Reakcije spoja su sljedeće. Uvod u opću kemiju
Kemijska reakcija- ovo je "transformacija" jedne ili više tvari u drugu tvar, s drugačijom strukturom i kemijskim sastavom. Rezultirajuća tvar ili tvari nazivaju se "produkti reakcije". Tijekom kemijskih reakcija jezgre i elektroni stvaraju nove spojeve (redistribuiraju se), ali se njihova količina ne mijenja, a izotopski sastav kemijskih elemenata ostaje isti.
Sve kemijske reakcije dijele se na jednostavne i složene.
Na temelju broja i sastava polaznih i rezultirajućih tvari, jednostavne kemijske reakcije mogu se podijeliti u nekoliko glavnih vrsta.
Reakcije razgradnje su reakcije u kojima se iz jedne složene tvari dobiva više drugih tvari. Istodobno, formirane tvari mogu biti jednostavne i složene. U pravilu je za odvijanje kemijske reakcije razgradnje potrebno zagrijavanje (to je endoterman proces, apsorpcija topline).
Na primjer, kada se prah malahita zagrijava, nastaju tri nove tvari: bakreni oksid, voda i ugljikov dioksid:
Cu 2 CH 2 O 5 = 2CuO + H 2 O + CO 2
malahit → bakrov oksid + voda + ugljikov dioksid
Kad bi se u prirodi odvijale samo reakcije razgradnje, tada bi se razgradile sve složene tvari koje se mogu razgraditi i više ne bi dolazilo do kemijskih pojava. No ima i drugih reakcija.
U reakcijama spojeva, nekoliko jednostavnih ili složenih tvari proizvodi jednu složenu tvar. Ispada da su reakcije spojeva obrnute od reakcija razgradnje.
Na primjer, kada se bakar zagrijava na zraku, postaje prekriven crnim premazom. Bakar se pretvara u bakrov oksid:
2Cu + O 2 = 2CuO
bakar + kisik → bakrov oksid
Kemijske reakcije između jednostavne i složene tvari, u kojima atomi koji čine jednostavnu tvar zamjenjuju atome jednog od elemenata složene tvari, nazivaju se reakcijama supstitucije.
Na primjer, ako umočite željezni čavao u otopinu bakrenog klorida (CuCl 2), on (čavao) će se početi prekrivati bakrom koji se oslobađa na njegovoj površini. I do kraja reakcije, otopina se pretvara iz plave u zelenkastu: umjesto bakrenog klorida sada sadrži željezni klorid:
Fe + CuCl 2 = Cu + FeCl 2
Željezo + bakrov klorid → bakar + željezo (III) klorid
Atomi bakra u bakrenom kloridu zamijenjeni su atomima željeza.
Reakcija izmjene je reakcija u kojoj dvije složene tvari izmjenjuju svoje sastavne dijelove. Najčešće se takve reakcije događaju u vodenim otopinama.
U reakcijama metalnih oksida s kiselinama dvije složene tvari - oksid i kiselina - zamjenjuju svoje sastavne dijelove: atome kisika za kiselinske ostatke, a atome vodika za atome metala.
Na primjer, ako se bakrov oksid (CuO) pomiješa sa sumpornom kiselinom H 2 SO 4 i zagrije, dobiva se otopina iz koje se može izolirati bakrov sulfat:
CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O
bakrov oksid + sumporna kiselina → bakrov sulfat + voda
blog.site, pri kopiranju materijala u cijelosti ili djelomično, poveznica na izvorni izvor je obavezna.
7.1. Osnovni tipovi kemijskih reakcija
Transformacije tvari, popraćene promjenama njihova sastava i svojstava, nazivaju se kemijske reakcije ili kemijske interakcije. Tijekom kemijskih reakcija ne dolazi do promjene u sastavu atomskih jezgri.
Pojave u kojima se mijenja oblik ili agregatno stanje tvari ili mijenja sastav atomskih jezgri nazivamo fizikalnim. Primjeri fizikalnih pojava su toplinska obrada metala pri kojoj se mijenja njihov oblik (kovanje), taljenje metala, sublimacija joda, pretvaranje vode u led ili paru itd., kao i nuklearne reakcije, uslijed čega nastaju atomi iz atoma jednih elemenata drugi elementi.
Kemijske pojave mogu biti popraćene fizičkim transformacijama. Na primjer, kao rezultat kemijskih reakcija koje se odvijaju u galvanskoj ćeliji, nastaje električna struja.
Kemijske reakcije klasificiraju se prema različitim kriterijima.
1. Prema predznaku toplinskog učinka sve se reakcije dijele na endotermički(nastavljajući s apsorpcijom topline) i egzotermna(teče uz oslobađanje topline) (vidi § 6.1).
2. Na temelju agregacijskog stanja polaznih tvari i produkata reakcije razlikuju se:
homogene reakcije, u kojem su sve tvari u istoj fazi:
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),
SiO 2 (k) + 2 Mg (k) = Si (k) + 2 MgO (k).
heterogene reakcije, tvari u kojima su u različitim fazama:
CaO (k) + CO 2 (g) = CaCO 3 (k),
CuSO 4 (otopina) + 2 NaOH (otopina) = Cu(OH) 2 (k) + Na 2 SO 4 (otopina),
Na 2 SO 3 (otopina) + 2HCl (otopina) = 2 NaCl (otopina) + SO 2 (g) + H 2 O (l).
3. Prema sposobnosti strujanja samo u smjeru naprijed, te u smjeru naprijed i nazad razlikuju se nepovratan I reverzibilan kemijske reakcije (vidi § 6.5).
4. Na temelju prisutnosti ili odsutnosti katalizatora razlikuju se katalitički I nekatalitički reakcije (vidi § 6.5).
5. Prema mehanizmu nastanka kemijske reakcije dijelimo na ionski, radikal itd. (mehanizam kemijskih reakcija koje se odvijaju uz sudjelovanje organskih spojeva raspravlja se u kolegiju organske kemije).
6. Prema stanju oksidacijskih stanja atoma uključenih u sastav reagirajućih tvari, reakcije koje se javljaju bez promjene oksidacijskog stanja atoma, te s promjenom oksidacijskog stanja atoma ( redoks reakcije) (vidi § 7.2) .
7. Reakcije se razlikuju po promjenama sastava polaznih tvari i produkata reakcije povezivanje, razlaganje, supstitucija i razmjena. Ove reakcije mogu se odvijati i sa i bez promjena u oksidacijskim stanjima elemenata, tablica . 7.1.
Tablica 7.1
Vrste kemijskih reakcija
Opća shema |
Primjeri reakcija koje se odvijaju bez promjene oksidacijskog stanja elemenata |
Primjeri redoks reakcija |
|
Veze (jedna nova tvar nastaje od dvije ili više tvari) |
HCl + NH3 = NH4Cl; SO3 + H2O = H2SO4 |
H2 + Cl2 = 2HCl; 2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3 |
|
Razgradnje (iz jedne tvari nastaje više novih tvari) |
A = B + C + D |
MgCO3 MgO + CO2; H 2 SiO 3 SiO 2 + H 2 O |
2AgNO 3 2Ag + 2NO 2 + O 2 |
Zamjene (kada tvari međusobno djeluju, atomi jedne tvari zamjenjuju atome druge tvari u molekuli) |
A + BC = AB + C |
CaCO 3 + SiO 2 CaSiO 3 + CO 2 |
Pb(NO 3) 2 + Zn = Mg + 2HCl = MgCl2 + H2 |
|
(dvije tvari izmjenjuju svoje sastavne dijelove, tvoreći dvije nove tvari) |
AB + CD = AD + CB |
AlCl3 + 3NaOH = Ca(OH)2 + 2HCl = CaCl2 + 2H2O |
7.2. Redoks reakcije
Kao što je gore spomenuto, sve kemijske reakcije podijeljene su u dvije skupine:
Kemijske reakcije koje se odvijaju s promjenom oksidacijskog stanja atoma koji čine reaktante nazivaju se redoks reakcije.
