Reacțiile compusului sunt după cum urmează. Introducere în chimia generală
Reactie chimica- aceasta este „transformarea” uneia sau mai multor substanțe într-o altă substanță, cu o structură și o compoziție chimică diferite. Substanța sau substanțele rezultate sunt numite „produși de reacție”. În timpul reacțiilor chimice, nucleii și electronii formează noi compuși (redistribuiți), dar cantitatea acestora nu se modifică și compoziția izotopică a elementelor chimice rămâne aceeași.
Toate reacțiile chimice sunt împărțite în simple și complexe.
Pe baza numărului și compoziției substanțelor inițiale și rezultate, reacțiile chimice simple pot fi împărțite în mai multe tipuri principale.
Reacțiile de descompunere sunt reacții în care se obțin mai multe alte substanțe dintr-o substanță complexă. În același timp, substanțele formate pot fi atât simple, cât și complexe. De regulă, pentru a avea loc o reacție de descompunere chimică, este necesară încălzirea (acesta este un proces endotermic, absorbție de căldură).
De exemplu, atunci când pulberea de malachit este încălzită, se formează trei substanțe noi: oxid de cupru, apă și dioxid de carbon:
Cu2CH2O5 = 2CuO + H2O + CO2
malachit → oxid de cupru + apă + dioxid de carbon
Dacă în natură ar avea loc numai reacții de descompunere, atunci toate substanțele complexe care se pot descompune s-ar descompune și fenomenele chimice nu ar mai putea apărea. Dar există și alte reacții.
În reacțiile compuse, mai multe substanțe simple sau complexe produc o substanță complexă. Se dovedește că reacțiile compuse sunt inversul reacțiilor de descompunere.
De exemplu, atunci când cuprul este încălzit în aer, acesta devine acoperit cu un strat negru. Cuprul este transformat în oxid de cupru:
2Cu + O 2 = 2CuO
cupru + oxigen → oxid de cupru
Reacțiile chimice dintre o substanță simplă și una complexă, în care atomii care alcătuiesc substanța simplă înlocuiesc atomii unuia dintre elementele substanței complexe, se numesc reacții de substituție.
De exemplu, dacă scufundați un cui de fier într-o soluție de clorură de cupru (CuCl 2), acesta (unghia) va începe să se acopere cu cupru eliberat pe suprafața sa. Și până la sfârșitul reacției, soluția devine de la albastru la verzui: în loc de clorură de cupru, acum conține clorură ferică:
Fe + CuCl2 = Cu + FeCl2
Fier + clorură de cupru → cupru + clorură ferică
Atomii de cupru din clorura de cupru au fost înlocuiți cu atomi de fier.
O reacție de schimb este o reacție în care două substanțe complexe își schimbă părțile constitutive. Cel mai adesea, astfel de reacții apar în soluții apoase.
În reacțiile oxizilor metalici cu acizi, două substanțe complexe - un oxid și un acid - își schimbă părțile constitutive: atomii de oxigen cu reziduuri acide și atomii de hidrogen cu atomi de metal.
De exemplu, dacă oxidul de cupru (CuO) este combinat cu acid sulfuric H 2 SO 4 și încălzit, se obține o soluție din care sulfatul de cupru poate fi izolat:
CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O
oxid de cupru + acid sulfuric → sulfat de cupru + apă
blog.site, atunci când copiați materialul integral sau parțial, este necesar un link către sursa originală.
7.1. Tipuri de bază de reacții chimice
Transformările substanțelor, însoțite de modificări ale compoziției și proprietăților lor, se numesc reacții chimice sau interacțiuni chimice. În timpul reacțiilor chimice, nu există nicio modificare în compoziția nucleelor atomice.
Fenomenele în care se modifică forma sau starea fizică a substanțelor sau se modifică compoziția nucleelor atomice se numesc fizice. Un exemplu de fenomene fizice este tratamentul termic al metalelor, în timpul căruia se schimbă forma lor (forjare), topirea metalului, sublimarea iodului, transformarea apei în gheață sau abur etc., precum și reacțiile nucleare, în urma căreia atomii se formează din atomi ai unor elemente alte elemente.
Fenomenele chimice pot fi însoțite de transformări fizice. De exemplu, ca rezultat al reacțiilor chimice care au loc într-o celulă galvanică, apare un curent electric.
Reacțiile chimice sunt clasificate după diferite criterii.
1. După semnul efectului termic, toate reacțiile sunt împărțite în endotermic(procedând cu absorbția de căldură) și exotermic(curgând cu degajarea de căldură) (vezi § 6.1).
2. Pe baza stării de agregare a substanțelor inițiale și a produselor de reacție, se disting:
reacții omogene, în care toate substanțele sunt în aceeași fază:
2 KOH (p-p) + H2SO4 (p-p) = K2SO (p-p) + 2H2O (l),
CO (g) + CI2 (g) = COCl2 (g),
Si02(k) + 2 Mg (k) = Si (k) + 2 MgO (k).
reacții eterogene, substanțe în care se află în diferite faze:
CaO (k) + CO 2 (g) = CaCO 3 (k),
CuSO 4 (soluție) + 2 NaOH (soluție) = Cu(OH) 2 (k) + Na 2 SO 4 (soluție),
Na2S03 (soluție) + 2HCI (soluție) = 2 NaCI (soluție) + S02 (g) + H20 (l).
3. În funcție de capacitatea de a curge numai în direcția înainte, precum și în direcția înainte și înapoi, ele disting ireversibilȘi reversibil reacții chimice (vezi § 6.5).
4. Pe baza prezenței sau absenței catalizatorilor, se disting cataliticȘi necatalitic reacții (vezi § 6.5).
5. După mecanismul apariţiei lor, reacţiile chimice se împart în ionic, radical etc. (mecanismul reacțiilor chimice care au loc cu participarea compușilor organici este discutat în cursul chimiei organice).
6. În funcţie de starea stărilor de oxidare a atomilor incluşi în compoziţia substanţelor care reacţionează, reacţiile care au loc fără modificarea stării de oxidare atomi și cu o modificare a stării de oxidare a atomilor ( reacții redox) (vezi § 7.2) .
7. Reacțiile se disting prin modificări în compoziția substanțelor inițiale și a produselor de reacție conexiune, descompunere, substituție și schimb. Aceste reacții pot avea loc atât cu cât și fără modificări ale stărilor de oxidare ale elementelor, tabel . 7.1.
Tabelul 7.1
Tipuri de reacții chimice
Schema generala |
Exemple de reacții care apar fără modificarea stării de oxidare a elementelor |
Exemple de reacții redox |
|
Conexiuni (o substanță nouă se formează din două sau mai multe substanțe) |
HCI + NH3 = NH4CI; SO3 + H2O = H2SO4 |
H2 + CI2 = 2HCI; 2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3 |
|
Descompuneri (dintr-o singură substanță se formează mai multe substanțe noi) |
A = B + C + D |
MgC03MgO + C02; H2SiO3Si02 + H2O |
2AgNO 3 2Ag + 2NO 2 + O 2 |
Înlocuiri (când substanțele interacționează, atomii unei substanțe înlocuiesc atomii unei alte substanțe într-o moleculă) |
A + BC = AB + C |
CaCO 3 + SiO 2 CaSiO 3 + CO 2 |
Pb(NO3)2 + Zn = Mg + 2HCI = MgCI2 + H2 |
|
(două substanțe își schimbă părțile constitutive, formând două substanțe noi) |
AB + CD = AD + CB |
ACI3 + 3NaOH = Ca(OH)2 + 2HCI = CaCI2 + 2H2O |
7.2. Reacții redox
După cum am menționat mai sus, toate reacțiile chimice sunt împărțite în două grupe:
Reacțiile chimice care apar cu modificarea stării de oxidare a atomilor care alcătuiesc reactanții se numesc reacții redox.
