) = COCl 2 (g),
SiO 2(k) + 2 Mg (k) = Si (k) + 2 MgO (k).
хетерогени реакции , супстанции во кои се во различни фази:
CaO (k) + CO 2 (g) = CaCO 3 (k),
CuSO 4 (раствор) + 2 NaOH (раствор) = Cu(OH) 2 (k) + Na 2 SO 4 (раствор),
Na 2 SO 3 (раствор) + 2HCl (раствор) = 2 NaCl (раствор) + SO 2 (g) + H 2 O (l).
3. Според способноста да тече само во насока нанапред, како и во директно и обратна насокаразликуваат неповратенИ реверзибилнахемиски реакции (види § 6.5).
4. Врз основа на присуството или отсуството на катализатори, тие разликуваат каталитичкиИ некаталитичкиреакции (види § 6.5).
5. Според механизмот на нивното настанување хемиските реакции се делат на јонски, радикалнаитн (механизам на хемиски реакции кои се случуваат со учество органски соединенија, дискутирано во текот на органската хемија).
6. Според состојбата на оксидациски состојби на атомите вклучени во составот на супстанциите што реагираат, се јавуваат реакции без промена на оксидационата состојбаатоми и со промена на оксидациската состојба на атомите ( редокс реакции) (види § 7.2) .
7. Реакциите се одликуваат со промени во составот на почетните супстанции и производите на реакцијата поврзување, распаѓање, замена и размена. Овие реакции може да се појават и со и без промени во оксидационите состојби на елементите, табела . 7.1.
Табела 7.1
Видови хемиски реакции
Примери на реакции кои се случуваат без промена на оксидационата состојба на елементите |
Примери на редокс реакции |
||
Врски (една нова супстанција се формира од две или повеќе супстанции) |
HCl + NH3 = NH4Cl; SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 |
H2 + Cl2 = 2HCl; 2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3 |
|
Разградувања (од една супстанција се формираат неколку нови супстанции) |
A = B + C + D |
MgCO 3 MgO + CO 2; H 2 SiO 3 SiO 2 + H 2 O |
2AgNO 3 2Ag + 2NO 2 + O 2 |
Замени (кога супстанциите комуницираат, атомите на една супстанција ги заменуваат атомите на друга супстанција во молекулата) |
A + BC = AB + C |
CaCO 3 + SiO 2 CaSiO 3 + CO 2 |
Pb(NO 3) 2 + Zn = Mg + 2HCl = MgCl 2 + H 2 |
|
(две супстанции ги разменуваат своите составни делови, формирајќи две нови супстанции) |
AB + CD = AD + CB |
AlCl 3 + 3NaOH = Ca(OH) 2 + 2HCl = CaCl 2 + 2H 2 O |
7.2. Редокс реакции
Како што споменавме погоре, сите хемиски реакции се поделени во две групи:
Хемиските реакции кои настануваат со промена на оксидациската состојба на атомите што ги сочинуваат реактантите се нарекуваат редокс реакции.
Оксидацијае процес на откажување од електрони од атом, молекула или јон:
Na o – 1e = Na + ;
Fe 2+ – e = Fe 3+ ;
H 2 o – 2e = 2H + ;
2 Br – – 2e = Br 2 o.
Закрепнувањее процес на додавање електрони на атом, молекула или јон:
S o + 2e = S 2– ;
Cr 3+ + e = Cr 2+ ;
Cl 2 o + 2e = 2Cl – ;
Mn 7+ + 5e = Mn 2+.
Атоми, молекули или јони кои прифаќаат електрони се нарекуваат оксидирачки агенси. Реставраторисе атоми, молекули или јони кои донираат електрони.
Со прифаќање на електрони, оксидирачкото средство се намалува за време на реакцијата, а редукционото средство се оксидира. Оксидацијата е секогаш придружена со редукција и обратно. Така, бројот на електрони што ги дава редукционото средство е секогаш еднаков на бројот на електрони прифатени од оксидирачкиот агенс.
7.2.1. Состојба на оксидација
Состојбата на оксидација е условно (формално) полнење на атомот во соединение, пресметано под претпоставка дека се состои само од јони. Состојбата на оксидација обично се означува со арапски број над симболот на елементот со знак „+“ или „–“. На пример, Al 3+, S 2–.
