9.1. Kimyasal reaksiyonlar nelerdir?
Doğadaki herhangi bir kimyasal olaya kimyasal reaksiyonlar adını verdiğimizi hatırlayalım. Kimyasal reaksiyon sırasında bazıları parçalanır ve diğerleri oluşur. kimyasal bağlar. Reaksiyon sonucunda bazı kimyasal maddelerden başka maddeler de elde edilir (bkz. Bölüm 1).
Yürütme Ev ödevi§ 2.5'te, tüm kimyasal dönüşümler kümesinden dört ana reaksiyon türünün geleneksel seçimiyle tanıştınız ve ardından bunların adlarını önerdiniz: kombinasyon reaksiyonları, ayrışma, ikame ve değişim reaksiyonları.
Bileşik reaksiyonlarına örnekler:
C + O2 = C02; (1)
Na20 + C02 = Na2C03; (2)
NH3 + C02 + H20 = NH4HCO3. (3)
Ayrışma reaksiyonlarına örnekler:
2Ag204Ag + O2; (4)
CaC03 CaO + C02; (5)
(NH4)2Cr207N2 + Cr203 + 4H20. (6)
İkame reaksiyonlarına örnekler:
CuS04 + Fe = FeS04 + Cu; (7)
2NaI + Cl2 = 2NaCl + I2; (8)
CaCO3 + SiO2 = CaSiO3 + C02. (9)
| Değişim reaksiyonları- Başlangıç maddelerinin yer değiştirdiği kimyasal reaksiyonlar bileşenler. |
Değişim reaksiyonlarına örnekler:
Ba(OH)2 + H2S04 = BaS04 + 2H20; (10)
HC1 + KN02 = KCl + HNO2; (11)
AgN03 + NaCl = AgCl + NaN03. (12)
Geleneksel sınıflandırma kimyasal reaksiyonlar bunların tüm çeşitliliğini kapsamaz; dört ana türün reaksiyonlarına ek olarak, çok daha karmaşık reaksiyonlar da vardır.
Diğer iki tür kimyasal reaksiyonun tanımlanması, kimyasal olmayan iki önemli parçacığın bunlara katılımına dayanır: elektron ve proton.
Bazı reaksiyonlar sırasında elektronların bir atomdan diğerine tam veya kısmi transferi meydana gelir. Bu durumda başlangıç maddelerini oluşturan elementlerin atomlarının oksidasyon durumları değişir; Verilen örneklerden bunlar 1, 4, 6, 7 ve 8 numaralı reaksiyonlardır. Bu reaksiyonlara denir. redoks.
Diğer bir reaksiyon grubunda ise bir hidrojen iyonu (H+), yani bir proton, reaksiyona giren bir parçacıktan diğerine geçer. Bu tür reaksiyonlara denir asit-baz reaksiyonları veya proton transfer reaksiyonları.
Verilen örnekler arasında bu tür reaksiyonlar 3, 10 ve 11 numaralı reaksiyonlardır. Bu reaksiyonlara benzetilerek redoks reaksiyonları bazen denir. elektron transfer reaksiyonları. OVR ile § 2'de ve KOR ile sonraki bölümlerde tanışacaksınız.
BİLEŞİKLEŞME REAKSİYONLARI, AYRIŞMA REAKSİYONLARI, YER ALMA REAKSİYONLARI, DEĞİŞİM REAKSİYONLARI, REDOKS REAKSİYONLARI, ASİT-BAZ REAKSİYONLARI.
Aşağıdaki şemalara karşılık gelen reaksiyon denklemlerini yazın:
a) HgO Hg + O2 ( T); b) Li 2 O + S02 Li 2 S03; c) Cu(OH)2 CuO + H20 ( T);
d) Al + I2 AlI3; e) CuCl2 + Fe FeCl2 + Cu; e) Mg + H3P04 Mg3(P04)2 + H2;
g) Al + O 2 Al 2 Ö 3 ( T); i) KClO3 + P P2O5 + KCl ( T); j) CuS04 + Al Al2 (S04)3 + Cu;
l) Fe + Cl 2 FeCl 3 ( T); m) NH3 + O2N2 + H2O ( T); m) H2S04 + CuO CuS04 + H2O.
Belirt geleneksel tip reaksiyonlar. Redoks ve asit-baz reaksiyonlarını etiketleyin. Redoks reaksiyonlarında hangi element atomlarının oksidasyon durumlarını değiştirdiğini belirtin.
9.2. Redoks reaksiyonları
Demir cevherinden endüstriyel demir (daha doğrusu dökme demir) üretimi sırasında yüksek fırınlarda meydana gelen redoks reaksiyonunu ele alalım:
Fe203 + 3CO = 2Fe + 3CO2.
Hem başlangıç maddelerini hem de reaksiyon ürünlerini oluşturan atomların oksidasyon durumlarını belirleyelim.
| Fe2O3 | + | = | 2Fe | + |
Gördüğünüz gibi reaksiyon sonucunda karbon atomlarının oksidasyon derecesi arttı, demir atomlarının oksidasyon derecesi azaldı ve oksijen atomlarının oksidasyon derecesi değişmedi. Sonuç olarak bu reaksiyondaki karbon atomları oksidasyona uğradı, yani elektronlarını kaybettiler ( oksitlenmiş) ve demir atomları - indirgeme, yani elektron eklediler ( kurtarıldı) (bkz. § 7.16). OVR'yi karakterize etmek için kavramlar kullanılır oksidan Ve indirgeyici madde.
Dolayısıyla reaksiyonumuzdaki oksitleyici atomlar demir atomları, indirgeyici atomlar ise karbon atomlarıdır.
Bizim reaksiyonumuzdaki oksitleyici madde demir(III) oksit, indirgeyici madde ise karbon(II) monoksittir.
Oksitleyici atomlar ve indirgeyici atomların aynı maddenin parçası olduğu durumlarda (örnek: önceki paragraftaki reaksiyon 6), "yükseltgen madde" ve "indirgeyici madde" kavramları kullanılmaz.
Bu nedenle, tipik oksitleyici maddeler, oksidasyon durumlarını düşürerek (tamamen veya kısmen) elektron kazanma eğiliminde olan atomlar içeren maddelerdir. Basit maddelerden bunlar öncelikle halojenler ve oksijendir ve daha az ölçüde kükürt ve nitrojendir. Karmaşık maddelerden - daha yüksek oksidasyon durumlarında atomlar içeren ve bu oksidasyon durumlarında basit iyonlar oluşturmaya meyilli olmayan maddeler: HNO 3 (N +V), KMnO 4 (Mn +VII), CrO 3 (Cr +VI), KClO 3 (Cl +V), KClO 4 (Cl +VII), vb.
Tipik indirgeyici maddeler, tamamen veya kısmen elektron verme eğiliminde olan ve oksidasyon durumlarını artıran atomlar içeren maddelerdir. Basit maddelerden bunlar hidrojen, alkali ve alkali toprak metalleri ve ayrıca alüminyum. Karmaşık maddelerden - H2S ve sülfitler (S –II), SO2 ve sülfitler (S +IV), iyodürler (I –I), CO (C +II), NH3 (N –III), vb.
İÇİNDE genel durum Hemen hemen tüm karmaşık ve birçok basit madde hem oksitleyici hem de indirgeyici özellikler sergileyebilir. Örneğin:
S02 + Cl2 = S + Cl202 (S02 güçlü bir indirgeyici maddedir);
S02 + C = S + C02 (t) (S02 zayıf bir oksitleyici maddedir);
C + O2 = C02(t) (C bir indirgeyici maddedir);
C + 2Ca = Ca 2 C (t) (C bir oksitleyici maddedir).