Oksidacija je proces otpuštanja elektrona od strane atoma, molekule ili iona:
Na o – 1e = Na + ;
Fe 2+ – e = Fe 3+ ;
H2o – 2e = 2H+;
2 Br – – 2e = Br 2 o.
Oporavak je proces dodavanja elektrona atomu, molekuli ili ionu:
S o + 2e = S 2– ;
Cr3+ + e = Cr2+;
Cl 2 o + 2e = 2Cl – ;
Mn 7+ + 5e = Mn 2+ .
Nazivaju se atomi, molekule ili ioni koji primaju elektrone oksidirajuća sredstva. Restauratori su atomi, molekule ili ioni koji doniraju elektrone.
Prihvaćanjem elektrona oksidacijsko sredstvo se tijekom reakcije reducira, a redukcijsko sredstvo oksidira. Oksidaciju uvijek prati redukcija i obrnuto. Tako, broj elektrona koje preda redukcijsko sredstvo uvijek je jednak broju elektrona koje prihvati oksidacijsko sredstvo.
7.2.1. Oksidacijsko stanje
Oksidacijsko stanje je uvjetni (formalni) naboj atoma u spoju, izračunat pod pretpostavkom da se on sastoji samo od iona. Oksidacijsko stanje obično se označava arapskim brojem iznad simbola elementa sa znakom "+" ili "–". Na primjer, Al 3+, S 2–.
Za određivanje oksidacijskih stanja koriste se sljedeća pravila:
stupanj oksidacije atoma u jednostavnim tvarima je nula;
algebarski zbroj oksidacijskih stanja atoma u molekuli jednak je nuli, u složenom ionu - naboj iona;
stupanj oksidacije atoma alkalijskih metala je uvijek +1;
atom vodika u spojevima s nemetalima (CH 4, NH 3 i dr.) ima oksidacijsko stanje +1, a kod aktivnih metala njegovo oksidacijsko stanje je –1 (NaH, CaH 2 i dr.);
Atom fluora u spojevima uvijek pokazuje oksidacijsko stanje –1;
Oksidacijsko stanje atoma kisika u spojevima obično je –2, osim peroksida (H 2 O 2, Na 2 O 2), u kojima je oksidacijsko stanje kisika –1, te nekih drugih tvari (superoksidi, ozonidi, kisik fluoridi).
Maksimalno pozitivno oksidacijsko stanje elemenata u skupini obično je jednako broju skupine. Izuzetak su fluor i kisik, budući da je njihovo najviše oksidacijsko stanje niže od broja skupine u kojoj se nalaze. Elementi podskupine bakra tvore spojeve u kojima njihovo oksidacijsko stanje prelazi broj skupine (CuO, AgF 5, AuCl 3).
Maksimalno negativno oksidacijsko stanje elemenata smještenih u glavnim podskupinama periodnog sustava može se odrediti oduzimanjem broja skupine od osam. Za ugljik je 8 – 4 = 4, za fosfor – 8 – 5 = 3.
U glavnim podskupinama, kada se kreće od elemenata odozgo prema dolje, smanjuje se stabilnost najvišeg pozitivnog oksidacijskog stanja; u sekundarnim podskupinama, naprotiv, od vrha prema dolje povećava se stabilnost viših oksidacijskih stanja.
Konvencionalnost koncepta oksidacijskog stanja može se pokazati na primjeru nekih anorganskih i organskih spojeva. Konkretno, u fosfinskoj (fosfornoj) H 3 PO 2, fosfonskoj (fosfornoj) H 3 PO 3 i fosfornoj H 3 PO 4 kiselinama, oksidacijska stanja fosfora su redom +1, +3 i +5, dok u svim ovim spojevima fosfor je petovalentan. Za ugljik u metanu CH 4, metanolu CH 3 OH, formaldehidu CH 2 O, mravljoj kiselini HCOOH i ugljičnom monoksidu (IV) CO 2, oksidacijska stanja ugljika su –4, –2, 0, +2 i +4, redom , dok je valencija ugljikovog atoma u svim ovim spojevima četiri.
Unatoč činjenici da je oksidacijsko stanje konvencionalan koncept, naširoko se koristi u sastavljanju redoks reakcija.
7.2.2. Najvažnija oksidacijska i redukcijska sredstva
Tipična oksidacijska sredstva su:
1. Jednostavne tvari čiji atomi imaju visoku elektronegativnost. To su, prije svega, elementi glavnih podskupina VI i VII skupina periodnog sustava: kisik, halogeni. Od jednostavnih tvari najjači oksidans je fluor.
2. Spojevi koji sadrže neke metalne katione u visokim oksidacijskim stanjima: Pb 4+, Fe 3+, Au 3+ itd.
3. Spojevi koji sadrže neke složene anione, elementi u kojima su u visokim pozitivnim oksidacijskim stanjima: 2–, – itd.
Reducirajuća sredstva uključuju:
1. Jednostavne tvari čiji atomi imaju malu elektronegativnost su aktivni metali. Nemetali, poput vodika i ugljika, također mogu pokazivati redukcijska svojstva.
2. Neki metalni spojevi koji sadrže katione (Sn 2+, Fe 2+, Cr 2+), koji doniranjem elektrona mogu povećati svoje oksidacijsko stanje.
3. Neki spojevi koji sadrže jednostavne ione kao što su I – , S 2– .
4. Spojevi koji sadrže kompleksne ione (S 4+ O 3) 2–, (NR 3+ O 3) 2–, u kojima elementi mogu doniranjem elektrona povećati svoje pozitivno oksidacijsko stanje.
U laboratorijskoj praksi najčešće se koriste sljedeća oksidacijska sredstva:
kalijev permanganat (KMnO 4);
kalijev dikromat (K 2 Cr 2 O 7);
dušična kiselina (HNO3);
koncentrirana sumporna kiselina (H 2 SO 4);
vodikov peroksid (H 2 O 2);
oksidi mangana (IV) i olova (IV) (MnO 2, PbO 2);
taline kalijevog nitrata (KNO 3) i taline nekih drugih nitrata.
Reducirajuća sredstva koja se koriste u laboratorijskoj praksi uključuju:
- magnezij (Mg), aluminij (Al) i drugi aktivni metali;
- vodik (H2) i ugljik (C);
- kalijev jodid (KI);
- natrijev sulfid (Na 2 S) i vodikov sulfid (H 2 S);
- natrijev sulfit (Na 2 SO 3);
- kositar klorid (SnCl 2).