За да ги пронајдат состојбите на оксидација, тие се водат од следните правила:
оксидационата состојба на атомите во едноставни супстанции е нула;
алгебарскиот збир на оксидационите состојби на атомите во молекулата е еднаков на нула, во сложениот јон - полнењето на јонот;
оксидациона состојба на атомите алкални металисекогаш еднаква на +1;
водородниот атом во соединенијата со неметали (CH 4, NH 3 итн.) покажува оксидациона состојба +1, а кај активните метали неговата оксидациона состојба е –1 (NaH, CaH 2 итн.);
Атомот на флуор во соединенијата секогаш покажува состојба на оксидација од -1;
Состојбата на оксидација на атомот на кислород во соединенијата е обично -2, освен за пероксидите (H 2 O 2, Na 2 O 2), во кои оксидационата состојба на кислородот е -1, и некои други супстанции (супероксиди, озониди, кислород флуориди).
Максималната позитивна оксидациска состојба на елементите во групата обично е еднаква на бројот на групата. Исклучок се флуорот и кислородот, бидејќи нивната највисока оксидациска состојба е помала од бројот на групата во која се наоѓаат. Елементите од подгрупата на бакар формираат соединенија во кои нивната оксидациска состојба го надминува бројот на групата (CuO, AgF 5, AuCl 3).
Максимум негативен степеноксидација на елементи кои се наоѓаат во главните подгрупи периодниот системможе да се определи со одземање на бројот на групата од осум. За јаглерод е 8 – 4 = 4, за фосфор – 8 – 5 = 3.
Во главните подгрупи, при движење од елементи од врвот до дното, се намалува стабилноста на највисоката позитивна оксидациска состојба; во секундарните подгрупи, напротив, од врвот до дното се зголемува стабилноста на повисоките оксидациони состојби.
Конвенционалноста на концептот на состојба на оксидација може да се докаже со примерот на некои неоргански и органски соединенија. Конкретно, кај фосфинските (фосфорни) H 3 PO 2, фосфонските (фосфорни) H 3 PO 3 и фосфорните H 3 PO 4 киселините, оксидационите состојби на фосфорот се соодветно +1, +3 и +5, додека кај сите овие соединенија фосфорот е петвалентен. За јаглерод во метан CH 4, метанол CH 3 OH, формалдехид CH 2 O, мравја киселина HCOOH и јаглерод моноксид (IV) CO 2 оксидационите состојби на јаглеродот се -4, -2, 0, +2 и +4, соодветно, додека валентноста на јаглеродниот атом во сите овие соединенија е четири.
И покрај фактот дека состојбата на оксидација е конвенционален концепт, таа е широко користена во составувањето на редокс реакции.
7.2.2. Најважните оксидирачки и редуцирачки агенси
Типични оксидирачки агенси се:
1. Едноставни супстанции, чии атоми имаат висока електронегативност. Тоа се, пред сè, елементи на главните подгрупи VI и VII групипериодична табела: кислород, халогени. Од едноставните супстанции, најмоќното оксидирачко средство е флуорот.
2. Соединенија кои содржат некои метални катјони во високи оксидациски состојби: Pb 4+, Fe 3+, Au 3+ итн.
3. Соединенија кои содржат некои сложени анјони, елементите во кои се во високи позитивни оксидациски состојби: 2–, – итн.
Средствата за намалување вклучуваат:
1. Едноставните супстанции чии атоми имаат мала електронегативност се активни метали. Ресторативни својстваМоже да се појават и неметали, како што се водородот и јаглеродот.
2. Некои метални соединенија кои содржат катјони (Sn 2+, Fe 2+, Cr 2+), кои со донирање на електрони можат да ја зголемат нивната оксидациска состојба.
3. Некои соединенија кои содржат едноставни јони како што се I – , S 2– .
4. Соединенија кои содржат сложени јони (S 4+ O 3) 2–, (НР 3+ O 3) 2–, во кои елементите можат со дарување електрони да ја зголемат својата позитивен степеноксидација.
ВО лабораториска праксаНајчесто користени оксидирачки агенси се:
калиум перманганат (KMnO 4);
калиум дихромат (K 2 Cr 2 O 7);
азотна киселина (HNO 3);
концентрирани сулфурна киселина(H2SO4);
водород пероксид (H 2 O 2);
оксиди на манган (IV) и олово (IV) (MnO 2, PbO 2);
стопен калиум нитрат (KNO 3) и топење на некои други нитрати.