Bu bölümün başında tartıştığımız tepkiye dönelim.
| Fe2O3 | + | = | 2Fe | + |
Reaksiyon sonucunda oksitleyici atomların (Fe + III) indirgeyici atomlara (Fe 0) ve indirgeyici atomların (C + II) oksitleyici atomlara (C + IV) dönüştüğünü lütfen unutmayın. Ancak CO 2 her koşulda çok zayıf bir oksitleyici maddedir ve demir, indirgeyici bir madde olmasına rağmen bu koşullar altında CO'dan çok daha zayıftır. Bu nedenle reaksiyon ürünleri birbirleriyle reaksiyona girmez ve ters reaksiyon oluşmaz. Verilen örnek, OVR'nin akış yönünü belirleyen genel prensibin bir örneğidir:
Redoks reaksiyonları, daha zayıf bir oksitleyici maddenin ve daha zayıf bir indirgeyici maddenin oluşumu yönünde ilerler.
Maddelerin redoks özellikleri ancak aynı koşullar altında karşılaştırılabilir. Bazı durumlarda bu karşılaştırma niceliksel olarak da yapılabilmektedir.
Bu bölümün ilk paragrafı için ödevinizi yaparken, bazı reaksiyon denklemlerinde (özellikle ORR) katsayıları seçmenin oldukça zor olduğuna ikna oldunuz. Redoks reaksiyonları durumunda bu görevi basitleştirmek için aşağıdaki iki yöntem kullanılır:
A) yöntem elektronik denge
Ve
B) elektron-iyon dengesi yöntemi.
Şimdi elektron dengesi yöntemini öğreneceksiniz ve elektron-iyon dengesi yöntemi genellikle yüksek öğretim kurumlarında çalışılmaktadır.
Bu yöntemlerin her ikisi de kimyasal reaksiyonlarda elektronların kaybolmaması veya herhangi bir yerde görünmemesi, yani atomların kabul ettiği elektron sayısının diğer atomların verdiği elektron sayısına eşit olması gerçeğine dayanmaktadır.
Elektron dengesi yönteminde verilen ve kabul edilen elektronların sayısı, atomların oksidasyon durumundaki değişiklik ile belirlenir. Bu yöntemi kullanırken hem başlangıç maddelerinin hem de reaksiyon ürünlerinin bileşimini bilmek gerekir.
Örnekler kullanarak elektronik denge yönteminin uygulanmasına bakalım.
Örnek 1. Demirin klor ile reaksiyonu için bir denklem oluşturalım. Bu reaksiyonun ürününün demir(III) klorür olduğu bilinmektedir. Reaksiyon şemasını yazalım:
Fe + Cl2 FeCl3 .
Reaksiyona katılan maddeleri oluşturan tüm elementlerin atomlarının oksidasyon durumlarını belirleyelim:
Demir atomları elektronlardan vazgeçer ve klor molekülleri onları kabul eder. Bu süreçleri ifade edelim elektronik denklemler:
Fe-3 e– = Fe +III,
Cl2+2 e-= 2Cl –I.
Verilen elektron sayısının alınan elektron sayısına eşit olması için ilk elektronik denklemin ikiyle, ikincinin üçle çarpılması gerekir:
| Fe-3 e– = Fe +III, Cl2+2 e– = 2Cl –I |
2Fe – 6 e– = 2Fe +III, 3Cl 2 + 6 e– = 6Cl –I. |
Reaksiyon şemasına 2 ve 3 katsayılarını dahil ederek reaksiyon denklemini elde ederiz:
2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3.
Örnek 2. Yanma reaksiyonu için bir denklem oluşturalım beyaz fosfor fazla klor. Fosfor(V) klorürün şu koşullar altında oluştuğu bilinmektedir:
| +V –I | ||||
| P 4 | + | Cl2 | PCI 5. |
Beyaz fosfor molekülleri elektronlardan vazgeçer (oksitlenir) ve klor molekülleri onları kabul eder (indirgenir):
| 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 10Cl 2 + 20 e– = 20Cl –I |
Başlangıçta elde edilen çarpanlar (2 ve 20) ortak bölen, (reaksiyon denkleminde gelecekteki katsayılar olarak) bölündüler. Reaksiyon denklemi:
P4 + 10Cl2 = 4PCl5.
Örnek 3. Demir(II) sülfürün oksijende kavrulması sırasında oluşan reaksiyon için bir denklem oluşturalım.
Reaksiyon şeması:
| +III –II | +IV –II | |||||
| + | O2 | + |
Bu durumda hem demir(II) hem de kükürt(–II) atomları oksitlenir. Demir(II) sülfürün bileşimi bu elementlerin atomlarını 1:1 oranında içerir (bkz. en basit formül).
Elektronik denge:
| 4 | Fe+II – e– = Fe +III S–II–6 e– = S + IV |
Toplamda 7 veriyorlar e – |
| 7 | O 2 + 4e – = 2O –II |
Reaksiyon denklemi: 4FeS + 7O2 = 2Fe203 + 4SO2.
Örnek 4. Demir(II) disülfitin (pirit) oksijende kavrulması sırasında oluşan reaksiyon için bir denklem oluşturalım.
Reaksiyon şeması:
| +III –II | +IV –II | |||||
| + | O2 | + |
Önceki örnekte olduğu gibi, hem demir(II) atomları hem de kükürt atomları da burada oksitlenir, ancak oksidasyon durumu I'dir. Bu elementlerin atomları, piritin bileşimine 1:2 oranında dahil edilir (bkz. en basit formüldeki endeksler). Elektronik dengeyi derlerken dikkate alınan demir ve kükürt atomlarının reaksiyona girmesi bu bağlamdadır:
| Fe+III – e– = Fe +III 2S–I – 10 e– = 2S +IV |
Toplamda 11 veriyorlar e – | |
| O2+4 e– = 2O –II |
Reaksiyon denklemi: 4FeS2 + 11O2 = 2Fe203 + 8SO2.
Ayrıca bazılarına ödevinizi yaparken aşina olacağınız daha karmaşık ODD vakaları da vardır.
YÜKSELTGEN ATOM, İNDİRGEN ATOM, YÜKSELTGEN MADDE, İNDİRGEN MADDE, ELEKTRONİK DENGE YÖNTEMİ, ELEKTRONİK DENKLEMLER.
1. Bu bölümün 1. Maddesindeki metinde verilen her bir OVR denklemi için bir elektronik terazi derleyin.
2. Bu bölümün 1. maddesindeki görevi tamamlarken keşfettiğiniz ORR'ler için denklemler oluşturun. Bu sefer oranları ayarlamak için elektronik denge yöntemini kullanın. 3. Elektron dengesi yöntemini kullanarak aşağıdaki şemalara karşılık gelen reaksiyon denklemlerini oluşturun: a) Na + I 2 NaI;
b) Na + O2 Na202;
c) Na202 + Na Na20;
d) Al + Br2 AlBr3;
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) CrO3 + NH3 Cr203 + H2O + N2 ( T);
m) Mn207 + NH3Mn02 + N2 + H20;
m) MnO2 + H2Mn + H2O ( T);
n) MnS + O2 MnO2 + SO2 ( T)
p) PbO2 + CO Pb + CO2 ( 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. Ekzotermik reaksiyonlar. Entalpi
Kimyasal reaksiyonlar neden meydana gelir?
Bu soruyu yanıtlamak için, tek tek atomların neden moleküller halinde birleştiğini, neden iyonik kristalin izole edilmiş iyonlardan oluştuğunu ve bir atomun elektron kabuğu oluştuğunda neden en az enerji ilkesinin geçerli olduğunu hatırlayalım. Tüm bu soruların cevabı aynıdır: Çünkü enerji açısından faydalıdır. Bu, bu tür işlemler sırasında enerjinin açığa çıktığı anlamına gelir. Görünüşe göre kimyasal reaksiyonların da aynı nedenden dolayı meydana gelmesi gerekiyor. Aslında enerjinin açığa çıktığı birçok reaksiyon gerçekleştirilebilir. Enerji genellikle ısı şeklinde açığa çıkar.