Oxidare este procesul de cedare a electronilor de către un atom, moleculă sau ion:
Na o – 1e = Na + ;
Fe 2+ – e = Fe 3+ ;
H2o – 2e = 2H + ;
2 Br – – 2e = Br 2 o.
Recuperare este procesul de adăugare de electroni la un atom, moleculă sau ion:
S o + 2e = S 2– ;
Cr3+ + e = Cr2+;
Cl 2 o + 2e = 2Cl – ;
Mn 7+ + 5e = Mn 2+ .
Se numesc atomii, moleculele sau ionii care acceptă electroni Agenti oxidanti. Restauratori sunt atomi, molecule sau ioni care donează electroni.
Prin acceptarea electronilor, agentul de oxidare este redus în timpul reacției, iar agentul de reducere este oxidat. Oxidarea este întotdeauna însoțită de reducere și invers. Prin urmare, numărul de electroni cedați de agentul reducător este întotdeauna egal cu numărul de electroni acceptați de agentul de oxidare.
7.2.1. Stare de oxidare
Starea de oxidare este sarcina condiționată (formală) a unui atom dintr-un compus, calculată în ipoteza că este format numai din ioni. Starea de oxidare este de obicei indicată printr-o cifră arabă deasupra simbolului elementului cu semnul „+” sau „–”. De exemplu, Al 3+, S 2–.
Pentru a găsi stările de oxidare, se folosesc următoarele reguli:
starea de oxidare a atomilor din substanțele simple este zero;
suma algebrică a stărilor de oxidare ale atomilor dintr-o moleculă este egală cu zero, într-un ion complex - sarcina ionului;
starea de oxidare a atomilor de metale alcaline este întotdeauna +1;
atomul de hidrogen din compușii cu nemetale (CH 4, NH 3 etc.) prezintă o stare de oxidare de +1, iar la metalele active starea sa de oxidare este –1 (NaH, CaH 2 etc.);
Atomul de fluor din compuși prezintă întotdeauna o stare de oxidare de –1;
Starea de oxidare a atomului de oxigen din compuși este de obicei –2, cu excepția peroxizilor (H 2 O 2, Na 2 O 2), în care starea de oxidare a oxigenului este –1 și a altor substanțe (superoxizi, ozonide, oxigen). fluoruri).
Starea maximă de oxidare pozitivă a elementelor dintr-un grup este de obicei egală cu numărul grupului. Excepțiile sunt fluorul și oxigenul, deoarece cea mai mare stare de oxidare a acestora este mai mică decât numărul grupului în care se găsesc. Elementele subgrupului de cupru formează compuși în care starea lor de oxidare depășește numărul grupului (CuO, AgF 5, AuCl 3).
Starea maximă de oxidare negativă a elementelor situate în principalele subgrupe ale tabelului periodic poate fi determinată scăzând numărul grupului din opt. Pentru carbon este 8 – 4 = 4, pentru fosfor – 8 – 5 = 3.
În subgrupele principale, la trecerea de la elemente de sus în jos, stabilitatea stărilor de oxidare pozitive cele mai înalte scade; în subgrupele secundare, dimpotrivă, de sus în jos crește stabilitatea stărilor de oxidare superioare.
Convenționalitatea conceptului de stare de oxidare poate fi demonstrată folosind exemplul unor compuși anorganici și organici. În special, în acizii fosfinic (fosforic) H 3 PO 2, fosfonic (fosforic) H 3 PO 3 și fosforic H 3 PO 4, stările de oxidare ale fosforului sunt respectiv +1, +3 și respectiv +5, în timp ce la toți acești compuși fosforul este pentavalent. Pentru carbonul din metan CH 4, metanol CH 3 OH, formaldehida CH 2 O, acid formic HCOOH și monoxid de carbon (IV) CO 2, stările de oxidare ale carbonului sunt –4, –2, 0, +2 și respectiv +4 , în timp ce valența atomului de carbon din toți acești compuși este de patru.
În ciuda faptului că starea de oxidare este un concept convențional, este utilizat pe scară largă în compunerea reacțiilor redox.
7.2.2. Cei mai importanți agenți oxidanți și reducători
Agenții de oxidare tipici sunt:
1. Substante simple ai caror atomi au electronegativitate mare. Acestea sunt, în primul rând, elemente ale principalelor subgrupe VI și VII ale grupelor tabelului periodic: oxigen, halogeni. Dintre substanțele simple, cel mai puternic agent oxidant este fluorul.
2. Compuși care conțin unii cationi metalici în stări de oxidare ridicată: Pb 4+, Fe 3+, Au 3+ etc.
3. Compuși care conțin niște anioni complecși, elementele în care se află în stări de oxidare pozitivă ridicată: 2–, –, etc.
Agenții reducători includ:
1. Substanțele simple ai căror atomi au electronegativitate scăzută sunt metale active. Nemetalele, cum ar fi hidrogenul și carbonul, pot prezenta, de asemenea, proprietăți reducătoare.
2. Unii compuși metalici care conțin cationi (Sn 2+, Fe 2+, Cr 2+), care, prin donarea de electroni, le pot crește starea de oxidare.
3. Unii compuși care conțin ioni simpli precum I – , S 2– .
4. Compuși care conțin ioni complecși (S 4+ O 3) 2–, (НР 3+ O 3) 2–, în care elementele pot, prin donarea de electroni, să își mărească starea de oxidare pozitivă.
În practica de laborator, se folosesc cel mai des următorii agenți oxidanți:
permanganat de potasiu (KMnO4);
dicromat de potasiu (K2Cr2O7);
acid azotic (HNO3);
acid sulfuric concentrat (H2S04);
peroxid de hidrogen (H2O2);
oxizi de mangan (IV) şi plumb (IV) (MnO2, PbO2);
azotat de potasiu topit (KNO 3) și topituri ale altor nitrați.
Agenții reducători utilizați în practica de laborator includ:
- magneziu (Mg), aluminiu (Al) și alte metale active;
- hidrogen (H2) şi carbon (C);
- iodură de potasiu (KI);
- sulfură de sodiu (Na2S) şi hidrogen sulfurat (H2S);
- sulfit de sodiu (Na2S03);
- clorură de staniu (SnCl 2).
7.2.3. Clasificarea reacțiilor redox
Reacțiile redox sunt de obicei împărțite în trei tipuri: reacții intermoleculare, intramoleculare și de disproporționare (autooxidare-autoreducere).
Reacții intermoleculare apar cu o modificare a stării de oxidare a atomilor care se găsesc în diferite molecule. De exemplu:
2 Al + Fe 2 O 3 Al 2 O 3 + 2 Fe,
C + 4 HNO 3 (conc) = CO 2 + 4 NO 2 + 2 H 2 O.