Средствата за намалување кои се користат во лабораториската пракса вклучуваат:
- магнезиум (Mg), алуминиум (Al) и други активни метали;
- водород (H2) и јаглерод (C);
- калиум јодид (КИ);
- натриум сулфид (Na2S) и водород сулфид (H2S);
- натриум сулфит (Na2SO3);
- калај хлорид (SnCl 2).
7.2.3. Класификација на редокс реакции
Редокс реакциите обично се поделени на три вида: интермолекуларни, интрамолекуларни и реакции на диспропорција (самооксидација-саморедукција).
Интермолекуларни реакциинастануваат со промена на оксидациската состојба на атомите кои се наоѓаат во различни молекули. На пример:
2 Al + Fe 2 O 3 Al 2 O 3 + 2 Fe,
C + 4 HNO 3 (конц) = CO 2 + 4 NO 2 + 2 H 2 O.
ДО интрамолекуларни реакцииОва се реакции во кои оксидирачкиот агенс и редукциониот агенс се дел од истата молекула, на пример:
(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 .
ВО реакции на диспропорција(самооксидација-саморедукција) атом (јон) од истиот елемент е и оксидирачки агенс и редукционен агенс:
Cl 2 + 2 KOH KCl + KClO + H 2 O,
2 NO 2 + 2 NaOH = NaNO 2 + NaNO 3 + H 2 O.
7.2.4. Основни правила за составување на редокс реакции
Составот на редокс реакции се изведува според чекорите прикажани во табелата. 7.2.
Табела 7.2
Фази на составување равенки за редокс реакции
Акција |
|
Одредете го оксидирачкиот агенс и средството за редукција. |
|
Идентификувајте ги производите на редокс реакцијата. |
|
Направете електронска рамнотежа и употребете ја за да доделите коефициенти за супстанциите што ги менуваат нивните оксидациони состојби. |
|
Подредете ги коефициентите за другите супстанции кои учествуваат и се формираат во реакцијата на редокс. |
|
Проверете ја исправноста на коефициентите со броење на количината на супстанцијата на атомите (обично водород и кислород) сместени на левата и десната страна на равенката на реакцијата. |
Ајде да ги разгледаме правилата за составување на редокс реакции користејќи го примерот на интеракцијата на калиум сулфит со калиум перманганат во кисела средина:
1. Определување на оксидирачки агенс и редукционо средство
Лоциран во највисок степеноксидација, манганот не може да се откаже од електроните. Mn 7+ ќе прифати електрони, т.е. е оксидирачки агенс.
Јонот S 4+ може да донира два електрони и да оди во S 6+, т.е. е средство за намалување. Така, во реакцијата што се разгледува, K 2 SO 3 е редукционо средство, а KMnO 4 е оксидирачки агенс.
2. Воспоставување на реакциони производи
K2SO3 + KMnO4 + H2SO4?
Со донирање два електрони на електрон, S 4+ станува S 6+. Калиум сулфитот (K 2 SO 3 ) на тој начин се претвора во сулфат (K 2 SO 4). Во кисела средина, Mn 7+ прифаќа 5 електрони и во раствор од сулфурна киселина (средина) формира манган сулфат (MnSO 4). Како резултат на оваа реакција, се формираат и дополнителни молекули на калиум сулфат (поради јоните на калиум вклучени во перманганатот), како и молекули на вода. Така, реакцијата што се разгледува ќе биде напишана како:
K 2 SO 3 + KMnO 4 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + MnSO 4 + H 2 O.
3. Составување електронска рамнотежа
За да се состави електронска рамнотежа, неопходно е да се наведат оние состојби на оксидација кои се менуваат во реакцијата што се разгледува:
K 2 S 4+ O 3 + KMn 7+ O 4 + H 2 SO 4 = K 2 S 6+ O 4 + Mn 2+ SO 4 + H 2 O.
Mn 7+ + 5 e = Mn 2+;
S 4+ – 2 e = S 6+.
Бројот на електрони што ги дава редукционото средство мора да биде еднаков на бројот на електрони прифатени од оксидирачкиот агенс. Затоа, два Mn 7+ и пет S 4+ мора да учествуваат во реакцијата:
Mn 7+ + 5 e = Mn 2+ 2,
S 4+ – 2 e = S 6+ 5.