Ekzotermik bir reaksiyon sırasında ısının uzaklaştırılması için zaman yoksa, reaksiyon sistemi ısınır.
Örneğin metan yanma reaksiyonunda
CH4 (g) + 2O2 (g) = C02 (g) + 2H20 (g)
o kadar çok ısı açığa çıkar ki metan yakıt olarak kullanılır.
Bu reaksiyonun ısı açığa çıkardığı gerçeği reaksiyon denklemine yansıtılabilir:
CH4 (g) + 2O2 (g) = C02 (g) + 2H20 (g) + Q.
Bu sözde termokimyasal denklem. Burada "+" sembolü Q" metan yandığında ısı açığa çıkıyor demektir. Bu ısıya denir. reaksiyonun termal etkisi.
Açığa çıkan ısı nereden geliyor?
Kimyasal reaksiyonlar sırasında kimyasal bağların kopup oluştuğunu biliyorsunuz. İÇİNDE bu durumda CH4 moleküllerindeki karbon ve hidrojen atomları arasındaki bağların yanı sıra O2 moleküllerindeki oksijen atomları arasındaki bağlar da kırılır. Bu durumda yeni bağlar oluşur: CO2 moleküllerindeki karbon ve oksijen atomları arasında ve H2O moleküllerindeki oksijen ve hidrojen atomları arasında, bağları kırmak için enerji harcamanız gerekir (bkz. “Bağ enerjisi”, “atomizasyon enerjisi”). ) ve bağ oluştururken enerji açığa çıkar. Açıkçası, eğer "yeni" bağlar "eski" olanlardan daha güçlüyse, emilenden daha fazla enerji açığa çıkacaktır. Salınan ve emilen enerji arasındaki fark, reaksiyonun termal etkisidir.
Termal etki (ısı miktarı) kilojoule cinsinden ölçülür, örneğin:
2H2(g) + O2(g) = 2H20(g) + 484 kJ.
Bu gösterim, iki mol hidrojenin bir mol oksijenle reaksiyona girerek iki mol gazlı su (su buharı) üretmesi durumunda 484 kilojoule ısının açığa çıkacağı anlamına gelir.
Böylece, Termokimyasal denklemlerde katsayılar, reaktanların ve reaksiyon ürünlerinin madde miktarlarına sayısal olarak eşittir..
Her spesifik reaksiyonun termal etkisini ne belirler?
Reaksiyonun termal etkisi bağlıdır
a) Başlangıç maddelerinin ve reaksiyon ürünlerinin agregat durumları hakkında,
b) sıcaklık ve
c) sırasında kimyasal bir dönüşümün meydana gelip gelmediği hakkında sabit hacim veya sabit basınçta.
Bağımlılık termal etki Maddelerin toplanma durumundan gelen reaksiyonlar, bir toplanma durumundan diğerine geçiş süreçlerine (diğer bazı fiziksel süreçler gibi) ısının salınması veya emilmesinin eşlik etmesinden kaynaklanmaktadır. Bu aynı zamanda termokimyasal bir denklemle de ifade edilebilir. Örnek – su buharının yoğunlaşması için termokimyasal denklem:
H 2 Ö (g) = H 2 Ö (l) + Q.
Termokimyasal denklemlerde ve gerekirse sıradan kimyasal denklemlerde, maddelerin toplu durumları harf endeksleri kullanılarak gösterilir:
(d) – gaz,
(g) – sıvı,
(t) veya (cr) – katı veya kristalli madde.
Termal etkinin sıcaklığa bağımlılığı, ısı kapasitelerindeki farklılıklarla ilişkilidir.
Başlangıç malzemeleri ve reaksiyon ürünleri.
Sabit basınçta ekzotermik bir reaksiyonun sonucu olarak sistemin hacmi her zaman arttığından, enerjinin bir kısmı hacmi artırmak için yapılan işlere harcanır ve açığa çıkan ısı, aynı reaksiyonun sabit bir hacimde meydana gelmesinden daha az olacaktır. .
Reaksiyonların termal etkileri genellikle 25 °C'de sabit hacimde meydana gelen reaksiyonlar için hesaplanır ve sembolü ile gösterilir. Q O.
Enerji yalnızca ısı şeklinde salınıyorsa ve kimyasal reaksiyon sabit bir hacimde ilerliyorsa, reaksiyonun termal etkisi ( Soru V) değişime eşittir iç enerji
(D sen) reaksiyona katılan ancak zıt işaretli maddeler:
Q V = – sen.
Bir vücudun iç enerjisi, moleküller arası etkileşimlerin, kimyasal bağların, tüm elektronların iyonlaşma enerjisinin, çekirdeklerdeki nükleonların bağ enerjisinin ve bu vücut tarafından "depolanan" diğer tüm bilinen ve bilinmeyen enerji türlerinin toplam enerjisi olarak anlaşılır. “-” işareti, ısı açığa çıktığında iç enerjinin azalmasından kaynaklanmaktadır. yani
sen= – Soru V .
Reaksiyon sabit basınçta meydana gelirse sistemin hacmi değişebilir. Hacmi artırmak için yapılan iş aynı zamanda iç enerjinin bir kısmını da alır. Bu durumda
u = –(QP+A) = –(QP+PV),
Nerede Qp– sabit basınçta meydana gelen bir reaksiyonun termal etkisi. Buradan
QP = – YUKARIV .
Şuna eşit bir değer Ü+PV adı aldım entalpi değişimi ve D ile gösterilir H.
H=Ü+PV.
Buradan
QP = – H.
Böylece ısı açığa çıktıkça sistemin entalpisi azalır. Dolayısıyla bu miktarın eski adı: “ısı içeriği”.
Termal etkiden farklı olarak, entalpideki bir değişiklik, ister sabit hacimde ister sabit basınçta meydana gelmesine bakılmaksızın bir reaksiyonu karakterize eder. Entalpi değişimi kullanılarak yazılan termokimyasal denklemlere denir. termodinamik formda termokimyasal denklemler. Bu durumda standart koşullar altında (25 °C, 101,3 kPa) entalpi değişiminin değeri verilir ve şöyle gösterilir: H o. Örneğin:
2H 2 (g) + Ö 2 (g) = 2H 2 Ö (g) H o= – 484 kJ;
CaO (cr) + H20 (l) = Ca(OH)2 (cr) H o= – 65kJ.
Reaksiyonda açığa çıkan ısı miktarına bağımlılık ( Q) reaksiyonun termal etkisinden ( Q o) ve madde miktarı ( N B) reaksiyona katılanlardan biri (B maddesi - başlangıç maddesi veya reaksiyon ürünü) denklemle ifade edilir:
Burada B, termokimyasal denklemde B maddesi formülünün önündeki katsayı ile belirtilen B maddesi miktarıdır.
Görev
1694 kJ ısı açığa çıkarsa oksijende yanan hidrojen maddesi miktarını belirleyin.
Çözüm
2H2(g) + O2(g) = 2H20(g) + 484 kJ. |
|
|
Q = 1694 kJ, 6. Kristal alüminyum ile gaz halindeki klor arasındaki reaksiyonun termal etkisi 1408 kJ'dir. Bu reaksiyonun termokimyasal denklemini yazın ve bu reaksiyonu kullanarak 2816 kJ ısı üretmek için gereken alüminyum kütlesini belirleyin. 9.4. Endotermik reaksiyonlar. Entropi Ekzotermik reaksiyonlara ek olarak, ısının emildiği reaksiyonlar da mümkündür ve sağlanmadığı takdirde reaksiyon sistemi soğutulur. Bu tür reaksiyonlara denir endotermik. Bu tür reaksiyonların termal etkisi negatiftir. Örneğin: Dolayısıyla bu ve benzeri reaksiyonların ürünlerinde bağ oluşumu sırasında açığa çıkan enerji, başlangıç maddelerindeki bağların kırılması için gereken enerjiden daha azdır.