7.2.3. Klasifikacija redoks reakcija
Redoks reakcije obično se dijele na tri vrste: međumolekularne, intramolekularne i reakcije disproporcioniranja (samooksidacija-samoredukcija).
Međumolekulske reakcije nastaju promjenom oksidacijskog stanja atoma koji se nalaze u različitim molekulama. Na primjer:
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.
DO intramolekularne reakcije To su reakcije u kojima su oksidacijsko sredstvo i redukcijsko sredstvo dio iste molekule, na primjer:
(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 .
U reakcije disproporcionalnosti(samooksidacija-samoredukcija) atom (ion) istog elementa je i oksidacijsko i redukcijsko sredstvo:
Cl 2 + 2 KOH KCl + KClO + H 2 O,
2 NO 2 + 2 NaOH = NaNO 2 + NaNO 3 + H 2 O.
7.2.4. Osnovna pravila za sastavljanje redoks reakcija
Kompozicija redoks reakcija provodi se prema koracima prikazanim u tablici. 7.2.
Tablica 7.2
Faze sastavljanja jednadžbi redoks reakcija
Akcijski |
|
Odredite oksidacijsko i redukcijsko sredstvo. |
|
Prepoznajte produkte redoks reakcije. |
|
Napravite elektronsku ravnotežu i pomoću nje odredite koeficijente za tvari koje mijenjaju svoja oksidacijska stanja. |
|
Poredajte koeficijente za ostale tvari koje sudjeluju i nastaju u redoks reakciji. |
|
Provjerite točnost koeficijenata brojanjem količine tvari atoma (obično vodika i kisika) koji se nalaze na lijevoj i desnoj strani jednadžbe reakcije. |
Razmotrimo pravila za sastavljanje redoks reakcija na primjeru interakcije kalijevog sulfita s kalijevim permanganatom u kiselom okruženju:
1. Određivanje oksidacijskog i redukcijskog sredstva
Mangan, koji je u najvišem oksidacijskom stanju, ne može odustati od elektrona. Mn 7+ će prihvatiti elektrone, t.j. je oksidirajuće sredstvo.
Ion S 4+ može donirati dva elektrona i prijeći u S 6+, tj. je redukcijsko sredstvo. Dakle, u reakciji koja se razmatra, K 2 SO 3 je redukcijsko sredstvo, a KMnO 4 je oksidacijsko sredstvo.
2. Utvrđivanje produkata reakcije
K2SO3 + KMnO4 + H2SO4?
Doniranjem dva elektrona elektronu, S 4+ postaje S 6+. Kalijev sulfit (K 2 SO 3) tako prelazi u sulfat (K 2 SO 4). U kiseloj sredini Mn 7+ prihvaća 5 elektrona i u otopini sumporne kiseline (medij) stvara manganov sulfat (MnSO 4). Kao rezultat ove reakcije nastaju i dodatne molekule kalijevog sulfata (zbog iona kalija uključenih u permanganat), kao i molekule vode. Stoga će reakcija koja se razmatra biti napisana kao:
K 2 SO 3 + KMnO 4 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + MnSO 4 + H 2 O.
3. Sastavljanje elektronske bilance
Za sastavljanje elektronske bilance potrebno je navesti ona oksidacijska stanja koja se mijenjaju u razmatranoj reakciji:
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+.
Broj elektrona koje preda redukcijsko sredstvo mora biti jednak broju elektrona koje prihvati oksidacijsko sredstvo. Dakle, dva Mn 7+ i pet S 4+ moraju sudjelovati u reakciji:
Mn 7+ + 5 e = Mn 2+ 2,
S 4+ – 2 e = S 6+ 5.
Stoga će broj elektrona koje preda redukcijsko sredstvo (10) biti jednak broju elektrona koje prihvati oksidacijsko sredstvo (10).
4. Raspored koeficijenata u jednadžbi reakcije
Sukladno ravnoteži elektrona, ispred K 2 SO 3 potrebno je staviti koeficijent 5, a ispred KMnO 4 2. S desne strane, ispred kalijevog sulfata postavljamo koeficijent 6, budući da se jedna molekula dodaje na pet molekula K 2 SO 4 nastalih tijekom oksidacije kalijevog sulfita K 2 SO 4 kao rezultat vezanja kalijevih iona uključenih u permanganat. Budući da reakcija uključuje dva nastaju i molekule permanganata, s desne strane dva molekule mangan sulfata. Za vezanje produkata reakcije (ioni kalija i mangana uključeni u permanganat), potrebno je tri molekule sumporne kiseline, dakle, kao rezultat reakcije, tri molekule vode. Na kraju dobivamo:
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. Provjera ispravnosti koeficijenata u jednadžbi reakcije
Broj atoma kisika na lijevoj strani jednadžbe reakcije je:
5 3 + 2 4 + 3 4 = 35.
Na desnoj strani ovaj broj će biti:
6 4 + 2 4 + 3 1 = 35.
Broj atoma vodika na lijevoj strani jednadžbe reakcije je šest i odgovara broju tih atoma na desnoj strani jednadžbe reakcije.
7.2.5. Primjeri redoks reakcija koje uključuju tipične oksidacijske i redukcijske agense
7.2.5.1. Intermolekularne oksidacijsko-redukcijske reakcije
U nastavku, kao primjere, razmatramo redoks reakcije koje uključuju kalijev permanganat, kalijev dikromat, vodikov peroksid, kalijev nitrit, kalijev jodid i kalijev sulfid. O redoks reakcijama koje uključuju druge tipične oksidante i redukcijske agense raspravlja se u drugom dijelu priručnika ("Anorganska kemija").
Redoks reakcije koje uključuju kalijev permanganat
Ovisno o okolini (kiseloj, neutralnoj, alkalnoj), kalijev permanganat, djelujući kao oksidacijsko sredstvo, daje različite produkte redukcije, sl. 7.1.
Riža. 7.1. Nastajanje produkata redukcije kalijevog permanganata u različitim medijima
Dolje su prikazane reakcije KMnO 4 s kalijevim sulfidom kao redukcijskim sredstvom u različitim sredinama, ilustrirajući shemu, sl. 7.1. U tim reakcijama produkt oksidacije sulfidnih iona je slobodni sumpor. U alkalnoj sredini molekule KOH ne sudjeluju u reakciji, već samo određuju produkt redukcije kalijeva permanganata.
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.
Redoks reakcije koje uključuju kalijev dikromat
U kiseloj sredini kalijev dikromat je jako oksidacijsko sredstvo. Mješavina K 2 Cr 2 O 7 i koncentrirane H 2 SO 4 (kroma) naširoko se koristi u laboratorijskoj praksi kao oksidacijsko sredstvo. U interakciji s redukcijskim sredstvom, jedna molekula kalijevog dikromata prihvaća šest elektrona, tvoreći spojeve trovalentnog kroma:
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.
Redoks reakcije koje uključuju vodikov peroksid i kalijev nitrit
Vodikov peroksid i kalijev nitrit pokazuju pretežno oksidacijska svojstva:
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,
Međutim, u interakciji s jakim oksidansima (kao što je, na primjer, KMnO 4), vodikov peroksid i kalijev nitrit djeluju kao redukcijski agensi:
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.
Treba napomenuti da se vodikov peroksid, ovisno o okolišu, reducira prema shemi, sl. 7.2.