LA reacții intramoleculare Acestea sunt reacții în care agentul de oxidare și agentul de reducere fac parte din aceeași moleculă, de exemplu:
(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 .
ÎN reacții de disproporționare(autooxidare-autoreducere) un atom (ion) al aceluiași element este atât un agent oxidant, cât și un agent reducător:
CI2 + 2 KOH KCl + KClO + H2O,
2NO2 + 2NaOH = NaNO2 + NaNO3 + H2O.
7.2.4. Reguli de bază pentru alcătuirea reacțiilor redox
Compoziția reacțiilor redox se realizează conform etapelor prezentate în tabel. 7.2.
Tabelul 7.2
Etape de compilare a ecuațiilor pentru reacțiile redox
Acțiune |
|
Determinați agentul oxidant și agentul reducător. |
|
Identificați produsele reacției redox. |
|
Creați un echilibru de electroni și utilizați-l pentru a atribui coeficienți pentru substanțele care își schimbă stările de oxidare. |
|
Aranjați coeficienții pentru alte substanțe care participă și se formează în reacția redox. |
|
Verificați corectitudinea coeficienților numărând cantitatea de substanță a atomilor (de obicei hidrogen și oxigen) situați în partea stângă și dreaptă a ecuației de reacție. |
Să luăm în considerare regulile de compunere a reacțiilor redox folosind exemplul interacțiunii sulfitului de potasiu cu permanganatul de potasiu într-un mediu acid:
1. Determinarea agentului oxidant și a agentului reducător
Manganul, care se află în cea mai mare stare de oxidare, nu poate renunța la electroni. Mn 7+ va accepta electroni, adică. este un agent oxidant.
Ionul S 4+ poate dona doi electroni și poate intra în S 6+, adică. este un agent reducător. Astfel, în reacţia luată în considerare, K2S03 este un agent reducător, iar KMnO4 este un agent de oxidare.
2. Stabilirea produşilor de reacţie
K2SO3 + KMnO4 + H2SO4?
Donând doi electroni unui electron, S 4+ devine S 6+. Sulfitul de potasiu (K 2 SO 3) se transformă astfel în sulfat (K 2 SO 4). Într-un mediu acid, Mn 7+ acceptă 5 electroni și într-o soluție de acid sulfuric (mediu) formează sulfat de mangan (MnSO 4). Ca urmare a acestei reacții, se formează și molecule suplimentare de sulfat de potasiu (datorită ionilor de potasiu incluși în permanganat), precum și molecule de apă. Astfel, reacția luată în considerare va fi scrisă astfel:
K2SO3 + KMnO4 + H2SO4 = K2SO4 + MnSO4 + H2O.
3. Compilarea echilibrului de electroni
Pentru a realiza un bilanț electronic, este necesar să se indice acele stări de oxidare care se modifică în reacția luată în considerare:
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+.
Numărul de electroni cedați de agentul reducător trebuie să fie egal cu numărul de electroni acceptați de agentul oxidant. Prin urmare, doi Mn 7+ și cinci S 4+ trebuie să participe la reacție:
Mn 7+ + 5 e = Mn 2+ 2,
S 4+ – 2 e = S 6+ 5.
Astfel, numărul de electroni cedați de agentul reducător (10) va fi egal cu numărul de electroni acceptați de agentul de oxidare (10).
4. Dispunerea coeficienților în ecuația reacției
În conformitate cu balanța electronilor, este necesar să punem un coeficient de 5 în fața K 2 SO 3 și 2 în fața KMnO 4. În partea dreaptă, în fața sulfatului de potasiu, se stabilește un coeficient de 6, întrucât la cele cinci molecule de K 2 SO 4 se adaugă o moleculă formată în timpul oxidării sulfitului de potasiu K 2 SO 4 ca urmare a legării ionilor de potasiu incluși în permanganat. Întrucât reacţia implică Două se formează și molecule de permanganat, pe partea dreaptă Două molecule de sulfat de mangan. Pentru a lega produsele de reacție (ionii de potasiu și mangan incluși în permanganat), este necesar Trei molecule de acid sulfuric, prin urmare, ca rezultat al reacției, Trei molecule de apă. În sfârșit obținem:
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. Verificarea corectitudinii coeficienților din ecuația de reacție
Numărul de atomi de oxigen din partea stângă a ecuației de reacție este:
5 3 + 2 4 + 3 4 = 35.
În partea dreaptă, acest număr va fi:
6 4 + 2 4 + 3 1 = 35.
Numărul de atomi de hidrogen din partea stângă a ecuației de reacție este de șase și corespunde numărului acestor atomi din partea dreaptă a ecuației de reacție.
7.2.5. Exemple de reacții redox care implică agenți oxidanți și reductori tipici
7.2.5.1. Reacții intermoleculare de oxidare-reducere
Mai jos, ca exemple, luăm în considerare reacțiile redox care implică permanganat de potasiu, dicromat de potasiu, peroxid de hidrogen, nitrit de potasiu, iodură de potasiu și sulfură de potasiu. Reacțiile redox care implică alți agenți oxidanți și reducători tipici sunt discutate în a doua parte a manualului („Chimie anorganică”).
Reacții redox care implică permanganat de potasiu
În funcție de mediu (acid, neutru, alcalin), permanganatul de potasiu, acționând ca agent de oxidare, dă diverși produși de reducere, Fig. 7.1.
Orez. 7.1. Formarea produselor de reducere a permanganatului de potasiu în diverse medii
Mai jos sunt reacțiile KMnO 4 cu sulfura de potasiu ca agent reducător în diverse medii, ilustrând schema, Fig. 7.1. În aceste reacții, produsul oxidării ionilor sulfuri este sulful liber. Într-un mediu alcalin, moleculele KOH nu iau parte la reacție, ci determină doar produsul reducerii permanganatului de potasiu.
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.
Reacții redox care implică dicromat de potasiu
Într-un mediu acid, dicromatul de potasiu este un agent oxidant puternic. Un amestec de K 2 Cr 2 O 7 și H 2 SO 4 concentrat (crom) este utilizat pe scară largă în practica de laborator ca agent oxidant. Interacționând cu un agent reducător, o moleculă de dicromat de potasiu acceptă șase electroni, formând compuși trivalenți de crom:
6 FeS04 +K2Cr2O7 +7H2S04 = 3 Fe2 (S04)3 +Cr2 (SO4)3 +K2S04 +7 H2O;
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.
Reacții redox care implică peroxid de hidrogen și nitritul de potasiu
Peroxidul de hidrogen și nitritul de potasiu prezintă proprietăți predominant oxidante:
H2S + H2O2 = S + 2H2O,
2 KI + 2 KNO 2 + 2 H 2 SO 4 = I 2 + 2 K 2 SO 4 + H 2 O,
Cu toate acestea, atunci când interacționează cu agenți oxidanți puternici (cum ar fi, de exemplu, KMnO 4), peroxidul de hidrogen și nitritul de potasiu acționează ca agenți reducători:
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.
Trebuie remarcat faptul că peroxidul de hidrogen, în funcție de mediu, este redus conform schemei, Fig. 7.2.