İki şişe alalım ve birini nitrojenle dolduralım ( renksiz gaz) ve diğeri nitrojen dioksit (kahverengi gaz) ile şişelerdeki basınç ve sıcaklığın aynı olmasını sağlayın. Bu maddelerin birbirleriyle kimyasal reaksiyona girmediği bilinmektedir. Şişeleri boyunlarıyla sıkıca bağlayalım ve daha ağır nitrojen dioksit içeren şişe altta olacak şekilde dikey olarak yerleştirelim (Şekil 9.1). Bir süre sonra kahverengi nitrojen dioksitin yavaş yavaş üst şişeye yayıldığını ve renksiz nitrojenin alt şişeye nüfuz ettiğini göreceğiz. Sonuç olarak gazlar karışır ve şişelerin içeriğinin rengi aynı olur. Böylece,
Entropi arasındaki bağlantı denklemleri ( S) ve diğer nicelikler fizik ve fiziksel kimya derslerinde işlenmektedir. Entropi birimi [ S] = 1J/K. g= H–T S Kendiliğinden reaksiyonun koşulu: G< 0. Şu tarihte: düşük sıcaklıklar Bir reaksiyonun meydana gelme olasılığını belirleyen faktör, büyük ölçüde enerji faktörüdür ve yüksek olduğunda entropi faktörüdür. Yukarıdaki denklemden özellikle neden olduğu açıktır. oda sıcaklığı Yüksek sıcaklıklarda ayrışma reaksiyonları (entropi artışları) oluşmaya başlar. ENDOTERMİK REAKSİYON, ENTROPİ, ENERJİ FAKTÖRÜ, ENTROPİ FAKTÖRÜ, GIBBS ENERJİSİ. 2CuO (cr) + C (grafit) = 2Cu (cr) + C02 (g) –46 kJ'dir. Termokimyasal denklemi yazın ve bu reaksiyondan 1 kg bakır üretmek için ne kadar enerji gerektiğini hesaplayın. CaCO3 (cr) = CaO (cr) + CO2 (g) – 179 kJ 24,6 litre karbondioksit oluştu. Ne kadar ısının gereksiz yere israf edildiğini belirleyin. Kaç gram kalsiyum oksit oluştu? |
TANIM
Kimyasal reaksiyon bileşimlerinde ve (veya) yapılarında bir değişikliğin meydana geldiği maddelerin dönüşümleri denir.
Çoğu zaman, kimyasal reaksiyonlar, başlangıç maddelerini (reaktifleri) nihai maddelere (ürünlere) dönüştürme süreci olarak anlaşılır.
Kimyasal reaksiyonlar, başlangıç maddelerinin ve reaksiyon ürünlerinin formüllerini içeren kimyasal denklemler kullanılarak yazılır. Kanuna göre kütlenin korunumu, sol ve sağ taraftaki her bir elementin atom sayısı kimyasal denklem aynısı. Tipik olarak başlangıç maddelerinin formülleri denklemin sol tarafına, ürünlerin formülleri ise sağ tarafına yazılır. Denklemin sol ve sağ taraflarındaki her bir elementin atom sayısının eşitliği, madde formüllerinin önüne tamsayı stokiyometrik katsayıların yerleştirilmesiyle elde edilir.
Kimyasal denklemler şunları içerebilir: Ek Bilgiler reaksiyonun özellikleri hakkında: eşittir işaretinin üstünde (veya "altında") karşılık gelen sembolle gösterilen sıcaklık, basınç, radyasyon vb.
Tüm kimyasal reaksiyonlar belirli özelliklere sahip çeşitli sınıflara ayrılabilir.
Kimyasal reaksiyonların başlangıç ve sonuç maddelerinin sayı ve bileşimine göre sınıflandırılması
Bu sınıflandırmaya göre kimyasal reaksiyonlar; birleşme, ayrışma, ikame ve değişim reaksiyonlarına ayrılır.
Sonuç olarak bileşik reaksiyonlar iki veya daha fazla (karmaşık veya basit) maddeden yeni bir madde oluşur. İÇİNDE genel görünüm böyle bir kimyasal reaksiyonun denklemi şöyle görünecek aşağıdaki gibi:
Örneğin:
CaCO3 + C02 + H2O = Ca(HCO3)2
S03 + H20 = H2S04
2Mg + O2 = 2MgO.
2FeCl2 + Cl2 = 2FeCl3
Bileşiğin reaksiyonları çoğu durumda ekzotermiktir, yani. ısının serbest bırakılmasına devam edin. Reaksiyona basit maddeler dahilse, bu tür reaksiyonlar çoğunlukla redoks reaksiyonlarıdır (ORR), yani. elementlerin oksidasyon durumlarındaki değişikliklerle ortaya çıkar. arasında bir bağlantı reaksiyonunun olup olmayacağını söylemek açıktır. karmaşık maddeler OVR olarak değerlendirilemez.
Bir karmaşık maddeden birkaç başka yeni maddenin (karmaşık veya basit) oluşmasıyla sonuçlanan reaksiyonlar şu şekilde sınıflandırılır: ayrışma reaksiyonları. Genel olarak, ayrışmanın kimyasal reaksiyonunun denklemi şöyle görünecektir:
Örneğin:
CaCO3 CaO + CO2 (1)
2H 2 Ö = 2H 2 + Ö 2 (2)
CuS04 × 5H20 = CuS04 + 5H20 (3)
Cu(OH)2 = CuO + H20 (4)
H 2 SiO 3 = SiO 2 + H 2 O (5)
2SO3 =2SO2 + Ö2 (6)
(NH4) 2Cr207 = Cr203 + N2 +4H20 (7)
Çoğu ayrışma reaksiyonu ısıtıldığında meydana gelir (1,4,5). Maruz kalma nedeniyle olası ayrışma elektrik akımı(2). Kristal hidratların, asitlerin, bazların ve tuzların ayrışması oksijen içeren asitler(1, 3, 4, 5, 7), elementlerin oksidasyon durumlarını değiştirmeden oluşur; bu reaksiyonlar ODD ile ilişkili değildir. ORR ayrışma reaksiyonları oksitlerin, asitlerin ve tuzların ayrışmasını içerir. elementlerden oluşan daha yüksek oksidasyon durumlarında (6).
Ayrışma reaksiyonları da meydana gelir. organik kimya, ancak diğer isimler altında - çatlama (8), dehidrojenasyon (9):
C18H38 = C9H18 + C9H20 (8)
C 4 H 10 = C 4 H 6 + 2H 2 (9)
Şu tarihte: ikame reaksiyonları Basit bir madde karmaşık bir maddeyle etkileşime girerek yeni bir basit ve yeni bir karmaşık madde oluşturur. Genel olarak, bir kimyasal ikame reaksiyonunun denklemi şöyle görünecektir:
Örneğin:
2Al + Fe 2 Ö 3 = 2 Fe + Al 2 Ö 3 (1)
Zn + 2HCl = ZnСl 2 + H 2 (2)
2KBr + Cl2 = 2KCl + Br2 (3)
2КlO3 + l2 = 2KlO3 + Cl2 (4)
CaCO3 + SiO2 = CaSiO3 + C02 (5)
Ca3 (PO 4) 2 + 3SiO 2 = 3СаSiO 3 + P 2 O 5 (6)
CH4 + Cl2 = CH3Cl + HCl (7)
Çoğu ikame reaksiyonu redokstur (1 – 4, 7). Oksidasyon durumlarında herhangi bir değişikliğin meydana gelmediği ayrışma reaksiyonlarının örnekleri azdır (5, 6).