Riža. 7.2. Mogući produkti redukcije vodikovog peroksida
U ovom slučaju, kao rezultat reakcija, nastaju voda ili hidroksidni ioni:
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. Intramolekularne oksidacijsko-redukcijske reakcije
Intramolekularne redoks reakcije obično se događaju kada se zagrijavaju tvari čije molekule sadrže redukcijsko sredstvo i oksidacijsko sredstvo. Primjeri intramolekularnih redukcijsko-oksidacijskih reakcija su procesi toplinske razgradnje nitrata i kalijevog permanganata:
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. Reakcije disproporcionalnosti
Kao što je gore navedeno, u reakcijama disproporcioniranja isti atom (ion) je i oksidacijsko sredstvo i redukcijsko sredstvo. Razmotrimo proces sastavljanja ove vrste reakcije na primjeru interakcije sumpora s alkalijom.
Karakteristična oksidacijska stanja sumpora: – 2, 0, +4 i +6. Djelujući kao redukcijski agens, elementarni sumpor daje 4 elektrona:
S o – 4e = S 4+.
Sumpor – Oksidacijsko sredstvo prihvaća dva elektrona:
S o + 2e = S 2– .
Dakle, kao rezultat reakcije disproporcioniranja sumpora nastaju spojevi čija su oksidacijska stanja elementa – 2 i desno +4:
3 S + 6 KOH = 2 K 2 S + K 2 SO 3 + 3 H 2 O.
Kada se dušikov oksid (IV) disproporcionira u lužini, dobivaju se nitrit i nitrat - spojevi u kojima je oksidacijsko stanje dušika +3, odnosno +5:
2 N 4+ O 2 + 2 KOH = KN 3+ O 2 + KN 5+ O 3 + H 2 O,
Disproporcioniranje klora u hladnoj alkalnoj otopini dovodi do stvaranja hipoklorita, au vrućoj alkalnoj otopini - klorata:
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. Elektroliza
Redoks proces koji se odvija u otopinama ili talinama kada kroz njih prođe istosmjerna električna struja naziva se elektroliza. U tom slučaju dolazi do oksidacije aniona na pozitivnoj elektrodi (anodi). Kationi se reduciraju na negativnoj elektrodi (katodi).
2 Na 2 CO 3 4 Na + O 2 + 2CO 2 .
Tijekom elektrolize vodenih otopina elektrolita, uz transformacije otopljene tvari, mogu se odvijati elektrokemijski procesi uz sudjelovanje vodikovih iona i hidroksidnih iona vode:
katoda (–): 2 N + + 2e = N 2,
anoda (+): 4 OH – – 4e = O 2 + 2 H 2 O.
U ovom slučaju, proces redukcije na katodi odvija se na sljedeći način:
1. Na katodi se ne reduciraju kationi aktivnih metala (do uključivo Al 3+), već se reducira vodik.
2. Metalni kationi smješteni u nizu standardnih elektrodnih potencijala (u nizu napona) desno od vodika reduciraju se u slobodne metale na katodi tijekom elektrolize.
3. Metalni kationi koji se nalaze između Al 3+ i H + reduciraju se na katodi istovremeno s kationom vodika.
Procesi koji se odvijaju u vodenim otopinama na anodi ovise o tvari od koje je anoda izrađena. Postoje netopljive anode ( inertan) i topljivi ( aktivan). Kao materijal inertnih anoda koristi se grafit ili platina. Topljive anode izrađuju se od bakra, cinka i drugih metala.
Tijekom elektrolize otopina s inertnom anodom mogu nastati sljedeći produkti:
1. Kada se halogenidni ioni oksidiraju, oslobađaju se slobodni halogeni.
2. Pri elektrolizi otopina koje sadrže anione SO 2 2–, NO 3 –, PO 4 3– oslobađa se kisik, t.j. Na anodi se ne oksidiraju ti ioni, već molekule vode.
Uzimajući u obzir gornja pravila, razmotrimo, kao primjer, elektrolizu vodenih otopina NaCl, CuSO 4 i KOH s inertnim elektrodama.
1). U otopini natrijev klorid disocira na ione.
1. Navedite točnu definiciju reakcije spoja: A. Reakcija nastanka više tvari iz jedne jednostavne tvari; B. Reakcija u kojoj jedna složena tvar nastaje iz više jednostavnih ili složenih tvari. B. Reakcija u kojoj tvari izmjenjuju svoje sastojke.
2. Navedite točnu definiciju reakcije supstitucije: A. Reakcija između baze i kiseline; B. Reakcija međudjelovanja dviju jednostavnih tvari; B. Reakcija između tvari u kojoj atomi jednostavne tvari zamjenjuju atome jednog od elemenata u složenoj tvari.
3. Navedite točnu definiciju reakcije razgradnje: A. Reakcija u kojoj iz jedne složene tvari nastaje više jednostavnih ili složenih tvari; B. Reakcija u kojoj tvari izmjenjuju svoje sastojke; B. Reakcija uz stvaranje molekula kisika i vodika.
5. Koja je reakcija interakcija kiselih oksida s bazičnim oksidima: 5. Koja je reakcija interakcija kiselih oksida s bazičnim oksidima: A. Reakcija izmjene; B. Reakcija spoja; B. Reakcija razgradnje; D. Supstitucijska reakcija.
7. Tvari čije su formule KNO 3 FeCl 2, Na 2 SO 4 nazivaju se: 7. Tvari čije su formule KNO 3 FeCl 2, Na 2 SO 4 nazivaju se: A) soli; B) razlozi; B) kiseline; D) oksidi. A) soli; B) razlozi; B) kiseline; D) oksidi. 8. Tvari čije su formule HNO 3, HCl, H 2 SO 4 nazivaju se: 8. Tvari čije su formule HNO 3, HCl, H 2 SO 4 nazivaju se: A) soli; B) kiseline; B) razlozi; D) oksidi. A) soli; B) kiseline; B) razlozi; D) oksidi. 9. Tvari čije su formule KOH, Fe(OH) 2, NaOH nazivaju se: 9. Tvari čije su formule KOH, Fe(OH) 2, NaOH nazivaju se: A) soli; B) kiseline; B) razlozi; D) oksidi. 10. Tvari čije su formule NO 2, Fe 2 O 3, Na 2 O nazivaju se: A) soli; B) kiseline; B) razlozi; D) oksidi. 10. Tvari čije su formule NO 2, Fe 2 O 3, Na 2 O nazivaju se: A) soli; B) kiseline; B) razlozi; D) oksidi. A) soli; B) kiseline; B) razlozi; D) oksidi. 11. Navedite metale koji tvore lužine: 11. Navedite metale koji tvore lužine: Cu, Fe, Na, K, Zn, Li. Cu, Fe, Na, K, Zn, Li.
Pojam "reakcija spoja" je antonim pojma "reakcija razgradnje". Pokušajte, koristeći tehniku kontrasta, definirati pojam "reakcija spoja". Pravo! Imate sljedeću formulaciju.
Razmotrimo ovu vrstu reakcije pomoću drugog oblika bilježenja kemijskih procesa koji vam je nov - takozvanih lanaca prijelaza ili transformacija. Na primjer, krug
prikazuje transformaciju fosfora u fosforov oksid (V) P 2 O 5, koji se zatim pretvara u fosfornu kiselinu H 3 PO 4.