Orez. 7.2. Produși posibili de reducere a peroxidului de hidrogen
În acest caz, în urma reacțiilor, se formează ioni de apă sau hidroxid:
2 FeSO 4 + H 2 O 2 + H 2 SO 4 = Fe 2 (SO 4) 3 + 2 H 2 O,
2 KI + H2O2 = I2 + 2 KOH.
7.2.5.2. Reacții intramoleculare de oxidare-reducere
Reacțiile redox intramoleculare apar de obicei atunci când sunt încălzite substanțe ale căror molecule conțin un agent reducător și un agent oxidant. Exemple de reacții de reducere-oxidare intramoleculară sunt procesele de descompunere termică a nitraților și a permanganatului de potasiu:
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. Reacții de disproporționare
După cum sa menționat mai sus, în reacțiile de disproporționare același atom (ion) este atât un agent oxidant, cât și un agent reducător. Să luăm în considerare procesul de compunere a acestui tip de reacție folosind exemplul interacțiunii sulfului cu alcalii.
Stări de oxidare caracteristice ale sulfului: – 2, 0, +4 și +6. Acționând ca agent reducător, sulful elementar donează 4 electroni:
Asa de – 4e = S 4+.
Sulf – Agentul de oxidare acceptă doi electroni:
S o + 2е = S 2– .
Astfel, ca urmare a reacției de disproporționare a sulfului, se formează compuși ale căror stări de oxidare ale elementului sunt – 2 și dreapta +4:
3 S + 6 KOH = 2 K 2 S + K 2 SO 3 + 3 H 2 O.
Când oxidul de azot (IV) este disproporționat în alcali, se obțin nitriți și nitrați - compuși în care stările de oxidare ale azotului sunt +3 și respectiv +5:
2 N 4+ O 2 + 2 KOH = KN 3+ O 2 + KN 5+ O 3 + H 2 O,
Disproporționarea clorului într-o soluție alcalină rece duce la formarea de hipoclorit, iar într-o soluție alcalină fierbinte - clorat:
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. Electroliză
Procesul redox care are loc în soluții sau se topește atunci când trece un curent electric continuu prin acestea se numește electroliză. În acest caz, oxidarea anionilor are loc la electrodul pozitiv (anod). Cationii se reduc la electrodul negativ (catod).
2 Na2CO34Na + O2 + 2CO2.
În timpul electrolizei soluțiilor apoase de electroliți, împreună cu transformările substanței dizolvate, pot avea loc procese electrochimice cu participarea ionilor de hidrogen și a ionilor de hidroxid de apă:
catod (–): 2 Н + + 2е = Н 2,
anod (+): 4 OH – – 4e = O 2 + 2 H 2 O.
În acest caz, procesul de reducere la catod are loc după cum urmează:
1. Cationii metalelor active (până la Al 3+ inclusiv) nu se reduc la catod, ci hidrogenul este redus.
2. Cationii metalici situati in seria potentialelor electrozilor standard (in seria tensiunii) in dreapta hidrogenului se reduc la metale libere la catod in timpul electrolizei.
3. Cationii metalici situati intre Al 3+ si H + se reduc la catod concomitent cu cationul hidrogen.
Procesele care au loc în soluții apoase la anod depind de substanța din care este fabricat anodul. Există anozi insolubili ( inert) și solubil ( activ). Grafitul sau platina sunt folosite ca material pentru anozi inerți. Anozii solubili sunt fabricați din cupru, zinc și alte metale.
În timpul electrolizei soluțiilor cu un anod inert, se pot forma următoarele produse:
1. Când ionii de halogenură sunt oxidați, se eliberează halogeni liberi.
2. În timpul electrolizei soluţiilor care conţin anionii SO 2 2–, NO 3 –, PO 4 3–, se eliberează oxigen, adică. Nu acești ioni sunt oxidați la anod, ci moleculele de apă.
Luând în considerare regulile de mai sus, să luăm în considerare, ca exemplu, electroliza soluțiilor apoase de NaCl, CuSO4 și KOH cu electrozi inerți.
1). În soluție, clorura de sodiu se disociază în ioni.
1. Indicați definiția corectă a unei reacții compuse: A. Reacția de formare a mai multor substanțe dintr-o substanță simplă; B. O reacție în care se formează o substanță complexă din mai multe substanțe simple sau complexe. B. O reacție în care substanțele își schimbă constituenții.
2. Indicați definiția corectă a unei reacții de substituție: A. Reacția dintre o bază și un acid; B. Reacția de interacțiune a două substanțe simple; B. O reacție între substanțe în care atomii unei substanțe simple înlocuiesc atomii unuia dintre elementele unei substanțe complexe.
3. Indicați definiția corectă a unei reacții de descompunere: A. O reacție în care dintr-o substanță complexă se formează mai multe substanțe simple sau complexe; B. O reacție în care substanțele își schimbă constituenții; B. Reacție cu formarea moleculelor de oxigen și hidrogen.
5. Ce tip de reacție este interacțiunea oxizilor acizi cu oxizii bazici: 5. Ce tip de reacție este interacțiunea oxizilor acizi cu oxizii bazici: A. Reacția de schimb; B. Reacția compusului; B. Reacția de descompunere; D. Reacția de substituție.
7. Substanţele ale căror formule sunt KNO 3 FeCl 2, Na 2 SO 4 se numesc: 7. Substanţele ale căror formule sunt KNO 3 FeCl 2, Na 2 SO 4 se numesc: A) săruri; B) motive; B) acizi; D) oxizi. A) săruri; B) motive; B) acizi; D) oxizi. 8. Substanţele ale căror formule sunt HNO 3, HCl, H 2 SO 4 se numesc: 8. Substanţele ale căror formule sunt HNO 3, HCl, H 2 SO 4 se numesc: A) săruri; B) acizi; B) motive; D) oxizi. A) săruri; B) acizi; B) motive; D) oxizi. 9. Substanţele ale căror formule sunt KOH, Fe(OH) 2, NaOH se numesc: 9. Substanţele ale căror formule sunt KOH, Fe(OH) 2, NaOH se numesc: A) săruri; B) acizi; B) motive; D) oxizi. 10. Substanţele ale căror formule sunt NO 2, Fe 2 O 3, Na 2 O se numesc: A) săruri; B) acizi; B) motive; D) oxizi. 10. Substanţele ale căror formule sunt NO 2, Fe 2 O 3, Na 2 O se numesc: A) săruri; B) acizi; B) motive; D) oxizi. A) săruri; B) acizi; B) motive; D) oxizi. 11. Indicaţi metalele care formează alcaline: 11. Indicaţi metalele care formează alcaline: Cu, Fe, Na, K, Zn, Li. Cu, Fe, Na, K, Zn, Li.
Conceptul de „reacție compusă” este un antonim al conceptului de „reacție de descompunere”. Încercați, folosind tehnica contrastului, să definiți conceptul de „reacție compusă”. Dreapta! Aveți următoarea formulare.
Să luăm în considerare acest tip de reacție folosind o altă formă de înregistrare a proceselor chimice care este nouă pentru tine - așa-numitele lanțuri de tranziții sau transformări. De exemplu, circuit
prezintă transformarea fosforului în oxid de fosfor (V) P 2 O 5, care, la rândul său, este apoi transformat în acid fosforic H 3 PO 4.