Değişim reaksiyonları bileşen parçalarını değiştirdikleri karmaşık maddeler arasında meydana gelen reaksiyonlardır. Tipik olarak bu terim sulu çözeltideki iyonları içeren reaksiyonlar için kullanılır. Genel olarak, bir kimyasal değişim reaksiyonunun denklemi şöyle görünecektir:
AB + CD = AD + CB
Örneğin:
CuO + 2HCl = CuCl2 + H20 (1)
NaOH + HCl = NaCl + H20 (2)
NaHC03 + HCl = NaCl + H20 + C02 (3)
AgNO 3 + KBr = AgBr ↓ + KNO 3 (4)
CrCl3 + ZNaON = Cr(OH)3 ↓+ ZNaCl (5)
Değişim reaksiyonları redoks değildir. Özel durum bu değişim reaksiyonları nötrleşme reaksiyonlarıdır (asitler ve alkaliler arasındaki reaksiyonlar) (2). Değişim reaksiyonları, maddelerden en az birinin reaksiyon alanından şu şekilde çıkarıldığı yönde ilerler: gaz halindeki madde(3), tortu (4, 5) veya zayıf ayrışan bir bileşik, çoğunlukla su (1, 2).
Kimyasal reaksiyonların oksidasyon durumlarındaki değişikliklere göre sınıflandırılması
Reaktifleri ve reaksiyon ürünlerini oluşturan elementlerin oksidasyon durumlarındaki değişime bağlı olarak, tüm kimyasal reaksiyonlar redoks reaksiyonlarına (1, 2) ve oksidasyon durumunu değiştirmeden meydana gelenlere (3, 4) ayrılır.
2Mg + C02 = 2MgO + C(1)
Mg 0 – 2e = Mg 2+ (indirgeyici ajan)
C 4+ + 4e = C 0 (oksitleyici madde)
FeS 2 + 8HNO 3 (kons) = Fe(NO 3) 3 + 5NO + 2H 2 SO 4 + 2H 2 O (2)
Fe 2+ -e = Fe 3+ (indirgeyici ajan)
N 5+ +3e = N 2+ (oksitleyici madde)
AgNO3 +HCl = AgCl ↓ + HNO3 (3)
Ca(OH)2 + H2S04 = CaS04 ↓ + H20 (4)
Kimyasal reaksiyonların termal etkiye göre sınıflandırılması
Reaksiyon sırasında ısının (enerjinin) salınmasına veya emilmesine bağlı olarak, tüm kimyasal reaksiyonlar geleneksel olarak sırasıyla ekzotermik (1, 2) ve endotermik (3) olarak ayrılır. Bir reaksiyon sırasında açığa çıkan veya absorbe edilen ısı (enerji) miktarına reaksiyonun termal etkisi denir. Denklem salınan veya emilen ısı miktarını gösteriyorsa, bu tür denklemlere termokimyasal denir.
N2 + 3H2 = 2NH3 +46,2 kJ (1)
2Mg + O2 = 2MgO + 602,5 kJ (2)
N2 + Ö2 = 2NO – 90,4 kJ (3)
Reaksiyonun yönüne göre kimyasal reaksiyonların sınıflandırılması
Reaksiyonun yönüne bağlı olarak geri dönüşümlü reaksiyonlar ayırt edilir ( kimyasal süreçlerürünleri, elde edildikleri koşullar altında birbirleriyle reaksiyona girerek başlangıç maddelerini oluşturabilen) ve geri döndürülemez (ürünleri birbirleriyle reaksiyona girerek başlangıç maddelerini oluşturamayan kimyasal işlemler).
İçin geri dönüşümlü reaksiyonlar Denklem genel formda genellikle şu şekilde yazılır:
A + B ↔ AB
Örneğin:
CH3COOH + C2H5OH ↔ H3COOC2H5 + H2O
Örnekler geri dönüşü olmayan reaksiyonlar Aşağıdaki reaksiyonlar işe yarayabilir:
2КlО 3 → 2Кl + ЗО 2
C 6 H 12 O 6 + 6O 2 → 6CO2 + 6H2 O
Bir reaksiyonun geri döndürülemezliğinin kanıtı, reaksiyon ürünleri olarak gaz halindeki bir maddenin, bir çökeltinin veya zayıf ayrışan bir bileşiğin (çoğunlukla su) salınması olabilir.
Katalizörün varlığına göre kimyasal reaksiyonların sınıflandırılması
Bu açıdan katalitik ve katalitik olmayan reaksiyonlar ayırt edilir.
Katalizör, kimyasal reaksiyonun ilerlemesini hızlandıran bir maddedir. Katalizörlerin katılımıyla meydana gelen reaksiyonlara katalitik denir. Bazı reaksiyonlar katalizör olmadan gerçekleşemez:
2H202 = 2H2O + O2 (MnO2 katalizörü)
Çoğunlukla reaksiyon ürünlerinden biri, bu reaksiyonu (otokatalitik reaksiyonlar) hızlandıran bir katalizör görevi görür:
MeO+ 2HF = MeF2 + H2O, burada Me bir metaldir.
Problem çözme örnekleri
ÖRNEK 1
7.1. Temel kimyasal reaksiyon türleri
Maddelerin bileşimlerinde ve özelliklerinde meydana gelen değişikliklerin eşlik ettiği dönüşümlere kimyasal reaksiyonlar veya denir. kimyasal etkileşimler. Kimyasal reaksiyonlar sırasında atom çekirdeğinin bileşiminde herhangi bir değişiklik olmaz.
Şeklin veya olayın olduğu olaylar fiziksel durum Maddelerin veya atom çekirdeğinin bileşimindeki değişikliklere fiziksel denir. Örnek fiziksel olaylar metallerin şekillerini değiştirmeyi (dövme), metali eritmeyi, iyotu süblimleştirmeyi, suyu buza veya buhara dönüştürmeyi vb. içeren ısıl işlemdir. nükleer reaksiyonlar bunun sonucunda diğer elementlerin atomları bazı elementlerin atomlarından oluşur.
Kimyasal olaylar eşlik edebilir fiziksel dönüşümler. Örneğin galvanik bir hücrede meydana gelen kimyasal reaksiyonlar sonucunda bir elektrik akımı ortaya çıkar.
Kimyasal reaksiyonlar çeşitli kriterlere göre sınıflandırılır.
1. Termal etkinin işaretine göre tüm reaksiyonlar ikiye ayrılır endotermik(ısı emilimi ile devam ediyor) ve ekzotermik(ısı çıkışıyla birlikte akar) (bkz. § 6.1).
2. Tarafından toplama durumu Başlangıç malzemeleri ve reaksiyon ürünleri ayırt edilir:
homojen reaksiyonlar tüm maddelerin aynı fazda olduğu:
2 KOH (p-p) + H2S04 (p-p) = K2SO (p-p) + 2 H20 (l),
CO (g) + Cl2 (g) = COCl2 (g),
SiO 2(k) + 2 Mg (k) = Si (k) + 2 MgO (k).
heterojen reaksiyonlar , farklı fazlarda olan maddeler:
CaO (k) + C02 (g) = CaC03 (k),
CuS04 (çözelti) + 2 NaOH (çözelti) = Cu(OH)2(k) + Na2S04 (çözelti),
Na2S03 (çözelti) + 2HCl (çözelti) = 2 NaCl (çözelti) + S02 (g) + H20 (l).
3. Sadece ileri yönde akabilme yeteneğine göre, doğrudan ve ters yön farklılaştırmak geri döndürülemez Ve geri dönüşümlü kimyasal reaksiyonlar (bkz. § 6.5).
4. Katalizörlerin varlığına veya yokluğuna göre ayırt edilirler. katalitik Ve katalitik olmayan reaksiyonlar (bkz. § 6.5).
5. Oluşum mekanizmasına göre kimyasal reaksiyonlar ikiye ayrılır iyonik, radikal vb. (katılımla meydana gelen kimyasal reaksiyonların mekanizması organik bileşikler, organik kimya dersinde tartışılmıştır).