Broj strelica u dijagramu pretvorbe tvari odgovara minimalnom broju kemijskih pretvorbi – kemijskih reakcija. U primjeru koji razmatramo radi se o dva kemijska procesa.
1. proces. Dobivanje fosfornog oksida (V) P 2 O 5 iz fosfora. Očito je riječ o reakciji između fosfora i kisika.
Stavimo malo crvenog fosfora u goruću žlicu i zapalimo je. Fosfor gori jakim plamenom stvarajući bijeli dim koji se sastoji od malih čestica fosfor (V) oksida:
4P + 5O 2 = 2P 2 O 5.
2. proces. Dodajmo žlicu gorućeg fosfora u tikvicu. Ispunjena je gustim dimom od fosfor (V) oksida. Izvadite žlicu iz tikvice, ulijte vodu u tikvicu i protresite sadržaj, nakon što ste zatvorili grlo tikvice čepom. Dim se postupno razrjeđuje, otapa u vodi i na kraju potpuno nestaje. Dodate li otopini dobivenoj u tikvici malo lakmusa, ona će pocrvenjeti, što je dokaz stvaranja fosforne kiseline:
R2O5 + ZN2O = 2H3PO4.
Reakcije koje se provode za provođenje razmatranih prijelaza odvijaju se bez sudjelovanja katalizatora, zbog čega se nazivaju nekatalitičkim. Gore navedene reakcije odvijaju se samo u jednom smjeru, tj. ireverzibilne su.
Analizirajmo koliko je i koje tvari ušlo u gore razmotrene reakcije te koliko je i koje tvari u njima nastalo. U prvoj reakciji nastala je jedna složena tvar od dvije jednostavne tvari, a u drugoj je od dvije složene tvari od kojih se svaka sastoji od dva elementa nastala jedna složena tvar koja se sastoji od tri elementa.
Jedna složena tvar može nastati i kao rezultat reakcije spajanja složene i jednostavne tvari. Na primjer, u proizvodnji sumporne kiseline iz sumpornog oksida (IV) dobiva se sumporni oksid (VI):
Ova reakcija teče i u smjeru naprijed, tj. uz nastajanje produkta reakcije, iu obrnutom smjeru, tj. dolazi do razgradnje produkta reakcije na polazne tvari, stoga umjesto znaka jednakosti stavljaju znak reverzibilnosti.
Ova reakcija uključuje katalizator - vanadij (V) oksid V 2 O 5, koji je označen iznad znaka reverzibilnosti:
Složena tvar može se dobiti i spajanjem triju tvari. Na primjer, dušična kiselina nastaje reakcijom čija je shema:
NO 2 + H 2 O + O 2 → HNO 3.
Razmotrimo kako odabrati koeficijente za izjednačavanje sheme ove kemijske reakcije.
Nema potrebe za izjednačavanjem broja dušikovih atoma: u lijevom i desnom dijelu dijagrama nalazi se po jedan dušikov atom. Izjednačimo broj atoma vodika - prije kiselinske formule napišemo koeficijent 2:
NO 2 + H 2 O + O 2 → 2HNO 3.
ali u ovom slučaju bit će povrijeđena jednakost broja atoma dušika - jedan atom dušika ostaje na lijevoj strani, a dva su na desnoj strani. Napišimo koeficijent 2 ispred formule dušikovog oksida (IV):
2NO 2 + H 2 O + O 2 → 2HNO 3.
Izbrojimo atome kisika: sedam ih je na lijevoj strani reakcijskog dijagrama, a šest na desnoj strani. Da biste izjednačili broj atoma kisika (šest atoma u svakom dijelu jednadžbe), zapamtite da prije formula jednostavnih tvari možete napisati frakcijski koeficijent 1/2:
2NO 2 + H 2 O + 1/2O 2 → 2HNO 3.
Neka koeficijenti budu cijeli brojevi. Da bismo to učinili, prepisujemo jednadžbu udvostručavanjem koeficijenata:
4NO 2 + 2H 2 O + O 2 → 4HNO 3.
Treba napomenuti da su gotovo sve reakcije spoja egzotermne reakcije.
Laboratorijski pokus br.15
Žarenje bakra u plamenu alkoholne svjetiljke
- Proučite bakrenu žicu (ploču) koju ste dobili i opišite njen izgled. Zagrijte žicu, držeći je kliještima za tiglu, u gornjem dijelu plamena alkoholne lampe 1 minutu. Opišite uvjete reakcije. Opišite znak koji označava da je došlo do kemijske reakcije. Napiši jednadžbu za reakciju koja se dogodila. Navedite polazne tvari i produkte reakcije.
Objasnite je li se nakon završetka pokusa promijenila masa bakrene žice (ploče). Svoj odgovor obrazložite znanjem o zakonu održanja mase tvari.
Ključne riječi i izrazi
- Kombinacijske reakcije su antonimi reakcijama razgradnje.
- Katalitičke (uključujući enzimske) i nekatalitičke reakcije.
- Lanci prijelaza ili transformacija.
- Reverzibilne i ireverzibilne reakcije.
Rad s računalom
- Pogledajte elektroničku prijavu. Proučite gradivo lekcije i izvršite dodijeljene zadatke.
- Pronađite adrese e-pošte na internetu koje mogu poslužiti kao dodatni izvori koji otkrivaju sadržaj ključnih riječi i izraza u odlomku. Ponudite svoju pomoć učitelju u pripremi nove lekcije – napravite izvještaj o ključnim riječima i izrazima sljedećeg odlomka.
Pitanja i zadaci
9.1. Koje su kemijske reakcije?
Podsjetimo se da sve kemijske pojave u prirodi nazivamo kemijskim reakcijama. Tijekom kemijske reakcije neke kemijske veze se prekidaju, a druge se stvaraju. Kao rezultat reakcije iz nekih kemijskih tvari dobivaju se druge tvari (vidi 1. poglavlje).
Izrađujući domaću zadaću za § 2.5., upoznali ste se s tradicionalnim odabirom četiri glavne vrste reakcija iz cjelokupnog skupa kemijskih pretvorbi, a zatim ste predložili i njihove nazive: reakcije kombinacije, razgradnje, supstitucije i izmjene.
Primjeri reakcija spojeva:
C + O2 = CO2; (1)
Na20 + CO2 = Na2CO3; (2)
NH3 + CO2 + H2O = NH4 HCO3. (3)
Primjeri reakcija razgradnje:
2Ag 2 O 4Ag + O 2; (4)
CaCO3 CaO + CO2; (5)
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 N 2 + Cr 2 O 3 + 4H 2 O. (6)
Primjeri supstitucijskih reakcija:
CuSO 4 + Fe = FeSO 4 + Cu; (7)
2NaI + Cl2 = 2NaCl + I2; (8)
CaCO 3 + SiO 2 = CaSiO 3 + CO 2. (9)
| Reakcije razmjene- kemijske reakcije u kojima polazne tvari prividno izmjenjuju svoje sastavne dijelove. |
Primjeri reakcija izmjene:
Ba(OH)2 + H2SO4 = BaSO4 + 2H20; (10)
HCl + KNO2 = KCl + HNO2; (jedanaest)
AgNO 3 + NaCl = AgCl + NaNO 3. (12)
Tradicionalna klasifikacija kemijskih reakcija ne pokriva svu njihovu raznolikost - osim četiri glavne vrste reakcija, postoje i mnoge složenije reakcije.