Numărul de săgeți din diagrama transformării substanțelor corespunde numărului minim de transformări chimice - reacții chimice. În exemplul luat în considerare, acestea sunt două procese chimice.
primul proces. Obţinerea oxidului de fosfor (V) P 2 O 5 din fosfor. Evident, aceasta este o reacție între fosfor și oxigen.
Să punem niște fosfor roșu într-o lingură arzând și să-i dăm foc. Fosforul arde cu o flacără strălucitoare producând fum alb format din particule mici de oxid de fosfor (V):
4P + 5O 2 = 2P 2 O 5.
al 2-lea proces. Să adăugăm în balon o lingură de fosfor arzând. Este umplut cu fum gros din oxid de fosfor (V). Scoateți lingura din balon, turnați apă în balon și agitați conținutul, după ce închideți gâtul vasului cu un dop. Fumul se dizolvă treptat, se dizolvă în apă și în cele din urmă dispare complet. Dacă adăugați puțin turnesol la soluția obținută în balon, acesta se va înroși, ceea ce este o dovadă a formării acidului fosforic:
R205 + ZN20 = 2H3PO4.
Reacțiile care sunt efectuate pentru a efectua tranzițiile luate în considerare au loc fără participarea unui catalizator, motiv pentru care sunt numite necatalitice. Reacțiile discutate mai sus au loc doar într-o singură direcție, adică sunt ireversibile.
Să analizăm câte și ce substanțe au intrat în reacțiile discutate mai sus și câte și ce substanțe s-au format în ele. În prima reacție, din două substanțe simple s-a format o substanță complexă, iar în a doua, din două substanțe complexe, fiecare dintre ele constând din două elemente, s-a format o substanță complexă, constând din trei elemente.
O substanță complexă se poate forma și ca rezultat al reacției de combinare a unei substanțe complexe și a unei substanțe simple. De exemplu, în producția de acid sulfuric din oxid de sulf (IV) se obține oxid de sulf (VI):
Această reacție are loc atât în direcția înainte, adică cu formarea unui produs de reacție, cât și în sens invers, adică are loc descompunerea produsului de reacție în substanțele inițiale, prin urmare, în locul semnului egal, se pun semn de reversibilitate.
Această reacție implică un catalizator - oxid de vanadiu (V) V 2 O 5, care este indicat deasupra semnului de reversibilitate:
O substanță complexă poate fi obținută și prin combinarea a trei substanțe. De exemplu, acidul azotic este produs printr-o reacție a cărei schemă este:
NO 2 + H 2 O + O 2 → HNO 3.
Să luăm în considerare cum să selectăm coeficienții pentru a egaliza schema acestei reacții chimice.
Nu este nevoie să egalăm numărul de atomi de azot: există un atom de azot în ambele părți din stânga și din dreapta diagramei. Să egalăm numărul de atomi de hidrogen - înainte de formula acidă scriem coeficientul 2:
NO2 + H2O + O2 → 2HNO3.
dar în acest caz, egalitatea numărului de atomi de azot va fi încălcată - un atom de azot rămâne în partea stângă și există doi în partea dreaptă. Să scriem coeficientul 2 înaintea formulei de oxid nitric (IV):
2NO2 + H2O + O2 → 2HNO3.
Să numărăm numărul de atomi de oxigen: sunt șapte în partea stângă a diagramei de reacție și șase în partea dreaptă. Pentru a egaliza numărul de atomi de oxigen (șase atomi în fiecare parte a ecuației), amintiți-vă că înainte de formulele substanțelor simple puteți scrie coeficientul fracțional 1/2:
2NO 2 + H 2 O + 1/2O 2 → 2HNO 3.
Să facem coeficienții numere întregi. Pentru a face acest lucru, rescriem ecuația prin dublarea coeficienților:
4NO 2 + 2H 2 O + O 2 → 4HNO 3.
Trebuie remarcat faptul că aproape toate reacțiile compusului sunt reacții exoterme.
Experimentul de laborator nr. 15
Calcinarea cuprului în flacăra unei lămpi cu alcool
- Examinați sârma (placa) de cupru care vi se oferă și descrieți aspectul acestuia. Încălziți firul, ținându-l cu clești pentru creuzet, în partea superioară a flăcării unei lămpi cu alcool timp de 1 minut. Descrieți condițiile de reacție. Descrieți un semn care indică o reacție chimică. Scrieți o ecuație pentru reacția care a avut loc. Numiți materiile prime și produsele reacției.
Explicați dacă masa firului (plăcii) de cupru s-a modificat după încheierea experimentului. Justificați-vă răspunsul folosind cunoștințele dumneavoastră despre legea conservării masei substanțelor.
Cuvinte și expresii cheie
- Reacțiile combinate sunt antonime ale reacțiilor de descompunere.
- Reacții catalitice (inclusiv enzimatice) și necatalitice.
- Lanțuri de tranziții sau transformări.
- Reacții reversibile și ireversibile.
Lucrați cu computerul
- Consultați aplicația electronică. Studiați materialul lecției și finalizați sarcinile atribuite.
- Găsiți adrese de e-mail pe Internet care pot servi drept surse suplimentare care dezvăluie conținutul cuvintelor cheie și al expresiilor din paragraf. Oferiți-vă ajutorul profesorului în pregătirea unei noi lecții - faceți un raport asupra cuvintelor și frazelor cheie din următorul paragraf.
Întrebări și sarcini
9.1. Care sunt reacțiile chimice?
Să ne amintim că numim orice fenomen chimic din natură reacții chimice. În timpul unei reacții chimice, unele legături chimice sunt rupte, iar altele se formează. Ca rezultat al reacției, din unele substanțe chimice se obțin și alte substanțe (vezi capitolul 1).
În timp ce vă făceai temele pentru § 2.5, v-ați familiarizat cu selecția tradițională a patru tipuri principale de reacții din întregul set de transformări chimice, apoi ați propus și numele acestora: reacții de combinare, descompunere, substituție și schimb.
Exemple de reacții compuse:
C + O2 = C02; (1)
Na20 + CO2 = Na2CO3; (2)
NH3 + CO2 + H20 = NH4HCO3. (3)
Exemple de reacții de descompunere:
2Ag2O4Ag + O2; (4)
CaC03CaO + CO2; (5)
(NH4)2Cr2O7N2 + Cr2O3 + 4H2O. (6)
Exemple de reacții de substituție:
CuS04 + Fe = FeS04 + Cu; (7)
2NaI + CI2 = 2NaCI + I2; (8)
CaC03 + SiO2 = CaSiO3 + CO2. (9)
| Reacții de schimb- reacţii chimice în care substanţele iniţiale par să-şi schimbe părţile constitutive. |
Exemple de reacții de schimb:
Ba(OH)2 + H2S04 = BaS04 + 2H20; (10)
HCI + KNO2 = KCI + HNO2; (unsprezece)
AgNO3 + NaCl = AgCl + NaNO3. (12)
Clasificarea tradițională a reacțiilor chimice nu acoperă toată diversitatea lor - pe lângă cele patru tipuri principale de reacții, există și reacții mult mai complexe.