6. Reaksiyona giren maddeleri oluşturan atomların oksidasyon durumlarına göre meydana gelen reaksiyonlar Oksidasyon durumunu değiştirmeden atomlar ve atomların oksidasyon durumunda bir değişiklik ile ( redoks reaksiyonları) (bkz. § 7.2) .
7. Reaksiyonlar, başlangıç maddelerinin ve reaksiyon ürünlerinin bileşimindeki değişikliklerle ayırt edilir bağlantı, ayrıştırma, ikame ve değişim. Bu reaksiyonlar elementlerin oksidasyon durumlarında değişiklik olsun veya olmasın gerçekleşebilir, tablo . 7.1.
Tablo 7.1
Kimyasal reaksiyon türleri
Elementlerin oksidasyon durumunu değiştirmeden meydana gelen reaksiyon örnekleri |
Redoks reaksiyonlarına örnekler |
||
Bağlantılar (iki veya daha fazla maddenin bir araya gelmesiyle yeni bir madde oluşur) |
HCl + NH3 = NH4Cl; S03 + H20 = H2S04 |
H2 + Cl2 = 2HCl; 2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3 |
|
Ayrışmalar (bir maddeden birkaç yeni madde oluşur) |
bir = B + C + D |
MgCO3 MgO + C02; H 2 SiO 3 SiO 2 + H 2 O |
2AgNO3 2Ag + 2NO2 + O2 |
Oyuncu değişikliği (maddeler etkileşime girdiğinde, bir maddenin atomları bir moleküldeki başka bir maddenin atomlarının yerini alır) |
A + BC = AB + C |
CaCO3 + SiO2 CaSiO3 + CO2 |
Pb(NO 3) 2 + Zn = Mg + 2HCl = MgCl2 + H2 |
|
(iki madde kurucu parçalarını değiştirerek iki yeni madde oluşturur) |
AB + CD = AD + CB |
AlCl3 + 3NaOH = Ca(OH)2 + 2HCl = CaCl2 + 2H20 |
7.2. Redoks reaksiyonları
Yukarıda belirtildiği gibi, tüm kimyasal reaksiyonlar iki gruba ayrılır:
Reaktanları oluşturan atomların oksidasyon durumundaki değişiklikle meydana gelen kimyasal reaksiyonlara redoks reaksiyonları denir.
Oksidasyon bir atomun, molekülün veya iyonun elektron verme işlemidir:
Na o – 1e = Na +;
Fe 2+ – e = Fe 3+;
H2o – 2e = 2H+;
2 Br – – 2e = Br 2 o.
İyileşmek bir atoma, moleküle veya iyona elektron ekleme işlemidir:
S o + 2e = S 2– ;
Cr3+ + e = Cr2+;
Cl 2 o + 2e = 2Cl – ;
Mn 7+ + 5e = Mn 2+ .
Elektron kabul eden atom, molekül veya iyonlara denir. oksitleyici maddeler. Restoratörler elektron veren atomlar, moleküller veya iyonlardır.
Elektronları kabul ederek, reaksiyon sırasında oksitleyici madde indirgenir ve indirgeyici madde oksitlenir. Oksidasyona her zaman redüksiyon eşlik eder ve bunun tersi de geçerlidir. Böylece, İndirgeyici maddenin verdiği elektronların sayısı her zaman oksitleyici maddenin kabul ettiği elektronların sayısına eşittir.
7.2.1. Oksidasyon durumu
Oksidasyon durumu, bir bileşikteki bir atomun yalnızca iyonlardan oluştuğu varsayımıyla hesaplanan koşullu (formal) yüküdür. Oksidasyon durumu genellikle element sembolünün üzerinde "+" veya "-" işareti bulunan bir Arap rakamıyla gösterilir. Örneğin Al 3+, S 2–.
Oksidasyon durumlarını bulmak için şunlara rehberlik edilir: aşağıdaki kurallar:
basit maddelerdeki atomların oksidasyon durumu sıfırdır;
bir moleküldeki atomların oksidasyon durumlarının cebirsel toplamı sıfıra eşittir, karmaşık bir iyonda - iyonun yükü;
atomların oksidasyon durumu alkali metaller her zaman +1'e eşittir;
metal olmayan bileşiklerdeki (CH4, NH3, vb.) hidrojen atomu +1 oksidasyon durumu sergiler ve aktif metallerle oksidasyon durumu -1'dir (NaH, CaH2, vb.);
Bileşiklerdeki flor atomu her zaman -1'lik bir oksidasyon durumu sergiler;
Bileşiklerdeki oksijen atomunun oksidasyon durumu, oksijenin oksidasyon durumunun -1 olduğu peroksitler (H 2 O 2, Na 2 O 2) ve diğer bazı maddeler (süperoksitler, ozonitler, oksijen) hariç, genellikle -2'dir. florürler).
Bir gruptaki elementlerin maksimum pozitif oksidasyon durumu genellikle grup numarasına eşittir. İstisnalar flor ve oksijendir, çünkü en yüksek oksidasyon durumları, bulundukları grubun sayısından daha düşüktür. Bakır alt grubunun elemanları, oksidasyon durumlarının grup numarasını (CuO, AgF 5, AuCl 3) aştığı bileşikler oluşturur.
Maksimum negatif derece ana alt gruplarda bulunan elementlerin oksidasyonu periyodik tablo Grup numarasının sekizden çıkarılmasıyla belirlenebilir. Karbon için 8 – 4 = 4, fosfor için – 8 – 5 = 3'tür.
Ana alt gruplarda, elementlerden yukarıdan aşağıya doğru hareket ederken, en yüksek pozitif oksidasyon durumunun stabilitesi azalır; ikincil alt gruplarda ise tam tersine, daha yüksek oksidasyon durumlarının stabilitesi yukarıdan aşağıya doğru artar.
Oksidasyon durumu kavramının gelenekselliği, bazı inorganik ve organik bileşiklerin örnekleri kullanılarak gösterilebilir. Özellikle fosfinik (fosforlu) H3P02, fosfonik (fosforlu) H3P03 ve fosforik H3P04 asitlerde fosforun oksidasyon durumları sırasıyla +1, +3 ve +5'tir, tüm bu bileşiklerde ise fosfor beş değerliklidir. Metandaki karbon için CH4, metanol CH3OH, formaldehit CH20, formik asit HCOOH ve karbon monoksit (IV) CO2'nin karbonun oksidasyon durumları sırasıyla –4, –2, 0, +2 ve +4'tür, tüm bu bileşiklerdeki karbon atomunun değerliği ise dörttür.
Oksidasyon durumu geleneksel bir kavram olmasına rağmen redoks reaksiyonlarının oluşturulmasında yaygın olarak kullanılmaktadır.
7.2.2. En önemli oksitleyici ve indirgeyici maddeler
Tipik oksitleyici maddeler şunlardır:
1. Basit maddeler Atomları yüksek elektronegatifliğe sahip olan. Bunlar her şeyden önce ana alt grup VI'nın unsurlarıdır ve VII grupları periyodik tablo: oksijen, halojenler. Basit maddeler arasında en güçlü oksitleyici madde flordur.
2. Yüksek oksidasyon durumlarında bazı metal katyonları içeren bileşikler: Pb 4+, Fe 3+, Au 3+, vb.
3. Elementleri yüksek pozitif oksidasyon durumlarında olan bazı karmaşık anyonlar içeren bileşikler: 2–, –, vb.
İndirgeyici maddeler şunları içerir:
1. Atomları düşük elektronegatifliğe sahip olan basit maddeler aktif metallerdir. Onarıcı özellikler Hidrojen ve karbon gibi metal olmayanlar da sergileyebilir.