Така, бројот на електрони што ги дава редукционото средство (10) ќе биде еднаков на бројот на електрони прифатени од оксидирачкиот агенс (10).
4. Распоред на коефициентите во равенката на реакцијата
Во согласност со рамнотежата на електроните, потребно е да се стави коефициент 5 пред K 2 SO 3, а 2 пред KMnO 4. На десната страна, пред калиум сулфат поставивме коефициент 6. бидејќи една молекула се додава на петте молекули на K 2 SO 4 формирани при оксидација на калиум сулфит K 2 SO 4 како резултат на врзувањето на калиумовите јони вклучени во перманганатот. Бидејќи реакцијата вклучува двасе формираат и молекули на перманганат, на десната страна двамолекули на манган сулфат. За да се врзат производите на реакцијата (јони на калиум и манган вклучени во перманганатот), потребно е тримолекули на сулфурна киселина, затоа, како резултат на реакцијата, тримолекулите на водата. Конечно добиваме:
5 K 2 SO 3 + 2 KMnO 4 + 3 H 2 SO 4 = 6 K 2 SO 4 + 2 MnSO 4 + 3 H 2 O.
5. Проверка на исправноста на коефициентите во равенката на реакцијата
Бројот на атоми на кислород на левата страна од равенката на реакцијата е:
5 3 + 2 4 + 3 4 = 35.
На десната страна овој број ќе биде:
6 4 + 2 4 + 3 1 = 35.
Бројот на атоми на водород на левата страна на равенката на реакцијата е шест и одговара на бројот на овие атоми на десната страна на равенката на реакцијата.
7.2.5. Примери на редокс реакции кои вклучуваат типични оксидирачки и редукциони агенси
7.2.5.1. Интермолекуларни реакции на оксидација-редукција
Подолу, како примери, ги разгледуваме реакциите на редокс кои вклучуваат калиум перманганат, калиум дихромат, водород пероксид, калиум нитрит, калиум јодид и калиум сулфид. Редокс реакциите кои вклучуваат други типични оксидирачки и редукциони агенси се дискутирани во вториот дел од прирачникот („Неорганска хемија“).
Редокс реакции кои вклучуваат калиум перманганат
Во зависност од околината (кисела, неутрална, алкална), калиум перманганат, делувајќи како оксидирачки агенс, дава разни производизакрепнување, Сл. 7.1.
Ориз. 7.1. Формирање на производи за намалување на калиум перманганат во различни средини
Подолу се прикажани реакциите на KMnO 4 со калиум сулфид како редукционо средство во различни средини, што ја илустрира шемата, Сл. 7.1. Во овие реакции, производот на оксидација на сулфидниот јон е слободен сулфур. ВО алкална срединаМолекулите на KOH не учествуваат во реакцијата, туку само го одредуваат производот за редукција на калиум перманганат.
5 K 2 S + 2 KMnO 4 + 8 H 2 SO 4 = 5 S + 2 MnSO 4 + 6 K 2 SO 4 + 8 H 2 O,
3 K 2 S + 2 KMnO 4 + 4 H 2 O 2 MnO 2 + 3 S + 8 KOH,
K 2 S + 2 KMnO 4 – (KOH) 2 K 2 MnO 4 + S.
Редокс реакции кои вклучуваат калиум дихромат
Во кисела средина, калиум дихромат е силен оксидирачки агенс. Мешавина од K 2 Cr 2 O 7 и концентриран H 2 SO 4 (хром) е широко користен во лабораториската пракса како оксидирачки агенс. Во интеракција со редукционо средство, една молекула на калиум дихромат прифаќа шест електрони, формирајќи тривалентни соединенија на хром:
6 FeSO 4 + K 2 Cr 2 O 7 + 7 H 2 SO 4 = 3 Fe 2 (SO 4) 3 + Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 7 H 2 O;
6 KI + K 2 Cr 2 O 7 + 7 H 2 SO 4 = 3 I 2 + Cr 2 (SO 4) 3 + 4 K 2 SO 4 + 7 H 2 O.
Редокс реакции кои вклучуваат водород пероксид и калиум нитрит
Водород пероксид и калиум нитрит се изложени претежно оксидирачки својства:
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,
Меѓутоа, кога се во интеракција со силни оксидирачки агенси (како што е, на пример, KMnO 4), водород пероксид и калиум нитрит делуваат како редуцирачки агенси:
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.
Треба да се напомене дека водород пероксид, во зависност од околината, се намалува според шемата, Сл. 7.2.