Identifikacija dvije druge vrste kemijskih reakcija temelji se na sudjelovanju u njima dviju važnih nekemijskih čestica: elektrona i protona.
Tijekom nekih reakcija dolazi do potpunog ili djelomičnog prijenosa elektrona s jednog atoma na drugi. U tom se slučaju mijenjaju oksidacijska stanja atoma elemenata koji čine polazne tvari; od navedenih primjera to su reakcije 1, 4, 6, 7 i 8. Ove reakcije nazivaju se redoks.
U drugoj skupini reakcija vodikov ion (H+), odnosno proton, prelazi s jedne reagirajuće čestice na drugu. Takve reakcije nazivaju se acidobazne reakcije ili reakcije prijenosa protona.
Među navedenim primjerima, takve reakcije su reakcije 3, 10 i 11. Po analogiji s ovim reakcijama, redoks reakcije se ponekad nazivaju reakcije prijenosa elektrona. S OVR-om ćete se upoznati u § 2, a s KOR-om u sljedećim poglavljima.
REAKCIJE SPOJEVANJA, REAKCIJE RAZGRADNJE, REAKCIJE SUPSTITUCIJE, REAKCIJE IZMJENE, REDOX REAKCIJE, KISELO-BAZNE REAKCIJE.
Napišite jednadžbe reakcije koje odgovaraju sljedećim shemama:
a) HgO Hg + O 2 ( t); b) Li 2 O + SO 2 Li 2 SO 3; c) Cu(OH) 2 CuO + H 2 O ( t);
d) Al + I2 AlI 3; e) CuCl2 + Fe FeCl2 + Cu; e) Mg + H3P04 Mg3 (P04)2 + H2;
g) Al + O 2 Al 2 O 3 ( t); i) KClO 3 + P P 2 O 5 + KCl ( t); j) CuSO4 + Al Al2 (SO4)3 + Cu;
l) Fe + Cl 2 FeCl 3 ( t); m) NH 3 + O 2 N 2 + H 2 O ( t); m) H 2 SO 4 + CuO CuSO 4 + H 2 O.
Navedite tradicionalni tip reakcije. Označite redoks i acidobazne reakcije. U redoks reakcijama označi koji atomi elemenata mijenjaju svoja oksidacijska stanja.
9.2. Redoks reakcije
Razmotrimo redoks reakciju koja se događa u visokim pećima tijekom industrijske proizvodnje željeza (točnije lijevanog željeza) iz željezne rude:
Fe 2 O 3 + 3CO = 2Fe + 3CO 2.
Odredimo oksidacijska stanja atoma koji čine i početne tvari i produkte reakcije
| Fe2O3 | + | = | 2Fe | + |
Kao što vidite, oksidacijsko stanje atoma ugljika se povećalo kao rezultat reakcije, oksidacijsko stanje atoma željeza se smanjilo, a oksidacijsko stanje atoma kisika ostalo je nepromijenjeno. Posljedično, atomi ugljika u ovoj reakciji doživjeli su oksidaciju, odnosno izgubili su elektrone ( oksidirano), a atomi željeza – redukcijom, odnosno dodavali su elektrone ( oporavio se) (vidi § 7.16). Za karakterizaciju OVR-a koriste se pojmovi oksidans I redukcijsko sredstvo.
Dakle, u našoj reakciji oksidirajući atomi su atomi željeza, a redukcijski atomi su atomi ugljika.
U našoj reakciji oksidacijsko sredstvo je željezov(III) oksid, a redukcijsko sredstvo ugljikov(II) monoksid.
U slučajevima kada su oksidirajući atomi i redukcijski atomi dio iste tvari (primjer: reakcija 6 iz prethodnog odlomka), pojmovi "oksidirajuća tvar" i "reducirajuća tvar" se ne koriste.
Dakle, tipična oksidacijska sredstva su tvari koje sadrže atome koji imaju tendenciju dobivanja elektrona (u cijelosti ili djelomično), snižavajući njihov stupanj oksidacije. Od jednostavnih tvari to su prvenstveno halogeni i kisik, a manjim dijelom sumpor i dušik. Od složenih tvari - tvari koje sadrže atome u višim oksidacijskim stanjima koji nisu skloni stvaranju jednostavnih iona u tim oksidacijskim stanjima: HNO 3 (N +V), KMnO 4 (Mn +VII), CrO 3 (Cr +VI), KClO 3 (Cl +V), KClO 4 (Cl +VII), itd.
Tipični redukcijski agensi su tvari koje sadrže atome koji teže potpuno ili djelomično predati elektrone, povećavajući svoje oksidacijsko stanje. Jednostavne tvari uključuju vodik, alkalijske i zemnoalkalijske metale te aluminij. Od složenih tvari - H 2 S i sulfidi (S –II), SO 2 i sulfiti (S +IV), jodidi (I –I), CO (C +II), NH 3 (N –III) itd.
Općenito, gotovo sve složene i mnoge jednostavne tvari mogu pokazivati i oksidacijska i redukcijska svojstva. Na primjer:
SO 2 + Cl 2 = S + Cl 2 O 2 (SO 2 je jako redukcijsko sredstvo);
SO 2 + C = S + CO 2 (t) (SO 2 je slabo oksidacijsko sredstvo);
C + O 2 = CO 2 (t) (C je redukcijsko sredstvo);
C + 2Ca = Ca 2 C (t) (C je oksidacijsko sredstvo).
Vratimo se na reakciju o kojoj smo govorili na početku ovog odjeljka.
| Fe2O3 | + | = | 2Fe | + |
Imajte na umu da su se kao rezultat reakcije oksidirajući atomi (Fe + III) pretvorili u redukcijske atome (Fe 0), a redukcijski atomi (C + II) u oksidirajuće atome (C + IV). Ali CO2 je vrlo slabo oksidacijsko sredstvo u svim uvjetima, a željezo, iako je redukcijsko sredstvo, pod tim je uvjetima mnogo slabije od CO. Zbog toga produkti reakcije ne reagiraju jedni s drugima i ne dolazi do reverzne reakcije. Navedeni primjer je ilustracija općeg principa koji određuje smjer toka OVR-a:
Redoks reakcije se odvijaju u smjeru stvaranja slabijeg oksidansa i slabijeg redukcionog agensa.
Redoks svojstva tvari mogu se uspoređivati samo u identičnim uvjetima. U nekim slučajevima ova se usporedba može napraviti kvantitativno.
Dok ste radili domaću zadaću za prvi odlomak ovog poglavlja, uvjerili ste se da je prilično teško odabrati koeficijente u nekim jednadžbama reakcija (osobito ORR). Da bi se ovaj zadatak pojednostavio u slučaju redoks reakcija, koriste se sljedeće dvije metode:
A) metoda elektronske vage I
b) metoda elektron-ionske ravnoteže.
Sada ćete naučiti metodu ravnoteže elektrona, a metoda ravnoteže elektrona i iona obično se proučava na visokoškolskim ustanovama.