2. Elektron bağışlayarak oksidasyon durumlarını artırabilen katyonlar (Sn 2+, Fe 2+, Cr 2+) içeren bazı metal bileşikleri.
3. I – , S 2– gibi basit iyonlar içeren bazı bileşikler.
4. Karmaşık iyonlar (S 4+ O 3) 2–, (НР 3+ O 3) 2– içeren bileşikler; buradaki elementler, elektron vererek özelliklerini artırabilirler. pozitif derece oksidasyon.
İÇİNDE laboratuvar uygulaması En sık kullanılan oksitleyici maddeler şunlardır:
potasyum permanganat (KMn04);
potasyum dikromat (K2Cr207);
nitrik asit (HNO 3);
konsantre sülfürik asit(H2S04);
hidrojen peroksit (H202);
manganez (IV) ve kurşun (IV) oksitleri (Mn02, PbO2);
erimiş potasyum nitrat (KNO 3) ve diğer bazı nitratların eriyikleri.
Laboratuvar uygulamalarında kullanılan indirgeyici ajanlar şunları içerir:
- magnezyum (Mg), alüminyum (Al) ve diğer aktif metaller;
- hidrojen (H2) ve karbon (C);
- potasyum iyodür (KI);
- sodyum sülfür (Na2S) ve hidrojen sülfür (H2S);
- sodyum sülfit (Na2S03);
- kalay klorür (SnCl2).
7.2.3. Redoks reaksiyonlarının sınıflandırılması
Redoks reaksiyonları genellikle üç türe ayrılır: moleküller arası, molekül içi ve orantısızlık reaksiyonları (kendi kendine oksidasyon-kendi kendine indirgeme).
Moleküller arası reaksiyonlar Farklı moleküllerde bulunan atomların oksidasyon durumundaki değişiklik ile ortaya çıkar. Örneğin:
2 Al + Fe 2 O 3 Al 2 O 3 + 2 Fe,
C + 4 HNO3(kons) = C02 + 4 NO2 + 2 H20.
İLE molekül içi reaksiyonlar Bunlar, oksitleyici maddenin ve indirgeyici maddenin aynı molekülün parçası olduğu reaksiyonlardır, örneğin:
(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 .
İÇİNDE orantısızlık reaksiyonları(kendi kendine oksidasyon-kendi kendine indirgeme) aynı elementin bir atomu (iyon) hem oksitleyici bir madde hem de bir indirgeyici maddedir:
Cl 2 + 2 KOH KCl + KClO + H 2 O,
2 NO2 + 2 NaOH = NaN02 + NaN03 + H20.
7.2.4. Redoks reaksiyonlarını oluşturmanın temel kuralları
Redoks reaksiyonlarının bileşimi tabloda sunulan adımlara göre gerçekleştirilir. 7.2.
Tablo 7.2
Redoks reaksiyonları için denklemlerin derlenmesinin aşamaları
Aksiyon |
|
Oksitleyici maddeyi ve indirgeyici maddeyi belirleyin. |
|
Redoks reaksiyonunun ürünlerini tanımlayın. |
|
Bir elektron dengesi oluşturun ve oksidasyon durumlarını değiştiren maddelere katsayılar atamak için bunu kullanın. |
|
Redoks reaksiyonunda yer alan ve oluşan diğer maddelerin katsayılarını düzenleyin. |
|
Reaksiyon denkleminin sol ve sağ taraflarında bulunan atomların (genellikle hidrojen ve oksijen) madde miktarını sayarak katsayıların doğruluğunu kontrol edin. |
Asidik bir ortamda potasyum sülfitin potasyum permanganat ile etkileşimi örneğini kullanarak redoks reaksiyonları oluşturma kurallarını ele alalım:
1. Oksitleyici madde ve indirgeyici maddenin belirlenmesi
Bulunduğu yer en yüksek derece oksidasyon, manganez elektronlardan vazgeçemez. Mn 7+ elektronları kabul edecektir; oksitleyici bir maddedir.
S 4+ iyonu iki elektron verebilir ve S 6+'ya girebilir; indirgeyici bir ajandır. Dolayısıyla, söz konusu reaksiyonda K2S03 bir indirgeyici maddedir ve KMn04 bir oksitleyici maddedir.
2. Reaksiyon ürünlerinin oluşturulması
K2SO3 + KMnO4 + H2SO4?
İki elektron veren S 4+, S 6+ olur. Potasyum sülfit (K 2 SO 3) böylece sülfata (K 2 SO 4) dönüşür. Asidik bir ortamda Mn 7+ 5 elektron kabul eder ve bir sülfürik asit (ortam) çözeltisinde manganez sülfat (MnS04) oluşturur. Bu reaksiyonun bir sonucu olarak, su moleküllerinin yanı sıra (permanganatın içerdiği potasyum iyonları nedeniyle) ilave potasyum sülfat molekülleri de oluşur. Dolayısıyla, söz konusu reaksiyon şu şekilde yazılacaktır:
K 2 SO 3 + KMnO 4 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + MnS04 + H 2 O.
3. Elektron dengesinin derlenmesi
Bir elektron dengesini derlemek için, söz konusu reaksiyonda değişen oksidasyon durumlarını belirtmek gerekir:
K 2 S 4+ Ö 3 + KMn 7+ Ö 4 + H 2 SO 4 = K 2 S 6+ Ö 4 + Mn 2+ SO 4 + H 2 O.
Mn 7+ + 5 e = Mn 2+;
S 4+ – 2 e = S 6+.
İndirgeyici maddenin verdiği elektronların sayısı, oksitleyici maddenin kabul ettiği elektronların sayısına eşit olmalıdır. Bu nedenle reaksiyona iki Mn 7+ ve beş S 4+ katılmalıdır:
Mn 7+ + 5 e = Mn 2+ 2,
S 4+ – 2 e = S 6+ 5.
Böylece indirgeyici ajanın (10) verdiği elektron sayısı, oksitleyici ajanın (10) kabul ettiği elektron sayısına eşit olacaktır.
4. Reaksiyon denklemindeki katsayıların düzenlenmesi
Elektron dengesine uygun olarak K 2 SO 3'ün önüne 5, KMnO 4'ün önüne 2 katsayı koymak gerekiyor. Sağ tarafta potasyum sülfatın önüne 6 katsayısı koyuyoruz, çünkü permanganatın içerdiği potasyum iyonlarının bağlanması sonucu potasyum sülfit K2S04'ün oksidasyonu sırasında oluşan beş K2S04 molekülüne bir molekül eklenir. Reaksiyon içerdiğinden iki sağ tarafta da permanganat molekülleri oluşur iki manganez sülfat molekülleri. Reaksiyon ürünlerini (permanganata dahil olan potasyum ve manganez iyonları) bağlamak için gereklidir. üç sülfürik asit molekülleri, dolayısıyla reaksiyonun bir sonucu olarak, üç su molekülleri. Sonunda şunu elde ederiz:
5 K 2 SO 3 + 2 KMnO 4 + 3 H 2 SO 4 = 6 K 2 SO 4 + 2 MnS04 + 3 H 2 O.
5. Reaksiyon denklemindeki katsayıların doğruluğunun kontrol edilmesi
Reaksiyon denkleminin sol tarafındaki oksijen atomlarının sayısı:
5 3 + 2 4 + 3 4 = 35.
Sağ tarafta bu sayı şöyle olacaktır:
6 4 + 2 4 + 3 1 = 35.
Reaksiyon denkleminin sol tarafındaki hidrojen atomlarının sayısı altıdır ve reaksiyon denkleminin sağ tarafındaki bu atomların sayısına karşılık gelir.