Ориз. 7.2. Можни производи за намалување на водород пероксид
Во овој случај, како резултат на реакциите, се формираат вода или хидроксидни јони:
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. Интрамолекуларни реакции на оксидација-редукција
Интрамолекуларните редокс реакции обично се случуваат кога се загреваат супстанции чии молекули содржат редукционо средство и оксидирачки агенс. Примери за интрамолекуларни реакции на редукција-оксидација се процесите термичко распаѓањенитрати и калиум перманганат:
2 NaNO 3 2 NaNO 2 + O 2,
2 Cu(NO 3) 2 2 CuO + 4 NO 2 + O 2,
Hg(NO 3) 2 Hg + NO 2 + O 2,
2 KMnO 4 K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2.
7.2.5.3. Реакции на несразмерност
Како што е наведено погоре, во реакциите на диспропорција, истиот атом (јон) е и оксидирачки и редукционен агенс. Да го разгледаме процесот на составување на овој тип на реакција користејќи го примерот на интеракцијата на сулфур со алкали.
Карактеристични состојби на оксидација на сулфур: – 2, 0, +4 и +6. Дејствувајќи како редуцирачки агенс, елементарниот сулфур донира 4 електрони:
С о – 4e = S 4+.
Сулфур – Оксидирачкиот агенс прифаќа два електрони:
S o + 2е = S 2– .
Така, како резултат на реакцијата на диспропорционалност на сулфурот, се формираат соединенија чии оксидациски состојби на елементот се – 2 и десно +4:
3 S + 6 KOH = 2 K 2 S + K 2 SO 3 + 3 H 2 O.
Кога азотниот оксид (IV) е диспропорционален во алкали, се добиваат нитрити и нитрати - соединенија во кои оксидационите состојби на азот се +3 и +5, соодветно:
2 N 4+ O 2 + 2 KOH = KN 3+ O 2 + KN 5+ O 3 + H 2 O,
Непропорционалноста на хлорот во ладен алкален раствор доведува до формирање на хипохлорит, а во топол алкален раствор - хлорат:
Cl 0 2 + 2 KOH = KCl – + KCl + O + H 2 O,
Cl 0 2 + 6 KOH 5 KCl – + KCl 5+ O 3 + 3H 2 O.
7.3. Електролиза
Редокс-процесот што се јавува во растворите или се топи кога низ нив ќе помине директна електрична струја се нарекува електролиза. Во овој случај, оксидацијата на анјоните се јавува на позитивната електрода (анода). Катјоните се редуцираат на негативната електрода (катода).
2 Na 2 CO 3 4 Na + O 2 + 2CO 2.
Со електролиза водени раствориможе да се појават електролити, заедно со трансформациите на растворената супстанција електрохемиски процесисо учество на водородни јони и јони на хидроксид на вода:
катода (–): 2 Н + + 2е = Н 2,
анода (+): 4 OH – – 4e = O 2 + 2 H 2 O.
Во овој случај, процесот на редукција на катодата се случува на следниов начин:
1. Катјони активни метали(до Al 3+ вклучено) не се редуцираат на катодата, наместо тоа, водородот се намалува.
2. Метални катјони сместени во низа стандардни електродни потенцијали(во напонската серија) десно од водородот, при електролиза тие се редуцираат на катодата до слободни метали.
3. Металните катјони лоцирани помеѓу Al 3+ и H + се редуцираат на катодата истовремено со водородниот катјон.
Процесите што се случуваат во водените раствори на анодата зависат од супстанцијата од која е направена анодата. Постојат нерастворливи аноди ( инертен) и растворливи ( активни). Графитот или платината се користат како материјал на инертни аноди. Растворливите аноди се направени од бакар, цинк и други метали.
При електролиза на раствори со инертна анода, може да се формираат следниве производи:
1. Кога се оксидираат халидните јони, се ослободуваат слободни халогени.
2. При електролиза на раствори кои ги содржат анјоните SO 2 2–, NO 3 –, PO 4 3–, се ослободува кислород, т.е. На анодата не се оксидираат овие јони, туку молекулите на водата.
Земајќи ги предвид горенаведените правила, да ја разгледаме, како пример, електролизата на водени раствори на NaCl, CuSO 4 и KOH со инертни електроди.
1). Во растворот, натриум хлоридот се дисоцира во јони.