Obje ove metode temelje se na činjenici da elektroni u kemijskim reakcijama nigdje niti nestaju niti se pojavljuju, odnosno da je broj elektrona koje atomi prihvate jednak broju elektrona koje drugi atomi predaju.
Broj predanih i primljenih elektrona u metodi ravnoteže elektrona određen je promjenom oksidacijskog stanja atoma. Pri korištenju ove metode potrebno je poznavati sastav i polaznih tvari i produkata reakcije.
Pogledajmo primjenu metode elektronske bilance na primjerima.
Primjer 1. Napravimo jednadžbu za reakciju željeza s klorom. Poznato je da je produkt ove reakcije željezov(III) klorid. Zapišimo shemu reakcije:
Fe + Cl 2 FeCl 3 .
Odredimo oksidacijska stanja atoma svih elemenata koji čine tvari koje sudjeluju u reakciji:
Atomi željeza doniraju elektrone, a molekule klora ih prihvaćaju. Izrazimo te procese elektronske jednadžbe:
Fe – 3 e– = Fe +III,
Cl2+2 e –= 2Cl –I.
Da bi broj predanih elektrona bio jednak broju primljenih elektrona, potrebno je prvu elektroničku jednadžbu pomnožiti s dva, a drugu s tri:
| Fe – 3 e– = Fe +III, Cl2+2 e– = 2Cl –I |
2Fe – 6 e– = 2Fe +III, 3Cl 2 + 6 e– = 6Cl –I. |
Uvođenjem koeficijenata 2 i 3 u shemu reakcije dobivamo jednadžbu reakcije:
2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3.
Primjer 2. Napravimo jednadžbu za reakciju izgaranja bijelog fosfora u višku klora. Poznato je da fosfor(V) klorid nastaje pod ovim uvjetima:
| +V –I | ||||
| P 4 | + | Cl2 | PCl 5. |
Molekule bijelog fosfora predaju elektrone (oksidiraju), a molekule klora ih prihvaćaju (reduciraju):
| 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 |
Inicijalno dobiveni faktori (2 i 20) imali su zajednički djelitelj kojim su se (kao i budući koeficijenti u jednadžbi reakcije) dijelili. Jednadžba reakcije:
P4 + 10Cl2 = 4PCl5.
Primjer 3. Napravimo jednadžbu za reakciju koja se događa kada se željezov(II) sulfid prži u kisiku.
Shema reakcije:
| +III –II | +IV –II | |||||
| + | O2 | + |
U tom slučaju oksidiraju se i atomi željeza(II) i sumpora(–II). Sastav željezo(II) sulfida sadrži atome ovih elemenata u omjeru 1:1 (vidi indekse u najjednostavnijoj formuli).
Elektronička vaga:
| 4 | Fe+II – e– = Fe +III S–II–6 e– = S + IV |
Ukupno daju 7 e – |
| 7 | O 2 + 4e – = 2O –II |
Jednadžba reakcije: 4FeS + 7O 2 = 2Fe 2 O 3 + 4SO 2.
Primjer 4. Napravimo jednadžbu za reakciju koja se događa kada se željezov(II) disulfid (pirit) prži u kisiku.
Shema reakcije:
| +III –II | +IV –II | |||||
| + | O2 | + |
Kao i u prethodnom primjeru, i ovdje su atomi željeza(II) i atomi sumpora također oksidirani, ali s oksidacijskim stanjem I. Atomi ovih elemenata uključeni su u sastav pirita u omjeru 1:2 (vidi indeksi u najjednostavnijoj formuli). U tom smislu reagiraju atomi željeza i sumpora, što se uzima u obzir pri sastavljanju elektronske bilance:
| Fe+III – e– = Fe +III 2S–I – 10 e– = 2S +IV |
Ukupno daju 11 e – | |
| O2+4 e– = 2O –II |
Jednadžba reakcije: 4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2.
Postoje i složeniji slučajevi ODD-a, od kojih ćete se s nekima upoznati dok radite domaću zadaću.
OKSIDIRAJUĆI ATOM, REDUCIRAJUĆI ATOM, OKSIDIRAJUĆA TVAR, REDUCIRAJUĆA TVAR, METODA ELEKTRONIČKE RAVNOTEŽE, ELEKTRONIČKE JEDNADŽBE.
1. Sastavite elektroničku vagu za svaku OVR jednadžbu danu u tekstu § 1. ovog poglavlja.
2. Sastavite jednadžbe za ORR-ove koje ste otkrili rješavajući zadatak iz § 1 ovog poglavlja. Ovaj put koristite metodu elektroničke ravnoteže za postavljanje omjera. 3. Metodom ravnoteže elektrona izradite jednadžbe reakcija koje odgovaraju sljedećim shemama: a) Na + I 2 NaI;
b) Na + O2 Na2O2;
c) Na 2 O 2 + Na Na 2 O;
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 + NH3Mn02 + N2 + H20;
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. Egzotermne reakcije. Entalpija
Zašto dolazi do kemijskih reakcija?
Da bismo odgovorili na ovo pitanje, prisjetimo se zašto se pojedinačni atomi spajaju u molekule, zašto se ionski kristal formira iz izoliranih iona i zašto se načelo najmanje energije primjenjuje kada se formira elektronska ljuska atoma. Odgovor na sva ova pitanja je isti: jer je energetski koristan. To znači da se tijekom takvih procesa oslobađa energija. Čini se da bi se kemijske reakcije trebale dogoditi iz istog razloga. Doista, mogu se provesti mnoge reakcije tijekom kojih se oslobađa energija. Energija se oslobađa, obično u obliku topline.
Ako tijekom egzotermne reakcije toplina nema vremena za uklanjanje, tada se reakcijski sustav zagrijava.
Na primjer, u reakciji izgaranja metana
CH 4 (g) + 2O 2 (g) = CO 2 (g) + 2H 2 O (g)
oslobađa se toliko topline da se kao gorivo koristi metan.
Činjenica da ova reakcija oslobađa toplinu može se odraziti na reakcijsku jednadžbu:
CH 4 (g) + 2O 2 (g) = CO 2 (g) + 2H 2 O (g) + Q.
Ovo je tzv termokemijska jednadžba. Ovdje je simbol "+ Q" znači da se pri izgaranju metana oslobađa toplina. Ta se toplina naziva toplinski učinak reakcije.
Odakle dolazi oslobođena toplina?
Znate da se tijekom kemijskih reakcija kemijske veze kidaju i stvaraju. U tom slučaju se prekidaju veze između atoma ugljika i vodika u molekulama CH 4, kao i između atoma kisika u molekulama O 2 . U tom slučaju nastaju nove veze: između atoma ugljika i kisika u molekulama CO 2 i između atoma kisika i vodika u molekulama H 2 O. Da biste raskinuli veze, morate potrošiti energiju (vidi "energija veze", "energija atomizacije" ), a pri stvaranju veza dolazi do oslobađanja energije. Očito, ako su "nove" veze jače od "starih", tada će se više energije osloboditi nego apsorbirati. Razlika između oslobođene i apsorbirane energije je toplinski učinak reakcije.
Toplinski učinak (količina topline) mjeri se u kilodžulima, na primjer:
2H2 (g) + O2 (g) = 2H20 (g) + 484 kJ.