Identificarea altor două tipuri de reacții chimice se bazează pe participarea la ele a două particule nechimice importante: electron și proton.
În timpul unor reacții, are loc transferul complet sau parțial de electroni de la un atom la altul. În acest caz, se modifică stările de oxidare ale atomilor elementelor care alcătuiesc substanțele inițiale; dintre exemplele date, acestea sunt reacțiile 1, 4, 6, 7 și 8. Aceste reacții se numesc redox.
Într-un alt grup de reacții, un ion de hidrogen (H +), adică un proton, trece de la o particulă care reacţionează la alta. Astfel de reacții se numesc reacții acido-bazice sau reacții de transfer de protoni.
Printre exemplele date, astfel de reacții sunt reacțiile 3, 10 și 11. Prin analogie cu aceste reacții, reacțiile redox sunt uneori numite reacții de transfer de electroni. Veți face cunoștință cu OVR în § 2 și cu KOR în capitolele următoare.
REACȚII DE COMPUSARE, REACȚII DE DESCOMPUNERE, REACȚII DE SUBSTITUȚIE, REACȚII DE SCHIMB, REACȚII REDOX, REACȚII ACID-BAZĂ.
Scrieți ecuațiile de reacție corespunzătoare următoarelor scheme:
a) HgO Hg + O 2 ( t); b) Li2O + SO2Li2SO3; c) Cu(OH) 2 CuO + H 2 O ( t);
d) Al + I2AlI3; e) CuCl2 + Fe FeCl2 + Cu; e) Mg + H3P04Mg3 (P04)2 + H2;
g) Al + O 2 Al 2 O 3 ( t); i) KClO 3 + P P 2 O 5 + KCl ( t); j) CuS04 + Al Al2 (S04)3 + Cu;
l) Fe + Cl 2 FeCl 3 ( t); m) NH3 + O2N2 + H2O ( t); m) H2S04 + CuO CuS04 + H2O.
Indicați tipul tradițional de reacție. Etichetați reacțiile redox și acido-bazice. În reacțiile redox, indicați care atomi de elemente își schimbă stările de oxidare.
9.2. Reacții redox
Să luăm în considerare reacția redox care are loc în furnalele în timpul producției industriale de fier (mai precis, fontă) din minereu de fier:
Fe 2 O 3 + 3CO = 2Fe + 3CO 2.
Să determinăm stările de oxidare ale atomilor care alcătuiesc atât substanțele inițiale, cât și produșii de reacție
| Fe2O3 | + | = | 2Fe | + |
După cum puteți vedea, starea de oxidare a atomilor de carbon a crescut ca urmare a reacției, starea de oxidare a atomilor de fier a scăzut, iar starea de oxidare a atomilor de oxigen a rămas neschimbată. În consecință, atomii de carbon din această reacție au suferit oxidare, adică au pierdut electroni ( oxidat), iar atomii de fier – reducerea, adică au adăugat electroni ( recuperat) (vezi § 7.16). Pentru a caracteriza OVR se folosesc conceptele oxidantȘi agent de reducere.
Astfel, în reacția noastră atomii oxidanți sunt atomi de fier, iar atomii reducători sunt atomi de carbon.
În reacția noastră, agentul de oxidare este oxidul de fier (III), iar agentul de reducere este monoxidul de carbon (II).
În cazurile în care atomii oxidanți și atomii reducători fac parte din aceeași substanță (exemplu: reacția 6 din paragraful anterior), conceptele de „substanță oxidantă” și „substanță reducătoare” nu sunt utilizate.
Astfel, agenții oxidanți tipici sunt substanțe care conțin atomi care tind să câștige electroni (în întregime sau parțial), scăzându-le starea de oxidare. Dintre substanțele simple, acestea sunt în primul rând halogeni și oxigen și, într-o măsură mai mică, sulf și azot. Din substanțe complexe - substanțe care conțin atomi în stări superioare de oxidare care nu sunt înclinați să formeze ioni simpli în aceste stări de oxidare: HNO 3 (N +V), KMnO 4 (Mn +VII), CrO 3 (Cr +VI), KClO 3 (CI +V), KClO 4 (CI +VII), etc.
Agenții reducători tipici sunt substanțele care conțin atomi care tind să doneze complet sau parțial electroni, crescându-le starea de oxidare. Substanțele simple includ hidrogenul, metalele alcaline și alcalino-pământoase și aluminiul. Dintre substanțele complexe - H 2 S și sulfuri (S –II), SO 2 și sulfiți (S +IV), ioduri (I –I), CO (C +II), NH 3 (N –III), etc.
În general, aproape toate substanțele complexe și multe substanțe simple pot prezenta atât proprietăți oxidante, cât și reducătoare. De exemplu:
SO 2 + Cl 2 = S + Cl 2 O 2 (SO 2 este un agent reducător puternic);
S02 + C = S + CO2 (t) (SO2 este un agent de oxidare slab);
C + O2 = CO2 (t) (C este un agent reducător);
C + 2Ca = Ca 2 C (t) (C este un agent de oxidare).
Să revenim la reacția despre care am discutat la începutul acestei secțiuni.
| Fe2O3 | + | = | 2Fe | + |
Vă rugăm să rețineți că, în urma reacției, atomii de oxidare (Fe + III) s-au transformat în atomi reducători (Fe 0), iar atomii reducători (C + II) s-au transformat în atomi de oxidare (C + IV). Dar CO 2 este un agent oxidant foarte slab în orice condiții, iar fierul, deși este un agent reducător, este în aceste condiții mult mai slab decât CO. Prin urmare, produșii de reacție nu reacționează unul cu celălalt și nu are loc reacția inversă. Exemplul dat este o ilustrare a principiului general care determină direcția fluxului OVR:
Reacțiile redox au loc în direcția formării unui agent oxidant mai slab și a unui agent reducător mai slab.
Proprietățile redox ale substanțelor pot fi comparate numai în condiții identice. În unele cazuri, această comparație poate fi făcută cantitativ.
În timp ce îți făcea temele pentru primul paragraf al acestui capitol, te-ai convins că este destul de dificil să selectezi coeficienți în unele ecuații de reacție (în special ORR). Pentru a simplifica această sarcină în cazul reacțiilor redox, se folosesc următoarele două metode:
A) metoda echilibrului electronicȘi
b) metoda echilibrului electron-ion.
Veți învăța acum metoda echilibrului electronilor, iar metoda echilibrului electron-ion este de obicei studiată în instituțiile de învățământ superior.
Ambele metode se bazează pe faptul că electronii din reacțiile chimice nici nu dispar și nici nu apar nicăieri, adică numărul de electroni acceptați de atomi este egal cu numărul de electroni cedați de alți atomi.
Numărul de electroni dați și acceptați în metoda echilibrului electronic este determinat de modificarea stării de oxidare a atomilor. Atunci când se utilizează această metodă, este necesar să se cunoască compoziția atât a substanțelor inițiale, cât și a produselor de reacție.
Să ne uităm la aplicarea metodei balanței electronice folosind exemple.
Exemplul 1. Să creăm o ecuație pentru reacția fierului cu clorul. Se știe că produsul acestei reacții este clorura de fier (III). Să scriem schema de reacție:
Fe + Cl2FeCl3.