7.2.5. Tipik oksitleyici ve indirgeyici maddeleri içeren redoks reaksiyonlarının örnekleri
7.2.5.1. Moleküller arası oksidasyon-redüksiyon reaksiyonları
Aşağıda örnek olarak potasyum permanganat, potasyum dikromat, hidrojen peroksit, potasyum nitrit, potasyum iyodür ve potasyum sülfit içeren redoks reaksiyonlarını ele alıyoruz. Diğer tipik oksitleyici ve indirgeyici ajanları içeren redoks reaksiyonları, kılavuzun ikinci bölümünde (“İnorganik kimya”) tartışılmaktadır.
Potasyum permanganat içeren redoks reaksiyonları
Ortama bağlı olarak (asidik, nötr, alkali), oksitleyici bir madde olarak görev yapan potasyum permanganat, çeşitli ürünler kurtarma, Şekil. 7.1.
Pirinç. 7.1. Potasyum permanganat indirgeme ürünlerinin oluşumu farklı ortamlar
Aşağıda KMnO4'ün çeşitli ortamlarda indirgeyici madde olarak potasyum sülfit ile reaksiyonları şemayı göstermektedir, Şekil 2.1. 7.1. Bu reaksiyonlarda sülfür iyonunun oksidasyon ürünü serbest kükürt. İÇİNDE alkali ortam KOH molekülleri reaksiyona katılmaz, sadece potasyum permanganatın indirgenme ürününü belirler.
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.
Potasyum dikromat içeren redoks reaksiyonları
Asidik bir ortamda potasyum dikromat güçlü bir oksitleyici maddedir. K 2 Cr 2 O 7 ve konsantre H 2 SO 4 (krom) karışımı, laboratuar uygulamalarında oksitleyici bir madde olarak yaygın olarak kullanılmaktadır. Bir indirgeyici madde ile etkileşime giren bir potasyum dikromat molekülü altı elektronu kabul ederek üç değerlikli krom bileşikleri oluşturur:
6 FeS04 +K2Cr207 +7 H2S04 = 3 Fe2 (S04) 3 +Cr2 (S04) 3 +K2S04 +7 H20;
6 KI + K 2 Cr 2 Ö 7 + 7 H 2 SO 4 = 3 I 2 + Cr 2 (SO 4) 3 + 4 K 2 SO 4 + 7 H 2 O.
Hidrojen peroksit ve potasyum nitriti içeren redoks reaksiyonları
Hidrojen peroksit ve potasyum nitrit ağırlıklı olarak sergilenir oksitleyici özellikler:
H 2 S + H 2 Ö 2 = S + 2 H 2 Ö,
2 KI + 2 KNO 2 + 2 H 2 SO 4 = I 2 + 2 K 2 SO 4 + H 2 O,
Bununla birlikte, güçlü oksitleyici maddelerle (örneğin KMnO 4 gibi) etkileşime girdiğinde hidrojen peroksit ve potasyum nitrit indirgeyici maddeler olarak hareket eder:
5 H 2 O 2 + 2 KMnO 4 + 3 H 2 SO 4 = 5 O 2 + 2 MnS04 + K 2 SO 4 + 8 H 2 O,
5 KNO 2 + 2 KMnO 4 + 3 H 2 SO 4 = 5 KNO 3 + 2 MnS04 + K 2 SO 4 + 3 H 2 O.
Ortama bağlı olarak hidrojen peroksitin, Şekil 1'deki şemaya göre azaltıldığına dikkat edilmelidir. 7.2.
Pirinç. 7.2. Olası hidrojen peroksit indirgeme ürünleri
Bu durumda reaksiyonlar sonucunda su veya hidroksit iyonları oluşur:
2 FeSO 4 + H 2 O 2 + H 2 SO 4 = Fe 2 (SO 4) 3 + 2 H 2 O,
2 KI + H202 = I2 + 2 KOH.
7.2.5.2. Molekül içi oksidasyon-redüksiyon reaksiyonları
Molekül içi redoks reaksiyonları genellikle molekülleri bir indirgeyici madde ve bir oksitleyici madde içeren maddeler ısıtıldığında meydana gelir. Molekül içi indirgeme-oksidasyon reaksiyonlarının örnekleri süreçlerdir termal ayrışma nitratlar ve potasyum permanganat:
2 NaNO3 2 NaNO2 + O2,
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. Orantısızlık reaksiyonları
Yukarıda belirtildiği gibi orantısızlık reaksiyonlarında aynı atom (iyon) hem oksitleyici ajan hem de indirgeyici ajandır. Sülfürün alkali ile etkileşimi örneğini kullanarak bu tür reaksiyonu oluşturma sürecini ele alalım.
Sülfürün karakteristik oksidasyon durumları: – 2, 0, +4 ve +6. İndirgeyici bir madde olarak görev yapan elementel kükürt 4 elektron bağışlar:
Bu yüzden – 4e = S4+.
Sülfür – Oksitleyici madde iki elektronu kabul eder:
S o + 2е = S 2– .
Böylece, kükürt orantısızlığının reaksiyonunun bir sonucu olarak, elementin oksidasyon durumları aşağıdaki gibi olan bileşikler oluşur: – 2 ve sağ +4:
3 S + 6 KOH = 2 K 2 S + K 2 SO 3 + 3 H 2 O.
Nitrojen oksit (IV) alkalide orantısız hale getirildiğinde, nitrit ve nitrat elde edilir - nitrojenin oksidasyon durumlarının sırasıyla +3 ve +5 olduğu bileşikler:
2 N 4+ Ö 2 + 2 KOH = KN 3+ Ö 2 + KN 5+ Ö 3 + H 2 O,
Soğuk alkali çözeltide klorun orantısızlığı hipoklorit oluşumuna ve sıcak alkali çözeltide klorat oluşumuna yol açar:
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. Elektroliz
Çözeltilerde meydana gelen veya içinden doğru elektrik akımı geçtiğinde eriyen redoks işlemine elektroliz denir. Bu durumda pozitif elektrotta (anot) anyonların oksidasyonu meydana gelir. Negatif elektrotta (katot) katyonlar azaltılır.
2 Na2C034Na+02+2C02.
Elektroliz ile sulu çözeltilerçözünmüş maddenin dönüşümleriyle birlikte elektrolitler meydana gelebilir elektrokimyasal süreçler hidrojen iyonlarının ve suyun hidroksit iyonlarının katılımıyla:
katot (–): 2 Н + + 2е = Н 2,
anot (+): 4 OH – – 4e = O 2 + 2 H 2 O.
Bu durumda katottaki indirgeme işlemi şu şekilde gerçekleşir:
1. Katyonlar aktif metaller(Al3+'ye kadar) katotta indirgenmez; bunun yerine hidrojen indirgenir.
2. Bir sıra standart katyonda bulunan metal katyonları elektrot potansiyelleri(voltaj serisinde) hidrojenin sağında, elektroliz sırasında katotta serbest metallere indirgenirler.
3. Al3+ ve H+ arasında bulunan metal katyonları, hidrojen katyonuyla aynı anda katotta indirgenir.
Anotta sulu çözeltilerde meydana gelen işlemler anodun yapıldığı maddeye bağlıdır. Çözünmeyen anotlar vardır ( hareketsiz) ve çözünür ( aktif). İnert anotların malzemesi olarak grafit veya platin kullanılır. Çözünür anotlar bakır, çinko ve diğer metallerden yapılır.
İnert anotlu çözeltilerin elektrolizi sırasında aşağıdaki ürünler oluşturulabilir:
1. Halojenür iyonları oksitlendiğinde serbest halojenler açığa çıkar.
2. SO 2 2–, NO 3 –, PO 4 3– anyonlarını içeren çözeltilerin elektrolizi sırasında oksijen açığa çıkar; Anotta oksitlenen bu iyonlar değil, su molekülleridir.
Yukarıdaki kuralları dikkate alarak, örnek olarak NaCl, CuS04 ve KOH'un sulu çözeltilerinin inert elektrotlarla elektrolizini ele alalım.
1). Solüsyonda sodyum klorür iyonlara ayrışır.