Ova oznaka znači da će se osloboditi 484 kilodžula topline ako dva mola vodika reagiraju s jednim molom kisika i proizvedu dva mola plinovite vode (vodene pare).
Tako, u termokemijskim jednadžbama koeficijenti su numerički jednaki količinama tvari reaktanata i produkata reakcije.
Što određuje toplinski učinak svake pojedine reakcije?
Toplinski učinak reakcije ovisi
a) o agregatnom stanju polaznih tvari i produkata reakcije,
b) na temperaturu i
c) o tome događa li se kemijska transformacija pri konstantnom volumenu ili pri konstantnom tlaku.
Ovisnost toplinskog učinka reakcije o stanju agregacije tvari posljedica je činjenice da su procesi prijelaza iz jednog agregatnog stanja u drugo (poput nekih drugih fizikalnih procesa) popraćeni oslobađanjem ili apsorpcijom topline. To se također može izraziti termokemijskom jednadžbom. Primjer – termokemijska jednadžba za kondenzaciju vodene pare:
H20 (g) = H20 (1) + Q.
U termokemijskim jednadžbama i, ako je potrebno, u običnim kemijskim jednadžbama, agregatna stanja tvari označena su slovnim indeksima:
(d) – plin,
(g) – tekućina,
(t) ili (cr) – čvrsta ili kristalna tvar.
Ovisnost toplinskog učinka o temperaturi povezana je s razlikama u toplinskim kapacitetima
početni materijali i produkti reakcije.
Budući da se volumen sustava uvijek povećava kao rezultat egzotermne reakcije pri konstantnom tlaku, dio energije se troši na obavljanje rada za povećanje volumena, a oslobođena toplina bit će manja nego ako se ista reakcija odvija pri konstantnom volumenu .
Toplinski učinci reakcija obično se izračunavaju za reakcije koje se odvijaju pri konstantnom volumenu na 25 °C i označeni su simbolom Q o.
Ako se energija oslobađa samo u obliku topline, a kemijska reakcija teče pri konstantnom volumenu, toplinski učinak reakcije ( Q V) jednaka je promjeni unutarnja energija(D U) tvari koje sudjeluju u reakciji, ali sa suprotnim predznakom:
Q V = – U.
Pod unutarnjom energijom tijela podrazumijeva se ukupna energija međumolekulskih interakcija, kemijskih veza, energija ionizacije svih elektrona, energija veze nukleona u jezgri i sve ostale poznate i nepoznate vrste energije koje to tijelo "pohranjuje". Znak "–" je zbog činjenice da kada se toplina oslobađa, unutarnja energija se smanjuje. To je
U= – Q V .
Ako se reakcija odvija pri konstantnom tlaku, tada se volumen sustava može promijeniti. Rad na povećanju volumena također oduzima dio unutarnje energije. U ovom slučaju
U = –(QP+A) = –(QP+PV),
Gdje Qp– toplinski učinak reakcije koja se odvija pri konstantnom tlaku. Odavde
Q P = – U–PV .
Vrijednost jednaka U+PV dobio ime promjena entalpije i označena sa D H.
H=U+PV.
Stoga
Q P = – H.
Dakle, kako se toplina oslobađa, entalpija sustava se smanjuje. Otuda i stari naziv za ovu veličinu: “sadržaj topline”.
Za razliku od toplinskog učinka, promjena entalpije karakterizira reakciju bez obzira na to odvija li se pri konstantnom volumenu ili konstantnom tlaku. Termokemijske jednadžbe napisane pomoću promjene entalpije nazivaju se termokemijske jednadžbe u termodinamičkom obliku. U ovom slučaju dana je vrijednost promjene entalpije pod standardnim uvjetima (25 °C, 101,3 kPa), označena Ho. Na primjer:
2H 2 (g) + O 2 (g) = 2H 2 O (g) Ho= – 484 kJ;
CaO (cr) + H 2 O (l) = Ca(OH) 2 (cr) Ho= – 65 kJ.
Ovisnost količine topline oslobođene u reakciji ( Q) od toplinskog učinka reakcije ( Q o) i količina tvari ( n B) jedan od sudionika reakcije (tvar B - polazna tvar ili produkt reakcije) izražava se jednadžbom:
Ovdje je B količina tvari B, određena koeficijentom ispred formule tvari B u termokemijskoj jednadžbi.
Zadatak
Odredite količinu tvari vodika koja je izgorjela u kisiku ako se oslobodilo 1694 kJ topline.
Riješenje
2H2 (g) + O2 (g) = 2H20 (g) + 484 kJ. |
|
|
Q = 1694 kJ, 6. Toplinski učinak reakcije između kristalnog aluminija i plinovitog klora je 1408 kJ. Napišite termokemijsku jednadžbu za ovu reakciju i odredite masu aluminija potrebnu da se ovom reakcijom proizvede 2816 kJ topline. 9.4. Endotermne reakcije. Entropija Osim egzotermnih reakcija, moguće su reakcije u kojima se toplina apsorbira, a ako se ona ne dovodi dolazi do hlađenja reakcijskog sustava. Takve reakcije nazivaju se endotermički. Toplinski učinak takvih reakcija je negativan. Na primjer: Dakle, energija koja se oslobađa tijekom stvaranja veza u produktima ovih i sličnih reakcija manja je od energije potrebne za kidanje veza u polaznim tvarima.
Uzmimo dvije tikvice i jednu od njih napunimo dušikom (bezbojni plin), a drugu dušikovim dioksidom (smeđi plin) tako da i tlak i temperatura u tikvicama budu isti. Poznato je da te tvari međusobno kemijski ne reagiraju. Čvrsto spojimo tikvice grlom i postavimo ih okomito, tako da tikvica s težim dušikovim dioksidom bude na dnu (slika 9.1). Nakon nekog vremena vidjet ćemo da se smeđi dušikov dioksid postupno širi u gornju tikvicu, a bezbojni dušik prodire u donju. Kao rezultat toga, plinovi se miješaju, a boja sadržaja tikvica postaje ista. Tako,
Jednadžbe veze između entropije ( S) i druge veličine proučavaju se u kolegijima fizike i fizikalne kemije. Entropijska jedinica [ S] = 1 J/K. G= H–T S Uvjet za spontanu reakciju: G< 0. Na niskim temperaturama čimbenik koji određuje mogućnost odvijanja reakcije uvelike je energetski faktor, a na visokim temperaturama entropijski faktor. Iz gornje jednadžbe posebno je jasno zašto se reakcije razgradnje koje se ne događaju na sobnoj temperaturi (entropija povećava) počinju događati na povišenim temperaturama. ENDOTHERMNA REAKCIJA, ENTROPIJA, FAKTOR ENERGIJE, FAKTOR ENTROPIJE, GIBBSOVA ENERGIJA. 2CuO (cr) + C (grafit) = 2Cu (cr) + CO 2 (g) iznosi –46 kJ. Napišite termokemijsku jednadžbu i izračunajte koliko je energije potrebno da se ovom reakcijom dobije 1 kg bakra. CaCO 3 (cr) = CaO (cr) + CO 2 (g) – 179 kJ Nastalo je 24,6 litara ugljičnog dioksida. Odredite koliko je topline beskorisno potrošeno. Koliko je grama kalcijevog oksida nastalo? |
Učitavam...