Să determinăm stările de oxidare ale atomilor tuturor elementelor care alcătuiesc substanțele care participă la reacție:
Atomii de fier donează electroni, iar moleculele de clor îi acceptă. Să exprimăm aceste procese ecuații electronice:
Fe – 3 e– = Fe +III,
CI2+2 e –= 2Cl –I.
Pentru ca numărul de electroni dat să fie egal cu numărul de electroni primiți, prima ecuație electronică trebuie înmulțită cu doi, iar a doua cu trei:
| Fe – 3 e– = Fe +III, CI2+2 e– = 2Cl –I |
2Fe – 6 e– = 2Fe +III, 3CI2 + 6 e– = 6Cl –I. |
Prin introducerea coeficienților 2 și 3 în schema de reacție, obținem ecuația reacției:
2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3.
Exemplul 2. Să creăm o ecuație pentru reacția de ardere a fosforului alb în exces de clor. Se știe că clorura de fosfor (V) se formează în următoarele condiții:
| +V –I | ||||
| P 4 | + | Cl2 | PCl 5. |
Moleculele albe de fosfor renunță la electroni (se oxidează), iar moleculele de clor îi acceptă (reduc):
| P 4 – 20 e– = 4P +V CI2+2 e– = 2Cl –I |
1 10 |
2 20 |
P 4 – 20 e– = 4P +V CI2+2 e– = 2Cl –I |
P 4 – 20 e– = 4P +V 10Cl2 + 20 e– = 20Cl –I |
Factorii obținuți inițial (2 și 20) au avut un divizor comun, prin care (ca și coeficienții viitori din ecuația de reacție) au fost împărțiți. Ecuația reacției:
P4 + 10Cl2 = 4PCl5.
Exemplul 3. Să creăm o ecuație pentru reacția care are loc atunci când sulfura de fier (II) este prăjită în oxigen.
Schema de reactie:
| +III –II | +IV –II | |||||
| + | O2 | + |
În acest caz, atât atomii de fier (II) cât și de sulf (–II) sunt oxidați. Compoziția sulfurei de fier (II) conține atomi ai acestor elemente într-un raport de 1:1 (vezi indicii în formula cea mai simplă).
Balanță electronică:
| 4 | Fe+II – e– = Fe +III S–II–6 e– = S +IV |
În total dau 7 e – |
| 7 | O 2 + 4e – = 2O –II |
Ecuația reacției: 4FeS + 7O 2 = 2Fe 2 O 3 + 4SO 2.
Exemplul 4. Să creăm o ecuație pentru reacția care are loc atunci când disulfura de fier (II) (pirită) este prăjită în oxigen.
Schema de reactie:
| +III –II | +IV –II | |||||
| + | O2 | + |
Ca și în exemplul anterior, atât atomii de fier(II), cât și atomii de sulf sunt de asemenea oxidați aici, dar cu o stare de oxidare de I. Atomii acestor elemente sunt incluși în compoziția piritei într-un raport de 1:2 (vezi indici în cea mai simplă formulă). În acest sens, atomii de fier și sulf reacționează, ceea ce este luat în considerare la alcătuirea balanței electronice:
| Fe+III – e– = Fe +III 2S–I – 10 e– = 2S +IV |
În total, dau 11 e – | |
| O2+4 e– = 2O –II |
Ecuația reacției: 4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2.
Există, de asemenea, cazuri mai complexe de ODD, dintre care unele vă veți familiariza în timp ce vă faceți temele.
ATOM OXIDANT, ATOM REDUCTOR, SUBSTANȚĂ OXIDANȚĂ, SUBSTANTĂ REDUCătoare, METODA DE ECHILIBRARE ELECTRONICĂ, ECUAȚII ELECTRONICE.
1. Alcătuiți o balanță electronică pentru fiecare ecuație OVR dată în textul § 1 al acestui capitol.
2. Alcătuiți ecuații pentru ORR-urile pe care le-ați descoperit în timp ce finalizați sarcina pentru § 1 din acest capitol. De data aceasta, utilizați metoda echilibrului electronic pentru a stabili cotele. 3.Folosind metoda echilibrului de electroni, creați ecuații de reacție corespunzătoare următoarelor scheme: a) Na + I 2 NaI;
b) Na + O2Na2O2;
c) Na202 + Na Na20;
d) Al + Br2AlBr3;
e) Fe + O 2 Fe 3 O 4 ( t);
e) Fe 3 O 4 + H 2 FeO + H 2 O ( t);
g) FeO + O 2 Fe 2 O 3 ( t);
i) Fe 2 O 3 + CO Fe + CO 2 ( t);
j) Cr + O 2 Cr 2 O 3 ( t);
l) CrO 3 + NH 3 Cr 2 O 3 + H 2 O + N 2 ( t);
l) Mn2O7 + NH3MnO2 + N2 + H20;
m) MnO2 + H2Mn + H2O ( 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. Reacții exoterme. Entalpie
De ce apar reacțiile chimice?
Pentru a răspunde la această întrebare, să ne amintim de ce atomii individuali se combină în molecule, de ce se formează un cristal ionic din ioni izolați și de ce se aplică principiul energiei minime atunci când se formează învelișul de electroni a unui atom. Răspunsul la toate aceste întrebări este același: pentru că este benefic din punct de vedere energetic. Aceasta înseamnă că în timpul unor astfel de procese se eliberează energie. S-ar părea că reacțiile chimice ar trebui să aibă loc din același motiv. Într-adevăr, pot fi efectuate multe reacții, în timpul cărora este eliberată energie. Energia este eliberată, de obicei sub formă de căldură.
Dacă în timpul unei reacții exoterme căldura nu are timp să fie îndepărtată, atunci sistemul de reacție se încălzește.
De exemplu, în reacția de ardere a metanului
CH4 (g) + 2O2 (g) = CO2 (g) + 2H2O (g)
se eliberează atât de multă căldură încât metanul este folosit drept combustibil.
Faptul că această reacție eliberează căldură poate fi reflectat în ecuația reacției:
CH4 (g) + 2O2 (g) = CO2 (g) + 2H2O (g) + Q.
Acesta este așa-numitul ecuația termochimică. Aici simbolul „+ Q„ înseamnă că atunci când metanul este ars, căldură este eliberată. Această căldură se numește efectul termic al reacției.
De unde vine căldura degajată?
Știți că în timpul reacțiilor chimice se rup și se formează legăturile chimice. În acest caz, legăturile dintre atomii de carbon și hidrogen din moleculele de CH 4, precum și dintre atomii de oxigen din moleculele de O 2 sunt rupte. În acest caz, se formează noi legături: între atomii de carbon și oxigen din moleculele de CO 2 și între atomii de oxigen și hidrogen din moleculele de H 2 O. Pentru a rupe legăturile, trebuie să cheltuiți energie (vezi „energie de legătură”, „energie de atomizare” ), iar atunci când se formează legături, se eliberează energie. Evident, dacă legăturile „noile” sunt mai puternice decât cele „vechi”, atunci va fi eliberată mai multă energie decât absorbită. Diferența dintre energia eliberată și cea absorbită este efectul termic al reacției.
Efectul termic (cantitatea de căldură) se măsoară în kilojuli, de exemplu:
2H2 (g) + O2 (g) = 2H20 (g) + 484 kJ.
Această notație înseamnă că vor fi eliberați 484 kilojulii de căldură dacă doi moli de hidrogen reacţionează cu un mol de oxigen pentru a produce doi moli de apă gazoasă (vapori de apă).
Prin urmare, în ecuațiile termochimice, coeficienții sunt numeric egali cu cantitățile de substanță ale reactanților și produșilor de reacție.
Ce determină efectul termic al fiecărei reacții specifice?
Efectul termic al reacției depinde
a) asupra stărilor agregative ale substanțelor inițiale și ale produselor de reacție,
b) pe temperatură şi
c) dacă transformarea chimică are loc la volum constant sau la presiune constantă.
Dependența efectului termic al unei reacții de starea de agregare a substanțelor se datorează faptului că procesele de trecere de la o stare de agregare la alta (ca și alte procese fizice) sunt însoțite de eliberarea sau absorbția de căldură. Aceasta poate fi exprimată și printr-o ecuație termochimică. Exemplu – ecuația termochimică pentru condensarea vaporilor de apă:
H20 (g) = H20 (l) + Q.
În ecuațiile termochimice și, dacă este necesar, în ecuațiile chimice obișnuite, stările agregative ale substanțelor sunt indicate folosind indici de litere:
(d) – gaz,
(g) – lichid,
(t) sau (cr) – substanță solidă sau cristalină.
Dependența efectului termic de temperatură este asociată cu diferențele de capacități termice
materii prime şi produşi de reacţie.
Deoarece volumul sistemului crește întotdeauna ca urmare a unei reacții exoterme la presiune constantă, o parte din energie este cheltuită pentru a lucra pentru a crește volumul, iar căldura eliberată va fi mai mică decât dacă aceeași reacție are loc la un volum constant. .
Efectele termice ale reacțiilor sunt de obicei calculate pentru reacțiile care au loc la volum constant la 25 °C și sunt indicate prin simbol Q o.
Dacă energia este eliberată numai sub formă de căldură și o reacție chimică are loc la un volum constant, atunci efectul termic al reacției ( Q V) este egală cu modificarea energie interna(D U) substanțe care participă la reacție, dar cu semnul opus:
Q V = – U.
Energia internă a unui corp este înțeleasă ca energia totală a interacțiunilor intermoleculare, a legăturilor chimice, a energiei de ionizare a tuturor electronilor, a energiei de legătură a nucleonilor din nuclee și a tuturor celorlalte tipuri de energie cunoscute și necunoscute „stocate” de acest corp. Semnul „–” se datorează faptului că atunci când căldura este eliberată, energia internă scade. Acesta este
U= – Q V .
Dacă reacția are loc la presiune constantă, atunci volumul sistemului se poate modifica. Lucrând pentru a crește volumul, ia și o parte din energia internă. În acest caz
U = –(QP+A) = –(QP+PV),
Unde Q p– efectul termic al unei reacții care are loc la presiune constantă. De aici
Q P = – SUSV .
O valoare egală cu U+PV a primit numele modificarea entalpieiși notat cu D H.
H=U+PV.
Prin urmare
Q P = – H.
Astfel, pe măsură ce căldura este eliberată, entalpia sistemului scade. De aici și vechea denumire a acestei cantități: „conținut de căldură”.
Spre deosebire de efectul termic, o modificare a entalpiei caracterizează o reacție indiferent dacă are loc la volum constant sau la presiune constantă. Se numesc ecuațiile termochimice scrise folosind modificarea entalpiei ecuații termochimice în formă termodinamică. În acest caz, este dată valoarea variației de entalpie în condiții standard (25 °C, 101,3 kPa), notată H o. De exemplu:
2H2 (g) + O2 (g) = 2H2O (g) H o= – 484 kJ;
CaO (cr) + H2O (l) = Ca(OH)2 (cr) H o= – 65 kJ.
Dependența cantității de căldură eliberată în reacție ( Q) din efectul termic al reacției ( Q o) și cantitatea de substanță ( n B) unul dintre participanții la reacție (substanța B - substanța de pornire sau produsul de reacție) este exprimat prin ecuația:
Aici B este cantitatea de substanță B, specificată de coeficientul din fața formulei substanței B în ecuația termochimică.
Sarcină
Determinați cantitatea de substanță hidrogen arsă în oxigen dacă s-au eliberat 1694 kJ de căldură.
Soluţie
2H2 (g) + O2 (g) = 2H20 (g) + 484 kJ. |
|
|
Q = 1694 kJ, 6. Efectul termic al reacției dintre aluminiul cristalin și clorul gazos este de 1408 kJ. Scrieți ecuația termochimică pentru această reacție și determinați masa de aluminiu necesară pentru a produce 2816 kJ de căldură folosind această reacție. 9.4. Reacții endoterme. Entropie Pe lângă reacțiile exoterme, sunt posibile reacții în care căldura este absorbită, iar dacă nu este furnizată, sistemul de reacție este răcit. Astfel de reacții se numesc endotermic. Efectul termic al unor astfel de reacții este negativ. De exemplu: Astfel, energia eliberată în timpul formării legăturilor în produsele acestor reacții și similare este mai mică decât energia necesară pentru a rupe legăturile din substanțele inițiale.
Să luăm două baloane și să umplem unul dintre ele cu azot (gaz incolor) și celălalt cu dioxid de azot (gaz maro), astfel încât atât presiunea, cât și temperatura din baloane să fie aceleași. Se știe că aceste substanțe nu reacționează chimic între ele. Să conectăm strâns baloanele cu gâtul lor și să le instalăm vertical, astfel încât balonul cu dioxid de azot mai greu să fie în partea de jos (Fig. 9.1). După ceva timp, vom vedea că dioxidul de azot maro se răspândește treptat în balonul superior, iar azotul incolor pătrunde în cel inferior. Ca urmare, gazele se amestecă, iar culoarea conținutului baloanelor devine aceeași. Prin urmare,
Ecuații de legătură între entropie ( S) și alte cantități sunt studiate la cursurile de fizică și chimie fizică. unitate de entropie [ S] = 1 J/K. G= H–T S Condiții pentru reacție spontană: G< 0. La temperaturi scăzute, factorul care determină posibilitatea apariției unei reacții este în mare măsură factorul de energie, iar la temperaturi ridicate este factorul de entropie. Din ecuația de mai sus, în special, este clar de ce reacțiile de descompunere care nu au loc la temperatura camerei (crește entropia) încep să apară la temperaturi ridicate. REACȚIE ENDOTERMICĂ, ENTROPIE, FACTOR DE ENERGIE, FACTOR DE ENTROPIE, ENERGIE GIBBS. 2CuO (cr) + C (grafit) = 2Cu (cr) + CO 2 (g) este de –46 kJ. Scrieți ecuația termochimică și calculați câtă energie este necesară pentru a produce 1 kg de cupru din această reacție. CaCO 3 (cr) = CaO (cr) + CO 2 (g) – 179 kJ S-au format 24,6 litri de dioxid de carbon. Stabiliți câtă căldură a fost irosită inutil. Câte grame de oxid de calciu s-au format? |
Se încarcă...